QuímicaMedio2 pts

Enlace químico y geometría molecular

También trata: Fuerzas intermoleculares y propiedades

Extremadura · 2024 · Julio

Enunciado

Para las moléculas

\text{H}_2\text{O}

\text{BCl}_3

\text{HF}

\text{CO}_2

.

a) (0,5 puntos) Representar las estructuras de Lewis.

b) (0,5 puntos) Deducir la geometría de las cuatro moléculas según la TRPECV.

c) (0,5 puntos) Razonar si las moléculas son polares o apolares.

d) (0,5 puntos) Indicar si alguna molécula presenta enlaces por puentes de hidrógeno. Razonar la respuesta.

Datos: Números atómicos (

Z

\text{H} = 1

;

\text{B} = 5

;

\text{C} = 6

;

\text{O} = 8

;

\text{F} = 9

;

\text{Cl} = 17

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Resultado

a) $\text{H}_2\text{O}$ : 2 enlaces y 2 pares libres en el O; $\text{BCl}_3$ : B con 6 electrones; $\text{HF}$ : 1 enlace y 3 pares en el F; $\text{CO}_2$ : $\text{O=C=O}$ .
b) Angular; triangular plana; lineal; lineal.
c) Polares: $\text{H}_2\text{O}$ y $\text{HF}$ . Apolares: $\text{BCl}_3$ y $\text{CO}_2$ .
d) Enlace de hidrógeno: $\text{H}_2\text{O}$ y $\text{HF}$ .

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Todo sale de contar electrones de valencia. Con ellos se dibuja la estructura de Lewis de cada molécula (a); después, con la TRPECV, se cuentan los pares (enlazantes y libres) alrededor del átomo central y se deduce la geometría (b). La geometría decide si los momentos dipolares de los enlaces se anulan (c). Para el enlace de hidrógeno (d) basta con mirar si hay un H unido a F, O o N.

Desarrollo

Electrones de valencia (de las configuraciones):

$\text{H}\ (Z = 1)$ : $1s^1$ → 1 electrón.
$\text{B}\ (Z = 5)$ : $1s^2\,2s^2\,2p^1$ → 3 electrones.
$\text{C}\ (Z = 6)$ : $1s^2\,2s^2\,2p^2$ → 4 electrones.
$\text{O}\ (Z = 8)$ : $1s^2\,2s^2\,2p^4$ → 6 electrones.
$\text{F}\ (Z = 9)$ : $1s^2\,2s^2\,2p^5$ → 7 electrones.
$\text{Cl}\ (Z = 17)$ : $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5$ → 7 electrones.

a) Estructuras de Lewis.

Agua,

\text{H}_2\text{O}

2\cdot 1 + 6 = 8

electrones (4 pares). Dos enlaces simples

\text{O–H}

y dos pares solitarios sobre el oxígeno:

\text{H} - \underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{O}}} - \text{H}

Tricloruro de boro,

\text{BCl}_3

3 + 3\cdot 7 = 24

electrones (12 pares). Tres enlaces simples

\text{B–Cl}

y tres pares solitarios en cada cloro:

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

El boro se queda con solo 6 electrones: es una excepción a la regla del octeto (octeto incompleto).

Fluoruro de hidrógeno,

\text{HF}

1 + 7 = 8

electrones (4 pares). Un enlace simple y tres pares solitarios sobre el flúor:

\text{H} - \underset{\cdot\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{\text{F}}}\!:

Dióxido de carbono,

\text{CO}_2

4 + 2\cdot 6 = 16

electrones (8 pares). Para que el carbono complete el octeto forma dos enlaces dobles, y a cada oxígeno le quedan dos pares solitarios:

:\!\overset{\cdot\cdot}{\text{O}} = \text{C} = \overset{\cdot\cdot}{\text{O}}\!:

b) Geometría según la TRPECV.

Los pares de electrones alrededor del átomo central se colocan lo más alejados posible; un doble enlace cuenta como una sola dirección (un solo «dominio»).

Molécula	Pares enlazantes	Pares libres	Tipo	Geometría
$\text{H}_2\text{O}$	2	2	$\text{AB}_2\text{E}_2$	Angular ( $\approx 104{,}5^\circ$ )
$\text{BCl}_3$	3	0	$\text{AB}_3$	Triangular plana ( $120^\circ$ )
$\text{HF}$	1	—	diatómica	Lineal
$\text{CO}_2$	2 (dobles)	0	$\text{AB}_2$	Lineal ( $180^\circ$ )

$\text{H}_2\text{O}$ : cuatro pares en torno al O, dirigidos a los vértices de un tetraedro. Dos son libres y no se «ven»: la molécula es angular, y los pares libres, que repelen más, cierran el ángulo por debajo de $109{,}5^\circ$ .
$\text{BCl}_3$ : tres pares enlazantes en un plano a $120^\circ$ : triangular plana.
$\text{HF}$ : dos átomos siempre están en línea: lineal.
$\text{CO}_2$ : dos dominios (los dos dobles enlaces) a $180^\circ$ : lineal.

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

c) Polaridad.

Los cuatro tipos de enlace son polares, porque los átomos unidos tienen distinta electronegatividad (

\text{O} > \text{H}

\text{Cl} > \text{B}

\text{F} > \text{H}

\text{O} > \text{C}

). La polaridad de la molécula depende de la suma vectorial de esos momentos dipolares:

$\text{H}_2\text{O}$ : al ser angular, los dos dipolos $\text{O–H}$ no se anulan; la resultante apunta hacia el oxígeno. Polar.
$\text{BCl}_3$ : tres dipolos iguales a $120^\circ$ en un plano se anulan. Apolar.
$\text{HF}$ : un único enlace muy polar; su momento es el de la molécula. Polar.
$\text{CO}_2$ : dos dipolos $\text{C=O}$ iguales y opuestos a $180^\circ$ se anulan. Apolar.

d) Enlace de hidrógeno.

Se forma entre moléculas en las que hay un H unido a un átomo pequeño y muy electronegativo con pares solitarios (F, O o N): el H queda con una carga parcial positiva grande y se ve atraído por un par solitario del F, O o N de una molécula vecina.

$\text{H}_2\text{O}$ : H unido a O, con dos pares libres. Sí forma enlaces de hidrógeno (cada molécula puede formar hasta cuatro).
$\text{HF}$ : H unido a F, con tres pares libres. Sí forma enlaces de hidrógeno.
$\text{BCl}_3$ y $\text{CO}_2$ : no tienen hidrógeno. No; entre sus moléculas (apolares) solo actúan fuerzas de dispersión de London.

Por eso el agua y el HF tienen puntos de ebullición anormalmente altos para su masa molecular.

Consejo

En el $\text{BCl}_3$ no intentes completar el octeto del boro con un doble enlace: la estructura aceptada es la de tres enlaces simples y el boro con 6 electrones. Sin pares libres sobre el boro, la TRPECV da una molécula plana, no una pirámide.

Y no confundas enlace polar con molécula polar: el $\text{CO}_2$ y el $\text{BCl}_3$ tienen enlaces polares, pero la simetría anula los momentos dipolares.