4.3.- Sustancias moleculares

4.3.4.- Estructuras espaciales
de moléculas.

Una vez realizada la estructura de Lewis de una molécula o ion en el plano, se puede representar su estructura geométrica en el espacio con sólo considerar los pares de electrones enlazantes y no enlazantes que tiene el átomo central de la molécula, teniendo en cuenta que éstos tenderán a separarse el máximo unos de otros, en base a las repulsiones electrostáticas que deben existir. Hay que tener en cuenta que el ángulo de separación entre ellos, también depende del núcleo del átomo al que esté enlazado el átomo central. La tabla de la página 84 nos indica las formas geométricas más corrientes:

Si la molécula posee dobles o triples enlaces, en cuanto a su estructura geométrica, se trata como si fuese un enlace simple.

Como se ha comentado con anterioridad, una molécula covalente será polar, en el caso de que, teniendo enlaces covalentes polares, no posee una simetría, por lo que no se anularan los momentos dipolares de cada uno de sus enlaces y la molécula global tendrá un momento dipolar permanente. Por el contrario, si la molécula posee simetría, se anularán sus momentos dipolares y será apolar. Por ejemplo:

a) Hidruro de berilio (BeH2):

a pesar de que los enlaces son polares, al ser una molécula lineal y simétrica, será apolar ya que se anulan sus momentos dipolares.

Lo mismo le ocurre al metano (CH4) o al tricloruro de aluminio (AlCl3) cuyas estructuras de Lewis ya hemos visto y tienen una estructura espacial tetraédrica y trigonal respectivamente, siendo las dos simétricas y por lo tanto apolares. El elemento más electronegativo es el que se carga negativamente en el dipolo.

 

b) Amoniaco (NH3): Tiene una estructura espacial de pirámide trigonal que no es simétrica debido al par de electrones antienlazantes que tiene el nitrógeno, y por lo tanto será polar:

y el agua que también es una molécula polar; tiene una estructura tetraédrica angular que tampoco es simétrica debido a los dos pares de electrones que tiene libres el oxígeno:

 

A continuación te presentamos una tabla con las estructuras geométricas de moléculas más sencillas y un ejemplo de cada una de ellas. Para deducirlas debes tener en cuenta los siguientes aspectos:  

  1. El número total de pares de electrones que hay alrededor del átomo central te ayudará a determinar la forma espacial de la molécula.

  2. Fíjate bien en los pares que son enlazantes y no enlazantes ya que es lo que te permitirá deducir si la molécula es polar o apolar.

  3. Por otro lado, también hay que tener en cuenta si los átomos a los que se une el átomo central son iguales o no, ya que la diferencia de electronegatividad entre ellos también influirá en la simetría o no de la molécula.

  4. Recuerda que si existen dobles o triples enlaces, a la hora de establecer la estructura espacial de la molécula contarán como si fuese un solo enlace, sólo que al haber más electrones en una zona concreta, los ángulos con respecto a los enlaces adyacentes serán mayores.

Pares de electrones del átomo central

Forma geométrica Ejemplos
total enlaz. no enlaz.
2 2 0
Hidruro de Berilio



Dióxido de carbono

Lineal Apolar
3 3 0

Tricloruro de Boro,
Borano,
Cloruro alumínico

Triangular plana Apolar
2 1
Cloruro de estaño,
Dióxido de azufre
Angular trigonal Polar
4 4 0
Metano,
Tetrafluoruro de
silicio
Tetraédrica Apolar
3 1
Amoniaco,
Fosfina
Pirámide trigonal Polar
2 2
Agua,
Sulfuro de hidrógeno
Angular tetraédrica Polar
5 5 0

Pentacloruro de fósforo
Bipirámide trigonal Apolar
4 1

Tetracloruro de Teluro

Tetraedro irregular o balancín Polar
3 2
Trifluoruro de cloro
Forma de T Polar
6 6 0

Hexafluoruro de azufre

Octoédrica Apolar
5 1

Pentafluoruro de yodo

Pirámide de base cuadrada Polar
4 2

Tetrafluoruro de Xenón

Cuadrada plana Apolar

 

 

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