QuímicaMedioCuestión · 1,5 pts

Enlace químico y geometría molecular

Andalucía · 2023 · Junio

Enunciado

Bloque B · B3. Para las moléculas

\text{OF}_2

\text{BF}_3

:

a) Justifique la geometría molecular que presentan según la TRPECV.

b) Indique la hibridación del átomo central de cada molécula.

c) Razone si son polares o apolares.

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Resultado

\boxed{\;\textbf{a) } \text{OF}_2 \text{ angular } (\text{AX}_2\text{E}_2);\quad \text{BF}_3 \text{ triangular plana } (\text{AX}_3)\;}

\boxed{\;\textbf{b) } sp^3 \text{ y } sp^2 \qquad \textbf{c) } \text{OF}_2 \text{ polar};\ \text{BF}_3 \text{ apolar}\;}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Cuenta primero los electrones de valencia del átomo central y resta los que usa para enlazar: lo que sobra son los pares solitarios, y de ahí sale todo lo demás.

\text{O (grupo 16)}: 6 - 2 = 4 \;\Rightarrow\; \textbf{2 pares solitarios}

\text{B (grupo 13)}: 3 - 3 = 0 \;\Rightarrow\; \textbf{ningún par solitario}

Con el número total de pares (enlazantes más solitarios) obtienes la hibridación y la geometría electrónica; mirando solo dónde hay átomos, la geometría molecular.

Desarrollo

a) Geometrías moleculares.

$\text{OF}_2$ : alrededor del oxígeno hay 4 pares (2 enlazantes y 2 solitarios). La geometría electrónica es tetraédrica, pero dos de los cuatro vértices están ocupados por pares solitarios:

\text{AX}_2\text{E}_2 \;\longrightarrow\; \textbf{angular}

Además, los dos pares solitarios ocupan más espacio que los enlazantes y comprimen el ángulo por debajo del valor tetraédrico:

\widehat{\text{FOF}} \approx 103^\circ < 109{,}5^\circ

.

$\text{BF}_3$ : alrededor del boro hay 3 pares, todos enlazantes. Se separan al máximo dentro de un plano:

\text{AX}_3 \;\longrightarrow\; \textbf{triangular plana}, \quad \widehat{\text{FBF}} = 120^\circ

(El boro se queda con solo 6 electrones: es una de las excepciones al octeto.)

b) Hibridaciones.

\text{O en } \text{OF}_2: \; \mathbf{sp^3} \qquad (4 \text{ pares} \Rightarrow 4 \text{ orbitales híbridos})

\text{B en } \text{BF}_3: \; \mathbf{sp^2} \qquad (3 \text{ pares} \Rightarrow 3 \text{ orbitales híbridos en un plano})

En el oxígeno, dos de los cuatro orbitales

sp^3

alojan los pares enlazantes y los otros dos, los solitarios. En el boro queda además un orbital

p

vacío perpendicular al plano.

c) Polaridad: el $\text{OF}_2$ es polar y el $\text{BF}_3$ , apolar.

Los enlaces son polares en las dos moléculas (el flúor es el elemento más electronegativo). Lo que las diferencia es la simetría:

$\text{BF}_3$ : los tres dipolos, iguales y a $120^\circ$ en un plano, se cancelan. $\vec\mu_{\text{total}} = \vec 0$ $\Rightarrow$ apolar.
$\text{OF}_2$ : al ser angular, los dos dipolos $\text{O–F}$ no son opuestos y su resultante no es nula. (Es un momento dipolar pequeño, de unas $0{,}3\ \text{D}$ , porque los pares solitarios del oxígeno apuntan en sentido contrario y lo compensan en parte, pero no lo anulan.) $\vec\mu_{\text{total}} \neq \vec 0$ $\Rightarrow$ polar.

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

Consejo

En a) distingue las dos geometrías del $\text{OF}_2$ : la electrónica (tetraédrica, con los cuatro pares) y la molecular (angular, mirando solo los átomos). Dar solo una de las dos deja el apartado incompleto.

En b), la hibridación se deduce del número total de pares, no del número de átomos unidos: cuatro pares dan $sp^3$ aunque solo haya dos ligandos.

Y en c), empieza reconociendo que los enlaces sí son polares en ambas. Lo que se anula en el $\text{BF}_3$ es la suma vectorial, por simetría.