QuímicaFácilCuestión · 2 pts

Enlace químico y geometría molecular

También trata: Fuerzas intermoleculares y propiedades

Comunidad de Madrid · 2023 · Julio

Enunciado

Para las moléculas:

\text{NH}_3

\text{SH}_2

.

a) (0,5 puntos) Indique y represente la geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV).

b) (0,5 puntos) Indique la hibridación del átomo central.

c) (0,5 puntos) Justifique su polaridad.

d) (0,5 puntos) Justifique la fuerza intermolecular más importante que presenta cada una de ellas.

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Resultado

a) $\text{NH}_3$ : pirámide trigonal ( $\approx 107^\circ$ ); $\text{H}_2\text{S}$ : angular ( $< 109{,}5^\circ$ ).
b) N: $sp^3$ ; S: $sp^3$ .
c) Las dos moléculas son polares.
d) $\text{NH}_3$ : enlace de hidrógeno; $\text{H}_2\text{S}$ : dipolo-dipolo.

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Se empieza por la estructura de Lewis del átomo central y se cuentan sus pares de electrones: los enlazantes y los solitarios. Con la RPECV:

El número total de pares fija la distribución de los pares (aquí, 4 pares: tetraédrica) y la hibridación ( $sp^3$ ).
La geometría molecular la dan solo los átomos; los pares solitarios ocupan sitio pero no «se ven».

La polaridad sale de sumar los momentos dipolares de los enlaces según la geometría, y la fuerza intermolecular depende de si hay H unido a F, O o N.

Desarrollo

Estructuras de Lewis.

$\text{NH}_3$ : el nitrógeno ( $2s^2\,2p^3$ , 5 electrones de valencia) forma tres enlaces $\text{N}-\text{H}$ y le queda un par solitario. Alrededor del N hay 4 pares: 3 enlazantes y 1 solitario (tipo $\text{AB}_3\text{E}$ ).
$\text{SH}_2$ (sulfuro de hidrógeno, $\text{H}_2\text{S}$ ): el azufre ( $3s^2\,3p^4$ , 6 electrones de valencia) forma dos enlaces $\text{S}-\text{H}$ y le quedan dos pares solitarios. Alrededor del S hay 4 pares: 2 enlazantes y 2 solitarios (tipo $\text{AB}_2\text{E}_2$ ).

a) Geometría molecular (RPECV).

En las dos moléculas los cuatro pares se orientan hacia los vértices de un tetraedro para alejarse al máximo. La forma de la molécula depende de cuántos de esos vértices ocupan átomos:

$\text{NH}_3$ : pirámide trigonal. El N está en el vértice superior y los tres H forman la base triangular; el par solitario apunta hacia arriba, en el cuarto vértice del tetraedro. Como el par solitario repele más que los enlazantes, cierra el ángulo $\text{H}-\text{N}-\text{H}$ algo por debajo del tetraédrico: unos $107^\circ$ .
$\text{H}_2\text{S}$ : angular. Los dos H y el S forman una «V»; los dos pares solitarios ocupan los otros dos vértices del tetraedro y, al repeler más, cierran el ángulo $\text{H}-\text{S}-\text{H}$ por debajo de $109{,}5^\circ$ (experimentalmente, unos $92^\circ$ ).

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

b) Hibridación del átomo central.

Cuatro pares de electrones alrededor del átomo central (tres enlaces y un par libre en el N; dos enlaces y dos pares libres en el S) se alojan en cuatro orbitales híbridos equivalentes dirigidos a los vértices de un tetraedro:

\text{N en } \text{NH}_3:\ sp^3 \qquad\qquad \text{S en } \text{H}_2\text{S}:\ sp^3

(En el

\text{H}_2\text{S}

el ángulo real de

92^\circ

, casi recto, indica que el azufre usa orbitales

p

casi puros; con el modelo de Bachillerato se acepta

sp^3

.)

c) Polaridad.

$\text{NH}_3$ : polar. El enlace $\text{N}-\text{H}$ es bastante polar (el N es mucho más electronegativo que el H) y, en la pirámide, los tres momentos dipolares no se anulan: su suma apunta hacia el N, en el mismo sentido que el par solitario, que refuerza el dipolo.
$\text{H}_2\text{S}$ : polar. El enlace $\text{S}-\text{H}$ es poco polar (las electronegatividades del S y el H son parecidas), pero la molécula es angular y los dos momentos dipolares no se cancelan; la molécula tiene un momento dipolar neto pequeño.

d) Fuerza intermolecular más importante.

$\text{NH}_3$ : enlace de hidrógeno. El H está unido a un átomo pequeño, muy electronegativo y con un par solitario (el N), así que el H de una molécula queda con una carga parcial positiva intensa y se une al par solitario del N de una molécula vecina. Además hay fuerzas de dispersión, más débiles.
$\text{H}_2\text{S}$ : fuerzas dipolo-dipolo (de Van der Waals), porque la molécula es polar. No forma enlaces de hidrógeno apreciables: el S es más grande y bastante menos electronegativo que el N, el O o el F. También hay fuerzas de dispersión de London.

Por eso el amoníaco hierve a

-33\ ^\circ\text{C}

a pesar de ser más ligero que el sulfuro de hidrógeno, que hierve a

-60\ ^\circ\text{C}

Consejo

No confundas la distribución de los pares (tetraédrica en las dos) con la geometría molecular, que solo cuenta los átomos: pirámide trigonal para el $\text{NH}_3$ y angular para el $\text{H}_2\text{S}$ . Decir «tetraédrica» es el error más repetido.

Para el enlace de hidrógeno, recuerda la condición: H unido directamente a F, O o N. El S no la cumple, aunque esté en el mismo grupo que el O.