Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2023

El trifluoruro de boro $({\text{BF}}_3)$ y el amoniaco $({\text{NH}}_3)$ son compuestos gaseosos en condiciones normales.

a) Explique la forma geométrica de sus moléculas. [0,5 puntos]

b) Explique cuál de las dos moléculas es más polar. [0,5 puntos]

c) Explique cómo serán los enlaces intermoleculares en cada uno de los compuestos. [0,5 puntos]

d) Razone cuál de los dos compuestos tendrá un punto de ebullición más alto. [0,5 puntos]

Datos: números atómicos: $\text{H}=1$; $\text{B}=5$; $\text{N}=7$; $\text{F}=9$.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Explique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{forma}}\mathbf{\text{geom}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{trica}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{sus}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

La geometría se deduce contando los pares de electrones que rodean al átomo central, enlazantes y no enlazantes, porque todos se repelen entre sí y se colocan lo más separados posible.

$\mathrm{B}{\mathrm{F}}_3$: el boro ($Z=5$, $1s^{2}2s^{2}2p^1$) tiene tres electrones de valencia y los emplea en tres enlaces, sin que le quede ningún par libre. Es una excepción a la regla del octeto: se queda con solo seis electrones alrededor. Tres zonas de enlace y ningún par libre dan una geometría $\mathbf{\text{trigonal}}\mathbf{\text{plana}}$, con ángulos F-B-F de 120°.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$: el nitrógeno ($Z=7$, $1s^{2}2s^{2}2p^3$) tiene cinco electrones de valencia; emplea tres en los enlaces con los hidrógenos y $\mathbf{\text{le}}\mathbf{\text{sobra}}\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazante}}$. Hay cuatro zonas en total, así que se disponen en tetraedro, pero la geometría $\mathbf{\text{molecular}}$, que solo atiende a dónde están los átomos, es una $\mathbf{\text{pir}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{mide}}\mathbf{\text{trigonal}}$. El par libre ocupa más espacio que los enlazantes y comprime el ángulo H-N-H hasta unos 107°, algo por debajo de los 109,5° del tetraedro perfecto.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Explique}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{dos}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{m}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{s}}\mathbf{\text{polar.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

El $\mathbf{\text{amon}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{aco}}$, con diferencia: es polar, mientras que el trifluoruro de boro es apolar.

En las dos moléculas los enlaces son polares, y de hecho lo son más los del $\mathrm{B}{\mathrm{F}}_3$: la diferencia de electronegatividad B-F ronda 2,0, frente a 0,9 del enlace N-H. Pero la polaridad de la molécula es la $\mathbf{\text{suma}}\mathbf{\text{vectorial}}$ de los momentos dipolares de sus enlaces, y ahí manda la geometría.

En el $\mathrm{B}{\mathrm{F}}_3$ los tres momentos son iguales y están repartidos a 120° en un mismo plano, así que se cancelan exactamente:

${\vec{\mu }}_{\text{total}}=\vec{0}\Rightarrow \text{mol}\acute{\text{e}}\text{cula apolar}$

En el $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$ la pirámide rompe esa simetría: los tres momentos de los enlaces apuntan hacia el nitrógeno, no se anulan, y además se suma la contribución del par no enlazante, que refuerza el dipolo. El resultado es un momento dipolar neto apreciable (1,47 D).

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Explique}}\mathbf{\text{c}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{mo}}\mathbf{\text{ser}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{los}}\mathbf{\text{enlaces}}\mathbf{\text{intermoleculares}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{uno}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{los}}\mathbf{\text{compuestos.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

$\mathrm{B}{\mathrm{F}}_3$: al ser apolar, entre sus moléculas solo actúan $\mathbf{\text{fuerzas}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{dispersi}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{London}}$, debidas a los dipolos instantáneos que aparecen al fluctuar la nube electrónica. Son las más débiles de todas.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$: además de las de dispersión hay interacciones dipolo-dipolo, pero lo determinante es que puede formar $\mathbf{\text{enlaces}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{hidr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{geno}}$. Se dan las dos condiciones necesarias: hidrógeno unido directamente a un elemento muy electronegativo y pequeño (el nitrógeno) y un par no enlazante en la molécula vecina que lo acepte.

${\mathrm{H}}_2\mathrm{N}-\mathrm{H}\cdots \mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$

Ese enlace es mucho más fuerte que las fuerzas de dispersión, aunque sigue siendo débil comparado con un enlace covalente.

$\mathbf{\text{d)}}\mathbf{\text{Razone}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{los}}\mathbf{\text{dos}}\mathbf{\text{compuestos}}\mathbf{\text{tendr}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{punto}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{ebullici}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{m}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{s}}\mathbf{\text{alto.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

El $\mathbf{\text{amon}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{aco}}$.

Hervir un líquido consiste en separar sus moléculas, es decir, en vencer las fuerzas intermoleculares; los enlaces covalentes internos no se rompen. Como el amoníaco está unido por enlaces de hidrógeno y el trifluoruro de boro solo por fuerzas de dispersión, hace falta bastante más energía para separar las moléculas de amoníaco.

Lo confirman los datos: el $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$ hierve a $-33$ °C y el $\mathrm{B}{\mathrm{F}}_3$, a $-100$ °C, y eso a pesar de que el $\mathrm{B}{\mathrm{F}}_3$ es la molécula más pesada (68 frente a 17 u), lo que por sí solo haría esperar lo contrario.