QuímicaMedio2,5 pts

Enlace químico y geometría molecular

También trata: Fuerzas intermoleculares y propiedades

Extremadura · 2019 · Junio · Opción B

Enunciado

Dadas las moléculas

\text{BCl}_3

\text{NH}_3

.

a) (1,5 puntos) Escribir la estructura de Lewis de ambas moléculas e indicar su geometría e hibridación según la Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (TRPECV).

b) (0,5 puntos) Explicar la polaridad de las moléculas.

c) (0,5 puntos) Justificar, cuál de ellas presenta enlaces por puentes de hidrógeno.

Datos: Números atómicos (

Z

\text{H} = 1

;

\text{B} = 5

;

\text{N} = 7

;

\text{Cl} = 17

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Resultado

\boxed{\;\text{BCl}_3:\ \text{octeto incompleto, triangular plana } (120^\circ),\ sp^2,\ \text{apolar}\;}

\boxed{\;\text{NH}_3:\ \text{1 par libre en N, pirámide trigonal},\ sp^3,\ \text{polar}\;}

\boxed{\;\textbf{c)}\ \text{Solo el NH}_3 \text{ forma enlaces de hidrógeno}\;}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Todo depende de los electrones de valencia del átomo central. El boro tiene 3: forma tres enlaces y se queda sin pares libres y con solo 6 electrones (octeto incompleto). El nitrógeno tiene 5: forma tres enlaces y le queda un par solitario.

Con la TRPECV se cuentan los pares alrededor del átomo central: tres pares enlazantes dan una molécula triangular plana (

sp^2

); tres enlazantes y uno libre, una pirámide trigonal (

sp^3

). La geometría decide si los dipolos de enlace se anulan, y el enlace de hidrógeno exige un H unido a F, O o N.

Desarrollo

Configuraciones electrónicas y electrones de valencia

$\text{H}\ (Z = 1)$ : $1s^1$ → 1 electrón de valencia.
$\text{B}\ (Z = 5)$ : $1s^2\,2s^2\,2p^1$ → 3 electrones de valencia.
$\text{N}\ (Z = 7)$ : $1s^2\,2s^2\,2p^3$ → 5 electrones de valencia.
$\text{Cl}\ (Z = 17)$ : $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5$ → 7 electrones de valencia (forma un enlace).

a) Estructuras de Lewis, geometría e hibridación

Tricloruro de boro,

\text{BCl}_3

3 + 3\cdot 7 = 24

electrones de valencia (12 pares). Tres enlaces simples

\text{B–Cl}

y tres pares solitarios en cada cloro:

\begin{array}{ccccc} & & :\!\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}\!: & & \\ & & | & & \\ :\!\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}} & - & \text{B} & - & \underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}}\!: \end{array}

El boro queda con solo 6 electrones: es una excepción a la regla del octeto (octeto incompleto). Cada cloro sí completa el suyo.

Amoniaco,

\text{NH}_3

5 + 3\cdot 1 = 8

electrones de valencia (4 pares). Tres enlaces simples

\text{N–H}

y un par solitario sobre el nitrógeno, que así completa el octeto:

\begin{array}{ccccc} \text{H} & - & \overset{\cdot\cdot}{\text{N}} & - & \text{H} \\ & & | & & \\ & & \text{H} & & \end{array}

Según la TRPECV, los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central se colocan lo más alejados posible:

Molécula	Pares enlazantes	Pares libres	Tipo	Disposición de los pares	Geometría molecular	Hibridación
$\text{BCl}_3$	3	0	$\text{AB}_3$	Triangular plana	Triangular plana, $120^\circ$	$sp^2$
$\text{NH}_3$	3	1	$\text{AB}_3\text{E}$	Tetraédrica	Pirámide trigonal, unos $107^\circ$	$sp^3$

En el $\text{BCl}_3$ , el boro combina su orbital $2s$ con dos $2p$ y forma tres híbridos $sp^2$ en un plano, a $120^\circ$ , que solapan con un orbital $3p$ de cada cloro. Queda un orbital $2p$ vacío perpendicular al plano.
En el $\text{NH}_3$ , el nitrógeno forma cuatro híbridos $sp^3$ dirigidos a los vértices de un tetraedro: tres solapan con el $1s$ de cada hidrógeno y el cuarto aloja el par solitario. La molécula es una 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 $107^\circ$ , por debajo de $109{,}5^\circ$ .

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

b) Polaridad de las moléculas

Los dos tipos de enlace son polares: el cloro es más electronegativo que el boro y el nitrógeno más que el hidrógeno, así que cada enlace tiene un momento dipolar. La polaridad de la molécula depende de cómo se sumen:

$\text{BCl}_3$ : los tres dipolos $\text{B–Cl}$ son iguales y están en un plano a $120^\circ$ ; su suma vectorial es cero. La molécula es apolar.
$\text{NH}_3$ : en la pirámide los tres dipolos $\text{N–H}$ , dirigidos hacia el N, no se compensan, y el par solitario refuerza la asimetría. El momento dipolar total no es nulo: la molécula es polar.

c) Enlace de hidrógeno

El enlace (puente) de hidrógeno es una fuerza intermolecular que aparece cuando un H está unido a un átomo pequeño y muy electronegativo con pares solitarios (F, O o N) y se ve atraído por un par solitario de otra molécula vecina.

$\text{NH}_3$ : el H está unido al N, muy electronegativo y pequeño, que además tiene un par solitario. Sí forma enlaces de hidrógeno entre sus moléculas ( $\text{N–H}\cdots\text{:N}$ ). Por eso hierve a $-33\ ^\circ\text{C}$ , mucho más alto de lo que le correspondería por su masa.
$\text{BCl}_3$ : no tiene ningún hidrógeno. No puede formarlos; al ser apolar, entre sus moléculas solo hay fuerzas de dispersión de London.

Consejo

No le pongas un par solitario al boro «para completar el octeto»: con 3 electrones de valencia no tiene de dónde sacarlo. Y distingue la disposición de los pares (tetraédrica en el $\text{NH}_3$ ) de la geometría de la molécula (pirámide trigonal): decir «tetraédrica» a secas es un error.

En c), justifica las dos moléculas: el $\text{BCl}_3$ no puede formar enlaces de hidrógeno porque no tiene H, y el $\text{NH}_3$ sí porque el H está unido a N con un par solitario.