QuímicaMedioCuestión · 2,5 pts

Enlace químico y geometría molecular

También trata: Fuerzas intermoleculares y propiedades

Comunidad de Madrid · 2026 · Reserva 1

Enunciado

Considere las moléculas

\text{BCl}_3

\text{NH}_3

\text{SCl}_2

\text{CO}_2

\text{HCHO}

, y conteste a las siguientes cuestiones:

a) (1 punto) Indique su geometría molecular, según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV), y la hibridación que presenta el átomo central de cada una de ellas.

b) (1 punto) Justifique su polaridad y escriba el tipo de fuerzas intermoleculares que presentan.

c) (0,5 puntos) Explique si el

\text{BCl}_3

y el

\text{NH}_3

se comportan como ácidos o bases de Lewis.

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Resultado

a) BCl₃: triangular plana, $sp^2$ ; NH₃: piramidal trigonal, $sp^3$ ; SCl₂: angular, $sp^3$ ; CO₂: lineal, $sp$ ; HCHO: triangular plana, $sp^2$ .
b) Apolares (solo London): BCl₃, CO₂. Polares: NH₃ (enlace de H, dipolo-dipolo, London), SCl₂ y HCHO (dipolo-dipolo, London).
c) BCl₃, ácido de Lewis; NH₃, base de Lewis.

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Todo sale de la estructura de Lewis de cada molécula. Con ella se cuentan los dominios electrónicos del átomo central (enlaces, contando un doble o triple como uno solo, más pares libres):

2 dominios → lineal, $sp$ ; 3 → triangular, $sp^2$ ; 4 → tetraédrica, $sp^3$ .
La geometría molecular solo mira los átomos: si hay pares libres, la forma «pierde» esos vértices (piramidal, angular).

La polaridad depende de dos cosas a la vez: que los enlaces sean polares y que la geometría no cancele sus momentos dipolares. Y en c), la clave es si el átomo central tiene un hueco (orbital vacío, acepta un par) o un par libre (lo cede).

Desarrollo

a) Geometría (TRPECV) e hibridación

Molécula	Átomo central	Pares enlazantes	Pares libres	Tipo	Geometría	Hibridación
$\text{BCl}_3$	B (3 e⁻ de valencia)	3	0	$\text{AX}_3$	Triangular plana (120°)	$sp^2$
$\text{NH}_3$	N (5 e⁻)	3	1	$\text{AX}_3\text{E}$	Piramidal trigonal (≈107°)	$sp^3$
$\text{SCl}_2$	S (6 e⁻)	2	2	$\text{AX}_2\text{E}_2$	Angular (≈103°)	$sp^3$
$\text{CO}_2$	C (4 e⁻)	2 (dobles)	0	$\text{AX}_2$	Lineal (180°)	$sp$
$\text{HCHO}$	C (4 e⁻)	3 (dos simples y un doble)	0	$\text{AX}_3$	Triangular plana (≈120°)	$sp^2$

Algunos detalles:

En el $\text{BCl}_3$ el boro solo tiene 6 electrones a su alrededor: es una excepción a la regla del octeto (octeto incompleto). Tres dominios se reparten en un triángulo equilátero.
En el $\text{NH}_3$ y el $\text{SCl}_2$ hay cuatro dominios (disposición tetraédrica, $sp^3$ ), pero uno o dos son pares libres, que además empujan más que los de enlace y cierran el ángulo por debajo de 109,5°.
En el $\text{CO}_2$ ( $\text{O}=\text{C}=\text{O}$ ) y el metanal ( $\text{H}_2\text{C}=\text{O}$ ) los dobles enlaces cuentan como un solo dominio; el orbital $p$ que no se hibrida forma los enlaces $\pi$ .

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)

b) Polaridad y fuerzas intermoleculares

$\text{BCl}_3$ : apolar. Los enlaces B–Cl son polares (el Cl es más electronegativo), pero los tres momentos dipolares, iguales y a 120° en un plano, se anulan. Solo presenta fuerzas de dispersión (London).
$\text{NH}_3$ : polar. Los enlaces N–H son polares y en la pirámide no se cancelan (el par libre del N refuerza el dipolo). Además el H está unido a un átomo pequeño y muy electronegativo con par libre: forma enlaces de hidrógeno, y tiene también fuerzas dipolo-dipolo y de dispersión.
$\text{SCl}_2$ : polar. Los enlaces S–Cl son polares y, al ser la molécula angular, sus momentos se suman en lugar de anularse. Fuerzas dipolo-dipolo y de dispersión.
$\text{CO}_2$ : apolar. Los enlaces C=O son muy polares, pero en una molécula lineal y simétrica los dos dipolos son iguales y opuestos: se anulan. Solo fuerzas de dispersión.
$\text{HCHO}$ : polar. Aunque es triangular plana, los tres sustituyentes no son iguales (dos H y un O): el dipolo del C=O no queda compensado. Fuerzas dipolo-dipolo y de dispersión. No forma enlaces de hidrógeno entre sus moléculas, porque sus H están unidos al carbono, no al oxígeno.

c) Ácidos y bases de Lewis

Según Lewis, un ácido es una especie que acepta un par de electrones y una base, la que lo cede para formar un enlace covalente coordinado.

$\text{BCl}_3$ : ácido de Lewis. El boro tiene solo 6 electrones de valencia y un orbital $p$ vacío (el que no participa en la hibridación $sp^2$ ), capaz de aceptar un par de electrones.
$\text{NH}_3$ : base de Lewis. El nitrógeno tiene un par de electrones no enlazante que puede ceder.

De hecho, reaccionan entre sí formando un aducto:

\text{Cl}_3\text{B} \leftarrow \text{NH}_3

, donde el N aporta el par y el B completa su octeto.

Consejo

No confundas la disposición de los pares con la geometría: el NH₃ y el SCl₂ son $sp^3$ (cuatro dominios), pero sus moléculas son piramidal y angular, no tetraédricas.

Y cuidado con el metanal: tiene H y O, pero no forma enlaces de hidrógeno entre sus moléculas, porque el H tiene que estar unido directamente a N, O o F.