QuímicaFácilCuestión · 1,5 pts

Problema resuelto de Química: Enlace químico y geometría molecularSelectividad (PAU) · País Vasco 2018 · Julio · Opción B

Enunciado

A partir de los elementos: B (Z = 5), Cl (Z = 17), H (Z = 1) y S (Z = 16):

a) Dibujar las estructuras de Lewis de los compuestos

\text{BCl}_3

\text{H}_2\text{S}

. (0,5 puntos)

b) Indicar sus geometrías empleando la teoría de repulsión de pares de electrones de valencia. (0,5 puntos)

c) Indicar si sus enlaces serán iónicos o covalentes y si las moléculas serán polares o no. (0,5 puntos)

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Resultado

\text{BCl}_3

: B con tres enlaces simples con Cl y sin pares libres (octeto incompleto, 6 e⁻); cada Cl con tres pares libres.

\text{H}_2\text{S}

: S con dos enlaces simples con H y dos pares libres.

b)

\text{BCl}_3

: triangular plana (120°).

\text{H}_2\text{S}

: angular (

\text{AX}_2\text{E}_2

, ángulo menor de 109,5°).

c) Enlaces covalentes polares en los dos;

\text{BCl}_3

apolar y

\text{H}_2\text{S}

polar.

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Estrategia

Las configuraciones electrónicas dan los electrones de valencia de cada átomo y, con ellos, cuántos enlaces forma y cuántos pares libres le quedan. La TRPECV dice que los pares de electrones del átomo central se separan al máximo; la geometría de la molécula es la de los átomos (los pares libres ocupan sitio pero no «se ven»). La polaridad sale de sumar los momentos dipolares de los enlaces según esa geometría.

Desarrollo

a) Estructuras de Lewis

Configuraciones electrónicas.

\text{H}:\ 1s^1 \qquad \text{B}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^1 \qquad \text{S}:\ [\text{Ne}]\,3s^2\,3p^4 \qquad \text{Cl}:\ [\text{Ne}]\,3s^2\,3p^5

Electrones de valencia: H 1, B 3, S 6 y Cl 7.

$\text{BCl}_3$ (

3 + 3\cdot 7 = 24

electrones de valencia, 12 pares): el boro central forma tres enlaces covalentes simples B–Cl, uno con cada cloro, y no tiene pares libres. Cada cloro conserva tres pares libres y completa su octeto. El boro se queda con solo 6 electrones: es una excepción a la regla del octeto (octeto incompleto).

$\text{H}_2\text{S}$ (

2\cdot 1 + 6 = 8

electrones, 4 pares): el azufre central forma dos enlaces simples S–H y conserva dos pares libres, con lo que completa el octeto. Cada hidrógeno se queda con su par de enlace (dos electrones, como el helio).

b) Geometría (TRPECV)

$\text{BCl}_3$ , tipo $\text{AX}_3$ : tres pares de enlace alrededor del boro, que se colocan en un plano a $120^\circ$ . Geometría triangular plana, con ángulos Cl–B–Cl de $120^\circ$ .
$\text{H}_2\text{S}$ , tipo $\text{AX}_2\text{E}_2$ : cuatro pares alrededor del azufre (dos de enlace y dos libres) orientados hacia los vértices de un tetraedro. La molécula es angular. Por la mayor repulsión de los pares libres el ángulo es menor que el tetraédrico de $109{,}5^\circ$ (el valor experimental es de unos $92^\circ$ ).

c) Tipo de enlace y polaridad

Enlaces. Los dos compuestos están formados por no metales con diferencias de electronegatividad moderadas: los enlaces B–Cl y S–H son covalentes, y polares, porque los átomos son distintos (en B–Cl la carga parcial negativa va al cloro; en S–H, al azufre, algo más electronegativo que el hidrógeno).

Moléculas.

$\text{BCl}_3$ : los tres momentos dipolares B–Cl son iguales y forman $120^\circ$ en un plano; su suma es cero. Molécula apolar ( $\mu = 0$ ).
$\text{H}_2\text{S}$ : los dos momentos S–H forman un ángulo y no se anulan; su resultante apunta hacia el azufre. Molécula polar ( $\mu > 0$ ).

Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)

Consejo

El boro es la excepción típica de la regla del octeto: en el $\text{BCl}_3$ se queda con 6 electrones y no tiene pares libres, por eso es plano y no piramidal como el $\text{NH}_3$ . Para la polaridad no basta con que los enlaces sean polares: razona con la geometría si los momentos dipolares se anulan.