QuímicaFácil2 pts

Enlace químico y geometría molecular

Castilla y León · 2026 · Julio

Enunciado

Para cada una de las siguientes moléculas:

\text{HCHO}

\text{CO}_2

.

a) (0,8 puntos) Dibuje razonadamente su estructura de Lewis.

b) (0,8 puntos) Utilice la teoría de RPECV para justificar su geometría espacial.

c) (0,4 puntos) Justifique la polaridad de las moléculas.

Datos: números atómicos: H = 1; C = 6; O = 8.

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Resultado

a) $\text{HCHO}$ : C central con dos enlaces C–H y un doble C=O, dos pares solitarios en el O. $\text{CO}_2$ : O=C=O, dos pares solitarios en cada O.
b) $\text{HCHO}$ : trigonal plana, unos $120^\circ$ (AB₃). $\text{CO}_2$ : lineal, $180^\circ$ (AB₂).
c) $\text{HCHO}$ , polar; $\text{CO}_2$ , apolar (los dipolos se anulan).

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Las dos moléculas tienen el carbono como átomo central y un doble enlace

\text{C=O}

. Para la estructura de Lewis se cuentan los electrones de valencia, se coloca el C en el centro y se reparten los pares hasta que C y O completen el octeto (el H, el dueto). Con la TRPECV se cuentan las zonas de densidad electrónica alrededor del C (un enlace doble cuenta como una sola zona): tres zonas dan una geometría trigonal plana y dos, lineal. La polaridad sale de sumar los momentos dipolares de enlace con esa geometría.

Desarrollo

a) Estructuras de Lewis

Configuraciones de valencia: H

1s^1

(1 electrón), C

2s^2\,2p^2

(4 electrones) y O

2s^2\,2p^4

(6 electrones). El carbono, menos electronegativo que el oxígeno y capaz de formar cuatro enlaces, va en el centro.

Metanal (formaldehído), $\text{HCHO}$ :

2\cdot 1 + 4 + 6 = 12\ \text{electrones de valencia} = 6\ \text{pares}

Dos pares forman los enlaces

\text{C–H}

y dos más el doble enlace

\text{C=O}

, con lo que el C tiene cuatro pares compartidos (octeto). Los dos pares restantes quedan como pares solitarios sobre el O, que también completa su octeto:

\text{H}-\overset{\overset{\displaystyle\text{H}}{|}}{\text{C}}=\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{O}}}

Dióxido de carbono, $\text{CO}_2$ :

4 + 2\cdot 6 = 16\ \text{electrones de valencia} = 8\ \text{pares}

Si el C formara solo enlaces sencillos con cada O le faltarían cuatro electrones para el octeto; la única forma de que los tres átomos lo completen es con dos dobles enlaces. Quedan cuatro pares, dos solitarios sobre cada O:

\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{O}}}=\text{C}=\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{O}}}

Recuento: el C tiene 4 pares de enlace (8 electrones) y cada O, 2 pares de enlace y 2 solitarios (8 electrones).

b) Geometría según la TRPECV

Según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia, las zonas de densidad electrónica que rodean al átomo central se colocan lo más lejos posible unas de otras. Los dobles enlaces cuentan como una sola zona.

$\text{HCHO}$ : el C tiene tres zonas (dos enlaces $\text{C–H}$ y el doble enlace $\text{C=O}$ ) y ningún par solitario (tipo $\text{AB}_3$ ). Se disponen hacia los vértices de un triángulo: geometría trigonal plana, con ángulos próximos a $120^\circ$ (el doble enlace, con más densidad electrónica, abre un poco los ángulos $\text{H–C–O}$ y cierra el $\text{H–C–H}$ , que queda algo por debajo de $120^\circ$ ).
$\text{CO}_2$ : el C tiene dos zonas (los dos dobles enlaces) y ningún par solitario (tipo $\text{AB}_2$ ). Se colocan en lados opuestos: geometría lineal, con un ángulo $\text{O=C=O}$ de $180^\circ$ .

Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)

c) Polaridad

El oxígeno es más electronegativo que el carbono, así que los enlaces

\text{C=O}

son polares, con el polo negativo en el O. Los enlaces

\text{C–H}

son muy poco polares.

$\text{HCHO}$ : en la geometría trigonal plana, el momento dipolar del $\text{C=O}$ no queda compensado por los de los $\text{C–H}$ , que además son mucho menores. La resultante no es nula y apunta hacia el O: la molécula es polar.
$\text{CO}_2$ : los dos momentos dipolares $\text{C=O}$ son iguales y, al estar en línea recta y en sentidos opuestos, se anulan: $\vec{\mu} = 0$ . La molécula es apolar aunque sus enlaces sean polares.

Consejo

En la TRPECV un doble enlace cuenta como una sola zona de densidad electrónica. Si cuentas los pares de electrones uno por uno, el $\text{CO}_2$ te saldría con cuatro zonas y tetraédrico, que es un error grave.

En c) no basta con decir que el enlace C=O es polar: la polaridad de la molécula depende de la geometría. El $\text{CO}_2$ es el ejemplo clásico de molécula apolar con enlaces polares.