Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2024

Considere las moléculas siguientes: $\mathrm{SCl_2}$ y $\mathrm{BeCl_2}$.

a) Represente las estructuras de Lewis para ambas moléculas.

b) Justifique la geometría y la polaridad de la molécula $\mathrm{SCl_2}$ según la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV).

c) ¿Cuál es la hibridación del átomo central de la molécula de $\mathrm{BeCl_2}$? Justifique la respuesta.

$\textbf{a) Represente las estructuras de Lewis para ambas moléculas.}$

En cada caso se cuentan los electrones de valencia disponibles y se reparten formando enlaces hasta completar, en lo posible, los octetos.

$\mathrm{SCl_2}$: el azufre aporta 6 electrones de valencia y cada cloro 7, en total 20. El azufre forma dos enlaces simples y $\textbf{le quedan dos pares no enlazantes}$; cada cloro conserva tres.



$\mathrm{BeCl_2}$: el berilio aporta solo 2 electrones de valencia y cada cloro 7, en total 16. El berilio los emplea los dos en formar sendos enlaces simples y $\textbf{no le queda ningún par libre}$; cada cloro conserva tres.



El berilio es una de las excepciones clásicas a la regla del octeto: se queda rodeado de solo 4 electrones, lo que explica su fuerte carácter de ácido de Lewis y que el $\mathrm{BeCl_2}$ tienda a polimerizarse en estado sólido.

$\textbf{b) Justifique la geometría y la polaridad de la molécula SCl₂ según la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV).}$

La TRPECV cuenta todos los pares que rodean al átomo central, enlazantes y no enlazantes, porque todos se repelen y se colocan lo más separados posible.

Alrededor del azufre hay cuatro pares: dos de enlace y dos libres. Cuatro pares se disponen en $\textbf{tetraedro}$, de modo que esa es la geometría electrónica. Pero la geometría $\textbf{molecular}$ solo atiende a dónde están los átomos, y como dos de los vértices están ocupados por pares libres, la molécula resulta $\textbf{angular}$.

El ángulo Cl–S–Cl es algo menor que los 109,5° del tetraedro perfecto, porque los pares no enlazantes están más cerca del núcleo, ocupan más espacio y comprimen a los pares de enlace.

En cuanto a la polaridad, cada enlace S–Cl es polar, ya que el cloro es más electronegativo que el azufre (3,2 frente a 2,6). Al estar la molécula doblada, esos dos momentos dipolares no están enfrentados y su suma vectorial no se anula; además los pares libres contribuyen en el mismo sentido:

$\vec\mu_{\text{total}} \neq \vec 0$

La molécula de $\mathrm{SCl_2}$ es, por tanto, $\textbf{polar}$.

$\textbf{c) ¿Cuál es la hibridación del átomo central de la molécula de BeCl₂? Justifique la respuesta.}$

La hibridación se deduce del número de zonas electrónicas que rodean al átomo central: hacen falta tantos orbitales híbridos como zonas haya que dirigir.

El berilio del $\mathrm{BeCl_2}$ tiene dos pares enlazantes y ningún par libre, es decir, dos zonas. Para orientar dos enlaces equivalentes se combinan un orbital $2s$ y un orbital $2p$:

$\text{hibridación } sp$

Los dos orbitales híbridos $sp$ resultantes apuntan en direcciones opuestas, separados 180°, lo que da a la molécula una geometría $\textbf{lineal}$.

Esa linealidad tiene una consecuencia inmediata sobre la polaridad: aunque los enlaces Be–Cl son muy polares, los dos momentos dipolares son iguales y de sentido contrario, así que se cancelan y el $\mathrm{BeCl_2}$ es una molécula apolar. Es el contraste con el $\mathrm{SCl_2}$ del apartado anterior, que tiene el mismo número de ligandos pero pares libres que rompen la simetría.