Enlace Químico, Estructuras de Lewis y Fuerzas Intermoleculares
Geometría molecular: forma de las moléculas
Al terminar vas a poder predecir la geometría de una molécula sencilla contando dominios electrónicos, explicar por qué los pares libres cierran los ángulos, y decidir si una molécula es polar aunque sus enlaces lo sean.
De qué depende la forma de una molécula
La geometría molecular es la forma tridimensional que adopta una molécula. Se predice con la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (TRPEV), y toda la teoría cabe en una frase:
Los pares de electrones que rodean al átomo central tienen carga negativa, así que se repelen entre sí, y se acomodan lo más lejos que pueden unos de otros.
Eso es todo. La forma de la molécula no es una decisión de los átomos: es el reparto que deja a los electrones lo más separados posible.
Dominios electrónicos: la cuenta que hay que hacer
Un dominio electrónico es cada zona de carga negativa alrededor del átomo central:
- cada enlace cuenta como uno —simple, doble o triple, da igual—, y
- cada par libre cuenta como uno.
Por qué un doble enlace cuenta como uno solo, que es el detalle que más se falla: los dos pares del doble enlace apuntan en la misma dirección, hacia el mismo átomo vecino. Desde el punto de vista de la repulsión, es una sola nube negativa, más gorda pero en una sola dirección. Lo que importa para la forma es en cuántas direcciones hay carga, no cuántos electrones hay en total.
Las geometrías básicas
Cuando todos los dominios son enlaces —ningún par libre—, la geometría electrónica y la molecular coinciden:
| Dominios | Geometría | Ángulo | Ejemplo |
|---|---|---|---|
| 2 | lineal | 180° | CO₂, BeCl₂ |
| 3 | trigonal plana | 120° | BF₃ |
| 4 | tetraédrica | 109,5° | CH₄ |
| 5 | bipirámide trigonal | 120° y 90° | PCl₅ |
| 6 | octaédrica | 90° | SF₆ |
Fijate en que los ángulos no hay que memorizarlos: salen de repartir el espacio. Dos direcciones opuestas en una recta dan 180°. Tres repartidas en un plano dan 360 ÷ 3 = 120°. Cuatro no caben en un plano —en un plano quedarían a 90°, más juntas—, así que se van a las tres dimensiones y apuntan a los vértices de un tetraedro: 109,5°, que es el ángulo más abierto posible para cuatro direcciones.
El efecto de los pares libres
Acá aparece la parte que hace la diferencia entre una respuesta correcta y una incompleta.
Un par libre ocupa más espacio que un par enlazante. La razón: un par enlazante está sujeto por dos núcleos a la vez, uno a cada extremo, así que queda apretado y concentrado entre ellos. Un par libre está sujeto por un solo núcleo, así que se expande y ocupa un cono más ancho cerca del átomo central.
Consecuencia directa: un par libre empuja más fuerte a los demás dominios, y por eso cierra los ángulos respecto del valor ideal. La escala de repulsión, que conviene tener presente, es:
par libre–par libre > par libre–enlace > enlace–enlace
Y la segunda consecuencia, la que da nombre al tema: la geometría electrónica mira todos los dominios; la geometría molecular mira solo dónde están los átomos. Los pares libres están ahí y empujan, pero no se ven en la forma de la molécula.
Los tres casos de cuatro dominios, que son los que el examen usa una y otra vez:
| Molécula | Enlaces | Pares libres | Geometría electrónica | Geometría molecular | Ángulo |
|---|---|---|---|---|---|
| CH₄ | 4 | 0 | tetraédrica | tetraédrica | 109,5° |
| NH₃ | 3 | 1 | tetraédrica | piramidal trigonal | ≈107° |
| H₂O | 2 | 2 | tetraédrica | angular | ≈104,5° |
Leé la última columna de arriba abajo: 109,5 → 107 → 104,5. Cada par libre que se agrega cierra el ángulo unos dos grados y medio más. No es un dato suelto que haya que aprender: es la misma causa aplicada una y dos veces.
Ejemplos resueltos
1 · El agua, H₂O.
- Estructura de Lewis: dos enlaces O–H y dos pares libres sobre el oxígeno.
- Dominios: 2 + 2 = 4 → geometría electrónica tetraédrica.
- Pero solo hay dos átomos unidos al central → geometría molecular angular.
- Los dos pares libres cierran el ángulo de 109,5° hasta ≈104,5°.
2 · El dióxido de carbono, CO₂.
- Lewis: O=C=O, sin pares libres sobre el carbono.
- Dominios: 2 —cada doble enlace cuenta uno—.
- Geometría lineal, 180°.
Ojo con la trampa: tiene cuatro pares de electrones enlazantes, pero solo dos direcciones. Contar ocho electrones y concluir «tetraédrica» es el error clásico.
3 · El amoníaco, NH₃. Tres enlaces y un par libre → 4 dominios, electrónica tetraédrica, molecular piramidal trigonal, ángulo ≈107°.
4 · El trifluoruro de boro, BF₃. El boro tiene tres enlaces y ningún par libre —es una de las excepciones al octeto—. 3 dominios → trigonal plana, 120°.
La geometría decide la polaridad
Esta es la aplicación que más vale en el examen, porque conecta dos temas.
Un enlace polar crea un dipolo: una flecha que apunta hacia el átomo más electronegativo. Una molécula es polar si la suma de todas esas flechas no da cero.
Y si la suma da cero o no depende de la forma:
- CO₂: los enlaces C=O son polares, pero la molécula es lineal y simétrica, así que las dos flechas apuntan en direcciones exactamente opuestas y se cancelan. → molécula no polar.
- H₂O: los enlaces O–H son polares y la molécula es angular. Las dos flechas apuntan «hacia el mismo lado» en conjunto: no se cancelan. → molécula polar.
Ahí está el resultado que hay que poder enunciar: una molécula con enlaces polares puede ser no polar si su geometría es simétrica. El CO₂ y el H₂O tienen los dos tres átomos y enlaces polares; la única diferencia es la forma, y esa diferencia la produjeron los pares libres del oxígeno.
Y las consecuencias siguen: el agua, al ser polar, forma puentes de hidrógeno, hierve a 100 °C y disuelve sales. El CO₂, al ser no polar, es un gas a temperatura ambiente. Dos pares libres separan un océano de un gas.
Regla práctica para la simetría: si el átomo central no tiene pares libres y todos los átomos de alrededor son iguales, los dipolos se cancelan y la molécula es no polar. Si hay pares libres o los átomos de alrededor son distintos, hay que revisar.
Los errores que más se cobran
- Contar el doble enlace como dos dominios. Cuenta uno: apunta en una sola dirección.
- Olvidar los pares libres al contar dominios. Sin ellos, el agua daría lineal.
- Decir que el agua es lineal porque tiene dos enlaces. Es angular, por los dos pares libres.
- Confundir geometría electrónica con molecular. La electrónica cuenta todo; la molecular mira solo los átomos. El agua es tetraédrica en la primera y angular en la segunda.
- Concluir que una molécula con enlaces polares es polar. El CO₂ es la prueba de que no: la simetría cancela.
- Dar 109,5° para el NH₃ y el H₂O. Ese es el ángulo ideal; los pares libres lo cierran a 107° y 104,5°.
Clave de análisis
Toda la geometría sale de una sola idea —los pares de electrones se repelen y se separan lo más posible— y de una sola cuenta: dominios = enlaces + pares libres, con el doble y el triple contando uno. Con los dominios tenés la geometría electrónica; después tapá los pares libres y quedate con dónde están los átomos: esa es la molecular. Acordate de que un par libre ocupa más espacio —está sujeto por un núcleo y no por dos—, así que cierra los ángulos: 109,5° sin pares libres, 107° con uno, 104,5° con dos. Y para la polaridad, dibujá las flechas hacia el átomo más electronegativo y preguntate si se cancelan por simetría: si el central no tiene pares libres y los de afuera son todos iguales, se cancelan.