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La estructura de Lewis del dióxido de carbono es O=C=O: el carbono central enlazado mediante dos dobles enlaces a los oxígenos, sin pares solitarios sobre el carbono y con dos pares solitarios en cada oxígeno (16 electrones de valencia en total). La molécula es lineal con ángulo O=C=O de 180°, el carbono se describe como sp-hibridado y, como los dos dipolos de enlace C=O son iguales y opuestos, el CO2 es apolar a pesar de tener enlaces polares.
Figura 1: Estructura de Lewis del dióxido de carbono (CO2)
| Fórmula química | CO2 |
| Número CAS | 124-38-9 |
| Masa molar | 44,01 g/mol |
| Electrones de valencia totales | 16 |
| Estructura de Lewis | O=C=O (dos dobles enlaces C=O) |
| Geometría electrónica | Lineal |
| Geometría molecular | Lineal |
| Modelo de hibridación | sp (carbono central) |
| Ángulo de enlace | 180° (O=C=O) |
| Polaridad | Molécula apolar (μ = 0 D) |
El dióxido de carbono es mucho más que el ejemplo clásico de molécula lineal. Industrialmente se produce a gran escala como subproducto de la síntesis de amoníaco, la fermentación y la combustión de combustibles fósiles, y se captura, purifica y vende en múltiples grados. Su inertez química en ausencia de nucleófilos o reductores fuertes, junto con su baja toxicidad relativa frente a muchos gases industriales, lo hace valioso en los sectores alimentario, energético y de materiales.
En la industria química, el CO2 es materia prima para la producción de urea (vía reacción con amoníaco) y de ácido salicílico, y cada vez más para policarbonatos y otros polímeros derivados de CO2. En alimentación y bebidas aporta la carbonatación y las atmósferas modificadas de envasado. El CO2 supercrítico es un disolvente verde ampliamente usado en descafeinación y extracción de lúpulo y botánicos, mientras que el CO2 sólido (hielo seco) es refrigerante y medio de transporte en frío.
El primer paso para dibujar la estructura de Lewis del CO2 es sumar todos los electrones de valencia. El carbono, del grupo 14, aporta 4 electrones de valencia. Cada oxígeno, del grupo 16, aporta 6 electrones de valencia. El carbono es el átomo central por dos razones: es menos electronegativo (2,55 frente a 3,44 del oxígeno) y puede formar cuatro enlaces; un oxígeno terminal solo formaría uno.
Total de electrones de valencia = 4 (C) + 6 (O) + 6 (O) = 16 electrones.
Colocamos el carbono en el centro con los dos oxígenos a cada lado: O–C–O. Un enlace simple con cada oxígeno consume 4 de los 16 electrones, dejando 12. Repartidos como pares solitarios, cada oxígeno recibe tres, pero el carbono quedaría con solo 4 electrones (octeto incompleto) y cargas formales altas.
Para satisfacer la regla del octeto y minimizar la carga formal, convertimos cada enlace simple en doble: O=C=O. Cada doble enlace usa 4 electrones, los dos suman 8, y los 8 restantes forman dos pares solitarios sobre cada oxígeno. Todos los átomos tienen octeto completo y las cargas formales son nulas.
La estructura de Lewis del CO2 muestra dos dominios electrónicos alrededor del carbono central, ambos de enlace (los dos dobles enlaces C=O, que VSEPR cuenta cada uno como un solo dominio). Según VSEPR, dos dominios adoptan disposición lineal para maximizar su separación: 180°.
Como no hay pares solitarios en el carbono central, la geometría de dominios electrónicos y la geometría molecular coinciden: ambas son lineales. La ausencia de repulsión de pares libres en el carbono significa que el ángulo se mantiene en el valor ideal de 180° sin compresión alguna.
Con solo dos dominios de enlace y ningún par solitario, la única repulsión significativa es enlace–enlace entre los dos dominios C=O, situados a 180°, la separación máxima posible: molécula perfectamente lineal.
En el modelo de enlace localizado, el carbono central del CO2 se describe como sp-hibridado: dos dominios electrónicos corresponden a dos orbitales híbridos lineales que forman el esqueleto σ de los dos enlaces C=O. Los dos orbitales p sin hibridar del carbono forman los dos componentes π (un π con cada oxígeno), en planos perpendiculares entre sí.
Cada oxígeno se describe típicamente como sp2 en la imagen localizada: un orbital híbrido para el σ, dos para los pares solitarios, y el p restante aporta el enlace π.
Carga formal = electrones de valencia − no enlazantes − ½ × enlazantes. Para el carbono en O=C=O: 4 − 0 − ½×8 = 0. Para cada oxígeno: 6 − 4 − ½×4 = 0. Todos los átomos tienen carga formal nula, lo que confirma que O=C=O es la estructura dominante.
El dióxido de carbono es apolar. Cada enlace C=O es individualmente polar porque el oxígeno es más electronegativo que el carbono, de modo que cada enlace tiene un dipolo apuntando hacia su oxígeno. Sin embargo, la molécula es lineal: los dos dipolos, iguales y opuestos, se cancelan por suma vectorial exacta.
El momento dipolar neto de una molécula aislada de CO2 es por tanto cero. Esta cancelación dictada por la simetría (grupo puntual D∞h) es la razón clave por la que el CO2, pese a contener enlaces polares, se clasifica como molécula apolar.
"El punto decisivo no es que los enlaces C=O sean polares, sino que la geometría lineal hace sus dipolos antisimétricos. Con dos dipolos de enlace idénticos separados 180°, la cancelación vectorial es exacta; es la simetría de la molécula, no la ausencia de enlaces polares, lo que hace apolar al CO2."
Interpretación coherente con los tratamientos estándar de simetría molecular y VSEPR para triatómicas lineales.Esta apolaridad explica muchos comportamientos macroscópicos del CO2: es solo débilmente soluble en agua (reaccionando lentamente a ácido carbónico) y se mezcla fácilmente con otros gases apolares o débilmente polares. En cambio, son los enlaces polares los que permiten al CO2 reaccionar con nucleófilos en la formación de urea o salicilato.
| Especie | Fórmula | Átomo central | Dominios electrónicos | Geometría molecular | Polaridad |
|---|---|---|---|---|---|
| Dióxido de carbono | CO2 | C | 2 | Lineal | Apolar |
| Monóxido de carbono | CO | C | 2 | Lineal (diatómica) | Polar |
| Dióxido de azufre | SO2 | S | 3 | Angular | Polar |
| Subóxido de carbono | C3O2 | C central | 2 | Lineal | Apolar |
| Ozono | O3 | O central | 3 | Angular | Polar |
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O=C=O con dos pares solitarios en cada oxígeno. Satisface la regla del octeto en todos los átomos y deja carga formal cero en toda la molécula.
El CO2 es apolar. Los dos enlaces polares C=O son iguales y opuestos en la geometría lineal, por lo que sus dipolos se cancelan exactamente.
El ángulo O=C=O es 180°. Dos dominios electrónicos alrededor del carbono dan una disposición lineal sin compresión por pares solitarios.
El carbono es sp-hibridado. Dos dominios lineales corresponden a dos híbridos sp para los σ y dos orbitales p para los π.
El número CAS es 124-38-9. PubChem (CID 280) y NIST coinciden en identificar este CAS con el CO2.
Alcance técnico: las estructuras de Lewis, VSEPR y la hibridación son descripciones basadas en modelos empleadas para la comunicación química y la predicción estructural; la estructura electrónica real se representa mejor con métodos de orbitales moleculares. Las especificaciones comerciales del CO2 varían por grado (beverage, alimentario, soldadura, industrial, farmacéutico) y el CAS 124-38-9 identifica la sustancia, no un grado de pureza único.
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