QuímicaFácilCuestión · 2 pts

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

Enunciado

Considere las moléculas de amoníaco,

\text{NH}_3

, metano,

\text{CH}_4

, y metanal,

\text{H}_2\text{CO}

.

a) Dibuje la estructura electrónica de Lewis de cada una de las tres moléculas. (0,6 puntos)

b) Discuta razonadamente la geometría molecular de las tres especies. (0,6 puntos)

c) Indique razonadamente la hibridación de los átomos de C. (0,2 puntos)

d) Justifique si las moléculas son polares o apolares. (0,6 puntos)

Datos: Números atómicos,

Z

: H = 1; C = 6; N = 7. Electronegatividad de Pauling: H = 2,20; C = 2,55; N = 3,44.

Comprobar el resultadocompara con lo que te ha salido

Resultado

\text{NH}_3

: 3 enlaces N–H y un par solitario en el N.

\text{CH}_4

: 4 enlaces C–H.

\text{H}_2\text{CO}

: 2 enlaces C–H, un doble enlace C=O y dos pares solitarios en el O.

b)

\text{NH}_3

pirámide trigonal (≈ 107°);

\text{CH}_4

tetraédrica (109,5°);

\text{H}_2\text{CO}

trigonal plana (≈ 120°).

c) C del

\text{CH}_4

sp^3

; C del

\text{H}_2\text{CO}

sp^2

.

d)

\text{NH}_3

\text{H}_2\text{CO}

, polares;

\text{CH}_4

, apolar.

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Se empieza contando electrones de valencia y repartiéndolos para que cada átomo complete su octeto (el hidrógeno, su dueto). La estructura de Lewis dice cuántos pares de electrones rodean al átomo central y cuántos son solitarios; con la TRPECV, esos pares se separan lo más posible y de ahí sale la geometría.

La hibridación del carbono se deduce del número de direcciones en las que se orientan sus pares (cuatro →

sp^3

; tres, con un doble enlace →

sp^2

). La polaridad, de la geometría: los enlaces polares dan una molécula polar solo si sus momentos dipolares no se anulan.

Desarrollo

a) Electrones de valencia. H: 1 (

1s^1

); C: 4 (

2s^2\,2p^2

); N: 5 (

2s^2\,2p^3

); O: 6 (

2s^2\,2p^4

NH₃ ( $5 + 3 = 8$ electrones, 4 pares): el N forma tres enlaces simples N–H y le queda un par solitario.

\text{H}\!-\!\ddot{\text{N}}\!-\!\text{H} \quad (\text{con el tercer H unido al N por debajo})

CH₄ ( $4 + 4 = 8$ electrones, 4 pares): el C forma cuatro enlaces simples C–H, sin pares solitarios.
H₂CO ( $2 + 4 + 6 = 12$ electrones, 6 pares): el C forma dos enlaces simples C–H y un doble enlace C=O; el O conserva dos pares solitarios. Así C y O tienen su octeto.

Estructuras de Lewis: NH3 con tres enlaces N–H y un par solitario en el nitrógeno; CH4 con cuatro enlaces C–H; H2CO con un doble enlace C=O y dos pares solitarios en el oxígeno

\text{H}_2\text{C}{\mkern2mu=\mkern2mu}\ddot{\text{O}}\!:

b) Geometría (TRPECV)

NH₃: 4 pares alrededor del N (3 de enlace y 1 solitario, tipo $\text{AB}_3\text{E}$ ). Los pares se orientan hacia un tetraedro, pero la molécula, que solo «ve» los átomos, es una pirámide trigonal, con ángulos algo menores de $109{,}5^\circ$ (unos $107^\circ$ ) porque el par solitario repele más.
CH₄: 4 pares de enlace (tipo $\text{AB}_4$ ): tetraédrica, ángulos de $109{,}5^\circ$ .
H₂CO: el C tiene tres zonas de densidad electrónica (dos enlaces simples y un doble enlace, que cuenta como una sola dirección), sin pares solitarios (tipo $\text{AB}_3$ ): trigonal plana, ángulos de unos $120^\circ$ .

c) Hibridación del carbono

En el CH₄, el C forma cuatro enlaces σ dirigidos a los vértices de un tetraedro: hibridación $sp^3$ (cuatro orbitales híbridos equivalentes).
En el H₂CO, el C forma tres enlaces σ en un plano a $120^\circ$ y un enlace π con el oxígeno: hibridación $sp^2$ (tres orbitales híbridos y un orbital $p$ sin hibridar que forma el enlace π).

d) Polaridad. Los enlaces N–H (

\Delta\chi = 3{,}44 - 2{,}20 = 1{,}24

) y C=O (el O es muy electronegativo) son claramente polares; el C–H (

\Delta\chi = 0{,}35

) lo es muy poco.

NH₃: los tres momentos dipolares N–H apuntan hacia el N, en una pirámide, y su suma no es cero (el par solitario refuerza el efecto): polar.
CH₄: los cuatro momentos dipolares C–H, iguales y dirigidos a los vértices de un tetraedro regular, se anulan: apolar.
H₂CO: el momento dipolar del enlace C=O, hacia el oxígeno, no queda compensado por los de los C–H: polar.

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

Consejo

En la estructura de Lewis dibuja todos los pares solitarios (el del N y los dos del O): sin ellos no se puede justificar ni la geometría del amoníaco ni su polaridad.

No confundas la disposición de los pares (tetraédrica en el $\text{NH}_3$ ) con la geometría de la molécula (pirámide trigonal). Y en d) razona siempre con la geometría: una molécula con enlaces polares puede ser apolar si los momentos dipolares se anulan, como en el metano.