QuímicaFácilCuestión · 2 pts

Enlace químico y geometría molecular

Castilla-La Mancha · 2023 · Julio

Enunciado

Sean las siguientes moléculas: 1)

\text{CH}_4

\text{H}_2\text{S}

\text{BCl}_3

\text{Cl}_2

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

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

\text{CH}_4

\text{BCl}_3

, según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV).

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

\text{CH}_4

.

d) (0,5 puntos) Indique si alguna de las cuatro moléculas presenta polaridad y justifique la respuesta.

Datos: Números atómicos: C: Z = 6; H: Z = 1; S: Z = 16; B: Z = 5; Cl: Z = 17.

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Resultado

a) CH $_4$ : 4 enlaces C–H; H $_2$ S: 2 enlaces S–H y 2 pares libres en S; BCl $_3$ : 3 enlaces B–Cl, B con 6 e $^-$ ; Cl $_2$ : enlace simple y 3 pares libres por Cl.
b) CH $_4$ tetraédrica ( $109{,}5^\circ$ ); BCl $_3$ trigonal plana ( $120^\circ$ ).
c) $sp^3$ .
d) Solo el H $_2$ S (angular) es polar.

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Todo empieza por contar los electrones de valencia de cada átomo a partir de su número atómico: C tiene 4 (

2s^2\,2p^2

), H 1, S 6 (

3s^2\,3p^4

), B 3 (

2s^2\,2p^1

) y Cl 7 (

3s^2\,3p^5

). Con eso se dibujan las estructuras de Lewis, y en ellas se cuentan los pares (enlazantes y libres) alrededor del átomo central, que es lo que decide la geometría según la TRPECV.

Para la polaridad hay que mirar dos cosas: si los enlaces son polares (átomos de distinta electronegatividad) y si la geometría hace que sus momentos dipolares se anulen o no. El boro es la excepción del día: se queda con solo 6 electrones.

Desarrollo

a) Estructuras de Lewis

$\text{CH}_4$ (

4 + 4\cdot 1 = 8

electrones de valencia, 4 pares): el carbono forma cuatro enlaces sencillos C–H y completa el octeto; no le quedan pares libres.

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

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

6 + 2\cdot 1 = 8

electrones, 4 pares): dos enlaces S–H y dos pares libres sobre el azufre, que así cumple el octeto.

\text{H}\!-\!\underset{\bullet\bullet}{\overset{\bullet\bullet}{\text{S}}}\!-\!\text{H}

$\text{BCl}_3$ (

3 + 3\cdot 7 = 24

electrones, 12 pares): tres enlaces B–Cl y tres pares libres en cada cloro. El boro se queda con solo 6 electrones a su alrededor: es una excepción a la regla del octeto (octeto incompleto).

\begin{array}{c} :\!\overset{\bullet\bullet}{\text{Cl}}\!: \\ | \\ :\!\underset{\bullet\bullet}{\overset{\bullet\bullet}{\text{Cl}}}\!-\!\text{B}\!-\!\underset{\bullet\bullet}{\overset{\bullet\bullet}{\text{Cl}}}\!: \end{array}

$\text{Cl}_2$ (

2\cdot 7 = 14

electrones, 7 pares): un enlace sencillo Cl–Cl y tres pares libres en cada cloro.

:\!\underset{\bullet\bullet}{\overset{\bullet\bullet}{\text{Cl}}}\!-\!\underset{\bullet\bullet}{\overset{\bullet\bullet}{\text{Cl}}}\!:

b) Geometría según la TRPECV

Los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central se repelen y se colocan lo más alejados posible.

$\text{CH}_4$ : 4 pares enlazantes y ninguno libre (tipo $\text{AB}_4$ ). Se orientan hacia los vértices de un tetraedro: geometría tetraédrica, con ángulos H–C–H de $109{,}5^\circ$ .
$\text{BCl}_3$ : 3 pares enlazantes y ninguno libre (tipo $\text{AB}_3$ ). Se reparten en un plano a $120^\circ$ : geometría trigonal plana (triangular plana), con ángulos Cl–B–Cl de $120^\circ$ .

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

c) Hibridación del carbono en el $\text{CH}_4$

El carbono en estado fundamental (

2s^2\,2p^2

) solo tiene dos electrones desapareados, pero en el metano forma cuatro enlaces iguales dirigidos a los vértices de un tetraedro. Para explicarlo, se promociona un electrón del

2s

2p

(

2s^1\,2p^3

) y se combinan el orbital

2s

y los tres

2p

en cuatro orbitales híbridos $sp^3$ equivalentes, orientados a

109{,}5^\circ

. Cada uno, con un electrón, se solapa con el orbital

1s

de un hidrógeno y forma un enlace

\sigma

C–H.

La hibridación es $sp^3$ , coherente con la geometría tetraédrica del apartado b).

d) Polaridad

Una molécula es polar si la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces no es nula.

$\text{CH}_4$ : los enlaces C–H son muy poco polares y, además, la geometría tetraédrica es simétrica y anula sus momentos: apolar.
$\text{H}_2\text{S}$ : los enlaces S–H son polares (el azufre es más electronegativo que el hidrógeno) y los dos pares libres del azufre hacen que la molécula sea angular (ángulo cercano a $92^\circ$ ). Los dos momentos dipolares no se anulan: polar.
$\text{BCl}_3$ : los enlaces B–Cl son polares (el cloro es mucho más electronegativo que el boro), pero los tres dipolos, iguales y a $120^\circ$ en un plano, se anulan: $\vec\mu = \vec 0$ , apolar.
$\text{Cl}_2$ : dos átomos idénticos, sin diferencia de electronegatividad: enlace apolar y molécula apolar.

Por tanto, solo el $\text{H}_2\text{S}$ es polar.

Consejo

No olvides los pares libres de los átomos terminales en la estructura de Lewis: un Cl sin sus tres pares no cumple el octeto y se penaliza. Y señala que el boro del BCl $_3$ es una excepción.

En d) distingue enlace polar de molécula polar: el BCl $_3$ tiene enlaces polares, pero es apolar por simetría. Lo que hace polar al H $_2$ S son sus dos pares libres, que lo doblan.