Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2021

Dadas las moléculas $\text{H}_2\text{S}$, $\text{CO}_2$, $\text{BF}_3$, $\text{CCl}_4$:

a) Escriba sus estructuras de Lewis. [0,50 puntos]

b) Determine sus geometrías empleando la teoría de repulsión de pares electrónicos. [0,50 puntos]

c) Razone la polaridad de las cuatro moléculas. [0,50 puntos]

d) ¿Qué hibridación presenta el átomo central? Justifique la respuesta. [0,50 puntos]

Datos: números atómicos ($Z$): $\text{H} = 1$; $\text{B} = 5$; $\text{C} = 6$; $\text{O} = 8$; $\text{F} = 9$; $\text{S} = 16$; $\text{Cl} = 17$.

$\textbf{a) Escriba sus estructuras de Lewis. [0,50 puntos]}$

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

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



$\mathrm{CO_2}$: el carbono aporta 4 y cada oxígeno 6, en total 16. Con enlaces simples el carbono se quedaría en 4 electrones, así que forma un doble enlace con cada oxígeno; a cada uno le quedan dos pares libres.



$\mathrm{BF_3}$: el boro aporta 3 y cada flúor 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.



$\mathrm{CCl_4}$: el carbono aporta 4 y cada cloro 7, en total 32. El carbono forma cuatro enlaces simples y no le queda ningún par libre; cada cloro conserva tres.



$\textbf{b) Determine sus geometrías empleando la teoría de repulsión de pares electrónicos. [0,50 puntos]}$

La teoría cuenta las zonas electrónicas que rodean al átomo central —enlazantes y no enlazantes, y un enlace múltiple cuenta como una sola zona— y las coloca lo más separadas posible.

$\mathrm{H_2S}$: cuatro zonas (dos enlaces y dos pares libres). La disposición de los pares es tetraédrica, pero la geometría molecular, que solo mira dónde están los átomos, es $\textbf{angular}$. El ángulo H-S-H es menor de 109,5° porque los pares libres ocupan más espacio.

$\mathrm{CO_2}$: dos zonas alrededor del carbono, los dos dobles enlaces, y ningún par libre. Dos zonas se separan al máximo colocándose opuestas: geometría $\textbf{lineal}$, con un ángulo O-C-O de 180°.

$\mathrm{BF_3}$: tres zonas, todas enlazantes. Geometría $\textbf{trigonal plana}$, con ángulos F-B-F de 120°.

$\mathrm{CCl_4}$: cuatro zonas, todas enlazantes. Geometría $\textbf{tetraédrica}$, con ángulos Cl-C-Cl de 109,5°.

$\textbf{c) Razone la polaridad de las cuatro moléculas. [0,50 puntos]}$

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.

$\mathrm{H_2S}$: $\textbf{polar}$. 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. Su momento dipolar es pequeño, bastante menor que el del agua.

$\mathrm{CO_2}$: $\textbf{apolar}$. Los enlaces C=O son muy polares, pero la molécula es lineal y simétrica, de modo que los dos momentos son iguales y opuestos y se anulan exactamente.

$\mathrm{BF_3}$: $\textbf{apolar}$. Los enlaces B-F son de los más polares que existen, pero los tres son idénticos y están a 120° en un plano: su suma vectorial es nula.

$\mathrm{CCl_4}$: $\textbf{apolar}$. Los cuatro enlaces son idénticos y el tetraedro es perfectamente simétrico, así que también se cancelan.

El contraste entre el sulfuro de hidrógeno y las otras tres es el sentido del apartado: es la molécula con los enlaces menos polares y, sin embargo, la única polar. Tener enlaces polares no basta; hace falta que la geometría no los compense.

$\textbf{d) ¿Qué hibridación presenta el átomo central? Justifique la respuesta. [0,50 puntos]}$

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

$\mathrm{H_2S}$: cuatro zonas (dos enlaces y dos pares libres), luego cuatro híbridos, del $3s$ y los tres $3p$. Hibridación $\textbf{sp³}$.

$\mathrm{CO_2}$: dos zonas, luego dos híbridos, del $2s$ y un $2p$. Hibridación $\textbf{sp}$. Los dos orbitales $p$ que quedan sin hibridar son los que forman los enlaces pi de los dos dobles enlaces.

$\mathrm{BF_3}$: tres zonas, luego tres híbridos, del $2s$ y dos $2p$. Hibridación $\textbf{sp²}$. El orbital $p$ restante queda vacío y perpendicular al plano de la molécula, y es el que acepta pares de electrones ajenos.

$\mathrm{CCl_4}$: cuatro zonas, luego cuatro híbridos. Hibridación $\textbf{sp³}$.

La regla es directa: dos zonas, $sp$; tres, $sp^2$; cuatro, $sp^3$. Y a cada una le corresponde la geometría electrónica lineal, trigonal plana y tetraédrica, respectivamente.