Problema resuelto de Química: Enlace químico y geometría molecularSelectividad (PAU) · Comunitat Valenciana 2018 · Junio · Opción A

Electrones de valencia

A partir de las configuraciones: H $1s^1$ (1 e⁻); C $[\text{He}]\,2s^2 2p^2$ (4); N $[\text{He}]\,2s^2 2p^3$ (5); O $[\text{He}]\,2s^2 2p^4$ (6); Si $[\text{Ne}]\,3s^2 3p^2$ (4); Cl $[\text{Ne}]\,3s^2 3p^5$ (7); Br $[\text{Ar}]\,3d^{10} 4s^2 4p^5$ (7).

a) Estructuras de Lewis

$\text{Br}_2\text{CO}$ (bromuro de carbonilo). Electrones: $2\cdot 7 + 4 + 6 = 24$ (12 pares). El C, el menos electronegativo de los que pueden formar cuatro enlaces, va en el centro: un doble enlace C=O y dos enlaces sencillos C–Br. El O conserva 2 pares libres y cada Br, 3. El C no tiene pares libres y cumple el octeto (4 enlaces).$$\text{Br}-\overset{\overset{\displaystyle\text{O}}{\|}}{\text{C}}-\text{Br}$$$\text{HSiCl}_3$ (triclorosilano). Electrones: $1 + 4 + 3\cdot 7 = 26$ (13 pares). El Si va en el centro con cuatro enlaces sencillos: uno con el H y tres con los Cl. Cada Cl lleva 3 pares libres; el Si, ninguno.$$\text{H}-\underset{\underset{\displaystyle\text{Cl}}{|}}{\overset{\overset{\displaystyle\text{Cl}}{|}}{\text{Si}}}-\text{Cl}$$$\text{CO}_2$. Electrones: $4 + 2\cdot 6 = 16$ (8 pares). El C en el centro con dos dobles enlaces, $\text{O}{\mkern2mu=\mkern2mu}\text{C}{\mkern2mu=\mkern2mu}\text{O}$; cada O tiene 2 pares libres y el C ninguno.

$\text{NO}_2^-$ (ion nitrito). Electrones: $5 + 2\cdot 6 + 1 = 18$ (9 pares). El N en el centro con un doble enlace a un O y un enlace sencillo al otro, que lleva la carga negativa (3 pares libres); el O del doble enlace tiene 2 pares libres y el N, un par libre:$$[\,\text{O}=\ddot{\text{N}}-\text{O}\,]^-$$Hay dos formas resonantes, según cuál de los dos O lleve el doble enlace: en realidad los dos enlaces N–O son iguales, intermedios entre sencillo y doble.

b) Geometría (TRPECV)

$\text{Br}_2\text{CO}$. El C tiene 3 grupos de electrones (dos enlaces sencillos y uno doble) y ningún par libre: se colocan lo más separados posible, en un triángulo. Geometría triangular plana, con ángulos próximos a 120°.

$\text{HSiCl}_3$. El Si tiene 4 pares enlazantes y ninguno libre: disposición y geometría tetraédricas, con ángulos próximos a 109,5° (no exactamente iguales, porque el H y los Cl son distintos).

$\text{CO}_2$. El C tiene 2 grupos (dos dobles enlaces) y ningún par libre: se sitúan en lados opuestos. Geometría lineal, 180°.

$\text{NO}_2^-$. El N tiene 3 grupos de electrones (dos enlaces y un par libre): disposición triangular. Como el par libre no es un átomo, la geometría es angular, y como el par libre repele más que los enlazantes, el ángulo O–N–O es algo menor de 120° (unos 115°).

c) Polaridad

$\text{Br}_2\text{CO}$: polar. Los enlaces C=O y C–Br son polares (el O y el Br son más electronegativos que el C), pero no iguales: el O es bastante más electronegativo que el Br. En el triángulo plano los tres momentos dipolares no se anulan y queda un momento dipolar neto dirigido hacia el O.

$\text{HSiCl}_3$: polar. Los enlaces Si–Cl y Si–H son polares y distintos entre sí (el Cl es mucho más electronegativo que el Si; el H, algo más). Con un H en lugar de un cuarto Cl, el tetraedro no es simétrico y los momentos no se compensan: momento dipolar neto distinto de cero.

$\text{CO}_2$: apolar. Los dos enlaces C=O son polares, pero iguales y opuestos en una molécula lineal: sus momentos dipolares se anulan y el momento dipolar total es cero.