QuímicaMedio2 pts

Enlace químico y geometría molecular

Extremadura · 2022 · Junio

Enunciado

Sean las moléculas:

1)\ \text{CHF}_3;\qquad 2)\ \text{H}_2\text{S};\qquad 3)\ \text{BCl}_3;\qquad 4)\ \text{Br}_2.

a) (0,5 puntos) Representar las estructuras de Lewis de las cuatro moléculas.

b) (0,5 puntos) Indicar cuál será la geometría de las moléculas de

\text{CHF}_3

\text{BF}_3

, según la TRPECV.

c) (0,5 puntos) Razonar cuál es la hibridación del carbono en la molécula de

\text{CHF}_3

.

d) (0,5 puntos) Indicar si alguna/s de las cuatro moléculas presenta polaridad. Justificar la respuesta.

Datos: Números atómicos (

Z

\text{H} = 1

;

\text{B} = 5

;

\text{C} = 6

;

\text{F} = 9

;

\text{S} = 16

;

\text{Cl} = 17

;

\text{Br} = 35

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Resultado

a) $\text{CHF}_3$ : C con 4 enlaces simples; $\text{H}_2\text{S}$ : 2 enlaces y 2 pares libres en S; $\text{BCl}_3$ : B con 6 electrones; $\text{Br}_2$ : enlace simple.
b) $\text{CHF}_3$ tetraédrica; $\text{BF}_3$ (y $\text{BCl}_3$ ) triangular plana.
c) C con hibridación $sp^3$ .
d) Polares: $\text{CHF}_3$ y $\text{H}_2\text{S}$ . Apolares: $\text{BCl}_3$ y $\text{Br}_2$ .

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Primero se cuentan los electrones de valencia de cada átomo a partir de su configuración y se dibujan las estructuras de Lewis. Con ellas, la TRPECV da la geometría: se cuentan los pares (enlazantes y solitarios) alrededor del átomo central. La hibridación del carbono sale del número de pares que lo rodean, y la polaridad, de sumar los momentos dipolares de enlace teniendo en cuenta la geometría.

El apartado b) pregunta por el

\text{BF}_3

, que no está en la lista: casi seguro es una errata por el

\text{BCl}_3

. No cambia nada, porque las dos moléculas tienen la misma estructura y la misma geometría; se responde para las dos.

Desarrollo

Electrones de valencia (de las configuraciones):

$\text{H}\ (1s^1)$ : 1. $\quad\text{B}\ ([\text{He}]\,2s^2\,2p^1)$ : 3. $\quad\text{C}\ ([\text{He}]\,2s^2\,2p^2)$ : 4.
$\text{F}\ ([\text{He}]\,2s^2\,2p^5)$ , $\text{Cl}\ ([\text{Ne}]\,3s^2\,3p^5)$ y $\text{Br}\ ([\text{Ar}]\,3d^{10}\,4s^2\,4p^5)$ : 7, forman un enlace.
$\text{S}\ ([\text{Ne}]\,3s^2\,3p^4)$ : 6, forma dos enlaces.

a) Estructuras de Lewis.

$\text{CHF}_3$ :

4 + 1 + 3\cdot 7 = 26

electrones (13 pares). El carbono, central, forma cuatro enlaces simples (uno con el H y tres con los F); cada flúor conserva tres pares solitarios.

\begin{array}{ccccc} & & \text{H} & & \\ & & | & & \\ :\!\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{F}}} & - & \text{C} & - & \underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{F}}}\!: \\ & & | & & \\ & & :\!\underset{\cdot\cdot}{\text{F}}\!: & & \end{array}

$\text{H}_2\text{S}$ :

2\cdot 1 + 6 = 8

electrones (4 pares). Dos enlaces

\text{S–H}

y dos pares solitarios en el azufre:

\text{H} - \underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{S}}} - \text{H}

$\text{BCl}_3$ :

3 + 3\cdot 7 = 24

electrones (12 pares). Tres enlaces

\text{B–Cl}

; el boro se queda con 6 electrones (octeto incompleto), sin pares solitarios:

\begin{array}{ccccc} & & :\!\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}\!: & & \\ & & | & & \\ :\!\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}} & - & \text{B} & - & \underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}}\!: \end{array}

(El

\text{BF}_3

es idéntico, con F en lugar de Cl.)

$\text{Br}_2$ :

2\cdot 7 = 14

electrones (7 pares). Un enlace simple y tres pares solitarios en cada bromo:

:\!\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Br}}} - \underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Br}}}\!:

b) Geometría según la TRPECV.

Los pares de electrones alrededor del átomo central se colocan lo más alejados posible:

Molécula	Pares enlazantes	Pares solitarios	Tipo	Geometría
$\text{CHF}_3$	4	0	$\text{AB}_4$	Tetraédrica (algo distorsionada), unos $109{,}5^\circ$
$\text{BF}_3$ (y $\text{BCl}_3$ )	3	0	$\text{AB}_3$	Triangular plana, $120^\circ$

$\text{CHF}_3$ : cuatro pares enlazantes alrededor del C apuntan a los vértices de un tetraedro. No es un tetraedro regular porque un vértice lo ocupa un H y los otros tres, F.
$\text{BF}_3$ : tres pares enlazantes y ninguno solitario en el boro: los tres flúor forman un triángulo equilátero con el boro en el centro, todos en el mismo plano.

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

c) Hibridación del carbono en el $\text{CHF}_3$ .

El carbono tiene 4 pares de electrones a su alrededor, todos enlazantes, dirigidos hacia los vértices de un tetraedro. Para formar cuatro enlaces equivalentes en esas direcciones combina su orbital

2s

con los tres

2p

y forma cuatro orbitales híbridos $sp^3$ :

\text{C}:\ 2s^2\,2p^2 \;\longrightarrow\; 2s^1\,2p^3 \;\longrightarrow\; 4\ (sp^3)^1

Cada híbrido

sp^3

, con un electrón, solapa frontalmente con el

1s

del H o con un orbital

2p

de un F: los cuatro enlaces son

\sigma

, a unos

109{,}5^\circ

entre sí.

d) Polaridad.

Una molécula es polar si la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces no es cero. Depende de la polaridad de cada enlace (diferencia de electronegatividad) y de la geometría.

$\text{CHF}_3$ : polar. Los enlaces $\text{C–F}$ son muy polares (el F es el elemento más electronegativo) y el $\text{C–H}$ casi no lo es. En el tetraedro, los tres dipolos $\text{C–F}$ no se compensan con el $\text{C–H}$ : el momento resultante apunta hacia el lado de los flúor.
$\text{H}_2\text{S}$ : polar. El S tiene dos pares solitarios: con 4 pares en disposición tetraédrica, la molécula es angular (unos $92^\circ$ ). Los dos dipolos $\text{S–H}$ , poco intensos, no se anulan, y la molécula tiene un momento dipolar pequeño pero no nulo.
$\text{BCl}_3$ : apolar. Los enlaces $\text{B–Cl}$ son polares, pero en la geometría triangular plana los tres dipolos, iguales y a $120^\circ$ , se anulan.
$\text{Br}_2$ : apolar. Los dos átomos son iguales: no hay diferencia de electronegatividad y el enlace es covalente apolar.

Consejo

El $\text{BCl}_3$ (o el $\text{BF}_3$ ) es la excepción al octeto que siempre cae: el boro tiene solo 3 electrones de valencia y se queda con 6 a su alrededor. No le pongas un par solitario ni un doble enlace para «completar» el octeto.

En d) no confundas enlace polar con molécula polar: el $\text{BCl}_3$ tiene tres enlaces polares y es apolar por simetría. Y que el $\text{CHF}_3$ sea «tetraédrico» no lo hace apolar: los cuatro sustituyentes no son iguales.