QuímicaMedio2 pts

Enlace químico y geometría molecular

Castilla y León · 2025 · Junio

Enunciado

Considere las moléculas:

\text{OF}_2

\text{BI}_3

\text{CCl}_4

\text{C}_2\text{H}_2

a) (0,8 puntos) Escriba razonadamente sus representaciones de Lewis.

b) (0,8 puntos) Indique razonadamente sus geometrías moleculares utilizando la teoría de la repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia.

c) (0,4 puntos) Justifique cuáles son moléculas polares.

Datos: números atómicos:

\text{H} = 1

;

\text{B} = 5

;

\text{C} = 6

;

\text{O} = 8

;

\text{F} = 9

;

\text{Cl} = 17

;

\text{I} = 53

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Resultado

a) $\text{F–O–F}$ con 2 pares solitarios en el O; $\text{BI}_3$ con el B rodeado de solo 6 electrones; $\text{CCl}_4$ con 4 enlaces simples; $\text{H–C}{\mkern2mu\equiv\mkern2mu}\text{C–H}$ .
b) $\text{OF}_2$ angular; $\text{BI}_3$ triangular plana; $\text{CCl}_4$ tetraédrica; $\text{C}_2\text{H}_2$ lineal.
c) Solo es polar el $\text{OF}_2$ ; las otras tres son apolares por simetría.

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Todo sale de la estructura de Lewis. Para cada molécula se cuentan los electrones de valencia (a partir de la configuración de cada átomo), se coloca en el centro el átomo menos electronegativo (nunca el H) y se reparten los pares hasta completar octetos, con enlaces múltiples si hace falta.

Con la estructura de Lewis se cuentan los pares que rodean al átomo central (enlazantes y solitarios): la TRPECV los separa al máximo y da la geometría. Por último, una molécula es polar si sus enlaces son polares y la geometría no hace que los momentos dipolares se anulen.

Desarrollo

a) Estructuras de Lewis

Electrones de valencia de cada átomo (los de la última capa):

Átomo	Configuración de valencia	Electrones de valencia
$\text{H}$ ( $Z = 1$ )	$1s^1$	$1$
$\text{B}$ ( $Z = 5$ )	$2s^2\,2p^1$	$3$
$\text{C}$ ( $Z = 6$ )	$2s^2\,2p^2$	$4$
$\text{O}$ ( $Z = 8$ )	$2s^2\,2p^4$	$6$
$\text{F}$ ( $Z = 9$ )	$2s^2\,2p^5$	$7$
$\text{Cl}$ ( $Z = 17$ )	$3s^2\,3p^5$	$7$
$\text{I}$ ( $Z = 53$ )	$5s^2\,5p^5$	$7$

$\text{OF}_2$ :

6 + 2\cdot 7 = 20

electrones (10 pares). El O, menos electronegativo que el F, va en el centro unido a los dos F por enlaces simples (2 pares); los 8 pares restantes completan los octetos: 3 pares solitarios en cada F y 2 en el O.

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

$\text{BI}_3$ :

3 + 3\cdot 7 = 24

electrones (12 pares). El B va en el centro con tres enlaces simples B–I (3 pares) y los 9 pares restantes van como pares solitarios en los yodos (3 en cada uno). El boro se queda con solo 6 electrones: es una excepción a la regla del octeto (octeto incompleto), típica de los elementos del grupo 13.

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

$\text{CCl}_4$ :

4 + 4\cdot 7 = 32

electrones (16 pares). El C en el centro forma cuatro enlaces simples C–Cl (4 pares) y los 12 pares restantes completan el octeto de cada cloro (3 pares solitarios en cada uno). El C no tiene pares solitarios.

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

$\text{C}_2\text{H}_2$ :

2\cdot 4 + 2\cdot 1 = 10

electrones (5 pares). Los dos C se unen entre sí y cada uno a un H (3 pares en enlaces simples). Con los 2 pares que quedan no se pueden completar los octetos de los carbonos con pares solitarios, así que se usan para formar enlaces múltiples: entre los dos carbonos hay un triple enlace. Así cada C tiene su octeto (3 pares del triple enlace + 1 del C–H) y cada H, su par.

\text{H}-\text{C}{\mkern2mu\equiv\mkern2mu}\text{C}-\text{H}

b) Geometrías (TRPECV)

Según la TRPECV, los pares de electrones que rodean al átomo central se repelen y se colocan lo más alejados posible. Un enlace múltiple cuenta como una sola dirección de enlace. La geometría molecular se describe por la posición de los átomos, no de los pares solitarios.

$\text{OF}_2$ : el O tiene 4 pares (2 enlazantes y 2 solitarios), tipo $\text{AX}_2\text{E}_2$ . Los pares se disponen en tetraedro, pero dos vértices los ocupan pares solitarios: la molécula es angular. Los pares solitarios repelen más que los enlazantes y cierran el ángulo F–O–F por debajo de $109{,}5^\circ$ (unos $103^\circ$ ).
$\text{BI}_3$ : el B tiene 3 pares enlazantes y ninguno solitario, tipo $\text{AX}_3$ . Se separan al máximo en un plano: triangular plana, con ángulos I–B–I de $120^\circ$ .
$\text{CCl}_4$ : el C tiene 4 pares enlazantes, tipo $\text{AX}_4$ : tetraédrica regular, con ángulos Cl–C–Cl de $109{,}5^\circ$ .
$\text{C}_2\text{H}_2$ : cada C tiene 2 direcciones de enlace (el triple enlace con el otro C y el enlace con el H) y ningún par solitario, tipo $\text{AX}_2$ . Se colocan opuestas: la molécula es lineal, con ángulos H–C–C de $180^\circ$ .

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)

(El

\text{BCl}_3

de la simulación tiene la misma geometría que el

\text{BI}_3

.)

c) Moléculas polares

Un enlace entre átomos de distinta electronegatividad es polar y tiene un momento dipolar. La molécula es polar si la suma vectorial de los momentos de enlace no es nula.

$\text{OF}_2$ : los enlaces O–F son polares (el F es más electronegativo que el O). Como la molécula es angular, los dos momentos dipolares no son opuestos y su resultante no se anula: polar (aunque con un momento dipolar pequeño).
$\text{BI}_3$ : los enlaces B–I son polares (el I es más electronegativo que el B), pero los tres momentos iguales, a $120^\circ$ en un plano, se anulan: apolar.
$\text{CCl}_4$ : los cuatro enlaces C–Cl son polares, pero en el tetraedro regular sus momentos se anulan por simetría: apolar.
$\text{C}_2\text{H}_2$ : los dos enlaces C–H, poco polares, son iguales y opuestos en una molécula lineal y simétrica: apolar.

La única molécula polar es el

\text{OF}_2

Consejo

En la geometría cuentan los pares del átomo central, pero el nombre de la forma lo dan solo los átomos: el $\text{OF}_2$ tiene los pares en tetraedro y, sin embargo, la molécula es angular.

Y no olvides las excepciones al octeto: el boro del $\text{BI}_3$ se queda con 6 electrones. Si le pones un doble enlace para «completar» su octeto, la geometría te seguirá saliendo bien, pero la estructura de Lewis que se espera en el examen es la de octeto incompleto.