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Estructura molecular

Molecular Structure (VSEPR)

La forma de una molécula la fijan los pares de electrones que rodean al átomo central, que se repelen y se separan todo lo posible; es la teoría de repulsión de pares de electrones de valencia (TRPECV o VSEPR). Según cuántos átomos estén unidos al átomo central y cuántos pares solitarios tenga, la forma resulta lineal, triangular plana, tetraédrica, piramidal trigonal o angular, y cuantos más pares solitarios, más se cierra el ángulo de enlace. Aunque cada enlace sea polar, si la forma es simétrica las polaridades se anulan y la molécula es apolar, así que para juzgar la polaridad hace falta conocer la forma. Al cambiar la estructura en el diagrama cambian a la vez los átomos de la molécula de ejemplo, el ángulo de enlace y la polaridad.

¿Por qué las moléculas tienen una forma definida?

💡 Como globos atados entre sí
①Dos globos atados apuntan en sentidos opuestos, en línea recta (180°)
②Tres globos se abren 120° entre sí en un mismo plano
③Con cuatro ya no caben en un plano y se abren en tres dimensiones formando un tetraedro (109,5°)
④Los pares de electrones se empujan como globos y adoptan la disposición que los mantiene más separados: esa es la teoría VSEPR

Seis formas según la teoría VSEPR

lineal
🔍 Las seis estructuras comparadas
①Lineal (CO₂): 2 átomos unidos, 0 pares solitarios. Un doble enlace cuenta como una sola dirección, así que el C tiene solo dos dominios electrónicos → apolar
②Triangular plana (BF₃): 3 átomos unidos, 0 pares solitarios → apolar
③Angular (SO₂): 2 átomos unidos, 1 par solitario. Tres dominios se colocan en un triángulo plano y uno es un par solitario, por eso la forma se dobla → polar
④Tetraédrica (CH₄): 4 átomos unidos, 0 pares solitarios → apolar
⑤Piramidal trigonal (NH₃): 3 átomos unidos, 1 par solitario. Cuatro dominios ocupan los vértices de un tetraedro y el par solitario se queda con el de arriba → polar
⑥Angular (H₂O): 2 átomos unidos, 2 pares solitarios → polar

Pares solitarios y ángulo de enlace

La clave de VSEPR
Repulsión: solitario–solitario > solitario–enlace > enlace–enlace
Los pares solitarios ocupan más espacio y empujan a los pares de enlace
Comparación de ángulos
CH₄ (109,5°) > NH₃ (107°) > H₂O (104,5°)
Entre cuatro dominios, pasar de 0 a 1 y a 2 pares solitarios cierra el ángulo de enlace paso a paso
💡 Por qué los pares solitarios cierran el ángulo
①Un par de enlace está sujeto entre dos núcleos y se estira de forma estrecha
②Un par solitario solo está ligado al núcleo central, así que se extiende más cerca del átomo central
③Ese par solitario más ancho empuja con más fuerza a los pares de enlace y cierra el ángulo entre enlaces
④Por eso, dentro de la misma disposición tetraédrica, el ángulo baja de 109,5° en el CH₄ a 107° en el NH₃ y a 104,5° en el H₂O. Al pasar por estas tres estructuras en el diagrama se añade un par solitario cada vez

Cómo juzgar la polaridad

Polaridad molecular

Forma y polaridad
FormaEjemplosSimétricapolaridad
linealCO₂síapolar
triangular planaBF₃síapolar
angularH₂O, SO₂nopolar
tetraédricaCH₄, CCl₄síapolar
piramidal trigonalNH₃nopolar
💡 Tres pasos para reconocer una molécula polar
①Comprueba si cada enlace es polar: átomos con distinta electronegatividad forman un enlace polar
②Comprueba si la forma es simétrica, usando VSEPR para hallarla
③Si es simétrica, los dipolos de enlace se anulan y la molécula es apolar: los dos C=O del CO₂ apuntan en sentidos opuestos y se anulan
④Si no es simétrica, los dipolos no suman cero y la molécula es polar: el H₂O es angular y sus dos dipolos O–H no se anulan
⑤Así, moléculas formadas por el mismo tipo de enlace polar pueden diferir en polaridad según su forma

Practícalo

Ejemplo 1
Halla la forma y el ángulo de enlace del metano (CH₄).
1
Cuenta los dominios electrónicos del C central: está unido a 4 H y no tiene pares solitarios.
4 dominios alrededor del C (4 enlaces, 0 pares solitarios)
2
Cuatro dominios quedan más separados en un tetraedro, y como los cuatro son enlaces, la forma también es tetraédrica.
tetraédrica, 109,5°
▸ tetraédrica, 109,5°
Sin pares solitarios nada cierra el ángulo, que se queda en 109,5°. En el tetraedro del diagrama, la cuña y los trazos son los dos enlaces que salen en tres dimensiones.
Ejemplo 2
Compara las formas del agua (H₂O) y del dióxido de carbono (CO₂).
1
El H₂O tiene en el O central 2 átomos unidos y 2 pares solitarios, cuatro dominios en total.
H₂O: dos de las cuatro posiciones tetraédricas son pares solitarios → angular, 104,5°
2
El CO₂ tiene dos dobles enlaces y ningún par solitario en el C central, así que tiene dos dominios.
CO₂: 2 dominios, 0 pares solitarios → lineal, 180°
▸ H₂O angular, CO₂ lineal
En ambas moléculas el átomo central está unido a dos átomos, pero tener o no pares solitarios las separa en angular y lineal. Por eso el H₂O es polar y el CO₂ es apolar.

Resumen

Cómo hallar la forma de una molécula
① contar los dominios electrónicos del átomo central → ② ver cuántos son pares solitarios → ③ decidir la forma
dominios electrónicos = átomos unidos (un enlace múltiple cuenta 1) + pares solitarios
Tipo de simulacro KICE 2022 Química I, adaptado
¿Cuál de las siguientes moléculas tiene forma lineal?
①H₂O
②NH₃
③CH₄
④CO₂
⑤SO₂
▸ ④ CO₂
1
En cada molécula, cuenta los dominios electrónicos del átomo central y cuántos de ellos son pares solitarios.
2
H₂O, NH₃ y SO₂ tienen pares solitarios y quedan angulares o piramidales, y el CH₄ es tetraédrico. Solo el CO₂ tiene dos dominios y ningún par solitario.
O=C=O: 2 dominios, 0 pares solitarios → lineal, 180°
🎯 Puntos clave
①VSEPR: los dominios electrónicos del átomo central se colocan lo más separados posible
②Un enlace múltiple cuenta como un dominio
③Los pares solitarios ocupan más espacio y reducen los ángulos de enlace
④CH₄ tetraédrica (apolar), NH₃ piramidal trigonal (polar), H₂O angular (polar), CO₂ lineal (apolar)
⑤La polaridad de una molécula se juzga con la polaridad de los enlaces y la simetría de la forma a la vez
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