Enlace químico y geometría molecular

a) Pares enlazantes y libres del átomo central

$\text{NH}_3$. El N ($1s^2\,2s^2\,2p^3$) tiene 5 electrones de valencia. Comparte tres de ellos con tres átomos de H (tres enlaces sencillos N–H) y le quedan dos sin compartir:$$\begin{array}{c} \text{H}\!-\!\ddot{\text{N}}\!-\!\text{H} \\ | \\ \text{H} \end{array}$$El N tiene 3 pares enlazantes y 1 par libre, y completa el octeto.

$\text{CO}_2$. El C ($1s^2\,2s^2\,2p^2$) tiene 4 electrones de valencia y los comparte todos: forma un doble enlace con cada oxígeno:$$\ddot{\text{O}}\!=\!\text{C}\!=\!\ddot{\text{O}}$$El C tiene 4 pares enlazantes (dos dobles enlaces: dos pares $\sigma$ y dos $\pi$) y ningún par libre. Cada O conserva dos pares libres.

b) Geometría e hibridación

$\text{NH}_3$. Alrededor del N hay 4 pares de electrones (3 enlazantes + 1 libre), que según la TRPECV se orientan hacia los vértices de un tetraedro para alejarse al máximo. Como uno de los vértices lo ocupa el par libre, la molécula tiene forma de pirámide trigonal, con el N en el vértice. El par libre repele más que los enlazantes y cierra el ángulo H–N–H a unos $107^\circ$ (menos que los $109{,}5^\circ$ del tetraedro). Hibridación del N: $sp^3$ (cuatro orbitales híbridos: tres forman los enlaces con los H y uno aloja el par libre).

$\text{CO}_2$. El C no tiene pares libres y solo hay dos zonas de densidad electrónica (cada doble enlace cuenta como una), que se colocan a $180^\circ$: molécula lineal. Hibridación del C: $sp$ (dos híbridos $sp$ forman los enlaces $\sigma$ con los O; los dos orbitales $p$ sin hibridar forman los dos enlaces $\pi$).

d) Polaridad (se responde antes que c), porque la necesita)

$\text{NH}_3$. El N es más electronegativo que el H: cada enlace N–H es polar, con la carga parcial negativa sobre el N. En la pirámide trigonal los tres momentos dipolares no se anulan: su suma apunta hacia el vértice del N (y el par libre la refuerza). El $\text{NH}_3$ es una molécula polar.

$\text{CO}_2$. Cada enlace C=O es polar (el O es más electronegativo), pero los dos momentos dipolares son iguales y apuntan en sentidos opuestos sobre la misma recta, así que se anulan: $\vec{\mu}_{\text{total}} = 0$. El $\text{CO}_2$ es una molécula apolar.

c) Fuerzas intermoleculares

$\text{NH}_3$. Es polar y tiene átomos de H unidos a un átomo pequeño y muy electronegativo con un par libre (el N). Entre sus moléculas hay enlaces de hidrógeno (la fuerza intermolecular predominante), además de fuerzas dipolo-dipolo y de dispersión de London. Por eso el amoniaco tiene un punto de ebullición ($-33\ ^\circ\text{C}$) anormalmente alto para su masa molecular.

$\text{CO}_2$. Es apolar: solo hay fuerzas de dispersión de London (dipolos instantáneos), débiles. Por eso sublima a $-78\ ^\circ\text{C}$.