Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2023

Considere las siguientes moléculas: ${\text{SCl}}_2$ y ${\text{BeCl}}_2$.

a) Represente y justifique sus estructuras de Lewis, indicando, en su caso, los pares de electrones no compartidos. (0,5 puntos)

b) 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)

c) Deduzca la hibridación del átomo central de la molécula de ${\text{BeCl}}_2$. Razone la respuesta. (0,5 puntos)

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Represente}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{justifique}}\mathbf{\text{sus}}\mathbf{\text{estructuras}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Lewis,}}\mathbf{\text{indicando,}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{su}}\mathbf{\text{caso,}}\mathbf{\text{los}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{electrones}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{compartidos.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Se cuentan primero los electrones de valencia que aporta cada átomo y después se reparten formando enlaces.

$\mathrm{S}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$: el azufre es $[\mathrm{N}\mathrm{e}]3s^{2}3p^4$, con 6 electrones de valencia, y cada cloro es $[\mathrm{N}\mathrm{e}]3s^{2}3p^5$, con 7. El azufre comparte dos de sus electrones, uno con cada cloro, y le quedan dos pares no enlazantes; cada cloro conserva tres pares sin compartir.



$\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$: el berilio es $[\mathrm{H}\mathrm{e}]2s^2$ y solo tiene 2 electrones de valencia, que emplea íntegramente en los dos enlaces. No le queda ningún par libre y se queda con únicamente cuatro electrones a su alrededor: es una de las excepciones clásicas a la regla del octeto. Cada cloro conserva de nuevo sus tres pares no enlazantes.



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

La TRPECV coloca todos los pares del átomo central lo más separados posible, porque todos se repelen. La geometría electrónica atiende a todos ellos; la molecular, solo a la posición de los átomos.

$\mathrm{S}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$: el azufre tiene cuatro pares alrededor, dos enlazantes y dos libres. Cuatro pares se separan al máximo en una disposición tetraédrica, luego esa es la geometría electrónica. Pero dos de los vértices los ocupan pares libres, sin átomo, de modo que la geometría molecular es angular. No coinciden.

Además el ángulo Cl–S–Cl es algo menor que los 109,5° del tetraedro regular, porque los pares no enlazantes ocupan más espacio y comprimen el enlace.

$\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$: el berilio solo tiene dos pares, ambos enlazantes. Dos pares se separan al máximo colocándose opuestos, a 180°, así que la geometría electrónica es lineal. Al no haber pares libres que ocultar, la molecular es también lineal: aquí sí coinciden.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Deduzca}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{hibridaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{del}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomo}}\mathbf{\text{central}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{BeCl₂.}}\mathbf{\text{Razone}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{respuesta.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

La configuración del berilio en su estado fundamental es:

$\mathrm{B}\mathrm{e}:1s^{2}2s^2$

Con los dos electrones de valencia apareados en el $2s$ no habría ninguno desapareado y el berilio no podría formar enlace alguno. Lo que ocurre es que uno de ellos promociona a un orbital $2p$ vacío, quedando dos electrones desapareados.

Para que los dos enlaces Be–Cl resulten equivalentes, el orbital $2s$ se combina con un $2p$ y se obtienen dos híbridos idénticos:

$\mathrm{h}\mathrm{i}\mathrm{b}\mathrm{r}\mathrm{i}\mathrm{d}\mathrm{a}\mathrm{c}\mathrm{i}\acute{\mathrm{o}}\mathrm{n}sp$

Dos orbitales $sp$ se orientan en direcciones opuestas, a 180°, lo que explica la geometría lineal deducida en el apartado anterior.