Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2025

$\mathbf{\text{2B)}}$ Responda a las siguientes cuestiones relacionadas con las moléculas tricloruro de boro, ácido etanoico y clorometano.

a) $\mathit{\text{(0,5}}\mathit{\text{puntos)}}$ Dibuje la estructura de Lewis de cada molécula.
b) $\mathit{\text{(1}}\mathit{\text{punto)}}$ Determine la geometría molecular a partir de la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) del tricloruro de boro y el clorometano. Indique la polaridad de esas moléculas y las fuerzas intermoleculares que se establecen.
c) $\mathit{\text{(0,5}}\mathit{\text{puntos)}}$ Justifique cuál de las tres moléculas presenta mayor temperatura de ebullición.
d) $\mathit{\text{(0,5}}\mathit{\text{puntos)}}$ Indique la hibridación de cada uno de los átomos de carbono de las moléculas dadas.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Dibuje}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{estructura}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Lewis}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

En cada caso se cuentan los electrones de valencia y se reparten formando enlaces hasta completar los octetos.

$\mathrm{B}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$: el boro aporta 3 electrones y cada cloro 7, en total 24. El boro forma tres enlaces simples y no le queda ningún par no enlazante; cada cloro conserva tres. Es una $\mathbf{\text{excepci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{al}}\mathbf{\text{octeto}}$: el boro se queda rodeado de solo 6 electrones.

$\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{O}\mathrm{H}$: el carbono del metilo forma cuatro enlaces simples, tres con hidrógenos y uno con el otro carbono. El carbono del grupo carboxilo forma un $\mathbf{\text{doble}}\mathbf{\text{enlace}}$ con un oxígeno y sendos enlaces simples con el otro oxígeno y con el metilo. El oxígeno del carbonilo conserva dos pares no enlazantes; el del hidroxilo, unido al carbono y al hidrógeno, conserva otros dos.

$\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{C}\mathrm{l}$: el carbono aporta 4 electrones, el cloro 7 y los hidrógenos 1 cada uno, en total 14. El carbono forma cuatro enlaces simples y no le queda ningún par libre; el cloro conserva tres pares no enlazantes.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Determine}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{molecular}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{partir}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{teor}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{repulsi}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{electr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{nicos}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{capa}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{valencia}}\mathbf{\text{(RPECV)}}\mathbf{\text{del}}\mathbf{\text{tricloruro}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{boro}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{clorometano.}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{polaridad}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{esas}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{fuerzas}}\mathbf{\text{intermoleculares}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{establecen.}}\mathbf{\text{(1}}\mathbf{\text{punto)}}$

$\mathrm{B}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$: tres zonas de densidad electrónica alrededor del boro, todas de enlace, y ningún par libre. Se separan lo máximo posible dentro de un plano, así que la geometría es $\mathbf{\text{trigonal}}\mathbf{\text{plana}}$, con ángulos de 120°.

Cada enlace B–Cl es polar, porque el cloro es más electronegativo, pero los tres momentos dipolares son iguales y están a 120° en un plano: su suma vectorial es nula. La molécula es $\mathbf{\text{apolar}}$ y solo presenta $\mathbf{\text{fuerzas}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{dispersi}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{London}}$.

$\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{C}\mathrm{l}$: cuatro zonas de enlace y ningún par libre. Geometría $\mathbf{\text{tetra}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{drica}}$, algo deformada porque el cloro es mucho más voluminoso que el hidrógeno.

Aquí no hay simetría que compense nada: los enlaces C–H son casi apolares y el C–Cl es claramente polar, de modo que la molécula es $\mathbf{\text{polar}}$. Presenta fuerzas $\mathbf{\text{dipolo-dipolo}}$ además de las de dispersión. No hay enlace de hidrógeno, porque sus hidrógenos están unidos al carbono.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Justifique}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{tres}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{presenta}}\mathbf{\text{mayor}}\mathbf{\text{temperatura}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{ebullici}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

La temperatura de ebullición mide lo que cuesta separar unas moléculas de otras, así que gana la que tenga las fuerzas intermoleculares más intensas.

El $\mathrm{B}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$ es apolar y solo tiene dispersión; el $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{C}\mathrm{l}$ es polar y suma dipolo-dipolo. Pero el $\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{cido}}\mathbf{\text{etanoico}}$ va mucho más lejos: tiene un hidrógeno unido directamente a un oxígeno, así que forma $\mathbf{\text{enlaces}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{hidr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{geno}}$, las fuerzas intermoleculares más intensas. Y además los forma dobles, porque cada molécula puede donar por su $-\mathrm{O}\mathrm{H}$ y aceptar por el oxígeno de su carbonilo, de modo que se asocian por parejas formando dímeros muy estables.

La mayor temperatura de ebullición corresponde, por tanto, al ácido etanoico.

$\mathbf{\text{d)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{hibridaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{uno}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{los}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomos}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{carbono}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{dadas.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Basta contar las zonas de densidad electrónica en torno a cada carbono, entendiendo que un enlace múltiple cuenta como una sola zona.

Ácido etanoico, carbono del metilo: cuatro enlaces simples, cuatro zonas $\Rightarrow s{p}^3$.

Ácido etanoico, carbono del carboxilo: tres zonas (el doble enlace al oxígeno, el enlace al $-\mathrm{O}\mathrm{H}$ y el enlace al metilo) $\Rightarrow s{p}^2$, con geometría plana a su alrededor.

Clorometano, único carbono: cuatro enlaces simples $\Rightarrow s{p}^3$.

El tricloruro de boro no contiene carbono; su átomo central, el boro, tiene tres zonas de enlace y por tanto hibridación $s{p}^2$.