QuímicaMedioCuestión · 2 pts

Enlace químico y geometría molecular

Castilla-La Mancha · 2024 · Junio

Enunciado

Sean las moléculas

\text{PCl}_5

\text{NH}_3

\text{BCl}_3

\text{H}_2\text{O}

.

a) (1 punto) Escriba la estructura de Lewis de cada una de ellas.

b) (1 punto) Deduzca su geometría usando la Teoría de Repulsión de Pares de electrones (TRPECV).

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Resultado

\text{H}_2\text{O}

: O con 2 enlaces y 2 pares solitarios;

\text{NH}_3

: N con 3 enlaces y 1 par solitario;

\text{BCl}_3

: B con 3 enlaces y 6 electrones (octeto incompleto);

\text{PCl}_5

: P con 5 enlaces y 10 electrones (octeto expandido).

b)

\text{PCl}_5

: bipirámide trigonal;

\text{NH}_3

: pirámide trigonal;

\text{BCl}_3

: triangular plana;

\text{H}_2\text{O}

: angular.

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Para cada molécula contamos los electrones de valencia, ponemos en el centro el átomo menos electronegativo (que no sea H), lo unimos a los demás con enlaces simples y repartimos el resto de electrones como pares solitarios. Dos de ellas no cumplen el octeto en el átomo central: el boro del

\text{BCl}_3

se queda con 6 electrones (octeto incompleto) y el fósforo del

\text{PCl}_5

tiene 10 (octeto expandido, posible porque está en el tercer periodo y tiene orbitales

d

disponibles).

Después aplicamos la TRPECV: contamos los pares de electrones (enlazantes y solitarios) alrededor del átomo central, que se colocan lo más lejos posible entre sí. Esa disposición da la geometría electrónica, pero la molecular solo mira dónde están los átomos: los pares solitarios ocupan sitio, pero no se «ven».

Desarrollo

a) Estructuras de Lewis.

$\text{H}_2\text{O}$ . Electrones de valencia:

2\cdot 1 + 6 = 8

(4 pares). El oxígeno forma dos enlaces simples con los hidrógenos y le quedan dos pares solitarios:

\begin{array}{ccccc} & & \cdot\cdot & & \\ \text{H} & - & \text{O} & - & \text{H} \\ & & \cdot\cdot & & \end{array}

$\text{NH}_3$ . Electrones de valencia:

5 + 3\cdot 1 = 8

(4 pares). El nitrógeno forma tres enlaces simples y conserva un par solitario:

\begin{array}{ccccc} & & \cdot\cdot & & \\ \text{H} & - & \text{N} & - & \text{H} \\ & & | & & \\ & & \text{H} & & \end{array}

$\text{BCl}_3$ . Electrones de valencia:

3 + 3\cdot 7 = 24

(12 pares). El boro forma tres enlaces simples con los cloros, que completan su octeto con tres pares solitarios cada uno. El boro se queda con solo 6 electrones a su alrededor y ningún par solitario (octeto incompleto):

\begin{array}{ccccc} :\!\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}} & - & \text{B} & - & \underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}}\!: \\ & & | & & \\ & & :\!\underset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}\!: & & \end{array}

$\text{PCl}_5$ . Electrones de valencia:

5 + 5\cdot 7 = 40

(20 pares). El fósforo forma cinco enlaces simples, uno con cada cloro, y cada cloro lleva tres pares solitarios (

5 + 15 = 20

pares). El fósforo queda rodeado de 10 electrones y ningún par solitario (octeto expandido):

\begin{array}{ccccc} & & :\!\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}\!: & & \\ & & | & & \\ :\!\underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}} & - & \text{P} & - & \underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}}\!: \\ & & | & \diagdown & \\ & & :\!\underset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}\!: & & \underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{Cl}}}\!: \end{array}

b) Geometría según la TRPECV.

Molécula	Pares enlazantes	Pares solitarios	Tipo	Geometría electrónica	Geometría molecular	Ángulo
$\text{PCl}_5$	5	0	$\text{AB}_5$	Bipirámide trigonal	Bipirámide trigonal	$90^\circ$ y $120^\circ$
$\text{NH}_3$	3	1	$\text{AB}_3\text{E}$	Tetraédrica	Pirámide trigonal	$\approx 107^\circ$
$\text{BCl}_3$	3	0	$\text{AB}_3$	Triangular plana	Triangular plana	$120^\circ$
$\text{H}_2\text{O}$	2	2	$\text{AB}_2\text{E}_2$	Tetraédrica	Angular	$\approx 104{,}5^\circ$

$\text{PCl}_5$ : cinco pares enlazantes se reparten en una bipirámide trigonal: tres cloros en un plano (ecuatoriales, a $120^\circ$ ) y dos por encima y por debajo (axiales, a $90^\circ$ del plano).
$\text{BCl}_3$ : tres pares enlazantes y ninguno solitario se separan al máximo en un plano: molécula triangular plana, con ángulos de $120^\circ$ .
$\text{NH}_3$ : los cuatro pares (3 enlazantes + 1 solitario) apuntan a los vértices de un tetraedro; como uno es solitario, los átomos forman una pirámide trigonal con el N en el vértice. El par solitario repele más que los enlazantes y cierra el ángulo $\text{H}\!-\!\text{N}\!-\!\text{H}$ por debajo de $109{,}5^\circ$ , hasta unos $107^\circ$ .
$\text{H}_2\text{O}$ : también cuatro pares en disposición tetraédrica, pero dos son solitarios: la molécula es angular. Con dos pares solitarios la repulsión es aún mayor y el ángulo baja a unos $104{,}5^\circ$ .

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

Consejo

No confundas la geometría electrónica con la molecular: el $\text{NH}_3$ y el $\text{H}_2\text{O}$ tienen cuatro pares en disposición tetraédrica, pero la pregunta pide la forma de la molécula, que solo tiene en cuenta los átomos: pirámide trigonal y angular.

Y fíjate en el $\text{BCl}_3$ frente al $\text{NH}_3$ : la misma fórmula $\text{AX}_3$ , pero el par solitario del nitrógeno lo cambia todo (plana frente a piramidal).