En una geometría molecular tetraédrica , un átomo central se encuentra en el centro con cuatro sustituyentes que se encuentran en las esquinas de un tetraedro . Los ángulos de enlace son cos −1 (− 1 ⁄ 3 ) = 109.4712206...° ≈ 109.5° cuando los cuatro sustituyentes son iguales, como en el metano ( CH 4 ) [1] [2] así como sus análogos más pesados . El metano y otras moléculas tetraédricas perfectamente simétricas pertenecen al grupo puntual T d , pero la mayoría de las moléculas tetraédricas tienen una simetría menor . Las moléculas tetraédricas pueden ser quirales .
El ángulo de enlace de una molécula tetraédrica simétrica como CH4 se puede calcular utilizando el producto escalar de dos vectores . Como se muestra en el diagrama de la izquierda, la molécula se puede inscribir en un cubo con el átomo tetravalente (por ejemplo, carbono ) en el centro del cubo, que es el origen de coordenadas, O. Los cuatro átomos monovalentes (por ejemplo, hidrógenos) están en las cuatro esquinas del cubo (A, B, C, D) elegidas de modo que no haya dos átomos en esquinas adyacentes unidos por una sola arista del cubo.
Si la longitud de la arista del cubo se elige como 2 unidades, entonces los dos enlaces OA y OB corresponden a los vectores a = (1, –1, 1) y b = (1, 1, –1), y el ángulo de enlace θ es el ángulo entre estos dos vectores. Este ángulo se puede calcular a partir del producto escalar de los dos vectores, definido como a • b = || a || || b || cos θ donde || a || denota la longitud del vector a . Como se muestra en el diagrama, el producto escalar aquí es –1 y la longitud de cada vector es √3, de modo que cos θ = –1/3 y el ángulo de enlace tetraédrico θ = arccos (–1/3) ≃ 109,47°.
En el diagrama de la derecha se muestra una prueba alternativa que utiliza trigonometría .
Aparte de prácticamente todos los compuestos orgánicos saturados, la mayoría de los compuestos de Si, Ge y Sn son tetraédricos. A menudo, las moléculas tetraédricas presentan enlaces múltiples con los ligandos externos, como en el caso del tetróxido de xenón (XeO 4 ), el ion perclorato ( ClO−4), el ion sulfato ( SO2−4), el ion fosfato ( PO3−4). El trifluoruro de tiazilo ( SNF 3 ) es tetraédrico y presenta un triple enlace de azufre a nitrógeno. [3]
Otras moléculas tienen una disposición tetraédrica de pares de electrones alrededor de un átomo central; por ejemplo, el amoniaco ( NH3 ) con el átomo de nitrógeno rodeado por tres hidrógenos y un par solitario . Sin embargo, la clasificación habitual considera solo los átomos enlazados y no el par solitario, por lo que el amoniaco en realidad se considera piramidal . Los ángulos H–N–H son 107°, contraídos desde 109,5°. Esta diferencia se atribuye a la influencia del par solitario que ejerce una mayor influencia repulsiva que un átomo enlazado. [ cita requerida ]
Nuevamente, la geometría está muy extendida, particularmente para complejos donde el metal tiene configuración d 0 o d 10. Ejemplos ilustrativos incluyen tetrakis(trifenilfosfina)paladio(0) ( Pd[P(C 6 H 5 ) 3 ] 4 ), carbonilo de níquel ( Ni(CO) 4 ) y tetracloruro de titanio ( TiCl 4 ). Muchos complejos con capas d incompletamente llenas son a menudo tetraédricos, por ejemplo, los tetrahaluros de hierro (II), cobalto (II) y níquel (II).
En la fase gaseosa, una sola molécula de agua tiene un átomo de oxígeno rodeado por dos hidrógenos y dos pares solitarios, y la geometría del H2O se describe simplemente como doblada sin considerar los pares solitarios no enlazantes. [ cita requerida ]
Sin embargo, en agua líquida o en hielo, los pares solitarios forman enlaces de hidrógeno con las moléculas de agua vecinas. La disposición más común de átomos de hidrógeno alrededor de un átomo de oxígeno es tetraédrica, con dos átomos de hidrógeno unidos covalentemente al oxígeno y dos unidos por enlaces de hidrógeno. Dado que los enlaces de hidrógeno varían en longitud, muchas de estas moléculas de agua no son simétricas y forman tetraedros irregulares transitorios entre sus cuatro átomos de hidrógeno asociados. [4]
Muchos compuestos y complejos adoptan estructuras bitetraédricas. En este motivo, los dos tetraedros comparten un borde común. El polímero inorgánico disulfuro de silicio presenta una cadena infinita de tetraedros con bordes compartidos. En un sistema de hidrocarburos completamente saturado, la molécula bitetraédrica C8H6 se ha propuesto como candidata a la molécula con el enlace simple carbono-carbono más corto posible . [5]
La inversión de tetraedros se da con frecuencia en la química orgánica y de los grupos principales. La inversión de Walden ilustra las consecuencias estereoquímicas de la inversión en el carbono. La inversión del nitrógeno en el amoníaco también implica la formación transitoria de NH 3 planar .
Las limitaciones geométricas en una molécula pueden causar una distorsión grave de la geometría tetraédrica idealizada. En los compuestos que presentan una geometría tetraédrica "invertida" en un átomo de carbono, los cuatro grupos unidos a este carbono están en un lado de un plano. [6] El átomo de carbono se encuentra en el vértice de una pirámide cuadrada o cerca de él, y los otros cuatro grupos están en las esquinas. [7] [8]
Los ejemplos más simples de moléculas orgánicas que muestran una geometría tetraédrica invertida son los propelanes más pequeños , como [1.1.1]propelane ; o más generalmente los paddlanes , [9] y el piramidal ([3.3.3.3]fenestrane). [7] [8] Estas moléculas suelen estar deformadas , lo que da como resultado una mayor reactividad.
Un tetraedro también puede distorsionarse aumentando el ángulo entre dos de los enlaces. En el caso extremo, se produce un aplanamiento. En el caso del carbono, este fenómeno se puede observar en una clase de compuestos llamados fenestranos . [ cita requerida ]
Algunas moléculas tienen una geometría tetraédrica sin átomo central. Un ejemplo inorgánico es el tetrafósforo ( P4 ) , que tiene cuatro átomos de fósforo en los vértices de un tetraedro y cada uno de ellos está unido a los otros tres. Un ejemplo orgánico es el tetraedro ( C4H4 ) , con cuatro átomos de carbono, cada uno unido a un hidrógeno y a los otros tres carbonos. En este caso, el ángulo de enlace teórico C−C−C es de tan solo 60° (en la práctica , el ángulo será mayor debido a los enlaces doblados ), lo que representa un alto grado de tensión. [ cita requerida ]