Problema resuelto de Química: Enlace químico y geometría molecularSelectividad (PAU) · País Vasco 2021 · Junio

a) Electrones de valencia. C: $1s^2\,2s^2\,2p^2$ (4); S: $[\text{Ne}]\,3s^2\,3p^4$ (6); N: $1s^2\,2s^2\,2p^3$ (5); H: $1s^1$ (1).

CS₂ (16 electrones de valencia, 8 pares). Estructura S=C=S: el carbono central forma un doble enlace con cada azufre (dos pares compartidos con cada uno) y no tiene pares libres; cada azufre conserva dos pares libres. Todos cumplen el octeto.

H₂S (8 electrones, 4 pares). El azufre central forma un enlace sencillo con cada hidrógeno (H–S–H) y le quedan dos pares libres: 2 pares enlazantes y 2 libres, octeto completo. Cada H tiene su par compartido (dueto).

NH₃ (8 electrones, 4 pares). El nitrógeno central forma tres enlaces sencillos N–H y conserva un par libre: 3 pares enlazantes y 1 libre.

b) TRPECV. Los pares de electrones de valencia del átomo central se colocan lo más separados posible para minimizar las repulsiones (un doble enlace cuenta como una sola dirección).

CS₂. Dos direcciones de enlace y ningún par libre en el C (tipo AB₂): disposición lineal, ángulo S–C–S de 180°. Los enlaces C=S son algo polares, pero sus momentos dipolares, iguales y opuestos, se anulan: molécula apolar ($\mu = 0$).

H₂S. Cuatro pares alrededor del S (AB₂E₂): disposición tetraédrica de los pares, pero la molécula es angular, con un ángulo H–S–H menor de 109,5° (los pares libres repelen más). Los momentos de los enlaces S–H no se anulan: molécula polar ($\mu \neq 0$).

NH₃. Cuatro pares alrededor del N (AB₃E): disposición tetraédrica de los pares y geometría de pirámide trigonal, con ángulos H–N–H algo menores de 109,5° (unos 107°) por la repulsión del par libre. Enlaces N–H polares que no se anulan: molécula polar ($\mu \neq 0$).

c) Qué se rompe al hervir. Al pasar de líquido a gas no se rompen enlaces covalentes dentro de las moléculas, sino las fuerzas entre moléculas:

• NH₃: el hidrógeno está unido a un átomo pequeño y muy electronegativo (N) con un par libre; entre moléculas se forman enlaces de hidrógeno, que son las fuerzas intermoleculares más intensas de las tres.
• H₂S: molécula polar; las fuerzas son de Van der Waals dipolo-dipolo (además de las de dispersión). El S no es lo bastante electronegativo ni pequeño para formar enlaces de hidrógeno apreciables.
• CS₂: molécula apolar; solo hay fuerzas de dispersión de London (dipolos instantáneos).