Enlace químico y geometría molecular

a) Estructuras de Lewis y geometría (TRPECV).

$\text{BF}_3$. Electrones de valencia: $3 + 3 \cdot 7 = 24$ (12 pares). El boro forma tres enlaces simples B–F y cada flúor completa su octeto con tres pares solitarios:$$\begin{array}{ccc} & :\ddot{\text{F}}: & \\ & | & \\ :\underset{\cdot\cdot}{\ddot{\text{F}}}- & \text{B} & -\underset{\cdot\cdot}{\ddot{\text{F}}}: \end{array}$$El boro solo tiene 6 electrones a su alrededor (octeto incompleto). Hay 3 pares de enlace y ninguno solitario (tipo $\text{AX}_3$): se colocan lo más separados posible en un plano. Geometría triangular plana, ángulos F–B–F de $120^\circ$.

$\text{SF}_6$. Electrones de valencia: $6 + 6 \cdot 7 = 48$ (24 pares). El azufre forma seis enlaces S–F con sus seis electrones de valencia; cada flúor lleva tres pares solitarios (se omiten en el dibujo):$$\begin{array}{ccc} \text{F} & & \text{F} \\ & \diagdown\;\;\diagup & \\ \text{F} - & \text{S} & - \text{F} \\ & \diagup\;\;\diagdown & \\ \text{F} & & \text{F} \end{array}$$El azufre tiene 12 electrones a su alrededor (octeto expandido). Seis pares de enlace y ninguno solitario ($\text{AX}_6$): geometría octaédrica, con todos los ángulos F–S–F de $90^\circ$ (y $180^\circ$ entre flúores opuestos).

$\text{PCl}_5$. Electrones de valencia: $5 + 5 \cdot 7 = 40$ (20 pares). El fósforo forma cinco enlaces P–Cl; cada cloro lleva tres pares solitarios (se omiten en el dibujo):$$\begin{array}{ccc} & \text{Cl} & \text{Cl} \\ & |\;\diagup & \\ \text{Cl} - & \text{P} & - \text{Cl} \\ & | & \\ & \text{Cl} & \end{array}$$El fósforo tiene 10 electrones a su alrededor (octeto expandido). Cinco pares de enlace y ninguno solitario ($\text{AX}_5$): geometría de bipirámide trigonal. Tres cloros ecuatoriales en un plano, a $120^\circ$ entre sí, y dos axiales, a $90^\circ$ del plano ecuatorial y a $180^\circ$ entre ellos.

b) Etino según la teoría de hibridación.

El etino (acetileno) es $\text{H}{-}\text{C}{\equiv}\text{C}{-}\text{H}$. Cada carbono ($2s^2\,2p^2$) promociona un electrón $2s$ al orbital $2p$ vacío ($2s^1\,2p^3$) y combina el orbital $2s$ con un orbital $2p$, formando dos orbitales híbridos $sp$, dirigidos en sentidos opuestos ($180^\circ$). Le quedan dos orbitales $2p$ sin hibridar ($p_y$ y $p_z$), perpendiculares entre sí y al eje de la molécula, con un electrón cada uno:$$\text{C}: \; 2s^2\,2p^2 \;\longrightarrow\; 2s^1\,2p^3 \;\longrightarrow\; (sp)^1\,(sp)^1\,(2p_y)^1\,(2p_z)^1$$Los enlaces se forman así:

• Enlaces C–H: un híbrido $sp$ de cada carbono se solapa frontalmente con el orbital $1s$ de un hidrógeno: enlace $\sigma$ ($sp$–$1s$).
• Triple enlace C≡C: el otro híbrido $sp$ de cada carbono se solapa frontalmente con el del otro carbono, formando un enlace $\sigma$ ($sp$–$sp$); los dos orbitales $p$ sin hibridar de cada carbono se solapan lateralmente con los del otro, formando dos enlaces $\pi$ ($p_y$–$p_y$ y $p_z$–$p_z$), cuyas nubes electrónicas quedan por encima, por debajo y a los lados del eje C–C.

En total, la molécula tiene 3 enlaces $\sigma$ y 2 enlaces $\pi$. Como los híbridos $sp$ forman $180^\circ$, los cuatro átomos están en línea recta: la molécula es lineal, con ángulos H–C–C de $180^\circ$. El triple enlace es más corto y más fuerte que un doble o un simple C–C.