QuímicaMedio2 pts

Enlace químico y geometría molecular

También trata: Fuerzas intermoleculares y propiedades

Castilla y León · 2023 · Julio

Enunciado

Dadas las siguientes moléculas:

\text{OCl}_2

\text{GeH}_4

:

a) (0,6 puntos) Escriba su estructura de Lewis.

b) (0,6 puntos) Describa su geometría molecular utilizando la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia.

c) (0,4 puntos) Indique si son o no moléculas polares, justificando su respuesta.

d) (0,4 puntos) Indique qué fuerzas intermoleculares existen en estas moléculas.

Datos: números atómicos:

\text{H} = 1

;

\text{O} = 8

;

\text{Cl} = 17

;

\text{Ge} = 32

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Resultado

a) $\text{OCl}_2$ : Cl–O–Cl, 2 pares solitarios en el O. $\text{GeH}_4$ : cuatro Ge–H, sin pares solitarios.
b) $\text{OCl}_2$ ( $\text{AX}_2\text{E}_2$ ): angular. $\text{GeH}_4$ ( $\text{AX}_4$ ): tetraédrica, $109{,}5^\circ$ .
c) $\text{OCl}_2$ polar; $\text{GeH}_4$ apolar.
d) $\text{OCl}_2$ : dipolo-dipolo y London. $\text{GeH}_4$ : solo London.

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Primero se cuentan los electrones de valencia a partir de las configuraciones y se dibuja la estructura de Lewis con el átomo menos electronegativo (o el que forma más enlaces) en el centro. Con los pares de electrones del átomo central (enlazantes y solitarios) la TRPECV da la geometría. La polaridad de la molécula sale de sumar los momentos dipolares de enlace teniendo en cuenta esa geometría, y de la polaridad se deducen las fuerzas intermoleculares.

Desarrollo

a) Estructuras de Lewis

Electrones de valencia:

$\text{O}$ ( $Z = 8$ ): $1s^2\,2s^2\,2p^4$ , 6 electrones de valencia.
$\text{Cl}$ ( $Z = 17$ ): $[\text{Ne}]\,3s^2\,3p^5$ , 7 electrones de valencia.
$\text{Ge}$ ( $Z = 32$ ): $[\text{Ar}]\,3d^{10}\,4s^2\,4p^2$ , 4 electrones de valencia.
$\text{H}$ ( $Z = 1$ ): 1 electrón.

\text{OCl}_2

6 + 2\cdot 7 = 20

electrones (10 pares). El oxígeno, que necesita dos electrones para completar el octeto, va en el centro y forma un enlace sencillo con cada cloro:

\text{:}\ddot{\underset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}}\text{–}\ddot{\underset{\cdot\cdot}{\text{O}}}\text{–}\ddot{\underset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}}\text{:}

Dos pares enlazantes (

\text{O–Cl}

), dos pares solitarios sobre el O y tres sobre cada Cl:

2 + 2 + 6 = 10

pares. Los tres átomos cumplen el octeto.

\text{GeH}_4

4 + 4\cdot 1 = 8

electrones (4 pares). El germanio, en el centro, forma cuatro enlaces sencillos

\text{Ge–H}

y no le queda ningún par solitario:

\begin{array}{c} \text{H} \\ | \\ \text{H–Ge–H} \\ | \\ \text{H} \end{array}

El Ge completa el octeto y cada H su dueto.

b) Geometría (TRPECV)

Los pares de electrones del átomo central se colocan lo más lejos posible unos de otros:

$\text{OCl}_2$ : el O tiene 4 pares (2 enlazantes y 2 solitarios), tipo $\text{AX}_2\text{E}_2$ . Los pares se orientan hacia los vértices de un tetraedro, pero como solo dos son enlazantes la molécula es angular. Los pares solitarios repelen más que los enlazantes y tienden a cerrar el ángulo por debajo de $109{,}5^\circ$ (como en el agua, $104{,}5^\circ$ ); en el $\text{OCl}_2$ , sin embargo, la repulsión entre los dos cloros, voluminosos, lo abre hasta unos $111^\circ$ .
$\text{GeH}_4$ : el Ge tiene 4 pares enlazantes y ninguno solitario, tipo $\text{AX}_4$ . Geometría tetraédrica regular, con ángulos $\text{H–Ge–H}$ de $109{,}5^\circ$ .

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

(En la simulación, el

\text{OF}_2

y el

\text{CH}_4

tienen la misma geometría que el

\text{OCl}_2

y el

\text{GeH}_4

.)

c) Polaridad

$\text{OCl}_2$ : el O es más electronegativo que el Cl ( $\chi = 3{,}44$ frente a $3{,}16$ ), así que cada enlace $\text{O–Cl}$ es polar, con el polo negativo en el O. Al ser la molécula angular, los dos momentos dipolares no se anulan y la resultante apunta hacia el O: molécula polar ( $\vec{\mu} \neq 0$ ).
$\text{GeH}_4$ : los enlaces $\text{Ge–H}$ son muy poco polares ( $\chi_\text{Ge} = 2{,}01$ , $\chi_\text{H} = 2{,}20$ ), y además los cuatro momentos de enlace, iguales y dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular, se anulan por simetría: molécula apolar ( $\vec{\mu} = 0$ ).

d) Fuerzas intermoleculares

$\text{OCl}_2$ : al ser polar, entre sus moléculas hay fuerzas dipolo-dipolo (fuerzas de Van der Waals entre dipolos permanentes) y, como en toda molécula, fuerzas de dispersión de London. No hay enlace de hidrógeno: la molécula no tiene hidrógeno.
$\text{GeH}_4$ : al ser apolar, solo presenta fuerzas de dispersión de London (dipolos instantáneos e inducidos). Tampoco forma enlace de hidrógeno: el H está unido al Ge, que no es pequeño ni muy electronegativo.

Consejo

En la TRPECV se cuentan todos los pares del átomo central, también los solitarios: el $\text{OCl}_2$ tiene cuatro pares (orientación tetraédrica), pero su geometría molecular, que solo mira a los átomos, es angular. Distinguir las dos cosas es lo que se puntúa.

Y no digas que el $\text{GeH}_4$ forma enlace de hidrógeno por tener H: hace falta que el H esté unido a F, O o N.