QuímicaFácil2 pts

Enlace químico y geometría molecular

Comunidad de Madrid · 2021 · Junio (coincidentes)

Enunciado

Considere los siguientes compuestos de carbono:

\text{CH}_4

\text{CCl}_4

\text{CO}_2

.

a) (0,75 puntos) ¿En cuál/es el C tiene hibridación

sp^3

? Indique la geometría molecular para dicho/s compuesto/s.

b) (0,75 puntos) ¿Cuál/es tiene/n geometría lineal? Justifique la respuesta.

c) (0,5 puntos) ¿Cuál/es es/son apolar/es? Justifique la respuesta.

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Resultado

a) $\text{CH}_4$ y $\text{CCl}_4$ : carbono $sp^3$ , geometría tetraédrica.
b) $\text{CO}_2$ : dos regiones de densidad electrónica alrededor del C (hibridación $sp$ ), ángulo de $180^\circ$ .
c) Las tres son apolares: en $\text{CCl}_4$ y $\text{CO}_2$ los enlaces son polares, pero la geometría simétrica anula sus momentos dipolares.

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

En las tres moléculas el átomo central es el carbono, sin pares solitarios. Lo que cambia es cuántas regiones de densidad electrónica (enlaces, contando un doble enlace como una sola región) lo rodean:

Cuatro enlaces sencillos → cuatro regiones → hibridación $sp^3$ , geometría tetraédrica.
Dos dobles enlaces → dos regiones → hibridación $sp$ , geometría lineal.

La polaridad de la molécula sale de sumar los momentos dipolares de los enlaces con la geometría: si es simétrica, se anulan.

Desarrollo

a) Hibridación $sp^3$ .

En

\text{CH}_4

y en

\text{CCl}_4

el carbono forma cuatro enlaces sencillos (

\text{C}-\text{H}

\text{C}-\text{Cl}

) y no tiene pares solitarios. Según la TRPECV, cuatro pares enlazantes se alejan al máximo dirigiéndose a los vértices de un tetraedro; el carbono combina su orbital

2s

con los tres

2p

y forma cuatro orbitales híbridos $sp^3$ , cada uno solapado con un átomo.

$\text{CH}_4$ : hibridación $sp^3$ , geometría tetraédrica, ángulos de $109{,}5^\circ$ .
$\text{CCl}_4$ : hibridación $sp^3$ , geometría tetraédrica, ángulos de $109{,}5^\circ$ .

b) Geometría lineal.

Es lineal el $\text{CO}_2$ . Su estructura de Lewis es

\text{O}{\mkern2mu=\mkern2mu}\text{C}{\mkern2mu=\mkern2mu}\text{O}

: el carbono forma dos dobles enlaces y no tiene pares solitarios. Hay solo dos regiones de densidad electrónica alrededor del carbono, que se repelen al máximo colocándose a

180^\circ

. El carbono tiene hibridación $sp$ : cada híbrido forma un enlace

\sigma

con un oxígeno, y los dos orbitales

p

que no se hibridan forman los dos enlaces

\pi

.

Las otras dos moléculas, con cuatro regiones, son tetraédricas y no pueden ser lineales.

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

c) Moléculas apolares.

Las tres son apolares.

En $\text{CH}_4$ los enlaces $\text{C}-\text{H}$ son casi apolares (electronegatividades muy parecidas) y, además, la geometría tetraédrica es simétrica.
En $\text{CCl}_4$ los enlaces $\text{C}-\text{Cl}$ sí son polares (el cloro es más electronegativo), pero los cuatro momentos dipolares, iguales y dirigidos a los vértices de un tetraedro regular, se anulan: momento dipolar total nulo.
En $\text{CO}_2$ los enlaces $\text{C}{\mkern2mu=\mkern2mu}\text{O}$ son polares, pero al estar en línea y en sentidos opuestos, sus momentos dipolares se anulan.

Consejo

No confundas enlace polar con molécula polar. El $\text{CCl}_4$ y el $\text{CO}_2$ tienen enlaces polares y son moléculas apolares: lo decide la geometría. Para justificarlo, dibuja los vectores de los momentos dipolares y muestra que su suma es cero.

Al contar regiones de densidad electrónica, un doble enlace cuenta como una: por eso el carbono del $\text{CO}_2$ , con cuatro enlaces, es $sp$ y no $sp^3$ .