¿Por qué el tetrafluorometano es no polar y el fluoroformo es polar?

Question

Considera las estructuras de puntos de Lewis de las moléculas fluoroformo, $\ce{CHF3}$, y tetrafluorometano, $\ce{CF4}$:

 

Mi primera línea de pensamiento es que ambas de estas moléculas son simétricas (los vectores de cada átomo individual se cancelan naturalmente entre sí) sin pares solitarios de electrones. Sabía que solo porque fueran simétricas no significaba automáticamente que fueran no polares. Si son simétricas, generalmente son no polares pero no siempre. Este es uno de esos casos.

Mi siguiente línea de pensamiento fue que ambas debían ser polares y tener interacciones dipolo-dipolo. Luego descubro más tarde que $\ce{CHF3}$ es en realidad la molécula polar con interacción dipolo-dipolo y $\ce{CF4}$ es la molécula no polar con fuerzas de dispersión de London.
Esto me molestó un poco porque ambas moléculas tienen un átomo muy electronegativo (flúor) que es más electronegativo que cualquier otro elemento en el compuesto. Por eso pensé que ambas eran polares.

¿Por qué el tetrafluorometano es no polar y el fluoroformo es polar?

Answer 1

Dibuja las estructuras en 3D y entonces verás por qué una es polar y la otra no.

$\ce{CF4}$:

Como puedes ver, esta molécula adopta una geometría tetraédrica que es perfectamente simétrica en todas direcciones y por lo tanto, los dipolos de los cuatro enlaces $\ce{C-F}$ se cancelan, no dejando un dipolo general.

$\ce{CHF3}$:

Aunque la molécula tiene algunas simetrías, no es perfectamente simétrica. Dado que los dipolos de los enlaces $\ce{C-F}$ son mucho más grandes que el prácticamente inexistente dipolo del enlace $\ce{C-H}$, los dipolos no se cancelan y quedas con una molécula que tiene un notable momento dipolar neto de 1.649 D, con el extremo negativo sobre los fluoruros y el extremo positivo sobre el hidrógeno.

Como consejo general, al determinar si una molécula tiene un momento dipolar neto, siempre considera la molécula en 3D en lugar de simplemente mirar los dipolos de los enlaces individuales.

Answer 2

‘Simetría’ es un concepto bastante generalizado. No es tanto la existencia de simetría en una molécula, sino mucho más cuál tipo de simetría nos encontramos.

De las clases de geometría, deberías recordar que existen planos y centros de simetría. Junto a éstos, los ejes de rotación, la identidad y cosas más exóticas como la rotación impropia son consideradas elementos de simetría en la teoría de grupos — en resumen, la parte de la química extendida que discute la simetría y sus efectos. A partir de conocer algunos elementos de simetría en una molécula puedes deducir otros, pero eso no es muy relevante aquí.

El punto importante es el efecto que tiene la simetría en tu molécula. Cualquier cosa que pueda ser representada como un vector — especialmente la separación de carga en un dipolo — necesita transformarse en sí misma, sin importar qué elemento de simetría apliques.

En el caso de $\ce{CF4}$, la molécula no solo contiene un número de planos de simetría (no dos o cuatro, sino seis debido a la imagen que bon mostró). Estos planos también generan un centro de simetría. Y el único vector que puede ser transformado en sí mismo por un centro de simetría es el vector nulo, lo que a su vez significa que un momento dipolar solo puede ser cero — por lo tanto, una molécula no polar.

En $\ce{CHF3}$, de repente nos encontramos con la reducción de simetría, que ya es evidente en tus dibujos planos, pero solo realmente discutible con el modelo 3D. En resumen, pierdes tres de los seis planos de simetría y también el centro de simetría que crearon. Los tres planos de simetría restantes comparten un eje común — el mismo que también contiene el enlace $\ce{C-H}$. Y un vector que apunte en la misma dirección o en dirección opuesta que este eje se transformará en sí mismo. Así que tienes una reducción suficiente en simetría para permitir un momento dipolar, creando una molécula polar.

Simplificado, esto significa que todas y cada una de las moléculas que contienen más de un tipo de átomo y no contienen un centro de simetría son polares (en cierta medida). Sin embargo, a menudo — especialmente en el caso de hidrocarburos con una diferencia de electronegatividad de solo $0.4$ — la polaridad es tan débil que las moléculas pueden considerarse no polares.

Answer 3

Como afirmas, el CF4 es simétrico (tetraédrico, no plano), por lo que no hay momento polar neto.

Sin embargo, reemplazar un F con un Cl introduce una asimetría porque el Cl es menos electronegativo, alrededor de 3 V vs. 4 V para el F. Se puede imaginar que la nube electrónica se desplaza hacia los 3 átomos de F y lejos del Cl; por lo que el Cl está en el vértice positivo del tetraedro, con tres átomos de F opuestos a él a través del carbono.

Answer 4

Esas no son las estructuras de puntos de Lewis. El flúor en ambas de estas moléculas debería tener una estructura de octeto completa como sigue:

Esto significa que en realidad hay más pares de electrones en su lugar de los que podrías haber estado considerando.

Mi primera idea es que ambas de estas moléculas son simétricas (los vectores de cada átomo individual naturalmente se cancelan entre sí) y no tienen pares solitarios de electrones.

En $\ce{CF4}$, estás en lo correcto. La molécula es perfectamente simétrica, por lo que cada par de electrones en cada átomo de flúor se cancela con los pares de electrones de cada otro flúor. Por esta razón, esta molécula es no polar.

En $\ce{CHF3}$, sin embargo, el hidrógeno no tiene 3 nubes de electrones alrededor de él como los fluoros. Esto significa que este lado de la molécula es en general más positivo que la otra parte de la molécula, que está densa con los electrones no enlazados de los átomos de flúor. Por esta razón, esta molécula es polar.