Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2023

El amoniaco y el metano son compuestos gaseosos en condiciones normales.

a) Escriba la estructura de Lewis para las moléculas ${\text{NH}}_3$ y ${\text{CH}}_4$. [0,5 puntos]

b) Dibuje la geometría de cada molécula según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. [0,5 puntos]

c) Considerando las geometrías moleculares, razone acerca de la polaridad de ambas moléculas. [0,5 puntos]

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

Datos: números atómicos: $\text{C}=6$; $\text{N}=7$; $\text{H}=1$.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Escriba}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{estructura}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Lewis}}\mathbf{\text{para}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{NH₃}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{CH₄.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Se cuentan los electrones de valencia de cada átomo y se reparten formando enlaces hasta completar los octetos.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$: el nitrógeno ($Z=7$, $1s^{2}2s^{2}2p^3$) aporta 5 electrones de valencia y cada hidrógeno 1, en total 8. Con tres enlaces simples el nitrógeno completa el octeto y $\mathbf{\text{le}}\mathbf{\text{sobra}}\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazante}}$.

$\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4$: el carbono ($Z=6$, $1s^{2}2s^{2}2p^2$) aporta 4 electrones y cada hidrógeno 1, en total 8. Los cuatro enlaces simples agotan los electrones de valencia del carbono, que no conserva ningún par libre.



$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Dibuje}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula}}\mathbf{\text{seg}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{teor}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Repulsi}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Pares}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Electrones}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{Capa}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Valencia.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

La teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia dice que todos los pares que rodean al átomo central, enlazantes y no enlazantes, se repelen y se sitúan lo más separados posible. Lo primero es contarlos.

$\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4$: cuatro pares, todos enlazantes. Se disponen hacia los vértices de un tetraedro y, como no hay pares libres, la geometría molecular coincide con la electrónica: es $\mathbf{\text{tetra}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{drica}}$, con ángulos H-C-H de 109,5°.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$: también cuatro pares, pero uno es no enlazante. La disposición de los pares sigue siendo tetraédrica, mientras que la geometría $\mathbf{\text{molecular}}$, que solo mira dónde están los átomos, es una $\mathbf{\text{pir}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{mide}}\mathbf{\text{trigonal}}$. Además, el par libre ocupa más espacio que los enlazantes y comprime el ángulo H-N-H hasta unos 107°.



$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Considerando}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{as}}\mathbf{\text{moleculares,}}\mathbf{\text{razone}}\mathbf{\text{acerca}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{polaridad}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{ambas}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

La polaridad de una molécula es la suma $\mathbf{\text{vectorial}}$ de los momentos dipolares de sus enlaces, así que depende tanto de la polaridad de estos como de la geometría.

$\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4$: el enlace C-H es poco polar (la diferencia de electronegatividad es de solo 0,4), y además los cuatro son idénticos y están repartidos con simetría tetraédrica. Sus momentos se cancelan exactamente y la molécula es $\mathbf{\text{apolar}}$.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$: el enlace N-H sí es claramente polar (diferencia de 0,9) y, sobre todo, la pirámide rompe la simetría. Los tres momentos apuntan hacia el nitrógeno y no se anulan; el par no enlazante refuerza además ese dipolo. La molécula es $\mathbf{\text{polar}}$, con un momento dipolar de 1,47 D.

El contraste es el sentido del apartado: si el amoníaco fuese plano, como el $\mathrm{B}{\mathrm{F}}_3$, sería apolar pese a tener enlaces polares.

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

El $\mathbf{\text{amon}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{aco}}$, y por bastante.

Hervir un líquido consiste en vencer las fuerzas $\mathbf{\text{intermoleculares}}$, no los enlaces covalentes internos.

Entre moléculas de metano, apolares, solo hay fuerzas de dispersión de London, las más débiles de todas.

Entre moléculas de amoníaco hay $\mathbf{\text{enlaces}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{hidr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{geno}}$, porque se cumplen las dos condiciones: hidrógeno unido a un elemento muy electronegativo y pequeño (el nitrógeno) y un par no enlazante en la molécula vecina que lo acepte.

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

Por eso el amoníaco hierve a $-33$ °C y el metano, a $-162$ °C, a pesar de que sus masas moleculares son casi iguales (17 y 16 u).