QuímicaMedioCuestión · 2 pts

Problema resuelto de Química: Enlace químico y geometría molecularSelectividad (PAU) · Comunitat Valenciana 2023 · Junio

Enunciado

Considere las especies químicas

\text{F}_2\text{CO}

, HCN y

\text{NBr}_3

. Responda a las siguientes cuestiones:

a) Dibuje la estructura electrónica de Lewis de cada una de las moléculas. (0,6 puntos)

b) Deduzca la disposición geométrica de los pares electrónicos que rodean al átomo central de cada molécula e indique el tipo de hibridación de los orbitales de dicho átomo. (0,6 puntos)

c) Indique la geometría de las moléculas HCN y

\text{NBr}_3

. (0,4 puntos)

d) Discuta si las moléculas de HCN y

\text{NBr}_3

son polares o apolares. (0,4 puntos)

Datos: Números atómicos,

Z

: H = 1; C = 6; N = 7; O = 8; F = 9; Br = 35. Electronegatividad: H = 2,1; C = 2,5, N = 3,0; Br = 2,8.

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Resultado

a) F₂CO: C central con C=O doble y dos C–F simples. HCN:

\text{H–C}{\mkern2mu\equiv\mkern2mu}\text{N:}

. NBr₃: N central con tres N–Br y un par solitario.

b) F₂CO: triangular plana,

sp^2

. HCN: lineal,

sp

. NBr₃: tetraédrica,

sp^3

.

c) HCN, lineal; NBr₃, pirámide trigonal.

d) Las dos son polares: en el HCN los dos dipolos se suman hacia el N; en el NBr₃ la forma piramidal impide que se anulen (polaridad débil).

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Se cuentan los electrones de valencia de cada molécula y se reparten para que todos los átomos (salvo el H) tengan su octeto; el átomo central es el menos electronegativo de los que no son H ni F (el C en las dos primeras, el N en la tercera).

Para la TRPECV, un enlace doble o triple cuenta como una sola zona de densidad electrónica. Con el número de zonas alrededor del central (enlaces más pares solitarios) se deduce cómo se disponen los pares y la hibridación: 2 zonas, lineal y

sp

; 3, triangular plana y

sp^2

; 4, tetraédrica y

sp^3

. La geometría de la molécula solo mira dónde están los átomos, no los pares solitarios.

La polaridad sale de sumar los momentos dipolares de los enlaces según la geometría.

Desarrollo

Electrones de valencia. H: 1; C: 4 (

2s^2\,2p^2

); N: 5 (

2s^2\,2p^3

); O: 6 (

2s^2\,2p^4

); F: 7 (

2s^2\,2p^5

); Br: 7 (

4s^2\,4p^5

).

a) Estructuras de Lewis.

F₂CO ( $2\cdot 7 + 4 + 6 = 24$ electrones, 12 pares): el carbono central forma un enlace doble con el oxígeno y un enlace simple con cada flúor. El C queda con su octeto y sin pares solitarios; el O conserva dos pares solitarios y cada F, tres.
HCN ( $1 + 4 + 5 = 10$ electrones, 5 pares): $\text{H–C}{\mkern2mu\equiv\mkern2mu}\text{N:}$ . El C forma un enlace simple con el H y un triple con el N, que conserva un par solitario.
NBr₃ ( $5 + 3\cdot 7 = 26$ electrones, 13 pares): el nitrógeno central forma tres enlaces simples N–Br y conserva un par solitario; cada Br tiene tres pares solitarios.

Estructuras de Lewis: F2CO con un doble enlace C=O; HCN con un triple enlace C≡N y un par solitario en el nitrógeno; NBr3 con tres enlaces simples y un par solitario en el nitrógeno

b) Disposición de los pares e hibridación del átomo central.

Molécula	Átomo central	Zonas de densidad electrónica	Disposición de los pares	Hibridación
F₂CO	C	3 (dos C–F y un C=O), sin pares solitarios	Triangular plana	$sp^2$
HCN	C	2 (un C–H y un C≡N), sin pares solitarios	Lineal	$sp$
NBr₃	N	4 (tres N–Br y un par solitario)	Tetraédrica	$sp^3$

En el

\text{F}_2\text{CO}

el orbital

p

sin hibridar del carbono forma el enlace π con el oxígeno; en el HCN, los dos

p

sin hibridar forman los dos enlaces π del triple enlace.

c) Geometría molecular.

HCN: los tres átomos están en línea (tipo $\text{AX}_2$ ): molécula lineal, ángulo de $180^\circ$ .
NBr₃: tipo $\text{AX}_3\text{E}$ ; de las cuatro posiciones del tetraedro, tres las ocupan los bromos y una el par solitario, así que la molécula es una pirámide trigonal, con ángulos algo menores de $109{,}5^\circ$ por la mayor repulsión del par solitario.

d) Polaridad.

HCN: aunque es lineal, los dos enlaces no son iguales. Con las electronegatividades (H = 2,1 < C = 2,5 < N = 3,0), los dos momentos dipolares, $\text{H}\to\text{C}$ y $\text{C}\to\text{N}$ , apuntan en el mismo sentido, hacia el N, y se suman. La molécula es polar.
NBr₃: los enlaces N–Br son poco polares (diferencia de electronegatividad $3{,}0 - 2{,}8 = 0{,}2$ ), con el polo negativo en el N. En la pirámide trigonal los tres momentos no se anulan (el resultante apunta hacia el vértice del nitrógeno, donde está además el par solitario). La molécula es polar, aunque débilmente.

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

Consejo

Distingue siempre la disposición de los pares (cuenta también los pares solitarios) de la geometría de la molécula (solo los átomos): en el NBr₃ la primera es tetraédrica y la segunda, piramidal. Es justo lo que separan los apartados b) y c).

Que una molécula sea lineal no la hace apolar: el HCN es polar porque sus dos enlaces son distintos. Usa las electronegatividades del enunciado para decir hacia dónde apunta cada dipolo.

Paso 1 de 3

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(2 puntos: 0,5 puntos cada apartado) Dadas las moléculas