QuímicaFácil2 pts

Enlace químico y geometría molecular

También trata: Fuerzas intermoleculares y propiedades

Castilla y León · 2022 · Julio

Enunciado

Haga el estudio de las moléculas

\text{NH}_3

\text{CO}_2

en los términos que se indican:

a) (0,4 puntos) Escriba la estructura de Lewis.

b) (0,4 puntos) A partir de la TRPECV, indique su forma espacial.

c) (0,4 puntos) ¿Qué moléculas tienen momento dipolar distinto de cero?

d) (0,4 puntos) ¿Qué tipo de hibridación presentan sus átomos centrales?

e) (0,4 puntos) Indique el tipo de fuerzas intermoleculares en cada una de las sustancias.

Comprobar el resultadocompara con lo que te ha salido

Resultado

a) $\text{NH}_3$ : tres enlaces N–H y un par solitario sobre el N; $\text{CO}_2$ : O=C=O con dos pares solitarios en cada O.
b) $\text{NH}_3$ : pirámide trigonal (unos $107^\circ$ ); $\text{CO}_2$ : lineal ( $180^\circ$ ).
c) Solo el $\text{NH}_3$ .
d) N: $sp^3$ ; C: $sp$ .
e) $\text{NH}_3$ : enlaces de hidrógeno; $\text{CO}_2$ : fuerzas de dispersión de London.

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

El camino es siempre el mismo: electrones de valencia → estructura de Lewis → pares alrededor del átomo central → geometría (TRPECV) → polaridad e hibridación → fuerzas intermoleculares.

La diferencia entre las dos moléculas está en el átomo central: el nitrógeno del

\text{NH}_3

conserva un par solitario, mientras que el carbono del

\text{CO}_2

forma dos dobles enlaces y no le queda ninguno. Eso decide la forma, la polaridad y las fuerzas entre moléculas.

Desarrollo

a) Estructuras de Lewis

$\text{NH}_3$ . Electrones de valencia: N (grupo 15) aporta 5 y cada H aporta 1:

5 + 3 = 8\ e^-

, es decir, 4 pares. El N va en el centro unido a cada H por un enlace simple (3 pares enlazantes) y el par que sobra queda sobre el N:

\begin{array}{c} \cdot\cdot \\ \text{H}\!-\!\text{N}\!-\!\text{H} \\ | \\ \text{H} \end{array}

El N completa el octeto y cada H su dueto.

$\text{CO}_2$ . Electrones de valencia: C (grupo 14) aporta 4 y cada O (grupo 16) aporta 6:

4 + 2\cdot 6 = 16\ e^-

, es decir, 8 pares. Para que el carbono complete el octeto, forma un doble enlace con cada oxígeno, y cada O conserva dos pares solitarios:

\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{O}}}{\mkern2mu=\mkern2mu}\text{C}{\mkern2mu=\mkern2mu}\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{O}}}

Los tres átomos cumplen el octeto.

b) Geometría según la TRPECV

Los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central se disponen lo más alejados posible. Un enlace múltiple cuenta como una sola dirección.

$\text{NH}_3$ : cuatro pares alrededor del N (3 enlazantes y 1 solitario), del tipo $\text{AB}_3\text{E}$ . Los pares se orientan hacia los vértices de un tetraedro, pero la forma de la molécula la dan solo los átomos: pirámide trigonal, con el N en el vértice. El par solitario repele más que los enlazantes y cierra el ángulo H–N–H a unos $107^\circ$ (menos que los $109{,}5^\circ$ del tetraedro).
$\text{CO}_2$ : dos direcciones de enlace alrededor del C (dos dobles enlaces) y ningún par solitario, del tipo $\text{AB}_2$ . Se colocan en lados opuestos: molécula lineal, con ángulo O–C–O de $180^\circ$ .

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

c) Momento dipolar

$\text{NH}_3$ : los enlaces N–H son polares (el N es más electronegativo que el H). En la pirámide trigonal los tres momentos de enlace no se anulan y, además, el par solitario refuerza la resultante: $\vec{\mu} \neq 0$ , molécula polar.
$\text{CO}_2$ : los enlaces C=O son polares (el O es más electronegativo que el C), pero son iguales y opuestos en una molécula lineal y simétrica, así que se anulan: $\vec{\mu} = 0$ , molécula apolar.

Solo el $\text{NH}_3$ tiene momento dipolar distinto de cero.

d) Hibridación del átomo central

N en el $\text{NH}_3$ : cuatro pares de electrones (tres de enlace y uno solitario) orientados tetraédricamente: hibridación $sp^3$ . Tres de los orbitales híbridos solapan con los $1s$ del H (enlaces $\sigma$ ) y el cuarto aloja el par solitario.
C en el $\text{CO}_2$ : dos direcciones de enlace a $180^\circ$ : hibridación $sp$ . Cada híbrido $sp$ forma un enlace $\sigma$ con un oxígeno, y los dos orbitales $p$ sin hibridar del carbono forman los dos enlaces $\pi$ de los dobles enlaces.

e) Fuerzas intermoleculares

$\text{NH}_3$ : molécula polar con hidrógenos unidos a un átomo pequeño y muy electronegativo (N) que además tiene un par solitario: entre sus moléculas hay enlaces de hidrógeno (además de fuerzas dipolo-dipolo y de dispersión de London). Por eso su punto de ebullición ( $-33\ ^\circ\text{C}$ ) es mucho más alto que el de otras moléculas de tamaño parecido.
$\text{CO}_2$ : molécula apolar: solo hay fuerzas de dispersión de London (dipolos instantáneos e inducidos), débiles. Por eso a presión ordinaria es un gas que sublima a $-78\ ^\circ\text{C}$ .

Consejo

No confundas la disposición de los pares con la forma de la molécula: en el $\text{NH}_3$ los cuatro pares apuntan a los vértices de un tetraedro, pero la molécula es una pirámide trigonal porque el par solitario no «se ve».

Y que los enlaces sean polares no hace polar la molécula: el $\text{CO}_2$ tiene dos enlaces C=O muy polares, pero la geometría lineal los anula.