Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2022

Considere las moléculas $\text{BF}_3$ y $\text{NH}_3$.

a) Escriba su estructura de Lewis. [0,5 puntos]

b) Indique su geometría molecular utilizando la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. [0,5 puntos]

c) Indique cuál es la hibridación del átomo central de cada una de ellas. [0,5 puntos]

d) Explique la polaridad de ambas moléculas. [0,5 puntos]

$\textbf{a) Escriba su estructura de Lewis. [0,5 puntos]}$



$\mathrm{BF_3}$: el boro aporta 3 electrones de valencia y cada flúor 7, en total 24. El boro emplea sus tres electrones en tres enlaces simples y $\textbf{no le queda ningún par libre}$; cada flúor conserva tres pares no enlazantes. Es una excepción al octeto por defecto: el boro se queda rodeado de solo 6 electrones.

$\mathrm{NH_3}$: el nitrógeno aporta 5 y cada hidrógeno 1, en total 8. Forma tres enlaces y $\textbf{le sobra un par no enlazante}$, con el que sí completa el octeto.

$\textbf{b) Indique su geometría molecular utilizando la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. [0,5 puntos]}$

$\mathrm{BF_3}$: tres pares enlazantes y ninguno libre. Los tres se separan al máximo dentro de un plano y la geometría es $\textbf{trigonal plana}$, con ángulos de 120°.

$\mathrm{NH_3}$: cuatro pares en total, tres de enlace y uno libre. Se disponen en tetraedro, pero la geometría $\textbf{molecular}$, que solo mira dónde han quedado los átomos, es una $\textbf{pirámide trigonal}$. El par libre ocupa más espacio que los enlazantes y comprime el ángulo por debajo de 109,5°, hasta unos 107°.

Estas dos moléculas son el ejemplo de manual de por qué hay que contar los pares libres: las dos tienen tres enlaces y sin embargo no se parecen en nada.

$\textbf{c) Indique cuál es la hibridación del átomo central de cada una de ellas. [0,5 puntos]}$

La hibridación se deduce del número de zonas de densidad electrónica que rodean al átomo central, contando cada enlace y cada par libre como una zona.

$\mathrm{BF_3}$: tres zonas, luego el boro mezcla el orbital $2s$ con dos $2p$ y usa tres híbridos $\textbf{sp}^2$ a 120° en un plano. Le queda un orbital $2p$ vacío y perpendicular, y de ahí que el $\mathrm{BF_3}$ sea un buen ácido de Lewis.

$\mathrm{NH_3}$: cuatro zonas, luego el nitrógeno emplea cuatro híbridos $\textbf{sp}^3$, tres para los enlaces N–H y uno para alojar el par no enlazante.

$\textbf{d) Explique la polaridad de ambas moléculas. [0,5 puntos]}$

Los enlaces son polares en las dos, porque tanto el flúor como el nitrógeno son más electronegativos que su compañero. Pero la polaridad de la molécula exige además que la suma vectorial de esos momentos no se anule.

$\mathrm{BF_3}$: los tres enlaces son idénticos y están a 120° en un plano, apuntando hacia fuera desde el boro. Su resultante es nula y la molécula es $\textbf{apolar}$, pese a que el enlace B–F es de los más polares que hay.

$\mathrm{NH_3}$: la pirámide no es simétrica; los tres momentos de los enlaces N–H apuntan hacia el nitrógeno y sus componentes se suman en la dirección del par libre en vez de cancelarse. La molécula es $\textbf{polar}$, con un momento dipolar apreciable, y por eso el amoniaco es tan soluble en agua.