Enlace químico y geometría molecular

a) Estructuras de Lewis y geometría

Configuraciones de valencia: C ($2s^2 2p^2$, 4 e⁻), N ($2s^2 2p^3$, 5 e⁻), O y S ($ns^2 np^4$, 6 e⁻), F ($2s^2 2p^5$, 7 e⁻), B ($2s^2 2p^1$, 3 e⁻), H (1 e⁻).

i) $\text{CO}_2$. Electrones de valencia: $4 + 2\cdot 6 = 16$ (8 pares). El C, central, forma un doble enlace con cada O y cada O conserva dos pares solitarios:$$\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{O}}}{\mkern2mu=\mkern2mu}\text{C}{\mkern2mu=\mkern2mu}\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{O}}}$$El C no tiene pares solitarios y tiene dos grupos de electrones (los dos dobles enlaces), que se repelen al máximo a $180^\circ$: tipo $\text{AX}_2$, geometría lineal.

ii) $\text{SO}_2$. Electrones de valencia: $6 + 2\cdot 6 = 18$ (9 pares). El S, central, forma un doble enlace con un O y uno sencillo con el otro, y le queda un par solitario; el O del enlace sencillo lleva tres pares solitarios y el del doble, dos (hay dos formas resonantes equivalentes, con el doble enlace a uno u otro lado):$$\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{O}}}{\mkern2mu=\mkern2mu}\overset{\cdot\cdot}{\text{S}}\!-\!\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{O}}}\!:\;\longleftrightarrow\;:\!\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{O}}}\!-\!\overset{\cdot\cdot}{\text{S}}{\mkern2mu=\mkern2mu}\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{O}}}$$Alrededor del S hay tres grupos de electrones (dos de enlace y un par solitario): disposición triangular plana y tipo $\text{AX}_2\text{E}$. Los átomos forman una molécula angular, con un ángulo algo menor de $120^\circ$ (unos $119^\circ$) porque el par solitario repele más que los de enlace.

iii) $\text{NH}_3$. Electrones de valencia: $5 + 3\cdot 1 = 8$ (4 pares). El N forma tres enlaces sencillos con los H y conserva un par solitario:$$\begin{array}{ccccc} \text{H} & - & \overset{\cdot\cdot}{\text{N}} & - & \text{H} \\ & & | & & \\ & & \text{H} & & \end{array}$$Hay cuatro grupos de electrones alrededor del N (tres de enlace y un par solitario): disposición tetraédrica y tipo $\text{AX}_3\text{E}$. La molécula es una pirámide trigonal con el N en el vértice y ángulos de unos $107^\circ$, menores que los $109{,}5^\circ$ del tetraedro por la mayor repulsión del par solitario.

iv) $\text{BF}_3$. Electrones de valencia: $3 + 3\cdot 7 = 24$ (12 pares). El B forma tres enlaces sencillos con los F, y cada F tiene tres pares solitarios. El B se queda con solo seis electrones: es una excepción a la regla del octeto (octeto incompleto).$$\begin{array}{ccccc} & & :\!\overset{\cdot\cdot}{\text{F}}\!: & & \\ & & | & & \\ :\!\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{F}}} & - & \text{B} & - & \underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{F}}}\!: \end{array}$$El B tiene tres grupos de electrones y ningún par solitario: tipo $\text{AX}_3$, geometría triangular plana, con ángulos de $120^\circ$.

b) Polaridad

Todos los enlaces son polares, porque unen átomos de distinta electronegatividad (el O es más electronegativo que el C y que el S; el N, más que el H; el F, mucho más que el B). La polaridad de la molécula depende de si los momentos dipolares de enlace se anulan por la geometría:

• $\text{CO}_2$: los dos momentos $\text{C=O}$ son iguales y opuestos (molécula lineal y simétrica): $\vec\mu = 0$, apolar.
• $\text{SO}_2$: al ser angular, los dos momentos $\text{S–O}$ no se anulan: polar.
• $\text{NH}_3$: los tres momentos $\text{N–H}$ de la pirámide se suman, y el par solitario refuerza la resultante: polar.
• $\text{BF}_3$: los tres momentos $\text{B–F}$, iguales y a $120^\circ$ en un plano, se anulan: apolar.