Enlace químico y geometría molecular

a) Dicloruro de oxígeno, $\text{OCl}_2$. Electrones de valencia: O ($2s^2\,2p^4$) aporta 6 y cada Cl ($3s^2\,3p^5$) 7:$$6 + 2\cdot 7 = 20\ \text{electrones} = 10\ \text{pares}$$El oxígeno es el átomo central y forma un enlace sencillo con cada cloro (2 pares). Quedan 8 pares: 3 pares solitarios en cada Cl (6 pares) y 2 en el O. Todos los átomos cumplen el octeto:$$:\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}}-\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{O}}}-\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}}:$$Metano, $\text{CH}_4$. Electrones de valencia: C ($2s^2\,2p^2$) aporta 4 y cada H, 1:$$4 + 4\cdot 1 = 8\ \text{electrones} = 4\ \text{pares}$$Los cuatro pares son enlazantes: cuatro enlaces sencillos C–H. El carbono completa el octeto y cada hidrógeno su dueto; no hay pares solitarios.$$\begin{array}{ccc} & \text{H} & \\ & | & \\ \text{H}\,- & \text{C} & -\,\text{H} \\ & | & \\ & \text{H} & \end{array}$$b) $\text{OCl}_2$. Alrededor del oxígeno hay 4 pares de electrones: 2 enlazantes y 2 solitarios (tipo $\text{AX}_2\text{E}_2$). Los cuatro pares se orientan hacia los vértices de un tetraedro, pero como dos de ellos no tienen átomo en el extremo, la molécula es angular (en forma de V). Los pares solitarios repelen más que los enlazantes y tienden a cerrar el ángulo Cl–O–Cl por debajo de los $109{,}5^\circ$ del tetraedro, como en el agua; en el $\text{OCl}_2$ el ángulo real es algo mayor (unos $111^\circ$) porque los dos cloros, voluminosos, se repelen entre sí. En cualquier caso, la geometría es angular.

$\text{CH}_4$. Alrededor del carbono hay 4 pares enlazantes y ninguno solitario ($\text{AX}_4$). Se dirigen a los vértices de un tetraedro regular: geometría tetraédrica, con ángulos H–C–H de $109{,}5^\circ$.

(La simulación compara el metano con el $\text{OF}_2$, molécula análoga al $\text{OCl}_2$: también $\text{AX}_2\text{E}_2$ y angular.)

c) $\text{OCl}_2$: polar. El oxígeno es más electronegativo que el cloro (3,4 frente a 3,2 en la escala de Pauling), así que los enlaces O–Cl son polares, con la carga parcial negativa sobre el O. Como la molécula es angular, los dos momentos dipolares de enlace no apuntan en sentidos opuestos y su suma no es cero: $\vec\mu \neq 0$. A eso contribuyen también los dos pares solitarios del oxígeno. La molécula es polar (poco, porque la diferencia de electronegatividad es pequeña).

$\text{CH}_4$: apolar. Los enlaces C–H son muy poco polares (electronegatividades 2,55 y 2,20), y además la geometría tetraédrica es perfectamente simétrica: los cuatro momentos dipolares de enlace, iguales, se anulan entre sí. $\vec\mu = 0$: la molécula es apolar.