Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2023

Para las moléculas ${\text{OF}}_2$ y ${\text{BF}}_3$:

a) Justifique la geometría molecular que presentan según la TRPECV. [0,5 puntos]

b) Indique la hibridación del átomo central de cada molécula. [0,5 puntos]

c) Razone si son polares o apolares. [0,5 puntos]

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Justifique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{molecular}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{presentan}}\mathbf{\text{seg}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{TRPECV.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

La teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia dice que todos los pares que rodean al átomo central, enlazantes o no, se colocan lo más lejos posible unos de otros.

$\mathrm{O}{\mathrm{F}}_2$: el oxígeno tiene seis electrones de valencia, emplea dos en los enlaces con los flúores y le quedan dos pares no enlazantes. Cuatro zonas en total, dispuestas en tetraedro; pero como solo dos llevan átomo, la geometría molecular es angular, con un ángulo algo menor de 109,5° porque los pares libres ocupan más espacio.

$\mathrm{B}{\mathrm{F}}_3$: el boro tiene tres electrones de valencia y los usa los tres, sin que le quede ningún par libre (es una excepción a la regla del octeto). Tres zonas y ninguna libre: geometría trigonal plana, con ángulos de 120°.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{hibridaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{del}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomo}}\mathbf{\text{central}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

La hibridación se lee del número total de zonas electrónicas alrededor del átomo central, contando también los pares libres.

$\mathrm{O}{\mathrm{F}}_2$: cuatro zonas (dos enlaces y dos pares libres) $\Rightarrow$ hibridación $s{p}^3$.

$\mathrm{B}{\mathrm{F}}_3$: tres zonas (tres enlaces, ningún par libre) $\Rightarrow$ hibridación $s{p}^2$.

Nótese que los dos átomos centrales son de períodos y grupos distintos, pero lo que decide la hibridación no es el elemento, sino cuántas zonas tiene alrededor.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Razone}}\mathbf{\text{si}}\mathbf{\text{son}}\mathbf{\text{polares}}\mathbf{\text{o}}\mathbf{\text{apolares.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

En las dos moléculas los enlaces son polares, porque el flúor es el elemento más electronegativo de todos. Lo que decide es si los dipolos se cancelan.

$\mathrm{O}{\mathrm{F}}_2$: al ser angular, los dos vectores forman un ángulo y su suma no es nula. La molécula es polar.

$\mathrm{B}{\mathrm{F}}_3$: los tres dipolos son iguales y están a 120° en un plano, así que se anulan entre sí. La molécula es apolar.

Es el contraste que buscaba el apartado: enlaces polares en ambas, pero solo una molécula polar.