Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2025

Dadas las moléculas $\text{Cl}_2\text{O}$ y $\text{BeCl}_2$:

a) Explique, de forma razonada, la geometría de ambas moléculas. (1,0 puntos)

b) Dada la electronegatividad de los átomos de $\text{Cl}$ (3,16), $\text{O}$ (3,44) y $\text{Be}$ (1,57), discuta razonadamente la polaridad de los enlaces y la polaridad global de ambas moléculas. (1,0 puntos)

$\textbf{a) Explique, de forma razonada, la geometría de ambas moléculas. (1,0 puntos)}$

La geometría se deduce con la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia: se cuentan las zonas de densidad electrónica que rodean al átomo central —enlaces y pares libres— y se colocan lo más separadas posible, porque todas se repelen. Después se mira solo dónde han quedado los átomos.

$\mathrm{Cl_2O}$: el átomo central es el oxígeno, que aporta 6 electrones de valencia; cada cloro aporta 7, en total 20. El oxígeno forma dos enlaces simples y $\textbf{le quedan dos pares no enlazantes}$:

$\mathrm{Cl-\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{O}}-Cl}$

Hay cuatro zonas alrededor del oxígeno, así que se disponen en tetraedro y la hibridación es $\mathrm{sp^3}$. Como solo dos vértices están ocupados por átomos, la geometría molecular es $\textbf{angular}$, con un ángulo algo menor que 109,5° (unos 111° medidos, porque los cloros son voluminosos), igual que en el agua.

$\mathrm{BeCl_2}$: el berilio solo tiene 2 electrones de valencia y los emplea en formar dos enlaces simples, sin que le quede ningún par libre. Es una de las excepciones clásicas a la regla del octeto: se queda con solo 4 electrones a su alrededor.

$\mathrm{Cl-Be-Cl}$

Con dos zonas de densidad electrónica y ningún par libre, la máxima separación se consigue colocándolas en línea recta: la hibridación es $\mathrm{sp}$ y la geometría es $\textbf{lineal}$, con un ángulo Cl–Be–Cl de 180°.

Lo que decide la diferencia son los pares libres del oxígeno: si el $\mathrm{Cl_2O}$ no los tuviera, también sería lineal.

$\textbf{b) Dada la electronegatividad de los átomos de Cl (3,16), O (3,44) y Be (1,57), discuta razonadamente la polaridad de los enlaces y la polaridad global de ambas moléculas. (1,0 puntos)}$

Un enlace es tanto más polar cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos, y el momento dipolar apunta hacia el más electronegativo. La polaridad de la molécula entera, en cambio, es la $\textbf{suma vectorial}$ de los momentos de sus enlaces, de modo que depende también de la geometría.

Enlace O–Cl:

$\Delta\mathrm{EN} = 3{,}44 - 3{,}16 = 0{,}28$

Es una diferencia pequeña: el enlace es covalente y solo $\textbf{ligeramente polar}$, con el polo negativo sobre el oxígeno.

Enlace Be–Cl:

$\Delta\mathrm{EN} = 3{,}16 - 1{,}57 = 1{,}59$

Es una diferencia grande: el enlace es $\textbf{muy polar}$, con el polo negativo sobre cada cloro.

Y ahora viene la parte interesante, porque las moléculas se comportan justo al revés de lo que sugerirían sus enlaces.

El $\mathrm{Cl_2O}$ es $\textbf{polar}$. Sus dos enlaces son poco polares, pero al ser la molécula angular los dos momentos dipolares forman un ángulo y no pueden cancelarse; además, los dos pares no enlazantes del oxígeno contribuyen al momento total en la misma dirección. El resultado es un momento dipolar neto pequeño pero no nulo.

El $\mathrm{BeCl_2}$ es $\textbf{apolar}$. Sus dos enlaces son muy polares, pero la molécula es lineal y simétrica: los dos momentos dipolares tienen el mismo módulo y sentidos opuestos, así que se anulan exactamente.

$\vec{\mu}_{\text{total}}(\mathrm{BeCl_2}) = \vec{\mu}_1 + \vec{\mu}_2 = \vec{0}$

Es el ejemplo que mejor ilustra la idea del apartado: tener enlaces polares no basta para que una molécula lo sea, y una molécula con enlaces casi apolares puede resultar polar si su geometría es asimétrica.