Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2021

Sean las moléculas $\text{NH}_3$, $\text{SO}_2$ y $\text{CO}_2$.

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

b) Describa la geometría de estas moléculas 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 que aporta cada átomo, según su grupo, y se reparten en enlaces y pares libres hasta completar los octetos.



$\mathrm{NH_3}$: 8 electrones de valencia. El nitrógeno forma tres enlaces simples y $\textbf{le queda un par no enlazante}$.

$\mathrm{SO_2}$: 18 electrones. El azufre se une a los dos oxígenos, uno con doble enlace y otro con enlace sencillo, y $\textbf{le queda un par no enlazante}$. La molécula presenta $\textbf{resonancia}$ entre dos formas equivalentes, en las que el doble enlace intercambia su posición, de modo que en realidad los dos enlaces S–O son idénticos, con un orden intermedio entre 1 y 2.

$\mathrm{CO_2}$: 16 electrones. El carbono forma dos dobles enlaces, uno con cada oxígeno, y no le queda ningún par libre; a cada oxígeno le quedan dos.

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

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

$\mathrm{NH_3}$: cuatro zonas, tres de enlace y una libre. Disposición tetraédrica de los pares y geometría molecular de $\textbf{pirámide trigonal}$; hibridación $\textbf{sp}^3$. El par libre comprime el ángulo hasta unos 107°.

$\mathrm{SO_2}$: tres zonas, dos de enlace y una libre. Disposición trigonal plana y geometría molecular $\textbf{angular}$; hibridación $\textbf{sp}^2$, con un ángulo algo menor de 120°.

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

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

De cada enlace, el primero es siempre $\sigma$ y los adicionales son $\pi$.

$\mathrm{NH_3}$: tres enlaces sencillos, luego $\textbf{3 }\sigma$ y ningún $\pi$.

$\mathrm{SO_2}$: dos enlaces al azufre, uno de ellos doble, luego $\textbf{2 }\sigma$ y $\textbf{1 }\pi$. Ese enlace $\pi$ no pertenece a un oxígeno concreto: está deslocalizado entre los dos, que es la traducción de la resonancia.

$\mathrm{CO_2}$: dos dobles enlaces, luego $\textbf{2 }\sigma$ y $\textbf{2 }\pi$, estos últimos en planos perpendiculares entre sí.

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

Hay que mirar dos cosas: si los enlaces son polares y si la geometría los cancela.

$\mathrm{NH_3}$: los enlaces N–H son polares y la pirámide no es simétrica, así que sus momentos no se anulan, sino que se suman en la dirección del par libre. $\textbf{Polar.}$

$\mathrm{SO_2}$: los enlaces S–O son polares y, al estar la molécula doblada, tampoco se cancelan. $\textbf{Polar.}$

$\mathrm{CO_2}$: los enlaces C=O son muy polares, pero la molécula es lineal y los dos momentos son iguales y opuestos, de modo que su resultante es nula. $\textbf{Apolar.}$

El contraste entre el $\mathrm{SO_2}$ y el $\mathrm{CO_2}$ es el que da sentido al apartado: los dos son triatómicos con enlaces polares y solo uno es polar, y la diferencia está enteramente en el par libre del azufre, que dobla la molécula.