QuímicaFácil2 pts

Enlace químico y geometría molecular

También trata: Fuerzas intermoleculares y propiedades

Comunidad de Madrid · 2023 · Junio (coincidentes)

Enunciado

Para las moléculas

\text{CO}_2

\text{H}_2\text{O}

:

a) (0,5 puntos) Indique su geometría molecular según la teoría RPECV.

b) (0,5 puntos) Indique la hibridación que presenta el átomo central.

c) (1 punto) Justifique su polaridad y diga el tipo de fuerzas intermoleculares que presentan.

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Resultado

a) $\text{CO}_2$ : lineal; $\text{H}_2\text{O}$ : angular.
b) C del $\text{CO}_2$ : $sp$ ; O del $\text{H}_2\text{O}$ : $sp^3$ .
c) $\text{CO}_2$ apolar (dispersión de London); $\text{H}_2\text{O}$ polar (enlaces de hidrógeno, dipolo-dipolo y dispersión).

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Primero la estructura de Lewis de cada molécula: de ella sale cuántas zonas de densidad electrónica (enlaces, contando un doble enlace como una sola zona, y pares libres) rodean al átomo central. Ese número fija la disposición de los pares y la hibridación; los pares libres deciden la forma de la molécula.

Con la geometría, la polaridad se razona sumando los momentos dipolares de los enlaces: si se anulan por simetría, la molécula es apolar.

Desarrollo

a) Geometría según la RPECV.

Estructuras de Lewis:

\ddot{\text{O}}{\mkern2mu=\mkern2mu}\text{C}{\mkern2mu=\mkern2mu}\ddot{\text{O}}\qquad\qquad \text{H}\!-\!\ddot{\underset{\cdot\cdot}{\text{O}}}\!-\!\text{H}

$\text{CO}_2$ : el carbono forma dos dobles enlaces y no tiene pares libres: 2 zonas de densidad electrónica, que se repelen al máximo a $180^\circ$ . Geometría lineal.
$\text{H}_2\text{O}$ : el oxígeno tiene 2 enlaces con H y 2 pares libres: 4 zonas, dispuestas en tetraedro. Como dos vértices son pares libres, la forma de la molécula es angular, con un ángulo H–O–H de unos $104{,}5^\circ$ (menor que $109{,}5^\circ$ porque los pares libres repelen más que los de enlace).

b) Hibridación del átomo central.

C en $\text{CO}_2$ : $sp$ . Dos zonas de densidad electrónica: dos orbitales híbridos $sp$ a $180^\circ$ forman los enlaces σ con los oxígenos, y los dos orbitales $p$ sin hibridar forman los dos enlaces π.
O en $\text{H}_2\text{O}$ : $sp^3$ . Cuatro zonas: cuatro orbitales $sp^3$ hacia los vértices de un tetraedro, dos con los enlaces O–H y dos con los pares libres.

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

c) Polaridad y fuerzas intermoleculares.

$\text{CO}_2$ : apolar. Cada enlace C=O es polar (el O es más electronegativo que el C), pero los dos momentos dipolares son iguales y opuestos en la molécula lineal y se anulan: momento dipolar total nulo. Entre sus moléculas solo actúan fuerzas de dispersión (London), débiles; por eso el $\text{CO}_2$ es un gas a temperatura ambiente.
$\text{H}_2\text{O}$ : polar. Los enlaces O–H son muy polares y, por la forma angular, sus momentos dipolares no se anulan: la molécula tiene un momento dipolar neto, con el polo negativo en el oxígeno. Además, tiene H unido a un átomo pequeño, muy electronegativo y con pares libres, así que entre sus moléculas se forman enlaces de hidrógeno; también hay fuerzas dipolo-dipolo y de dispersión. Los enlaces de hidrógeno explican que el agua sea líquida a temperatura ambiente a pesar de su pequeña masa molar.

Consejo

No confundas la disposición de los pares con la forma de la molécula: el oxígeno del agua tiene sus cuatro pares en tetraedro, pero la molécula es angular porque solo se «ven» los átomos.

Que una molécula tenga enlaces polares no la hace polar: en c) di siempre si los momentos dipolares se anulan o no por la geometría.

Paso 1 de 3

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