QuímicaMedioCuestión · 2 pts

Enlace químico y geometría molecular

Castilla-La Mancha · 2021 · Julio

Enunciado

Sean las moléculas

\text{NH}_3

\text{SO}_2

\text{CO}_2

a) (0,5 p) Deduzca la estructura de Lewis de cada una de ellas.

b) (0,5 p) Describa la geometría de estas moléculas indicando la hibridación del átomo central.

c) (0,5 p) Indique el tipo de enlaces

\sigma

\pi

que se dan en estas moléculas.

d) (0,5 p) Comente la polaridad de cada molécula.

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Resultado

a) $\text{NH}_3$ : 3 enlaces y 1 par libre en N. $\text{SO}_2$ : $\text{O}=\text{S}-\text{O}$ (resonancia), 1 par libre en S. $\text{CO}_2$ : $\text{O}=\text{C}=\text{O}$ .
b) $\text{NH}_3$ piramidal, $sp^3$ ; $\text{SO}_2$ angular, $sp^2$ ; $\text{CO}_2$ lineal, $sp$ .
c) $\text{NH}_3$ : 3 $\sigma$ ; $\text{SO}_2$ : 2 $\sigma$ + 1 $\pi$ ; $\text{CO}_2$ : 2 $\sigma$ + 2 $\pi$ .
d) $\text{NH}_3$ y $\text{SO}_2$ polares; $\text{CO}_2$ apolar.

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Estrategia

El camino es siempre el mismo: electrones de valencia → estructura de Lewis → número de zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central (enlaces + pares libres; un doble enlace cuenta como una zona) → geometría (TRPECV) e hibridación → polaridad.

La clave está en los pares libres del átomo central: el N del amoniaco tiene uno y el S del dióxido de azufre también, y eso deforma la molécula y la hace polar. El C del

\text{CO}_2

no tiene ninguno: la molécula es lineal y simétrica, y por eso apolar aunque sus enlaces sean polares.

Desarrollo

a) Estructuras de Lewis

Electrones de valencia: H 1; C (

2s^2\,2p^2

) 4; N (

2s^2\,2p^3

) 5; O (

2s^2\,2p^4

) 6; S (

3s^2\,3p^4

) 6.

$\text{NH}_3$ : $5 + 3 \cdot 1 = 8$ electrones (4 pares). Tres pares forman los enlaces N−H y queda un par libre sobre el N, que completa su octeto.
$\text{SO}_2$ : $6 + 2 \cdot 6 = 18$ electrones (9 pares). Con el S en el centro, para que todos cumplan el octeto hace falta un doble enlace $\text{S}=\text{O}$ y uno sencillo $\text{S}-\text{O}$ ; el S conserva un par libre. El doble enlace puede estar con cualquiera de los dos oxígenos: hay dos formas resonantes equivalentes, y en realidad los dos enlaces S−O son iguales, intermedios entre sencillo y doble.
$\text{CO}_2$ : $4 + 2 \cdot 6 = 16$ electrones (8 pares). Para que el C complete el octeto, forma dos dobles enlaces; cada O conserva dos pares libres y el C no tiene ninguno.

\begin{array}{ccc} \text{H}\!-\! & \overset{\cdot\cdot}{\text{N}} & \!-\!\text{H} \\ & \vert & \\ & \text{H} & \end{array}

:\overset{\cdot\cdot}{\text{O}}\!=\!\overset{\cdot\cdot}{\text{S}}\!-\!\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{O}}}: \;\;\longleftrightarrow\;\; :\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{O}}}\!-\!\overset{\cdot\cdot}{\text{S}}\!=\!\overset{\cdot\cdot}{\text{O}}:

\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{O}}}\!=\!\text{C}\!=\!\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{O}}}

(Muchos libros dibujan el

\text{SO}_2

como

\text{O}=\text{S}=\text{O}

, con el azufre rodeado de 10 electrones: el azufre, del periodo 3, puede ampliar su octeto. Con cualquiera de las dos representaciones, el S tiene un par libre.)

b) Geometría e hibridación del átomo central (TRPECV)

Molécula	Pares enlazantes	Pares libres	Zonas	Hibridación	Geometría
$\text{NH}_3$	3	1	4	$sp^3$	Pirámide trigonal, unos $107^\circ$
$\text{SO}_2$	2 (zonas de enlace)	1	3	$sp^2$	Angular, unos $119^\circ$
$\text{CO}_2$	2 (zonas de enlace)	0	2	$sp$	Lineal, $180^\circ$

$\text{NH}_3$ : cuatro zonas se reparten en tetraedro; como una es el par libre, los átomos forman una pirámide trigonal con el N en el vértice. El par libre repele más que los enlazantes y cierra el ángulo H−N−H por debajo de $109{,}5^\circ$ .
$\text{SO}_2$ : tres zonas se disponen en triángulo plano; una es el par libre, así que la molécula es angular, con un ángulo O−S−O algo menor de $120^\circ$ .
$\text{CO}_2$ : dos zonas se colocan lo más lejos posible, a $180^\circ$ : molécula lineal.

c) Enlaces $\sigma$ y $\pi$

Todo enlace sencillo es un enlace

\sigma

(solapamiento frontal); un doble enlace es un

\sigma

más un

\pi

(solapamiento lateral de orbitales

p

sin hibridar).

$\text{NH}_3$ : 3 enlaces $\sigma$ N−H (híbrido $sp^3$ del N con el $1s$ del H). Ningún $\pi$ .
$\text{SO}_2$ : 2 enlaces $\sigma$ S−O (híbridos $sp^2$ del S con orbitales $p$ del O) y 1 enlace $\pi$ , formado por el orbital $p$ sin hibridar del S y uno del O; por la resonancia está deslocalizado sobre los tres átomos. (Si se dibuja $\text{O}=\text{S}=\text{O}$ , serían 2 $\sigma$ y 2 $\pi$ .)
$\text{CO}_2$ : 2 enlaces $\sigma$ C−O (híbridos $sp$ del C con orbitales $p$ del O) y 2 enlaces $\pi$ , uno en cada doble enlace, formados por los dos orbitales $p$ sin hibridar del C, perpendiculares entre sí.

d) Polaridad

Los tres tipos de enlace (N−H, S−O y C−O) son polares, porque el N y el O son más electronegativos que el H, el S y el C. Lo que decide es si los momentos dipolares de los enlaces se anulan por la geometría:

$\text{NH}_3$ : en la pirámide, los tres dipolos N−H (y el del par libre) apuntan hacia el mismo lado y no se anulan: molécula polar.
$\text{SO}_2$ : en la molécula angular los dos dipolos S−O no se anulan: molécula polar.
$\text{CO}_2$ : en la molécula lineal los dos dipolos C−O son iguales y opuestos y se anulan: molécula apolar ( $\mu = 0$ ).

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

Consejo

El error típico es decir que el $\text{SO}_2$ es lineal «como el $\text{CO}_2$ »: el par libre del azufre lo hace angular, y por eso es polar. Cuenta siempre los pares libres del átomo central.

Para la hibridación cuenta zonas de densidad electrónica, no enlaces: un doble enlace es una sola zona.