Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2020

Para las moléculas difluoruro de oxígeno y disulfuro de carbono:

a) Escriba sus estructuras de Lewis e indique si poseen pares de electrones no compartidos en el átomo central. (0,5 puntos)

b) Razone la geometría de ambas moléculas. (0,5 puntos)

c) Justifique la posible polaridad de estas dos moléculas. (0,5 puntos)

d) Nombre o formule los siguientes compuestos: (0,5 puntos)

d.1) ${\text{KHCO}}_3$

d.2) Pentaóxido de diantimonio [óxido de antimonio (V)]

d.3) ${\text{H}}_3{\text{BO}}_3$

d.4) ${\text{NiH}}_3$

d.5) Dihidróxido de mercurio [hidróxido de mercurio (II)]

Datos: números atómicos ($Z$): $\text{F}=9$; $\text{C}=6$; $\text{S}=16$; $\text{O}=8$.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Escriba}}\mathbf{\text{sus}}\mathbf{\text{estructuras}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Lewis}}\mathbf{\text{e}}\mathbf{\text{indique}}\mathbf{\text{si}}\mathbf{\text{poseen}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{electrones}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{compartidos}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{el}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomo}}\mathbf{\text{central.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

De los números atómicos se deducen los electrones de valencia: el oxígeno ($Z=8$) tiene 6, el flúor ($Z=9$) tiene 7, el carbono ($Z=6$) tiene 4 y el azufre ($Z=16$) tiene 6.

$\mathbf{\text{Difluoruro}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{ox}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{geno}}$, $\mathrm{O}{\mathrm{F}}_2$: se dispone de $6+2\cdot 7=20$ electrones de valencia. El oxígeno central emplea dos de los suyos en dos enlaces simples y $\mathbf{\text{le}}\mathbf{\text{sobran}}\mathbf{\text{dos}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazantes}}$; cada flúor conserva tres pares libres.

$\mathbf{\text{Disulfuro}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{carbono}}$, $\mathrm{C}{\mathrm{S}}_2$: se dispone de $4+2\cdot 6=16$ electrones. Con enlaces simples el carbono se quedaría con solo cuatro electrones, así que forma un doble enlace con cada azufre:

$\mathrm{S}=\mathrm{C}=\mathrm{S}$

Así completa su octeto con cuatro pares enlazantes y $\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{le}}\mathbf{\text{queda}}\mathbf{\text{ning}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{sin}}\mathbf{\text{compartir}}$; cada azufre conserva dos pares libres. La estructura es análoga a la del $\mathrm{C}{\mathrm{O}}_2$.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Razone}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{ambas}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Según el modelo de repulsión de los pares de la capa de valencia, las zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central se separan lo máximo posible; un doble enlace cuenta como una sola zona.

$\mathrm{O}{\mathrm{F}}_2$: cuatro pares en total, dos enlazantes y dos libres. La disposición de los pares es tetraédrica, pero la geometría $\mathbf{\text{molecular}}$, que solo mira dónde están los átomos, es $\mathbf{\text{angular}}$. Los dos pares no enlazantes ocupan más espacio y comprimen el ángulo F–O–F bastante por debajo de los 109,5°.

$\mathrm{C}{\mathrm{S}}_2$: dos zonas de enlace y ningún par libre. Dos direcciones se separan al máximo colocándose opuestas, así que la molécula es $\mathbf{\text{lineal}}$, con un ángulo S–C–S de 180°.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Justifique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{posible}}\mathbf{\text{polaridad}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{estas}}\mathbf{\text{dos}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

$\mathrm{O}{\mathrm{F}}_2$: el flúor es más electronegativo que el oxígeno, así que los enlaces O–F son polares. La forma angular impide que los dos momentos se cancelen, y además los pares no enlazantes concentran densidad electrónica en un lado. La molécula es $\mathbf{\text{polar}}$.

$\mathrm{C}{\mathrm{S}}_2$: el azufre es algo más electronegativo que el carbono, de modo que los enlaces C=S son ligeramente polares. Pero los dos son idénticos y apuntan en direcciones exactamente opuestas, al ser la molécula lineal y simétrica, así que sus momentos se cancelan. La molécula es $\mathbf{\text{apolar}}$.

Merece la pena fijarse en que el $\mathrm{O}{\mathrm{F}}_2$ tiene la misma forma que el agua pero la polaridad orientada al revés, porque aquí el oxígeno es el átomo menos electronegativo de los dos.

$\mathbf{\text{d)}}\mathbf{\text{Nombre}}\mathbf{\text{o}}\mathbf{\text{formule}}\mathbf{\text{los}}\mathbf{\text{siguientes}}\mathbf{\text{compuestos:}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

$\mathbf{\text{d.1)}}$ $\mathrm{K}\mathrm{H}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_3$ — $\mathbf{\text{hidrogenocarbonato}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{potasio}}$, o bicarbonato de potasio. Sal ácida del ácido carbónico.

$\mathbf{\text{d.2)}}$ Pentaóxido de diantimonio [óxido de antimonio (V)] — $\mathrm{S}{\mathrm{b}}_2{\mathrm{O}}_5$. El antimonio actúa con $+5$.

$\mathbf{\text{d.3)}}$ ${\mathrm{H}}_3\mathrm{B}{\mathrm{O}}_3$ — $\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{cido}}\mathbf{\text{b}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{rico}}$, o trioxidoborato de trihidrógeno. El boro actúa con $+3$.

$\mathbf{\text{d.4)}}$ $\mathrm{N}\mathrm{i}{\mathrm{H}}_3$ — $\mathbf{\text{hidruro}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{n}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{quel(III)}}$, o trihidruro de níquel. El hidrógeno, frente a un metal, actúa con $-1$.

$\mathbf{\text{d.5)}}$ Dihidróxido de mercurio [hidróxido de mercurio (II)] — $\mathrm{H}\mathrm{g}(\mathrm{O}\mathrm{H}{)}_2$. Dos hidroxilos compensan la carga $+2$ del mercurio.