1. Resumen de geometría molecular
En 1957, R. J. Gillespie y R. Nyholm desarrollaron un modelo basado en criterios electrostáticos para predecir la geometría de
moléculas, denominado de repulsión de pares de electrones de valencia (RPEV), cuya idea central es que los electrones de valencia en
torno a un átomo tienden a ubicarse en las posiciones que minimizan la repulsión electrostática entre ellos.
El modelo RPEV considera para el diseño de la geometría molecular el siguiente esquema.
A Xn Em
Donde:
A: Corresponde al átomo central.
X: Ligandos unidos al átomo central.
n: Número de ligandos unidos al átomo central A.
E: Pares de electrones libre o solitarios en torno al átomo central (entendidos estos como los electrones que quedan en
torno al átomo en las estructuras de Lewis y que no forman enlaces.
m: Número de pares de electrones libres.
Este modelo predice seis geometrías moleculares distintas.
1.- Geometría lineal: Presenta dos pares electrónicos de la forma A X2 y forma un ángulo de enlace de 180°, como indica la Figura.
Ej.: CO2
2.- Geometría trigonal plana o triangular: Presenta tres pares electrónicos de la forma A X3, formando enlaces de 120°, como muestra
la Figura.
Ej.: BF3
3.- Geometría angular: Presenta la forma A X2 E, puesto que uno de los tres pares electrónicos se encuentra libre en el átomo central,
formando una geometría angular con ángulos inferiores a los 120°, como muestra la Figura.
Ej.: NO2
4.- Geometría tetraédrica: Presenta cuatro pares de electrones de la forma A X4, formando ángulos de 109,5° como muestra la Figura.
Ej.: CH4
5.- Geometría piramidal o piramidal trigonal: Presenta cuatro pares de electrones, pero uno solitario A X3 E, formando ángulos
menores a los 109°, como indica la figura.
Ej.: NH3

2. 6.- Geometría angular: Derivada del tetraedro, esta estructura presenta cuatro pares electrónicos, de los cuales dos son solitarios, de
la forma A X2 E2, formando ángulos menores a los 109°, como indica la figura.
Ej.: H2O.
Para determinar correctamente la geometría de una molécula es preciso, en primera instancia, establecer la estructura de Lewis.
Para ello considera las siguientes recomendaciones:
1.- Establecer esqueletos estructurales simétricos con los átomos que nos indique la formula.
2.- El átomo central del esqueleto será el menos electronegativo cuando sea posible.
3.- El hidrogeno nunca será un átomo central, pues dispone de un solo electrón para enlazar.
4.- Cuando en la fórmula del compuesto inorgánico existen hidrogeno y oxigeno, tienden a formar enlaces H-O.
5.- Debes evitar el enlace O-O, a no ser que se especifique que se trata de un peróxido, compuesto que si presenta este tipo de enlace.
6.- El Oxigeno puede presentar dos enlaces simples, un enlace doble o un enlace covalente coordinado.
7.- Los elementos del grupo IV A, que tienen cuatro electrones de valencia, formaran cuatro enlaces simples, dos enlaces dobles o un
enlace simple y uno triple.
8.- Los elementos del grupo V presentan cinco electrones de valencia, por eso pueden formar tres enlaces simples, uno doble y uno
simple a la vez o uno triple. Con el par electrónico libre pueden formar enlace dativo.
9.- Los elementos del grupo VII forman solo enlaces covalentes normales, pues todos tienen siete electrones de valencia. Si forman otro
tipo de enlace, será dativo.
Ejemplo:
Determinar la geometría molecular del SO2.
1.- El azufre (S) presenta seis electrones de valencia, al igual que el oxigeno (O).
2.- Las electronegatividades del S y del O son 2,5 y 3,5 respectivamente.
3.- Un esquema simétrico simple seria: O-S-O.
4.- Puedes observar que existe entonces un átomo central (S), dos ligandos (O) y que el átomo central presenta tres pares electrónicos
y solo dos podrán ser utilizados. En síntesis: A X2 E; por lo tanto, su geometría es angular, como indica la Figura.

3. Pares electrónicos Electrones libres Geometría Valor angular Tipo RPEV
2 0 Lineal 180° A X2
3 0 Trigonal plana o triangular 120° A X3
2 2 Angular <120° A X2 E
4 0 Tetraédrica 109,5° A X4
3 2 Piramidal trigonal <109° A X3 E
2 4 Angular 104,5° A X2 E2
Bibliografía
- Química, NM1, editorial Santillana.