QuímicaFácil2 pts

Enlace químico y geometría molecular

También trata: Fuerzas intermoleculares y propiedades

Comunidad de Madrid · 2018 · Junio (coincidentes) · Opción B

Enunciado

Considerando las sustancias

\text{CO}_2

\text{NH}_3

.

a) (0,5 puntos) Represente e indique la geometría molecular en base al modelo de repulsión entre los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV).

b) (0,5 puntos) Indique la hibridación del átomo central.

c) (0,5 puntos) Indique qué tipo de fuerza intermolecular contribuye preferentemente a mantener las sustancias del enunciado en estado líquido.

d) (0,5 puntos) Explique cuál tiene mayor punto de ebullición.

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Resultado

a) $\text{CO}_2$ : $\text{O}{=}\text{C}{=}\text{O}$ , lineal; $\text{NH}_3$ : piramidal trigonal (un par libre en el N).
b) C: $sp$ ; N: $sp^3$ .
c) $\text{CO}_2$ : fuerzas de dispersión; $\text{NH}_3$ : enlaces de hidrógeno.
d) El $\text{NH}_3$ , por los enlaces de hidrógeno.

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Estrategia

Con la estructura de Lewis se cuentan las regiones de densidad electrónica del átomo central (un enlace doble cuenta como una sola región) y los pares libres. La RPECV las separa al máximo y da la geometría; el mismo recuento da la hibridación.

Con la geometría se decide la polaridad, y con ella las fuerzas intermoleculares dominantes. El punto de ebullición sigue a la intensidad de esas fuerzas.

Desarrollo

a) Estructuras de Lewis y geometría.

$\text{CO}_2$ : el carbono (4 electrones de valencia) forma un doble enlace con cada oxígeno, $\text{O}{=}\text{C}{=}\text{O}$ , y cada O conserva dos pares libres. El C tiene dos regiones de densidad electrónica y ningún par libre ( $\text{AB}_2$ ): se colocan a $180^\circ$ y la molécula es lineal.
$\text{NH}_3$ : el nitrógeno (5 electrones de valencia) forma tres enlaces simples N–H y conserva un par libre. Cuatro regiones ( $\text{AB}_3\text{E}$ ) dispuestas en tetraedro; como el par libre no cuenta para la forma, la molécula es piramidal trigonal, con ángulos H–N–H de unos $107^\circ$ (algo menores que $109{,}5^\circ$ porque el par libre repele más).

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b) Hibridación del átomo central.

En el $\text{CO}_2$ , el C tiene dos regiones de densidad electrónica: hibridación $sp$ . Los dos híbridos $sp$ forman los enlaces $\sigma$ con los oxígenos y los dos orbitales $p$ sin hibridar, los dos enlaces $\pi$ .
En el $\text{NH}_3$ , el N tiene cuatro regiones (tres enlaces y un par libre): hibridación $sp^3$ .

c) Fuerzas intermoleculares dominantes.

$\text{CO}_2$ : los enlaces C=O son polares, pero la molécula es lineal y simétrica y los dos momentos dipolares se anulan: molécula apolar. Solo hay fuerzas de dispersión (London).
$\text{NH}_3$ : molécula polar (pirámide, sin simetría que anule los dipolos N–H) y con hidrógeno unido a un átomo pequeño y muy electronegativo: la fuerza que predomina son los enlaces (puentes) de hidrógeno.

d) Mayor punto de ebullición.

Tiene mayor punto de ebullición el $\text{NH}_3$ (

-33\ ^\circ\text{C}

). Aunque el

\text{CO}_2

tiene más masa molecular (44 frente a 17 u) y, por ello, fuerzas de dispersión algo mayores, los enlaces de hidrógeno del amoniaco son mucho más intensos que la dispersión: cuesta más separar sus moléculas. El

\text{CO}_2

, de hecho, ni siquiera es líquido a presión atmosférica: sublima a

-78\ ^\circ\text{C}

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Consejo

En la RPECV un doble enlace cuenta como una sola región de densidad electrónica: por eso el $\text{CO}_2$ es lineal y su carbono, $sp$ . Si cuentas cuatro pares de enlace en el C, saldría una geometría y una hibridación equivocadas.

Al comparar puntos de ebullición, las fuerzas de dispersión crecen con la masa, pero un enlace de hidrógeno pesa más que esa diferencia de masa: dilo explícitamente.