Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2022

Sean las moléculas $\text{CH}_4$, $\text{CO}_2$ y $\text{NO}_3^-$.

a) Deduzca la estructura de Lewis de cada una de ellas. [0,5 puntos]

b) Describa la geometría de estas moléculas usando la teoría de repulsión de pares de electrones, indicando la hibridación del átomo central. [0,5 puntos]

c) Indique el tipo de enlaces $\sigma$ / $\pi$ que se dan en estas moléculas. [0,5 puntos]

d) Comente la polaridad de cada molécula. [0,5 puntos]

$\textbf{a) Deduzca la estructura de Lewis de cada una de ellas. [0,5 puntos]}$

Se cuentan los electrones de valencia y se reparten hasta completar los octetos. En el caso del ion hay que añadir un electrón más, el de la carga negativa.



$\mathrm{CH_4}$: 8 electrones de valencia. El carbono forma cuatro enlaces simples y no le queda ningún par libre.

$\mathrm{CO_2}$: 16 electrones. El carbono no puede completar el octeto con enlaces simples, así que forma dos dobles enlaces, uno con cada oxígeno; a cada oxígeno le quedan dos pares no enlazantes.

$\mathrm{NO_3^-}$: 24 electrones, los 5 del nitrógeno, los 18 de los tres oxígenos y uno más por la carga. El nitrógeno forma un doble enlace con un oxígeno y sencillos con los otros dos. En realidad hay $\textbf{tres formas resonantes}$ equivalentes, según con cuál de los tres oxígenos se dibuje el doble enlace, de modo que los tres enlaces son idénticos y con un orden intermedio entre 1 y 2.

$\textbf{b) Describa la geometría de estas moléculas usando la teoría de repulsión de pares de electrones, indicando la hibridación del átomo central. [0,5 puntos]}$

Se cuentan las zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central: cada enlace, sencillo o múltiple, cuenta como una, y cada par libre también.

$\mathrm{CH_4}$: cuatro zonas, ninguna libre. Geometría $\textbf{tetraédrica}$, 109,5°, hibridación $\textbf{sp}^3$.

$\mathrm{CO_2}$: dos zonas, los dos dobles enlaces, y ningún par libre sobre el carbono. Geometría $\textbf{lineal}$, 180°, hibridación $\textbf{sp}$.

$\mathrm{NO_3^-}$: tres zonas y ningún par libre sobre el nitrógeno. Geometría $\textbf{trigonal plana}$, 120°, hibridación $\textbf{sp}^2$.

$\textbf{c) Indique el tipo de enlaces σ / π que se dan en estas moléculas. [0,5 puntos]}$

La regla es sencilla: de cada enlace, el primero es siempre $\sigma$ y los adicionales son $\pi$.

$\mathrm{CH_4}$: cuatro enlaces sencillos, luego $\textbf{4 }\sigma$ y ningún $\pi$.

$\mathrm{CO_2}$: dos dobles enlaces, luego $\textbf{2 }\sigma$ y $\textbf{2 }\pi$. Los dos enlaces $\pi$ están en planos perpendiculares, formados por los dos orbitales $p$ que el carbono deja sin hibridar.

$\mathrm{NO_3^-}$: tres enlaces al nitrógeno, uno de ellos doble, luego $\textbf{3 }\sigma$ y $\textbf{1 }\pi$. Ese enlace $\pi$ no pertenece a un oxígeno concreto: está deslocalizado entre los tres, que es la traducción de la resonancia.

$\textbf{d) Comente la polaridad de cada molécula. [0,5 puntos]}$

$\mathrm{CH_4}$: los enlaces C–H son poco polares y el tetraedro es simétrico, así que los momentos se anulan. $\textbf{Apolar.}$

$\mathrm{CO_2}$: los enlaces C=O son muy polares, pero la molécula es lineal y los dos momentos son iguales y opuestos, de modo que su suma es nula. $\textbf{Apolar.}$ Es el ejemplo clásico de molécula apolar con enlaces polares; basta doblarla, como está el agua, para que deje de serlo.

$\mathrm{NO_3^-}$: los tres enlaces son equivalentes y están a 120° en un plano, así que su resultante también es cero y no hay momento dipolar neto. Ahora bien, se trata de un ion, y su carga negativa hace que interaccione fuertemente con los disolventes polares al margen de que su momento dipolar sea nulo.