QuímicaMedio2 pts

Enlace químico y geometría molecular

Extremadura · 2021 · Julio

Enunciado

Dadas las moléculas

\text{H}_2\text{S}

\text{CO}_2

\text{BF}_3

\text{CCl}_4

.

a) (0,5 puntos) Escribir sus estructuras de Lewis

b) (0,5 puntos) Determinar sus geometrías empleando la teoría de repulsión de pares electrónicos.

c) (0,5 puntos) Razonar la polaridad de las cuatro moléculas.

d) (0,5 puntos) ¿Qué hibridación presenta el átomo central? Justificar la respuesta.

Datos: Número atómico (

Z

\text{H} = 1

;

\text{B} = 5

;

\text{C} = 6

;

\text{O} = 8

;

\text{F} = 9

;

\text{S} = 16

;

\text{Cl} = 17

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Resultado

\boxed{\;\text{H}_2\text{S}:\ \text{angular, polar},\ sp^3 \qquad \text{CO}_2:\ \text{lineal, apolar},\ sp\;}

\boxed{\;\text{BF}_3:\ \text{triangular plana, apolar},\ sp^2 \qquad \text{CCl}_4:\ \text{tetraédrica, apolar},\ sp^3\;}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Todo sale de contar los electrones de valencia de cada átomo a partir de su configuración. Con ellos se dibuja la estructura de Lewis (a), se cuentan los pares (de enlace y solitarios) alrededor del átomo central y la TRPECV da la geometría (b). La geometría decide si los momentos dipolares de los enlaces se anulan (c), y el número de regiones de densidad electrónica alrededor del átomo central fija su hibridación (d): 2 →

sp

, 3 →

sp^2

, 4 →

sp^3

Desarrollo

Electrones de valencia (a partir de la configuración electrónica):

$\text{H}\ (Z = 1)$ : $1s^1$ → 1 electrón.
$\text{B}\ (Z = 5)$ : $1s^2\,2s^2\,2p^1$ → 3 electrones.
$\text{C}\ (Z = 6)$ : $1s^2\,2s^2\,2p^2$ → 4 electrones.
$\text{O}\ (Z = 8)$ : $1s^2\,2s^2\,2p^4$ → 6 electrones.
$\text{F}\ (Z = 9)$ : $1s^2\,2s^2\,2p^5$ → 7 electrones.
$\text{S}\ (Z = 16)$ : $[\text{Ne}]\,3s^2\,3p^4$ → 6 electrones.
$\text{Cl}\ (Z = 17)$ : $[\text{Ne}]\,3s^2\,3p^5$ → 7 electrones.

a) Estructuras de Lewis.

Sulfuro de hidrógeno,

\text{H}_2\text{S}

2\cdot 1 + 6 = 8

electrones (4 pares). Dos enlaces simples

\text{S–H}

y dos pares solitarios sobre el azufre:

\text{H}-\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{S}}}-\text{H}

Dióxido de carbono,

\text{CO}_2

4 + 2\cdot 6 = 16

electrones (8 pares). Con enlaces simples el carbono no llegaría al octeto, así que forma dos dobles enlaces, y cada oxígeno conserva dos pares solitarios:

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

Trifluoruro de boro,

\text{BF}_3

3 + 3\cdot 7 = 24

electrones (12 pares). Tres enlaces simples

\text{B–F}

y tres pares solitarios en cada flúor:

\begin{array}{ccccc} & & :\!\overset{\cdot\cdot}{\text{F}}\!: & & \\ & & | & & \\ :\!\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{F}}} & - & \text{B} & - & \underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{F}}}\!: \end{array}

El boro se queda con 6 electrones: es una excepción a la regla del octeto (octeto incompleto).

Tetracloruro de carbono,

\text{CCl}_4

4 + 4\cdot 7 = 32

electrones (16 pares). Cuatro enlaces simples

\text{C–Cl}

y tres pares solitarios en cada cloro:

\begin{array}{ccccc} & & :\!\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}\!: & & \\ & & | & & \\ :\!\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}} & - & \text{C} & - & \underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}}\!: \\ & & | & & \\ & & :\!\underset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}\!: & & \end{array}

b) Geometría (TRPECV).

Los pares de electrones alrededor del átomo central se separan al máximo; un doble enlace cuenta como una sola región. La geometría de la molécula se describe mirando solo los átomos:

Molécula	Pares enlazantes	Pares solitarios	Tipo	Geometría	Ángulo
$\text{H}_2\text{S}$	2	2	$\text{AB}_2\text{E}_2$	Angular	$< 109{,}5^\circ$ (unos $92^\circ$ )
$\text{CO}_2$	2 (dobles)	0	$\text{AB}_2$	Lineal	$180^\circ$
$\text{BF}_3$	3	0	$\text{AB}_3$	Triangular plana	$120^\circ$
$\text{CCl}_4$	4	0	$\text{AB}_4$	Tetraédrica	$109{,}5^\circ$

En el

\text{H}_2\text{S}

los cuatro pares se orientan hacia los vértices de un tetraedro, pero dos son solitarios: la molécula queda angular, y los pares solitarios, que repelen más, cierran el ángulo.

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

c) Polaridad.

Todos los enlaces son polares, porque unen átomos de distinta electronegatividad (el S es algo más electronegativo que el H; el O que el C; el F que el B; el Cl que el C). Que la molécula sea polar depende de si la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace se anula:

$\text{H}_2\text{S}$ : al ser angular, los dos momentos $\text{S–H}$ no se compensan. Polar.
$\text{CO}_2$ : los dos momentos $\text{C=O}$ son iguales y opuestos ( $180^\circ$ ). Apolar.
$\text{BF}_3$ : tres momentos iguales a $120^\circ$ en un plano; su suma es cero. Apolar.
$\text{CCl}_4$ : cuatro momentos iguales dirigidos a los vértices de un tetraedro regular; se anulan. Apolar.

d) Hibridación del átomo central.

El número de regiones de densidad electrónica (enlaces, contando un doble enlace como uno, más pares solitarios) alrededor del átomo central indica cuántos orbitales híbridos necesita:

$\text{S}$ en el $\text{H}_2\text{S}$ : 4 regiones (2 enlaces y 2 pares solitarios) → $sp^3$ . (El ángulo real, $92^\circ$ , se aleja mucho de $109{,}5^\circ$ ; en un nivel más avanzado se explica con orbitales $p$ casi puros, pero en el modelo de la TRPECV se asigna $sp^3$ .)
$\text{C}$ en el $\text{CO}_2$ : 2 regiones (dos dobles enlaces) → $sp$ . Cada doble enlace es un enlace $\sigma$ (con un híbrido $sp$ ) y uno $\pi$ (con un orbital $p$ sin hibridar).
$\text{B}$ en el $\text{BF}_3$ : 3 regiones → $sp^2$ , con un orbital $p$ vacío perpendicular al plano.
$\text{C}$ en el $\text{CCl}_4$ : 4 regiones → $sp^3$ .

Consejo

No confundas enlace polar con molécula polar: las cuatro moléculas tienen enlaces polares y solo el $\text{H}_2\text{S}$ es polar. Dibuja la geometría antes de sumar los momentos dipolares.

Y no le pongas un par solitario al boro para completar el octeto: con 3 electrones de valencia forma tres enlaces y se queda con 6. Es la excepción que más se pregunta.