Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2026

$\textbf{2A)}$ Considere los siguientes compuestos: $\mathrm{LiF}$, $\mathrm{PCl_3}$, $\mathrm{CH_3Br}$ y $\mathrm{LiI}$.

a) $\textit{(1 punto)}$ Para los compuestos covalentes, indique la geometría molecular según la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV), y la hibridación del átomo central. Justifique la polaridad.
b) $\textit{(1 punto)}$ Justifique cuál de los sólidos iónicos tiene mayor energía de red, suponiendo que todos cristalizan con el mismo tipo de red.
c) $\textit{(0,5 puntos)}$ Explique razonadamente qué tipo de interacciones hay que vencer en cada uno de los siguientes procesos: $\textit{i)}$ ebullición del $\mathrm{CH_3Br}$, $\textit{ii)}$ fusión del $\mathrm{LiF}$.

$\textbf{a) Para los compuestos covalentes, indique la geometría molecular según la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV), y la hibridación del átomo central. Justifique la polaridad. (1 punto)}$

De los cuatro compuestos, los covalentes son los formados solo por no metales: $\mathrm{PCl_3}$ y $\mathrm{CH_3Br}$. El $\mathrm{LiF}$ y el $\mathrm{LiI}$ son iónicos, porque unen un metal alcalino con un halógeno.

$\mathrm{PCl_3}$: el fósforo tiene 5 electrones de valencia; emplea 3 en los enlaces y le queda $\textbf{un par no enlazante}$. Son 4 zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central, luego la hibridación es $sp^3$ y los pares se disponen en tetraedro; la geometría $\textbf{molecular}$, que solo mira dónde están los átomos, es una $\textbf{pirámide trigonal}$, con ángulos algo menores de 109,5° porque el par libre ocupa más espacio. Cada enlace P–Cl es polar y la forma piramidal no permite que se cancelen: la molécula es $\textbf{polar}$.

$\mathrm{CH_3Br}$: el carbono tiene 4 electrones de valencia y forma cuatro enlaces simples sin que le quede ningún par libre. Cuatro zonas de enlace: hibridación $sp^3$ y geometría $\textbf{tetraédrica}$. Los enlaces C–H son casi apolares, pero el C–Br sí es claramente polar y no hay otro equivalente que lo compense: la molécula es $\textbf{polar}$.

$\textbf{b) Justifique cuál de los sólidos iónicos tiene mayor energía de red, suponiendo que todos cristalizan con el mismo tipo de red. (1 punto)}$

Los sólidos iónicos son el $\mathrm{LiF}$ y el $\mathrm{LiI}$. La energía de red mide la fuerza con la que se mantiene unida la red, y según la ecuación de Born-Landé es proporcional al producto de las cargas e inversamente proporcional a la distancia entre los iones:

$|U| \propto \frac{|z_+ \cdot z_-|}{r_+ + r_-}$

Los dos tienen las mismas cargas ($+1$ y $-1$) y comparten catión, así que lo único que los distingue es el tamaño del anión. Fluoruro y yoduro están en el mismo grupo, y el radio crece al bajar en él porque se añaden capas, $r(\mathrm{F^-}) < r(\mathrm{I^-})$. Al ser menor la distancia entre los centros de los iones en el $\mathrm{LiF}$, la atracción electrostática es más intensa y la energía de red, mayor:

$|U(\mathrm{LiF})| > |U(\mathrm{LiI})|$

Se comprueba en sus puntos de fusión: el del $\mathrm{LiF}$ es muy superior al del $\mathrm{LiI}$.

$\textbf{c) Explique razonadamente qué tipo de interacciones hay que vencer en cada uno de los siguientes procesos: i) ebullición del CH}_3\textbf{Br, ii) fusión del LiF. (0{,}5 puntos)}$

Conviene distinguir bien qué se rompe en un cambio de estado: nunca los enlaces internos de la molécula, sino lo que mantiene unidas unas partículas con otras.

$\textbf{i)}$ El $\mathrm{CH_3Br}$ es molecular. Al hervir, las moléculas se separan pero siguen siendo $\mathrm{CH_3Br}$: los enlaces covalentes no se tocan. Se vencen las $\textbf{fuerzas intermoleculares}$ de van der Waals, dipolo-dipolo por ser la molécula polar, más las de dispersión de London. No hay enlaces de hidrógeno, porque el hidrógeno no está unido a F, O ni N.

$\textbf{ii)}$ El $\mathrm{LiF}$ no está formado por moléculas, sino por una red tridimensional de iones $\mathrm{Li^+}$ y $\mathrm{F^-}$. Para fundirlo hay que vencer las $\textbf{fuerzas electrostáticas}$ entre iones de signo contrario, es decir, aportar la energía de red del apartado anterior.

Esa diferencia explica el contraste de temperaturas: el $\mathrm{CH_3Br}$ hierve por debajo de la temperatura ambiente, mientras que el $\mathrm{LiF}$ funde por encima de los 800 °C.