Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2021

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

$\textbf{a) Explique la forma geométrica de sus moléculas. [0,5 puntos]}$

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

$\mathrm{BF_3}$: 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 $\textbf{trigonal plana}$, con ángulos F-B-F de 120°.

$\mathrm{NH_3}$: el nitrógeno ($Z = 7$, $1s^2\,2s^2\,2p^3$) tiene cinco electrones de valencia; emplea tres en los enlaces y $\textbf{le sobra un par no enlazante}$. Los cuatro pares se disponen en tetraedro, pero la geometría $\textbf{molecular}$, que solo mira dónde están los átomos, es una $\textbf{pirámide trigonal}$. El par libre ocupa más espacio y comprime el ángulo H-N-H hasta unos 107°.

$\textbf{b) Explique cuál de las dos moléculas es más polar. [0,5 puntos]}$

El $\textbf{amoníaco}$: es polar, mientras que el trifluoruro de boro es apolar.

Los enlaces son polares en las dos, y de hecho lo son más los del $\mathrm{BF_3}$ (la diferencia de electronegatividad B-F ronda 2,0, frente a 0,9 del enlace N-H). Pero la polaridad de una molécula es la $\textbf{suma vectorial}$ de los momentos dipolares de sus enlaces, y ahí manda la geometría.

En el $\mathrm{BF_3}$ los tres momentos son iguales y están a 120° en un mismo plano, así que se cancelan exactamente:

$\vec{\mu}_{\text{total}} = \vec{0}$

En el $\mathrm{NH_3}$ la pirámide rompe esa simetría: los tres momentos apuntan hacia el nitrógeno y no se anulan, y el par no enlazante refuerza además el dipolo. El resultado es un momento dipolar neto de 1,47 D.

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

$\mathrm{BF_3}$: al ser apolar, entre sus moléculas solo actúan $\textbf{fuerzas de dispersión de London}$, debidas a los dipolos instantáneos que aparecen al fluctuar la nube electrónica. Son las más débiles.

$\mathrm{NH_3}$: además de las de dispersión hay interacciones dipolo-dipolo, pero lo determinante es que puede formar $\textbf{enlaces de hidrógeno}$. Se cumplen las dos condiciones necesarias: hidrógeno unido directamente a un elemento muy electronegativo y pequeño, y un par no enlazante en la molécula vecina que lo acepte.

$\mathrm{H_2N-H \cdots NH_3}$

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

El $\textbf{amoníaco}$.

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, separar las moléculas de amoníaco cuesta bastante más energía.

Lo confirman los datos: el $\mathrm{NH_3}$ hierve a $-33$ °C y el $\mathrm{BF_3}$, a $-100$ °C, y eso a pesar de que el $\mathrm{BF_3}$ es cuatro veces más pesado (68 frente a 17 u), lo que por sí solo haría esperar lo contrario.