QuímicaMedioCuestión · 2 pts

Enlace químico y geometría molecular

También trata: Fuerzas intermoleculares y propiedades

Comunidad de Madrid · 2021 · Julio

Enunciado

Considere las moléculas

\text{NCl}_3

\text{AlCl}_3

.

a) (0,5 puntos) Dibuje sus estructuras de Lewis.

b) (0,75 puntos) Justifique las fuerzas intermoleculares presentes en el compuesto que forma cada molécula.

c) (0,75 puntos) Indique la hibridación y el número de pares de electrones enlazantes y libres del átomo central de cada una de ellas.

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Resultado

a) $\text{NCl}_3$ : 3 enlaces N−Cl y 1 par libre en N. $\text{AlCl}_3$ : 3 enlaces Al−Cl, sin pares libres (octeto incompleto).
b) $\text{NCl}_3$ (polar): dipolo-dipolo y London. $\text{AlCl}_3$ (apolar): solo London.
c) N: $sp^3$ , 3 pares enlazantes y 1 libre. Al: $sp^2$ , 3 enlazantes y 0 libres.

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Estrategia

Las dos moléculas tienen la misma fórmula

\text{XCl}_3

, pero el átomo central es muy distinto:

El nitrógeno (grupo 15) tiene 5 electrones de valencia: usa 3 para los enlaces y le queda un par libre.
El aluminio (grupo 13) tiene 3: los gasta todos en los enlaces y se queda sin pares libres y con solo 6 electrones (octeto incompleto).

Ese par libre decide todo lo demás: la geometría (TRPECV), la hibridación y, a través de la polaridad, las fuerzas intermoleculares.

Desarrollo

a) Estructuras de Lewis

Electrones de valencia: N (

2s^2\,2p^3

) 5; Al (

3s^2\,3p^1

) 3; Cl (

3s^2\,3p^5

) 7.

$\text{NCl}_3$ : $5 + 3\cdot 7 = 26$ electrones = 13 pares. Tres pares forman los enlaces N−Cl, cada Cl lleva 3 pares libres (9 pares) y queda 1 par libre sobre el N. Todos los átomos cumplen el octeto.
$\text{AlCl}_3$ : $3 + 3\cdot 7 = 24$ electrones = 12 pares. Tres pares forman los enlaces Al−Cl y los 9 restantes son los pares libres de los Cl. El Al se queda con 6 electrones: es una excepción a la regla del octeto (octeto incompleto).

\begin{array}{ccc} :\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}}\!-\! & \overset{\cdot\cdot}{\text{N}} & \!-\!\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}}: \\ & \vert & \\ & :\underset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}: & \end{array} \qquad\qquad \begin{array}{ccc} :\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}}\!-\! & \text{Al} & \!-\!\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}}: \\ & \vert & \\ & :\underset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}: & \end{array}

b) Fuerzas intermoleculares

Primero, la geometría (TRPECV):

$\text{NCl}_3$ : 4 pares alrededor del N (3 enlazantes + 1 libre) → disposición tetraédrica; con el par libre, la molécula es pirámide trigonal.
$\text{AlCl}_3$ : 3 pares enlazantes y ninguno libre → triangular plana, ángulos de $120^\circ$ .

Los enlaces N−Cl son poco polares y los Al−Cl, bastante polares. Pero lo que cuenta es la polaridad de la molécula:

En el $\text{NCl}_3$ la pirámide no es simétrica: los momentos dipolares de los enlaces (y el del par libre) no se anulan y la molécula es polar. Entre sus moléculas actúan fuerzas de dipolo-dipolo y de dispersión (London). No hay enlaces de hidrógeno: no tiene H.
En el $\text{AlCl}_3$ plano, los tres dipolos Al−Cl, iguales y a $120^\circ$ , se anulan por simetría: la molécula es apolar. Entre sus moléculas solo actúan fuerzas de dispersión (London).

(Nota: en la realidad el cloruro de aluminio sólido forma una red y en fase gas se asocia en dímeros

\text{Al}_2\text{Cl}_6

, precisamente porque el Al busca completar su octeto. La pregunta se refiere a la molécula aislada

\text{AlCl}_3

.)

c) Hibridación y pares del átomo central

Átomo central	Pares enlazantes	Pares libres	Zonas de densidad electrónica	Hibridación
N en $\text{NCl}_3$	3	1	4	$sp^3$
Al en $\text{AlCl}_3$	3	0	3	$sp^2$

En el N se combinan el

2s

y los tres

2p

en cuatro híbridos

sp^3

: tres forman enlaces con los Cl y el cuarto aloja el par libre. En el Al se combinan el

3s

y dos

3p

en tres híbridos

sp^2

coplanares, y queda un orbital

3p

vacío perpendicular al plano.

En la simulación no está el

\text{AlCl}_3

; se compara con el

\text{BCl}_3

, del mismo grupo y con la misma estructura (triangular plana,

sp^2

, octeto incompleto).

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

Consejo

Que los enlaces sean polares no hace polar a la molécula: hay que mirar la geometría. El $\text{AlCl}_3$ tiene enlaces más polares que el $\text{NCl}_3$ y, sin embargo, es apolar.

Cuenta siempre los pares libres del átomo central antes de dar la geometría o la hibridación: el par libre del N es lo que convierte la forma plana en pirámide.