Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2024

Las estructuras de Lewis de las moléculas ${\text{SiCl}}_4$ y ${\text{AsH}}_3$ son las que se muestran en la siguiente figura:



a) Prediga sus geometrías moleculares según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV). Razone si sus geometrías electrónicas coinciden con las moleculares. (1 punto)

b) Deduzca la hibridación del átomo central de la molécula de ${\text{SiCl}}_4$. Razone la respuesta. (0,5 puntos)

c) Explique si alguna de estas moléculas puede formar enlaces de hidrógeno. (0,5 puntos)

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Prediga}}\mathbf{\text{sus}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{as}}\mathbf{\text{moleculares}}\mathbf{\text{seg}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{teor}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{repulsi}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{electrones}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{capa}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{valencia}}\mathbf{\text{(TRPECV).}}\mathbf{\text{Razone}}\mathbf{\text{si}}\mathbf{\text{sus}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{as}}\mathbf{\text{electr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{nicas}}\mathbf{\text{coinciden}}\mathbf{\text{con}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{moleculares.}}\mathbf{\text{(1}}\mathbf{\text{punto)}}$

La TRPECV parte de contar cuántos pares de electrones rodean al átomo central y colocarlos lo más separados posible, porque todos se repelen. La geometría $\mathbf{\text{electr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{nica}}$ atiende a todos esos pares; la $\mathbf{\text{molecular}}$, solo a la posición de los átomos.

$\mathrm{S}\mathrm{i}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_4$: la estructura de Lewis muestra cuatro pares enlazantes alrededor del silicio y ningún par libre. Cuatro pares se separan al máximo adoptando una disposición tetraédrica, con ángulos de 109,5°. Como no hay pares no enlazantes que ocultar, la geometría molecular es también tetraédrica: ambas coinciden.

$\mathrm{A}\mathrm{s}{\mathrm{H}}_3$: el arsénico tiene tres pares enlazantes y, además, un par no enlazante, cuatro en total. La geometría electrónica vuelve a ser tetraédrica, pero uno de los vértices lo ocupa el par libre, que no lleva átomo. La geometría molecular, que solo mira dónde están los hidrógenos, es una pirámide trigonal: aquí las dos geometrías no coinciden.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Deduzca}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{hibridaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{del}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomo}}\mathbf{\text{central}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{SiCl₄.}}\mathbf{\text{Razone}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{respuesta.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

La configuración del silicio en su estado fundamental es:

$\mathrm{S}\mathrm{i}:1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^2$

Con esa distribución solo hay dos electrones desapareados, los dos $3p$, y el silicio no podría formar cuatro enlaces. Lo que ocurre es que uno de los electrones del orbital $3s$ promociona al $3p$ vacío, quedando cuatro electrones desapareados.

Esos cuatro orbitales —el $3s$ y los tres $3p$— se combinan para dar cuatro orbitales híbridos equivalentes, orientados hacia los vértices de un tetraedro:

$\mathrm{h}\mathrm{i}\mathrm{b}\mathrm{r}\mathrm{i}\mathrm{d}\mathrm{a}\mathrm{c}\mathrm{i}\acute{\mathrm{o}}\mathrm{n}s{p}^3$

La hibridación $s{p}^3$ es justo lo que explica que los cuatro enlaces Si–Cl sean idénticos y que la geometría sea la tetraédrica del apartado anterior.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Explique}}\mathbf{\text{si}}\mathbf{\text{alguna}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{estas}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{puede}}\mathbf{\text{formar}}\mathbf{\text{enlaces}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{hidr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{geno.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Ninguna de las dos.

El enlace de hidrógeno solo aparece cuando un hidrógeno está unido directamente a un átomo pequeño y muy electronegativo —flúor, oxígeno o nitrógeno—, porque solo entonces el hidrógeno queda tan desprotegido que puede interaccionar con el par libre de un átomo vecino.

El $\mathrm{S}\mathrm{i}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_4$ no tiene ningún hidrógeno en su estructura, así que la posibilidad ni se plantea.

El $\mathrm{A}\mathrm{s}{\mathrm{H}}_3$ sí tiene hidrógenos, pero unidos a arsénico, un átomo grande y poco electronegativo; el enlace As–H apenas está polarizado. Sus moléculas se atraen por fuerzas dipolo-dipolo ordinarias, no por enlaces de hidrógeno.