L'estructura espacial de les molècules de substàncies inorgàniques i orgàniques és de gran importància per descriure les seves propietats físiques i químiques. Si considerem una substància com un conjunt de lletres i números en paper, no sempre és possible arribar a les conclusions correctes. Per descriure molts fenòmens, especialment els relacionats amb la química orgànica, cal conèixer l'estructura estereomètrica de la molècula.
Què és l'estereometria
L'estereometria és una branca de la química que explica les propietats de les molècules d'una substància a partir de la seva estructura. A més, la representació espacial de les molècules hi juga un paper important, ja que és la clau de molts fenòmens bioorgànics.
L'estereometria és un conjunt de regles bàsiques mitjançant les quals gairebé qualsevol molècula es pot representar en forma volumètrica. L'inconvenient de la fórmula bruta escrita en un paper normal és la seva incapacitat per revelar la llista completa de propietats de la substància en estudi.
Un exemple seria l'àcid fumàric, que pertany a la classe dibàsica. És poc soluble en aigua,verinós i es pot trobar a la natura. Tanmateix, si canvieu la disposició espacial dels grups COOH, podeu obtenir una substància completament diferent: l'àcid maleic. És altament soluble en aigua, només es pot obtenir artificialment i és perillós per als humans per les seves propietats tòxiques.
Teoria estereoquímica de Vant Hoff
Al segle XIX, les idees de M. Butlerov sobre l'estructura plana de qualsevol molècula no podien explicar moltes propietats de les substàncies, especialment les orgàniques. Aquest va ser l'impuls de van't Hoff per escriure l'obra "Química a l'espai", en la qual va complementar la teoria de M. Butlerov amb la seva recerca en aquesta àrea. Va introduir el concepte de l'estructura espacial de les molècules i també va explicar la importància del seu descobriment per a la ciència química.
Així es va demostrar l'existència de tres tipus d'àcid làctic: àcid làctic carn, àcid làctic dextrogir i àcid làctic fermentat. En un tros de paper per a cadascuna d'aquestes substàncies, la fórmula estructural serà la mateixa, però l'estructura espacial de les molècules explica aquest fenomen.
El resultat de la teoria estereoquímica de Van't Hoff va ser la prova del fet que l'àtom de carboni no és pla, perquè els seus quatre enllaços de valència s'enfronten als vèrtexs d'un tetraedre imaginari.
Estructura espacial piramidal de molècules orgàniques
A partir de les troballes de Van't Hoff i la seva investigació, cada carboni de l'esquelet de la matèria orgànica es pot representar com un tetraedre. Així és com nos altrespodem considerar 4 casos possibles de formació d'enllaços C-C i explicar l'estructura d'aquestes molècules.
El primer cas és quan la molècula és un únic àtom de carboni que forma 4 enllaços amb protons d'hidrogen. L'estructura espacial de les molècules de metà repeteix gairebé completament els contorns d'un tetraedre, però l'angle d'enllaç canvia lleugerament a causa de la interacció dels àtoms d'hidrogen.
La formació d'un enllaç químic C-C es pot representar com dues piràmides, que estan interconnectades per un vèrtex comú. A partir d'aquesta construcció de la molècula, es pot veure que aquests tetraedres poden girar al voltant del seu eix i canviar lliurement de posició. Si considerem aquest sistema utilitzant l'exemple d'una molècula d'etan, els carbonis de l'esquelet són realment capaços de girar. Tanmateix, de les dues posicions característiques, es dóna preferència a la favorable energèticament, quan els hidrògens en la projecció de Newman no es superposen.
L'estructura espacial de la molècula d'etilè és un exemple de la tercera variant de la formació d'enllaços C-C, quan dos tetraedres tenen una cara comuna, és a dir. es tallen en dos vèrtexs adjacents. Queda clar que a causa d'aquesta posició estereomètrica de la molècula, el moviment dels àtoms de carboni en relació amb el seu eix és difícil, perquè requereix trencar un dels enllaços. D' altra banda, es fa possible la formació d'isòmers cis i trans de substàncies, ja que dos radicals lliures de cada carboni es poden reflectir o entrecreuar.
Cis- i la transposició de la molècula explica l'existència de fumàric i maleicàcids. Es formen dos enllaços entre els àtoms de carboni d'aquestes molècules, i cadascun d'ells té un àtom d'hidrogen i un grup COOH.
L'últim cas, que caracteritza l'estructura espacial de les molècules, es pot representar per dues piràmides que tenen una cara comuna i estan interconnectades per tres vèrtexs. Un exemple és la molècula d'acetilè.
En primer lloc, aquestes molècules no tenen isòmers cis o trans. En segon lloc, els àtoms de carboni no poden girar al voltant del seu eix. I en tercer lloc, tots els àtoms i els seus radicals es troben en el mateix eix i l'angle d'enllaç és de 180 graus.
Per descomptat, els casos descrits es poden aplicar a substàncies l'esquelet de les quals conté més de dos àtoms d'hidrogen. Es manté el principi de construcció estereomètrica d'aquestes molècules.
Estructura espacial de les molècules de substàncies inorgàniques
La formació d'enllaços covalents en compostos inorgànics és similar pel que fa al mecanisme al de les substàncies orgàniques. Per formar un enllaç, cal tenir parells d'electrons no compartits en dos àtoms, que formen un núvol d'electrons comú.
La superposició d'orbitals durant la formació d'un enllaç covalent es produeix al llarg d'una línia de nuclis atòmics. Si un àtom forma dos o més enllaços, aleshores la distància entre ells es caracteritza pel valor de l'angle d'enllaç.
Si considerem una molècula d'aigua, que està formada per un àtom d'oxigen i dos àtoms d'hidrogen, l'angle d'enllaç ideal hauria de ser de 90 graus. malgrat aixòestudis experimentals han demostrat que aquest valor és de 104,5 graus. L'estructura espacial de les molècules difereix de la prevista teòricament per la presència de forces d'interacció entre els àtoms d'hidrogen. Es repel·len mútuament, augmentant així l'angle d'unió entre ells.
Sp-hibridació
La hibridació és la teoria de la formació d'orbitals híbrids idèntics d'una molècula. Aquest fenomen es produeix a causa de la presència de parells d'electrons no compartits a diferents nivells d'energia a l'àtom central.
Per exemple, considereu la formació d'enllaços covalents a la molècula BeCl2. El beril·li té parells d'electrons no compartits als nivells s i p, que en teoria haurien de provocar la formació d'una molècula de canto desigual. Tanmateix, a la pràctica són lineals i l'angle d'enllaç és de 180 graus.
La Sp-hibridació s'utilitza en la formació de dos enllaços covalents. Tanmateix, hi ha altres tipus de formació d'orbitals híbrids.
Hibridació Sp2
Aquest tipus d'hibridació és responsable de l'estructura espacial de les molècules amb tres enllaços covalents. Un exemple és la molècula BCl3. L'àtom de bari central té tres parells d'electrons no compartits: dos al nivell p i un al nivell s.
Tres enllaços covalents formen una molècula que es troba en el mateix pla i el seu angle d'enllaç és de 120 graus.
Hibridació Sp3
Una altra opció per a la formació d'orbitals híbrids, quan l'àtom central té 4 parells d'electrons no compartits: 3 al nivell p i 1 al nivell s. Un exemple d'aquesta substància és el metà. L'estructura espacial de les molècules de metà és un tetraerd, l'angle de valència en el qual és de 109,5 graus. El canvi en l'angle es caracteritza per la interacció dels àtoms d'hidrogen entre si.
