Enlace químico y geometría molecular

a) Molécula de eteno.$$\text{H}_2\text{C}\!=\!\text{CH}_2 \qquad (12\ e^- \text{ de valencia})$$Cada carbono forma tres enlaces $\sigma$ (dos con hidrógenos y uno con el otro carbono), así que necesita tres orbitales híbridos:$$s + p + p \;\longrightarrow\; \textbf{3 orbitales } sp^2 \qquad (\text{trigonal plana}, \; 120^\circ)$$A cada carbono le queda un orbital $2p$ sin hibridar, perpendicular al plano de la molécula. El solapamiento lateral de esos dos orbitales origina el enlace $\pi$.

Recuento de enlaces:$$\text{Total}: \; \mathbf{5\ enlaces\ \sigma} \; \text{y} \; \mathbf{1\ enlace\ \pi}$$La molécula es plana, y el enlace $\pi$ impide el giro en torno al eje $\text{C}\!-\!\text{C}$: de ahí que los alquenos puedan presentar isomería cis-trans.

b) Diagrama de Lewis del clorometano.

Electrones de valencia: $4 (\text{C}) + 3 \cdot 1 (\text{H}) + 7 (\text{Cl}) = 14\ e^-$.

El carbono forma cuatro enlaces simples (tres con hidrógenos y uno con el cloro) y no le quedan pares solitarios; el cloro completa su octeto con tres pares libres:$$\text{H}_3\text{C}\!-\!\ddot{\underset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}}\!: \qquad (4 \text{ pares enlazantes} + 3 \text{ pares solitarios sobre el Cl})$$Geometría tetraédrica en torno al carbono ($\text{AX}_4$, $\approx 109{,}5^\circ$).

c) El $\text{PH}_3$ es polar.

El fósforo aporta 5 electrones de valencia: forma tres enlaces con los hidrógenos y conserva un par solitario.$$\text{Dominios} = 3 \; \text{enlazantes} + 1 \; \text{solitario} = 4 \qquad (\text{AX}_3\text{E})$$La disposición de los pares es tetraédrica, pero la geometría molecular es una pirámide trigonal, con ángulos muy cerrados ($\approx 93^\circ$).

Al ser la geometría asimétrica, las contribuciones al momento dipolar no pueden cancelarse:$$\vec{\mu}_{\text{total}} \neq \vec{0} \qquad\Longrightarrow\qquad \textbf{molécula polar}$$Conviene un matiz honesto: los enlaces $\text{P}\!-\!\text{H}$ son casi apolares, porque las electronegatividades del fósforo ($2{,}19$) y del hidrógeno ($2{,}20$) son prácticamente iguales. El momento dipolar del $\text{PH}_3$ ($0{,}58\ \text{D}$) procede sobre todo del par solitario, y por eso es mucho menor que el del amoniaco ($1{,}47\ \text{D}$), donde los enlaces $\text{N}\!-\!\text{H}$ sí son claramente polares.