▷ Geometría Molecular: todas las formas moleculares

La Geometría Molecular o forma de las moléculas se puede deducir a través de la Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (RPECV). La teoría describe el tipo de geometría atendiendo a los pares de electrones de la capa más externa del átomo central en un compuesto determinado.

Las premisas de ésta teoría son las siguientes:

Todos los pares de electrones se repelen entre sí al estar cargados negativamente, formen parte del enlace o no (pares solitarios)

Éstos pares de electrones se disponen en torno al átomo central en una configuración que minimice las fuerzas de carácter repulsivo.

Por ejemplo, en la molécula de metano CH4, en la cual sabemos que el átomo central es el carbono y que sus 4 electrones de valencia estarán formando parte de los enlaces con los 4 respectivos hidrógenos.

Cabría pensar que la molécula tuviera forma cuadrada plana como se dibuja en su estructura de lewis, pero si aplicamos los principios de repulsión que nos dicta la teoría RPECV, los pares de electrones se separarán entre ellos con el mayor ángulo posible, haciendo que los hidrógenos se aproximen a los vértices de un tetraedro.

Efectivamente, la experiencia confirma que la geometría del metano es tetraédrica y le daremos una notación AX4 siendo A el átomo central y X los átomos terminales.

Veremos ahora la molécula de amoniaco NH3 en la cual el átomo central es el nitrógeno, de sus 5 electrones de valencia 3 los utiliza con los respectivos hidrógenos y quedan otros 2 formando un par solitario.

Las repulsiones electrónicas son iguales entre los electrones de valencia formen parte o no del enlace, disponiéndose de forma tetraédrica pero al tener solo 3 átomos terminales, la geometría que se observa es piramidal trigonal.

La notación que se le da es AX3E siendo E el par de electrones solitarios.

Otra molécula con un tipo de geometría diferente pero en la que los electrones se disponen de forma similar es el agua H2O.

En ella, el átomo central es el oxígeno, de sus 6 electrones de valencia, 2 forman parte de los enlaces con los 2 hidrógenos y los otros 4 formarán dos pares de electrones solitarios.

La notación será AX2E2, los grupos electrónicos se disponen de forma tetraédrica y la geometría que resulta es la angular al tener dos átomos terminales.

Para abordar moléculas más complicadas es necesario saber que la repulsión varia de manera indirectamente proporcional a la distancia entre los grupos electrónicos o lo que es lo mismo, al ángulo que forman y que los pares de electrones solitarios se repelen más entre ellos que los pares de electrones enlazantes.

A continuación se indica en un tabla las diferentes geometrías que puede adoptar una molécula y los ángulos de enlace atendiendo a los electrones de la capa de valencia y las interacciones entre ellos.