Formas moleculares: predicción de la geometría con VSEPR para Química HSC
Aprende a predecir formas moleculares usando regiones electrónicas, pares enlazantes, pares solitarios y la teoría VSEPR. Incluye ejemplos resueltos, errores comunes y práctica de estilo HSC.
Si juntas tres átomos, podrías esperar que formen una línea recta. A veces lo hacen. \(\ce{CO2}\) es lineal. Pero \(\ce{H2O}\), que también tiene tres átomos, es angular.
Entonces, ¿qué hace que una molécula sea recta y otra angular?
Antes de seguir leyendo, haz una predicción. Si el átomo de oxígeno de \(\ce{H2O}\) está enlazado a dos átomos de hidrógeno, ¿qué podría estar empujando esos enlaces O-H para alejarlos de una disposición en línea recta?
Las piezas que faltan son los pares solitarios de electrones. Ocupan espacio alrededor del oxígeno aunque no los veamos en la fórmula molecular. Para predecir correctamente la forma molecular, debemos contar todas las regiones de densidad electrónica alrededor del átomo central, no solo los átomos unidos a él.
Esta idea constituye la base de la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia, o VSEPR.
01La idea básica: las regiones electrónicas se separan
Imagina varios globos atados entre sí en un mismo punto. Cada globo empuja a los demás, por lo que se disponen tan separados como sea posible.
Las regiones electrónicas alrededor de un átomo se comportan de una manera aproximadamente similar. Los electrones tienen carga negativa, por lo que las regiones que contienen electrones se repelen entre sí. La disposición que mantiene estas regiones lo más alejadas posible suele ser la más estable.
La comparación no es exacta. Las nubes electrónicas no son globos sólidos, y sus formas y repulsiones no son todas idénticas. Pero el modelo nos proporciona una primera imagen útil:
Las regiones electrónicas alrededor de un átomo central se disponen de manera que minimizan la repulsión.
Una región electrónica puede ser:
- un enlace sencillo
- un enlace doble
- un enlace triple
- un par solitario
Hay una regla que confunde a muchos estudiantes:
Un enlace doble o triple sigue contando como una sola región electrónica.
Contiene más densidad electrónica que un enlace sencillo, por lo que su repulsión puede ser algo mayor, pero apunta en una única dirección general desde el átomo central.
02La disposición electrónica se determina antes que la forma molecular
Supongamos que un átomo central tiene cuatro regiones electrónicas a su alrededor.
Esas cuatro regiones se distribuyen en una disposición electrónica tetraédrica, con ángulos ideales de aproximadamente \(109.5^\circ\).
Pero hay una distinción importante.
La geometría de dominios electrónicos describe la disposición de todas las regiones electrónicas, incluidos los pares solitarios.
La forma molecular describe únicamente las posiciones de los átomos.
Por eso, cuatro regiones electrónicas pueden producir varias formas moleculares diferentes.
| Regiones electrónicas alrededor del átomo central | Regiones enlazantes | Pares solitarios | Geometría de dominios electrónicos | Forma molecular |
|---|---|---|---|---|
| 2 | 2 | 0 | Lineal | Lineal |
| 3 | 3 | 0 | Trigonal plana | Trigonal plana |
| 3 | 2 | 1 | Trigonal plana | Angular |
| 4 | 4 | 0 | Tetraédrica | Tetraédrica |
| 4 | 3 | 1 | Tetraédrica | Piramidal trigonal |
| 4 | 2 | 2 | Tetraédrica | Angular |
La última columna suele ser lo que una pregunta quiere decir cuando pide la forma de la molécula.
03Por qué los pares solitarios cambian la forma
Considera \(\ce{CH4}\), el amoníaco \(\ce{NH3}\) y el agua \(\ce{H2O}\).
Los tres tienen cuatro regiones electrónicas alrededor de su átomo central.
Sin embargo, sus formas son diferentes.
Metano: \(\ce{CH4}\)
El carbono tiene cuatro regiones enlazantes y ningún par solitario.
Las cuatro regiones electrónicas contienen enlaces, por lo que la forma molecular es la misma que la geometría de dominios electrónicos:
tetraédrica, con ángulos de enlace de aproximadamente \(109.5^\circ\).
Amoníaco: \(\ce{NH3}\)
El nitrógeno tiene tres regiones enlazantes N-H y un par solitario.
Sigue habiendo cuatro regiones electrónicas, por lo que la disposición electrónica subyacente es tetraédrica. Sin embargo, al nombrar las posiciones de los átomos, la forma molecular no incluye el par solitario.
Por tanto, los tres átomos de hidrógeno forman una geometría piramidal trigonal.
El ángulo H-N-H es de aproximadamente \(107^\circ\), ligeramente menor que el ángulo tetraédrico ideal.
¿Por qué?
Un par solitario es atraído por un solo núcleo, en lugar de estar compartido entre dos átomos enlazados. Su nube electrónica se extiende más alrededor del átomo central y repele con mayor intensidad a las regiones enlazantes vecinas.
Un orden útil es:
\[ \text{repulsión par solitario-par solitario} > \text{repulsión par solitario-par enlazante} > \text{repulsión par enlazante-par enlazante} \]
Por eso, el par solitario del nitrógeno comprime ligeramente los enlaces N-H, acercándolos entre sí.
Agua: \(\ce{H2O}\)
El oxígeno tiene dos regiones enlazantes O-H y dos pares solitarios.
De nuevo hay cuatro regiones electrónicas, por lo que la geometría de dominios electrónicos es tetraédrica.
Pero solo dos de esas regiones contienen átomos. Por tanto, la forma molecular es angular.
El ángulo H-O-H es de aproximadamente \(104.5^\circ\), incluso menor que el ángulo del amoníaco porque hay dos pares solitarios que producen una fuerte repulsión.
Esto nos da un patrón útil:
\[ \ce{CH4}: 109.5^\circ \]
\[ \ce{NH3}: \text{aproximadamente }107^\circ \]
\[ \ce{H2O}: \text{aproximadamente }104.5^\circ \]
El número de regiones electrónicas no ha cambiado. Lo que cambia es cuántas de esas regiones son pares solitarios.
04Un método fiable para predecir la forma
Para la mayoría de los problemas de forma molecular de HSC, utiliza esta secuencia.
Paso 1: Identifica el átomo central
El átomo central suele ser el átomo enlazado a varios otros. El hidrógeno nunca es el átomo central en las moléculas consideradas aquí porque solo forma un enlace.
Paso 2: Utiliza la estructura de Lewis
Necesitas saber dónde están los enlaces y los pares solitarios.
Si no se proporciona la estructura de Lewis, recuerda el proceso básico:
- Cuenta el número total de electrones de valencia.
- Une los átomos con enlaces sencillos.
- Completa las capas de valencia de los átomos externos cuando corresponda.
- Coloca los electrones restantes en el átomo central.
- Forma enlaces múltiples si es necesario para obtener una estructura de Lewis razonable.
La carga formal y la resonancia pueden ser importantes en estructuras más complicadas, pero el cálculo de la forma comienza una vez que conoces las regiones electrónicas alrededor del átomo central.
Paso 3: Cuenta las regiones electrónicas alrededor del átomo central
Cuenta cada uno de los siguientes como una región:
- un enlace sencillo
- un enlace doble
- un enlace triple
- un par solitario
Por ejemplo, el átomo de carbono de \(\ce{CO2}\) tiene dos enlaces dobles:
\[ \ce{O=C=O} \]
Eso corresponde a dos regiones electrónicas, no cuatro.
Paso 4: Determina la geometría de dominios electrónicos
Las disposiciones más importantes son:
| Número de regiones electrónicas | Geometría básica de dominios electrónicos | Ángulos ideales |
|---|---|---|
| 2 | Lineal | \(180^\circ\) |
| 3 | Trigonal plana | \(120^\circ\) |
| 4 | Tetraédrica | \(109.5^\circ\) |
| 5 | Bipiramidal trigonal | \(90^\circ\), \(120^\circ\), \(180^\circ\) |
| 6 | Octaédrica | \(90^\circ\), \(180^\circ\) |
Paso 5: Ignora los pares solitarios al nombrar la forma molecular
No elimines los pares solitarios antes de decidir la disposición electrónica. Deja que determinen primero la disposición.
Después, omítelos al nombrar la forma molecular.
Ese orden es importante.
05Ejemplo resuelto: ¿Cuál es la forma del amoníaco?
Predice la forma molecular y el ángulo de enlace H-N-H aproximado de \(\ce{NH3}\).
Paso 1
El nitrógeno está enlazado a los tres átomos de hidrógeno, por lo que el nitrógeno es el átomo central.
Paso 2
El nitrógeno tiene tres enlaces N-H y un par solitario.
Esto da:
\[ 3\text{ regiones enlazantes} + 1\text{ par solitario} = 4\text{ regiones electrónicas} \]
Paso 3
Cuatro regiones electrónicas se disponen de manera tetraédrica.
Paso 4
Una posición tetraédrica contiene un par solitario, dejando tres átomos de hidrógeno enlazados.
La forma molecular es piramidal trigonal.
Paso 5
Un ángulo tetraédrico perfecto es \(109.5^\circ\). El par solitario repele las regiones enlazantes N-H con mayor intensidad de la que estas regiones enlazantes se repelen entre sí, por lo que el ángulo H-N-H se hace ligeramente menor.
El ángulo observado es aproximadamente:
\[ 107^\circ \]
Por tanto, \(\ce{NH3}\) es piramidal trigonal, con ángulos de enlace de aproximadamente \(107^\circ\).
06Tres regiones electrónicas: por qué \(\ce{CO2}\) y \(\ce{SO2}\) son diferentes
Ahora compara dos moléculas que contienen enlaces dobles.
El dióxido de carbono es:
\[ \ce{O=C=O} \]
El átomo de carbono tiene dos regiones electrónicas. Se alejan tanto como sea posible entre sí, dando una disposición de \(180^\circ\).
Por tanto, \(\ce{CO2}\) es lineal.
El dióxido de azufre, \(\ce{SO2}\), es diferente. Alrededor del átomo central de azufre hay tres regiones electrónicas principales: dos regiones enlazantes dirigidas hacia los átomos de oxígeno y un par solitario.
Tres regiones favorecen una disposición electrónica trigonal plana.
Pero una de esas posiciones está ocupada por un par solitario, por lo que los átomos forman una molécula angular.
Un estudiante podría observar dos conexiones S-O y predecir una geometría lineal porque hay «dos cosas unidas». Esa predicción ignora el par solitario. VSEPR depende de las regiones electrónicas, no simplemente del número de átomos circundantes.
Ejemplo resuelto: Predice la forma de \(\ce{SO2}\)
Predice la geometría de dominios electrónicos, la forma molecular y el ángulo O-S-O aproximado de \(\ce{SO2}\).
Paso 1
El azufre es el átomo central. Una descripción de Lewis adecuada muestra dos regiones enlazantes S-O y un par solitario alrededor del azufre.
Cada dirección de enlace S-O cuenta como una región, incluso cuando el enlace se representa mediante un enlace doble en una estructura de Lewis.
Por tanto:
\[ 2\text{ regiones enlazantes} + 1\text{ par solitario} = 3\text{ regiones electrónicas} \]
Paso 2
Tres regiones electrónicas dan una disposición electrónica trigonal plana, con una separación ideal de \(120^\circ\).
Paso 3
Solo el azufre y los dos átomos de oxígeno definen la forma molecular.
Por tanto, la molécula es angular.
Paso 4
El par solitario ocupa más espacio alrededor del azufre que una región enlazante. Empuja las dos regiones enlazantes S-O para acercarlas entre sí.
Por tanto:
\[ \angle\ce{OSO} < 120^\circ \]
El razonamiento importante para HSC no consiste en memorizar un ángulo decimal concreto. Consiste en explicar por qué el ángulo debe ser menor que \(120^\circ\).
07¿Qué ocurre con cinco o seis regiones electrónicas?
La misma idea de repulsión se aplica más allá de cuatro regiones.
Cinco regiones
Cinco regiones electrónicas forman una disposición bipiramidal trigonal.
Hay dos tipos de posiciones:
- tres posiciones ecuatoriales en un mismo plano, separadas por \(120^\circ\)
- dos posiciones axiales por encima y por debajo de ese plano
Un par solitario suele preferir una posición ecuatorial porque así tiene menos interacciones a \(90^\circ\) con otras regiones electrónicas.
Por ejemplo, \(\ce{SF4}\) tiene cinco regiones electrónicas alrededor del azufre: cuatro regiones enlazantes y un par solitario.
Su geometría de dominios electrónicos es bipiramidal trigonal, pero, con una posición ecuatorial ocupada por un par solitario, la forma molecular es de balancín.
Seis regiones
Seis regiones electrónicas forman una disposición octaédrica.
Por ejemplo, \(\ce{SF6}\) tiene seis regiones enlazantes y ningún par solitario, por lo que es octaédrica.
Si una disposición octaédrica contiene dos pares solitarios, importa cómo estén situados esos pares. Colocarlos en posiciones opuestas los mantiene separados \(180^\circ\) y reduce su repulsión mutua.
Esto ocurre en \(\ce{XeF4}\). El xenón tiene seis regiones electrónicas: cuatro regiones enlazantes Xe-F y dos pares solitarios.
Los dos pares solitarios ocupan posiciones opuestas, dejando cuatro átomos de flúor en un mismo plano.
La forma molecular es cuadrada plana.
08Los dos errores de conteo más frecuentes
Error 1: Contar enlaces en lugar de regiones electrónicas
Supongamos que el carbono central tiene un enlace doble y dos enlaces sencillos.
Podrías contar:
\[ 2 + 1 + 1 = 4 \]
y predecir una disposición tetraédrica.
Eso es incorrecto.
Un enlace doble cuenta como una región electrónica, porque su densidad electrónica apunta en una sola dirección general.
Por tanto, el conteo correcto es:
\[ 1 + 1 + 1 = 3\text{ regiones electrónicas} \]
La geometría de dominios electrónicos es trigonal plana.
Error 2: Ignorar demasiado pronto los pares solitarios
Supongamos que un átomo de oxígeno está enlazado a dos átomos.
Si solo observas esos dos enlaces, podrías predecir una forma lineal porque dos regiones se situarían a \(180^\circ\) una de otra.
Pero el oxígeno también suele tener dos pares solitarios. Eso da un total de cuatro regiones electrónicas.
Por tanto, la disposición electrónica es tetraédrica, y los dos átomos enlazados ocupan solo dos de esas cuatro direcciones. El resultado es una forma angular.
Una buena regla de decisión es:
Cuenta los pares solitarios al determinar la disposición electrónica. Ignóralos solo al nombrar la forma molecular final.
09VSEPR predice tendencias útiles, no ángulos perfectos
El modelo VSEPR sencillo suele comenzar con ángulos ideales como \(120^\circ\) y \(109.5^\circ\). Las moléculas reales no siempre presentan exactamente esos valores.
Las distintas regiones electrónicas no se repelen por igual.
En particular:
- los pares solitarios suelen repeler con más intensidad que las regiones enlazantes
- los enlaces múltiples pueden repeler con más intensidad que los enlaces sencillos
- distintos átomos circundantes pueden modificar la distribución de los electrones enlazantes
Por eso, cuando una pregunta te pida explicar un ángulo de enlace distorsionado, no te limites a afirmar que «los electrones se repelen».
Sé más preciso:
- identifica las regiones electrónicas,
- identifica qué regiones producen una repulsión más intensa,
- indica qué enlaces son empujados para acercarse o separarse,
- compara el ángulo resultante con el de la geometría ideal.
Esa explicación es mucho más sólida que memorizar ángulos de enlace aislados.
10Preguntas y soluciones
Pregunta 1
El átomo central de boro en \(\ce{BF3}\) forma tres enlaces B-F y no tiene pares solitarios. Predice la forma molecular y el ángulo de enlace F-B-F.
Solución 1
\(\ce{BF3}\) es trigonal plana, con ángulos de enlace F-B-F de aproximadamente \(120^\circ\).
El átomo de boro tiene tres regiones enlazantes y ningún par solitario:
\[ 3\text{ regiones enlazantes} = 3\text{ regiones electrónicas} \]
Tres regiones electrónicas minimizan su repulsión distribuyéndose en un mismo plano, separadas por \(120^\circ\).
Como cada región electrónica contiene un enlace, tanto la geometría de dominios electrónicos como la forma molecular son trigonales planas.
El error habitual es suponer que toda molécula con varios enlaces se vuelve tetraédrica. La geometría tetraédrica requiere cuatro regiones electrónicas, no simplemente «más de dos».
Pregunta 2
Una molécula tiene un átomo central con cuatro regiones electrónicas. Tres son regiones enlazantes y una es un par solitario.
Indica su geometría de dominios electrónicos y su forma molecular. ¿Esperarías que sus ángulos de enlace fueran exactamente \(109.5^\circ\)? Explica tu respuesta.
Solución 2
La geometría de dominios electrónicos es tetraédrica, la forma molecular es piramidal trigonal y los ángulos de enlace deberían ser ligeramente menores que \(109.5^\circ\).
Cuatro regiones electrónicas en total producen la disposición tetraédrica:
\[ 3\text{ regiones enlazantes} + 1\text{ par solitario} = 4\text{ regiones} \]
Cuando se ignora el par solitario para nombrar las posiciones de los átomos, quedan tres átomos enlazados, lo que produce una forma molecular piramidal trigonal.
El ángulo se comprime porque un par solitario ocupa más espacio alrededor del átomo central y repele las regiones enlazantes vecinas con mayor intensidad de la que estas regiones se repelen entre sí. El error sería utilizar automáticamente \(109.5^\circ\) solo porque la disposición electrónica subyacente es tetraédrica.
Pregunta 3
El formaldehído, \(\ce{CH2O}\), contiene un átomo central de carbono enlazado a dos átomos de hidrógeno y unido mediante un enlace doble a un átomo de oxígeno.
Predice la disposición alrededor del carbono. Explica por qué tratar el enlace doble C=O como dos regiones electrónicas separadas da un resultado incorrecto.
Solución 3
La disposición alrededor del carbono es trigonal plana, con ángulos de enlace alrededor del carbono cercanos a \(120^\circ\).
Alrededor del átomo de carbono hay:
\[ 2\text{ regiones C-H} + 1\text{ región C=O} = 3\text{ regiones electrónicas} \]
Por tanto, las tres regiones se distribuyen en una disposición trigonal plana.
El enlace doble C=O contiene dos pares de electrones compartidos, pero ambos se encuentran en la misma dirección general de enlace entre el carbono y el oxígeno. Por tanto, VSEPR considera todo el enlace doble como una región de densidad electrónica, no como dos direcciones independientes.
Contar el enlace doble dos veces daría incorrectamente cuatro regiones y llevaría a predecir una geometría tetraédrica.
Los ángulos exactos no tienen por qué ser todos exactamente \(120^\circ\), porque el enlace doble, rico en electrones, puede repeler las regiones enlazantes vecinas algo más intensamente que un enlace sencillo.
Pregunta 4
El amoníaco puede reaccionar con un ion hidrógeno para formar amonio:
\[ \ce{NH3 + H+ -> NH4+} \]
Predice cómo cambia la forma molecular alrededor del nitrógeno al pasar de \(\ce{NH3}\) a \(\ce{NH4+}\). Predice también si los ángulos H-N-H aumentan, disminuyen o permanecen sin cambios.
Solución 4
La forma cambia de piramidal trigonal en \(\ce{NH3}\) a tetraédrica en \(\ce{NH4+}\), y los ángulos H-N-H aumentan ligeramente.
En \(\ce{NH3}\), el nitrógeno tiene:
\[ 3\text{ regiones enlazantes} + 1\text{ par solitario} = 4\text{ regiones electrónicas} \]
La geometría de dominios electrónicos es tetraédrica, pero una posición contiene un par solitario. La forma molecular es piramidal trigonal, con ángulos H-N-H de aproximadamente \(107^\circ\).
Cuando \(\ce{NH3}\) forma \(\ce{NH4+}\), el par solitario del nitrógeno se utiliza para formar el enlace N-H adicional. El nitrógeno ahora tiene:
\[ 4\text{ regiones enlazantes} + 0\text{ pares solitarios} = 4\text{ regiones electrónicas} \]
Las cuatro posiciones tetraédricas contienen ahora átomos de hidrógeno enlazados, por lo que la forma molecular es tetraédrica.
Al no haber un par solitario que produzca una compresión adicional, los ángulos H-N-H pasan a ser aproximadamente:
\[ 109.5^\circ \]
El error tentador es afirmar que añadir otro hidrógeno debe generar más aglomeración y, por tanto, un ángulo menor. Lo importante no es solo el número de átomos. El par solitario, que produce una fuerte repulsión, ha sido sustituido por una región enlazante, haciendo que las cuatro regiones sean más equivalentes.
Pregunta 5
Un estudiante afirma:
«Cualquier molécula con dos átomos enlazados al átomo central debe ser lineal porque los dos enlaces pueden apuntar en direcciones opuestas».
Evalúa esta afirmación utilizando \(\ce{CO2}\) y \(\ce{H2O}\).
Solución 5
La afirmación es incorrecta porque la forma molecular depende de todas las regiones electrónicas alrededor del átomo central, no solo del número de átomos enlazados.
En \(\ce{CO2}\), el carbono tiene dos regiones electrónicas:
\[ \ce{O=C=O} \]
Cada enlace doble cuenta como una región, por lo que hay dos regiones en total. Se separan \(180^\circ\), haciendo que \(\ce{CO2}\) sea lineal.
En \(\ce{H2O}\), el oxígeno tiene:
\[ 2\text{ regiones enlazantes} + 2\text{ pares solitarios} = 4\text{ regiones electrónicas} \]
Cuatro regiones producen una disposición electrónica tetraédrica. Cuando los dos pares solitarios se omiten del nombre de la forma molecular, los dos enlaces O-H permanecen en una disposición angular.
Por tanto, la comparación importante es:
| Molécula | Regiones enlazantes | Pares solitarios en el átomo central | Regiones totales | Forma |
|---|---|---|---|---|
| \(\ce{CO2}\) | 2 | 0 | 2 | Lineal |
| \(\ce{H2O}\) | 2 | 2 | 4 | Angular |
El razonamiento del estudiante parece plausible porque dos objetos aislados pueden maximizar su separación situándose en posiciones opuestas. Falla cuando también hay otras regiones electrónicas invisibles compitiendo por el espacio.
Pregunta 6
En \(\ce{XeF4}\), el xenón tiene cuatro regiones enlazantes Xe-F y dos pares solitarios.
Un estudiante identifica correctamente seis regiones electrónicas y una disposición electrónica octaédrica, pero después predice una forma molecular tetraédrica porque hay cuatro átomos de flúor.
Explica por qué esta predicción falla y determina la forma molecular correcta.
Solución 6
La forma molecular correcta es cuadrada plana, no tetraédrica.
Hay seis regiones electrónicas alrededor del xenón:
\[ 4\text{ regiones enlazantes} + 2\text{ pares solitarios} = 6\text{ regiones electrónicas} \]
Seis regiones electrónicas forman una disposición octaédrica.
Los dos pares solitarios se repelen fuertemente. En una disposición octaédrica, pueden ocupar posiciones directamente opuestas, situándose a \(180^\circ\) entre sí.
Esto deja los cuatro enlaces Xe-F en el mismo plano, dispuestos a \(90^\circ\) de los enlaces vecinos. Por tanto, los cuatro átomos de flúor forman un cuadrado alrededor del xenón.
El error del estudiante es sutil. Cuatro átomos enlazados no implican automáticamente una geometría tetraédrica. La forma tetraédrica aparece cuando esos cuatro enlaces están distribuidos entre cuatro regiones electrónicas totales. En \(\ce{XeF4}\), los cuatro enlaces forman parte de una disposición octaédrica de seis regiones, por lo que sus posiciones son diferentes.
11Hacia dónde te lleva después la forma molecular
Una vez que puedes predecir la forma, puedes hacer algo más que nombrar estructuras.
La forma te indica cómo se disponen en el espacio los dipolos de los enlaces individuales. Esto significa que resulta esencial para decidir si una molécula es polar o apolar.
Por ejemplo, tanto \(\ce{CO2}\) como \(\ce{H2O}\) contienen enlaces polares. Sus diferentes formas determinan si esos dipolos de enlace se cancelan.
Así que la siguiente pregunta útil no es simplemente: «¿Son polares los enlaces?». Es: una vez que esos enlaces están situados en la forma molecular, ¿qué ocurre cuando se combinan sus dipolos?