Enlace químico y geometría molecular

a) Geometrías según la TRPECV.

$\text{NH}_3$. El nitrógeno aporta 5 electrones y forma 3 enlaces $\text{N}\!-\!\text{H}$:$$\frac{5-3}{2} = \mathbf{1} \text{ par solitario} \;\Longrightarrow\; \text{notación } \text{AX}_3\text{E}$$Con 4 zonas de densidad, la disposición de las nubes es tetraédrica, pero el par solitario no se ve al describir la forma de la molécula:$$\textbf{Geometría molecular: pirámide trigonal} \qquad \widehat{\text{HNH}} = 107^\circ$$El ángulo es algo menor que los $109{,}5^\circ$ teóricos porque el par solitario repele más que los pares de enlace y comprime la pirámide.

$\text{BeCl}_2$. El berilio aporta solo 2 electrones y forma 2 enlaces: los usa todos.$$\frac{2-2}{2} = \mathbf{0} \text{ pares solitarios} \;\Longrightarrow\; \text{notación } \text{AX}_2$$Con 2 zonas de densidad, se separan al máximo, en línea recta:$$\textbf{Geometría molecular: lineal} \qquad \widehat{\text{ClBeCl}} = 180^\circ$$El berilio queda con solo 4 electrones a su alrededor: es una de las excepciones aceptadas a la regla del octeto (octeto incompleto).

b) Hibridación del átomo central.

La hibridación la fija el número de zonas de densidad electrónica:$$\text{NH}_3: \; 4 \text{ zonas} \;\Longrightarrow\; \boxed{sp^3}$$$$\text{BeCl}_2: \; 2 \text{ zonas} \;\Longrightarrow\; \boxed{sp}$$En el amoniaco, un orbital $2s$ y tres $2p$ dan cuatro híbridos $sp^3$ dirigidos hacia los vértices de un tetraedro; tres alojan enlaces y uno el par solitario. En el $\text{BeCl}_2$, un orbital $2s$ y un $2p$ dan dos híbridos $sp$ opuestos entre sí.

c) Polaridad.

$\text{NH}_3$: polar. Los enlaces $\text{N}\!-\!\text{H}$ están polarizados ($\Delta\chi = 3{,}0 - 2{,}1 = 0{,}9$) y la geometría piramidal es asimétrica, así que los tres vectores no se cancelan: sus componentes se suman a lo largo del eje de la pirámide. A eso se añade la contribución del par solitario, que apunta en sentido contrario a los hidrógenos.$$\vec{\mu}_{\text{total}} \neq \vec{0} \;\Longrightarrow\; \mu = 1{,}47 \text{ D}$$Esa polaridad, junto con el hidrógeno unido a nitrógeno, permite al amoniaco formar enlaces de hidrógeno (de ahí su alto punto de ebullición, $-33\ ^\circ$C, frente a los $-88\ ^\circ$C de la fosfina).

$\text{BeCl}_2$: apolar. Los enlaces $\text{Be}\!-\!\text{Cl}$ son muy polares ($\Delta\chi = 3{,}0 - 1{,}5 = 1{,}5$), pero la geometría lineal y simétrica hace que los dos vectores tengan el mismo módulo y sentidos opuestos:$$\vec{\mu}_{\text{total}} = \vec{\mu}_1 + \vec{\mu}_2 = \vec{0} \;\Longrightarrow\; \mu = 0$$