QuímicaFácilCuestión · 1,5 pts

Problema resuelto de Química: Enlace químico y geometría molecularSelectividad (PAU) · País Vasco 2020 · Julio (ordinaria)

Enunciado

Para las moléculas

\text{SiF}_4

\text{CH}_3\text{Cl}

:

a) Dibujar las estructuras de Lewis de ambas. (0,5 puntos)

b) Determinar la geometría de estos compuestos covalentes utilizando la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia. (0,5 puntos)

c) Indicar, justificando brevemente la respuesta, si se trata de moléculas polares. (0,5 puntos)

Datos (de la tabla del examen): números atómicos: H (Z = 1); C (Z = 6); F (Z = 9); Si (Z = 14); Cl (Z = 17).

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Resultado

\text{SiF}_4

: cuatro enlaces simples Si–F, Si sin pares libres y cada F con tres pares libres.

\text{CH}_3\text{Cl}

: tres enlaces C–H y uno C–Cl, C sin pares libres y Cl con tres pares libres.

b) Las dos son tetraédricas (

\text{AX}_4

); la del

\text{SiF}_4

es regular (109,5°).

c)

\text{SiF}_4

: apolar (los momentos se anulan).

\text{CH}_3\text{Cl}

: polar (el momento C–Cl no se compensa).

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Con las configuraciones electrónicas contamos los electrones de valencia de cada átomo y vemos cuántos enlaces necesita para completar el octeto (el H, el dúo). En las dos moléculas el átomo central (Si o C) tiene 4 electrones de valencia y forma 4 enlaces simples.

Con la TRPECV, cuatro pares de enlace alrededor del átomo central se colocan en los vértices de un tetraedro. La polaridad depende de si los momentos dipolares de los enlaces se anulan: en el

\text{SiF}_4

los cuatro enlaces son iguales; en el

\text{CH}_3\text{Cl}

no.

Desarrollo

a) Electrones de valencia. Si (

1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^2

): 4; C (

1s^2\,2s^2\,2p^2

): 4; F (

1s^2\,2s^2\,2p^5

): 7; Cl (

[\text{Ne}]\,3s^2\,3p^5

): 7; H (

1s^1

): 1.

Estructura de Lewis del SiF₄ (

4 + 4\cdot 7 = 32

electrones de valencia, 16 pares): el silicio, en el centro, comparte un par de electrones con cada uno de los cuatro átomos de flúor (cuatro enlaces simples Si–F) y no le queda ningún par libre; completa así su octeto. Cada flúor tiene, además de su par de enlace, tres pares solitarios.

Estructura de Lewis del CH₃Cl (

4 + 3\cdot 1 + 7 = 14

electrones, 7 pares): el carbono, en el centro, forma cuatro enlaces simples: tres C–H y uno C–Cl, sin pares libres. Cada hidrógeno solo tiene su par de enlace (dúo) y el cloro tiene tres pares solitarios además del de enlace.

b) Geometría (TRPECV). En las dos moléculas el átomo central tiene 4 pares de electrones, todos de enlace (tipo

\text{AX}_4

). La disposición que los aleja al máximo es la tetraédrica:

$\text{SiF}_4$ : tetraedro regular, con ángulos F–Si–F de $109{,}5^\circ$ .
$\text{CH}_3\text{Cl}$ : también tetraédrica, aunque algo distorsionada (los ángulos se desvían un poco de $109{,}5^\circ$ ) porque un vértice lo ocupa un Cl y no un H.

c) Polaridad. El flúor es mucho más electronegativo que el silicio, así que los enlaces Si–F son muy polares; en el

\text{CH}_3\text{Cl}

el enlace C–Cl es polar (el Cl es más electronegativo que el C) y los C–H, muy poco.

$\text{SiF}_4$ : los cuatro momentos dipolares son iguales y apuntan a los vértices de un tetraedro regular, así que su suma es cero: la molécula es apolar ( $\mu = 0$ ).
$\text{CH}_3\text{Cl}$ : el momento del enlace C–Cl no queda compensado por los de los enlaces C–H, que son distintos; el momento total no es nulo y la molécula es polar, con el extremo negativo hacia el cloro.

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

Consejo

En la polaridad, separa siempre las dos preguntas: ¿son polares los enlaces? (electronegatividad) y ¿se anulan sus momentos? (geometría). El $\text{SiF}_4$ tiene enlaces muy polares y, aun así, es una molécula apolar.

En las estructuras de Lewis no olvides dibujar los pares solitarios del flúor y del cloro: sin ellos la estructura está incompleta.