Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2020

Indique, justificando brevemente la respuesta, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Cuando un átomo de A se combina mediante enlaces covalentes con 3 átomos de B, la molécula resultante, ${\text{AB}}_3$, siempre tendrá una estructura geométrica plana. [1 punto]

b) Existen moléculas apolares que, sin embargo, tienen enlaces polares. [1 punto]

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Cuando}}\mathbf{\text{un}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomo}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{A}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{combina}}\mathbf{\text{mediante}}\mathbf{\text{enlaces}}\mathbf{\text{covalentes}}\mathbf{\text{con}}\mathbf{\text{3}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomos}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{B,}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula}}\mathbf{\text{resultante,}}\mathbf{\text{AB₃,}}\mathbf{\text{siempre}}\mathbf{\text{tendr}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{estructura}}\mathbf{\text{geom}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{trica}}\mathbf{\text{plana.}}\mathbf{\text{[1}}\mathbf{\text{punto]}}$

$\mathbf{\text{Falsa}}$, y la palabra que la hace falsa es «siempre».

La geometría no la decide el número de átomos unidos al central, sino el número $\mathbf{\text{total}}$ de pares de electrones que lo rodean, enlazantes y no enlazantes, porque todos se repelen. Con tres átomos de B caben tres casos distintos:

Si el átomo central $\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{tiene}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{libres}}$, las tres zonas de enlace se separan al máximo en un plano y la molécula es $\mathbf{\text{trigonal}}\mathbf{\text{plana}}$, con ángulos de 120°. Es el caso del $\mathrm{B}{\mathrm{F}}_3$ o del $\mathrm{B}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$.

Si tiene $\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{libre}}$, hay cuatro zonas en total: se disponen en tetraedro y la molécula resulta una $\mathbf{\text{pir}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{mide}}\mathbf{\text{trigonal}}$, con unos 107°. Es el caso del $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$ y del $\mathrm{P}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$.

Si tiene $\mathbf{\text{dos}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{libres}}$, hay cinco zonas, con disposición de bipirámide trigonal, y la molécula adopta forma de $\mathbf{\text{T}}$. Es el caso del $\mathrm{C}\mathrm{l}{\mathrm{F}}_3$.

Así que basta un contraejemplo —el amoníaco, que no es plano— para invalidar la afirmación.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Existen}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{apolares}}\mathbf{\text{que,}}\mathbf{\text{sin}}\mathbf{\text{embargo,}}\mathbf{\text{tienen}}\mathbf{\text{enlaces}}\mathbf{\text{polares.}}\mathbf{\text{[1}}\mathbf{\text{punto]}}$

$\mathbf{\text{Verdadera}}$, y es una de las ideas centrales del tema.

Un $\mathbf{\text{enlace}}$ es polar cuando une átomos de distinta electronegatividad: el par compartido se desplaza hacia el más electronegativo y aparece un momento dipolar en ese enlace.

Una $\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula}}$ es polar cuando la $\mathbf{\text{suma}}\mathbf{\text{vectorial}}$ de los momentos de todos sus enlaces no es nula. Y esa suma depende de la geometría, no solo de la polaridad de cada enlace.

${\vec{\mu }}_{\text{total}}=\sum {\vec{\mu }}_i$

Cuando la molécula es simétrica y todos los enlaces son equivalentes, los momentos se cancelan. Tres ejemplos:

$\mathrm{C}{\mathrm{O}}_2$: lineal, con dos enlaces C=O muy polares que apuntan en sentidos opuestos y se anulan.

$\mathrm{C}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_4$: tetraédrico, con cuatro enlaces C-Cl polares cuya resultante es nula.

$\mathrm{B}{\mathrm{F}}_3$: trigonal plano, con tres enlaces B-F polarísimos repartidos a 120°.

Lo que no puede darse es lo contrario: una molécula con todos sus enlaces apolares no puede ser polar.