QuímicaMedioCuestión · 2 pts

Problema resuelto de Química: Enlace químico y geometría molecularSelectividad (PAU) · Comunitat Valenciana 2019 · Julio · Opción A

Enunciado

Considere las especies químicas:

\text{H}_2\text{CO}

\text{CN}_2^{2-}

\text{H}_2\text{S}

\text{PCl}_3

y responda a las cuestiones siguientes:

a) Represente la estructura de Lewis de cada una de las especies químicas anteriores. (0,8 puntos)

b) Deduzca, razonadamente, la geometría de cada una de estas especies químicas. (0,8 puntos)

c) Explique, justificadamente, si las moléculas

\text{H}_2\text{CO}

\text{PCl}_3

son polares o apolares. (0,4 puntos)

Datos: Números atómicos: H (1); C (6); N (7); O (8); P (15); S (16); Cl (17).

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Resultado

\text{H}_2\text{CO}

: dos C–H y un C=O (2 pares solitarios en el O).

\text{CN}_2^{2-}

[\text{N}{=}\text{C}{=}\text{N}]^{2-}

(2 en cada N).

\text{H}_2\text{S}

: dos S–H (2 en el S).

\text{PCl}_3

: tres P–Cl (1 en el P).

b)

\text{H}_2\text{CO}

, triangular plana;

\text{CN}_2^{2-}

, lineal;

\text{H}_2\text{S}

, angular;

\text{PCl}_3

, pirámide trigonal.

c) Las dos son polares: sus momentos dipolares de enlace no se anulan.

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Todo sale de contar bien los electrones de valencia. Con la configuración de cada átomo se ve cuántos aporta (H 1, C 4, N 5, O y S 6, P 5, Cl 7); en el ion

\text{CN}_2^{2-}

hay que sumar los dos electrones de la carga. Después se colocan los enlaces alrededor del átomo central (el menos electronegativo, nunca el H) hasta que todos cumplan el octeto (el H, el dueto).

Con la estructura de Lewis, la TRPECV da la geometría: se cuentan los pares (o «dominios») alrededor del átomo central, contando un enlace doble como un solo dominio, y se mira cuántos son solitarios. Y con la geometría se decide la polaridad: si los momentos dipolares de los enlaces se anulan o no.

Desarrollo

Electrones de valencia. Con los números atómicos:

\text{H}: 1s^1 \qquad \text{C}: [\text{He}]\,2s^2\,2p^2 \qquad \text{N}: [\text{He}]\,2s^2\,2p^3 \qquad \text{O}: [\text{He}]\,2s^2\,2p^4

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

a) Estructuras de Lewis

$\text{H}_2\text{CO}$ (metanal): $2\cdot 1 + 4 + 6 = 12$ electrones, 6 pares. El carbono es el central: dos enlaces simples C–H y un enlace doble C=O. El oxígeno conserva dos pares solitarios y el carbono queda sin ninguno, con su octeto completo.
$\text{CN}_2^{2-}$ (ion cianamida o carbodiimida): $4 + 2\cdot 5 + 2 = 16$ electrones, 8 pares. El carbono es el central, con un doble enlace con cada nitrógeno: $[\,\text{N}{=}\text{C}{=}\text{N}\,]^{2-}$ . Cada nitrógeno tiene dos pares solitarios y el carbono ninguno; todos cumplen el octeto. La carga 2− se escribe fuera de un corchete que encierra la estructura (cada N lleva una carga formal −1).
$\text{H}_2\text{S}$ : $2\cdot 1 + 6 = 8$ electrones, 4 pares. El azufre se une con dos enlaces simples S–H y le quedan dos pares solitarios.
$\text{PCl}_3$ : $5 + 3\cdot 7 = 26$ electrones, 13 pares. El fósforo forma tres enlaces simples P–Cl y le queda un par solitario; cada cloro conserva tres pares solitarios.

Estructuras de Lewis: H2CO con un doble enlace C=O y dos pares solitarios en el oxígeno; ion CN2 dos menos, entre corchetes, con un doble enlace entre el carbono y cada nitrógeno; H2S con dos pares solitarios en el azufre; PCl3 con un par solitario en el fósforo

b) Geometría (TRPECV)

Especie	Dominios en el átomo central	Tipo	Geometría
$\text{H}_2\text{CO}$	3 (dos C–H y el C=O), sin pares solitarios	$\text{AX}_3$	Triangular plana, ángulos de unos $120^\circ$
$\text{CN}_2^{2-}$	2 (los dos C=N), sin pares solitarios	$\text{AX}_2$	Lineal, $180^\circ$
$\text{H}_2\text{S}$	4 (dos enlaces y dos pares solitarios)	$\text{AX}_2\text{E}_2$	Angular, ángulo menor de $109{,}5^\circ$
$\text{PCl}_3$	4 (tres enlaces y un par solitario)	$\text{AX}_3\text{E}$	Pirámide trigonal, ángulos menores de $109{,}5^\circ$

Por qué. Los dominios de electrones se separan lo más posible para repeler lo menos posible: dos dominios van en línea, tres en un triángulo y cuatro hacia los vértices de un tetraedro. La geometría de la molécula la dan solo los átomos: en el

\text{H}_2\text{S}

dos de los cuatro vértices del tetraedro son pares solitarios (queda angular) y en el

\text{PCl}_3

uno (queda una pirámide con el P en el vértice). Los pares solitarios repelen más que los de enlace y cierran los ángulos por debajo de

109{,}5^\circ

.

c) Polaridad

$\text{H}_2\text{CO}$ : polar. El enlace C=O es muy polar (el O es mucho más electronegativo que el C) y los C–H casi no lo son. En la geometría triangular plana los tres dipolos no son iguales y no se anulan: queda un momento dipolar resultante dirigido hacia el oxígeno.
$\text{PCl}_3$ : polar. Los tres enlaces P–Cl son polares (el Cl es más electronegativo). En una pirámide trigonal los tres dipolos no están en un plano y no se compensan; además el par solitario del fósforo refuerza la asimetría. El momento dipolar total no es nulo.

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

Consejo

En los iones, suma (o resta) la carga al contar los electrones de valencia: con 14 electrones en vez de 16 el $\text{CN}_2^{2-}$ no sale. Y no confundas la geometría de los pares con la de la molécula: el $\text{PCl}_3$ tiene los pares en tetraedro, pero la molécula es una pirámide trigonal.

En c) no basta con «el enlace es polar»: el corrector quiere ver que, por la geometría, los momentos dipolares no se anulan.