Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2022

Dadas las especies químicas ${\text{H}}_2\text{S}$ y ${\text{PCl}}_3$:

a) Represente la estructura de Lewis de cada molécula. [0,5 puntos]

b) Justifique la geometría de cada molécula según la TRPECV. [0,5 puntos]

c) Indique la hibridación que presenta el átomo central de cada una de las especies. [0,5 puntos]

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Represente}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{estructura}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Lewis}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

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

${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}$: el azufre aporta 6 electrones y cada hidrógeno 1, en total 8. El azufre forma dos enlaces simples y le sobran $\mathbf{\text{dos}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazantes}}$; el hidrógeno se conforma con dos electrones.



$\mathrm{P}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$: el fósforo aporta 5 y cada cloro 7, en total 26. El fósforo forma tres enlaces simples y le queda $\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazante}}$; cada cloro conserva tres.



$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Justifique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula}}\mathbf{\text{seg}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{TRPECV.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

La teoría dice que todos los pares que rodean al átomo central, enlazantes o no, se separan lo más posible entre sí, y que los no enlazantes ocupan más espacio porque solo los sujeta un núcleo.

${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}$: cuatro zonas alrededor del azufre, dos de enlace y dos libres. Los pares se disponen en tetraedro, pero como solo dos llevan átomo la geometría molecular es angular, con un ángulo bastante menor de 109,5° (unos 92° en la realidad).

$\mathrm{P}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$: también cuatro zonas, pero ahora tres de enlace y una libre. La disposición sigue siendo tetraédrica y la geometría molecular es una pirámide trigonal.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{hibridaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{presenta}}\mathbf{\text{el}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomo}}\mathbf{\text{central}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{especies.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

La hibridación se lee del número total de zonas electrónicas, contando también los pares libres. En las dos moléculas hay cuatro:

${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}$: cuatro zonas $\Rightarrow$ hibridación $s{p}^3$.

$\mathrm{P}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$: cuatro zonas $\Rightarrow$ hibridación $s{p}^3$.

Coinciden en la hibridación y difieren en la geometría molecular, porque lo primero depende de cuántas zonas hay y lo segundo, de cuántas de ellas llevan átomo.