QuímicaMedioCuestión · 2 pts

Problema resuelto de Química: Enlace químico y geometría molecularSelectividad (PAU) · Comunitat Valenciana 2024 · Julio

Enunciado

Sean las moléculas

\text{SiF}_4

\text{PCl}_3

\text{SO}_2

.

a) Dibuje la estructura electrónica de Lewis de las tres especies. (0,9 puntos)

b) Deduzca la geometría de las tres moléculas y justifique si son polares o apolares. (0,9 puntos)

c) Deduzca si el ángulo de enlace O–S–O del

\text{SO}_2

es mayor o menor que el Cl–P–Cl del

\text{PCl}_3

. (0,2 puntos)

Datos: números atómicos,

Z

: O = 8; F = 9; Si = 14; P = 15; S = 16; Cl = 17. Electronegatividades: O = 3,4; F = 4,0; Si = 1,6; P = 2,0; S = 2,3; Cl = 2,7.

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Resultado

\text{SiF}_4

: cuatro enlaces Si–F, sin pares solitarios en el Si.

\text{PCl}_3

: tres enlaces P–Cl y un par solitario en el P.

\text{SO}_2

: un enlace S=O y otro S–O (dos formas resonantes) y un par solitario en el S.

b)

\text{SiF}_4

: tetraédrica, apolar.

\text{PCl}_3

: pirámide trigonal, polar.

\text{SO}_2

: angular, polar.

c) O–S–O (≈ 120°, disposición triangular) es mayor que Cl–P–Cl (≈ 109,5° o algo menos, disposición tetraédrica).

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Se cuentan los electrones de valencia de cada átomo, se coloca en el centro el menos electronegativo y se reparten los electrones para que todos cumplan el octeto. La estructura de Lewis dice cuántos pares rodean al átomo central y cuántos son solitarios.

Con la TRPECV, esos pares se separan al máximo: la disposición de los pares da la geometría, pero la forma de la molécula la marcan solo los átomos. Después se decide la polaridad: todos los enlaces son polares (hay diferencia de electronegatividad), y la molécula es polar si la geometría no hace que los momentos dipolares se anulen.

Desarrollo

a) Electrones de valencia

Si:

3s^2\,3p^2

(4); P:

3s^2\,3p^3

(5); S:

3s^2\,3p^4

(6); O:

2s^2\,2p^4

(6); F y Cl:

ns^2\,np^5

(7).

Estructuras de Lewis

$\textbf{SiF}_4$ ( $4 + 4\cdot 7 = 32$ electrones, 16 pares): el Si, en el centro, forma cuatro enlaces simples Si–F y se queda sin pares solitarios; cada F conserva tres pares solitarios.
$\textbf{PCl}_3$ ( $5 + 3\cdot 7 = 26$ electrones, 13 pares): el P forma tres enlaces simples P–Cl y le queda un par solitario; cada Cl conserva tres pares solitarios.
$\textbf{SO}_2$ ( $6 + 2\cdot 6 = 18$ electrones, 9 pares): el S forma un enlace doble con un O y uno simple con el otro, y le queda un par solitario. El O del doble enlace tiene dos pares solitarios y el del simple, tres. Hay dos formas resonantes equivalentes, $\text{O}{=}\text{S}{-}\text{O} \leftrightarrow \text{O}{-}\text{S}{=}\text{O}$ : los dos enlaces S–O son en realidad iguales. (También se acepta la estructura con dos dobles enlaces, $\text{O}{=}\text{S}{=}\text{O}$ , con el azufre ampliando su octeto.)

Estructuras de Lewis: SiF4 con cuatro enlaces simples; PCl3 con un par solitario en el fósforo; SO2 con un doble enlace S=O, un enlace simple S–O y un par solitario en el azufre, una de sus dos formas resonantes

b) Geometría (TRPECV)

$\text{SiF}_4$ : 4 pares de enlace alrededor del Si (tipo $\text{AX}_4$ ) → tetraédrica, ángulos de $109{,}5^\circ$ .
$\text{PCl}_3$ : 3 pares de enlace y 1 solitario (tipo $\text{AX}_3\text{E}$ ). Los cuatro pares se orientan hacia un tetraedro, pero la molécula, vista por sus átomos, es una pirámide trigonal.
$\text{SO}_2$ : el S tiene tres dominios electrónicos (dos enlaces y un par solitario; el doble enlace cuenta como un dominio), tipo $\text{AX}_2\text{E}$ . Se disponen en un triángulo plano y la molécula es angular.

Polaridad

Los tres tipos de enlace son polares:

\Delta\chi(\text{Si–F}) = 2{,}4

\Delta\chi(\text{P–Cl}) = 0{,}7

\Delta\chi(\text{S–O}) = 1{,}1

$\text{SiF}_4$ : los cuatro momentos dipolares son iguales y apuntan a los vértices de un tetraedro regular, así que se anulan: molécula apolar (aunque sus enlaces sean muy polares).
$\text{PCl}_3$ : en la pirámide los tres momentos P–Cl no se compensan; su suma no es nula: molécula polar.
$\text{SO}_2$ : en una molécula angular los dos momentos S–O forman un ángulo y no se anulan: molécula polar.

c) Comparación de ángulos

En el

\text{SO}_2

los dominios se disponen en un triángulo plano, de ángulo ideal

120^\circ

; el par solitario lo cierra un poco y queda en torno a

119^\circ

. En el

\text{PCl}_3

la disposición de los pares es tetraédrica, de ángulo ideal

109{,}5^\circ

, y el par solitario lo cierra hasta unos

100^\circ

. Por tanto, el ángulo O–S–O es mayor que el Cl–P–Cl.

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

Consejo

Distingue siempre la disposición de los pares de electrones de la geometría de la molécula: el $\text{PCl}_3$ tiene pares en disposición tetraédrica, pero la molécula es una pirámide trigonal. Esa misma distinción es la que resuelve c): el ángulo depende de cuántos dominios rodean al átomo central (3 o 4), no de cuántos átomos tenga la molécula.

Para la polaridad, nombra la geometría antes de concluir: que los enlaces sean polares no basta.