Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2022

Sean las moléculas: 1) $\text{CHF}_3$; 2) $\text{H}_2\text{S}$; 3) $\text{BCl}_3$; 4) $\text{Br}_2$.

a) Represente las estructuras de Lewis de las cuatro moléculas. [0,50 puntos]

b) Indique cuál será la geometría de las moléculas de $\text{CHF}_3$ y $\text{BF}_3$, según la TRPECV. [0,50 puntos]

c) Razone cuál es la hibridación del carbono en la molécula de $\text{CHF}_3$. [0,50 puntos]

d) Indique si alguna o algunas de las cuatro moléculas presenta polaridad. Justifique la respuesta. [0,50 puntos]

Datos: números atómicos ($Z$): $\text{H} = 1$; $\text{B} = 5$; $\text{C} = 6$; $\text{F} = 9$; $\text{S} = 16$; $\text{Cl} = 17$; $\text{Br} = 35$.

$\textbf{a) Represente las estructuras de Lewis de las cuatro moléculas. [0,50 puntos]}$

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

$\mathrm{CHF_3}$: el carbono aporta 4 electrones de valencia, cada flúor 7 y el hidrógeno 1, en total 26. El carbono forma cuatro enlaces simples y no le queda ningún par libre; cada flúor conserva tres.



$\mathrm{H_2S}$: el azufre aporta 6 y cada hidrógeno 1, en total 8. El azufre forma dos enlaces simples y le sobran dos pares no enlazantes.



$\mathrm{BCl_3}$: el boro aporta 3 y cada cloro 7, en total 24. El boro forma tres enlaces simples y no le queda ningún par libre, quedando rodeado de solo 6 electrones: es una excepción clásica a la regla del octeto.



$\mathrm{Br_2}$: cada bromo aporta 7, en total 14. Comparten un par y a cada uno le quedan tres pares no enlazantes.



$\textbf{b) Indique cuál será la geometría de las moléculas de CHF₃ y BF₃, según la TRPECV. [0,50 puntos]}$

Una aclaración previa: el enunciado pide aquí la geometría del $\mathrm{BF_3}$, que no figura en la lista del apartado a) —allí aparece el $\mathrm{BCl_3}$—. Se responde igualmente sobre el $\mathrm{BF_3}$, cuya geometría es exactamente la misma que la del tricloruro, porque lo único que cambia es el halógeno terminal.

La teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia cuenta las zonas electrónicas que rodean al átomo central y las coloca lo más separadas posible.

$\mathrm{CHF_3}$: cuatro zonas alrededor del carbono, todas enlazantes, y ningún par libre. Geometría $\textbf{tetraédrica}$, con ángulos próximos a 109,5°. No son exactamente iguales, porque uno de los cuatro sustituyentes es un hidrógeno y los otros tres, flúor, pero la forma es la de un tetraedro.

$\mathrm{BF_3}$: tres zonas alrededor del boro, todas enlazantes, y ningún par libre. Tres zonas se separan al máximo repartiéndose en un plano: geometría $\textbf{trigonal plana}$, con ángulos F-B-F de 120°.

$\textbf{c) Razone cuál es la hibridación del carbono en la molécula de CHF₃. [0,50 puntos]}$

La hibridación se deduce del número de zonas electrónicas alrededor del átomo central: son los orbitales que hay que combinar para disponer de uno por zona.

Alrededor del carbono hay cuatro zonas, los cuatro enlaces simples. Hacen falta, por tanto, cuatro orbitales híbridos, que se obtienen combinando el orbital $2s$ con los tres $2p$:

$sp^3$

Los cuatro híbridos apuntan a los vértices de un tetraedro, lo que concuerda con la geometría deducida en el apartado anterior. Tres de ellos solapan con orbitales del flúor y el cuarto, con el $1s$ del hidrógeno.

$\textbf{d) Indique si alguna o algunas de las cuatro moléculas presenta polaridad. Justifique la respuesta. [0,50 puntos]}$

Que una molécula sea polar exige dos cosas: enlaces polares y una geometría que no los cancele. El momento dipolar total es la suma $\textbf{vectorial}$ de los de cada enlace.

$\mathrm{CHF_3}$: $\textbf{polar}$. Los enlaces C-F son muy polares y el C-H, mucho menos. Aunque la disposición es tetraédrica, los cuatro sustituyentes no son iguales, de modo que la simetría se rompe y los momentos no se anulan.

$\mathrm{H_2S}$: $\textbf{polar}$. Los enlaces S-H son poco polares, porque la diferencia de electronegatividad es pequeña, pero la molécula es angular y los dos vectores no se oponen.

$\mathrm{BCl_3}$: $\textbf{apolar}$. Los enlaces B-Cl sí son polares, pero los tres son idénticos y están a 120° en un plano: su suma vectorial es nula.

$\mathrm{Br_2}$: $\textbf{apolar}$. Al ser una molécula homonuclear, los dos átomos atraen por igual el par compartido y el enlace no está polarizado en absoluto.

La comparación entre las dos primeras y las dos últimas es el sentido del apartado: tener enlaces polares no basta para que la molécula lo sea; hace falta además que la geometría no los compense.