Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2020

a) Para la molécula de $\text{Cl}_2\text{CO}$, deduzca la estructura de Lewis. Indique y dibuje la geometría molecular del compuesto, según la TRPECV, y los ángulos de enlace aproximados. [1,0 punto]

Datos: $\text{C}\ (Z = 6)$; $\text{O}\ (Z = 8)$; $\text{Cl}\ (Z = 17)$.

b) Los puntos normales de ebullición del bromo líquido [$\text{Br}_2(l)$, masa molar $= 159{,}8\ \text{g}/\text{mol}$] y del yodo sólido [$\text{I}_2(s)$, masa molar $= 253{,}8\ \text{g}/\text{mol}$] son 58,8 °C y 184,3 °C, respectivamente. Justifique la diferencia entre los dos valores de los puntos normales de ebullición. [1,0 punto]

$\textbf{a) Para la molécula de Cl₂CO, deduzca la estructura de Lewis. Indique y dibuje la geometría molecular del compuesto, según la TRPECV, y los ángulos de enlace aproximados. [1,0 punto]}$

Se cuentan los electrones de valencia. El carbono ($Z = 6$) aporta 4, el oxígeno ($Z = 8$) 6 y cada cloro ($Z = 17$) 7:

$4 + 6 + 2 \cdot 7 = 24 \text{ electrones} = 12 \text{ pares}$

El carbono es el átomo central. Si los tres enlaces fuesen simples se quedaría con solo seis electrones, así que el que forma con el oxígeno ha de ser $\textbf{doble}$: así el carbono completa el octeto sin quedarse ningún par libre. De los doce pares, cuatro son enlazantes (dos del $\mathrm{C{=}O}$ y uno de cada $\mathrm{C{-}Cl}$); de los ocho restantes, dos quedan sobre el oxígeno y tres sobre cada cloro, con lo que los tres átomos periféricos alcanzan también el octeto.



Para la geometría, la TRPECV cuenta zonas alrededor del átomo central, y un doble enlace cuenta como una sola. El carbono tiene tres zonas y ningún par no enlazante, de modo que se separan al máximo en un plano:

Geometría $\textbf{trigonal plana}$, con ángulos próximos a

$120^\circ$

Los tres ángulos no son exactamente iguales, porque las tres zonas no son equivalentes: el doble enlace, con dos pares, ocupa algo más de espacio que los simples, así que abre ligeramente los ángulos Cl–C=O por encima de 120° y cierra el Cl–C–Cl por debajo (en la molécula real, unos 111°).

Conviene añadir que la molécula es $\textbf{polar}$: los momentos del $\mathrm{C{=}O}$ y de los dos $\mathrm{C{-}Cl}$ no se cancelan, porque los tres sustituyentes no son iguales. El compuesto es el cloruro de carbonilo o fosgeno.

$\textbf{b) Justifique la diferencia entre los dos valores de los puntos normales de ebullición. [1,0 punto]}$

Las dos son moléculas diatómicas homonucleares de halógenos: los dos átomos de cada una son iguales, la diferencia de electronegatividad es nula y, por tanto, ambas son $\textbf{apolares}$ y sin momento dipolar permanente. No hay, pues, interacción dipolo-dipolo en ninguna de las dos, ni tampoco enlaces de hidrógeno. La única fuerza intermolecular en juego son las $\textbf{fuerzas de dispersión de London}$, debidas a los dipolos instantáneos que aparecen al fluctuar la nube electrónica.

La intensidad de esas fuerzas crece con la $\textbf{polarizabilidad}$, es decir, con la facilidad con que la nube electrónica se deforma; y la polarizabilidad crece con el número de electrones y con el tamaño de la molécula, que es lo que reflejan las masas molares:

$M(\mathrm{I_2}) = 253{,}8\ \mathrm{g\,mol^{-1}} \quad > \quad M(\mathrm{Br_2}) = 159{,}8\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$

El yodo tiene más electrones y, sobre todo, los de su capa de valencia están mucho más alejados del núcleo y peor retenidos, de modo que su nube se deforma con mayor facilidad. Las fuerzas de dispersión entre moléculas de $\mathrm{I_2}$ son, por eso, sensiblemente mayores que entre las de $\mathrm{Br_2}$, y separarlas para pasar al estado gaseoso exige más energía. De ahí que

$T_{\mathrm{eb}}(\mathrm{I_2}) = 184{,}3\ ^\circ\mathrm{C} \ > \ T_{\mathrm{eb}}(\mathrm{Br_2}) = 58{,}8\ ^\circ\mathrm{C}$

El mismo argumento explica el estado de agregación de todo el grupo a temperatura ambiente: el flúor y el cloro son gases, el bromo líquido y el yodo sólido. La gradación es continua y se debe únicamente al aumento de la polarizabilidad al bajar por el grupo.