Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2025

Considere las moléculas $\text{OF}_2$, $\text{BI}_3$, $\text{CCl}_4$ y $\text{C}_2\text{H}_2$.

a) Escriba razonadamente sus representaciones de Lewis. (Hasta 0,8 puntos)

b) Indique razonadamente sus geometrías moleculares utilizando la teoría de la repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia. (Hasta 0,8 puntos)

c) Justifique cuáles son moléculas polares. (Hasta 0,4 puntos)

Datos: números atómicos, $Z$: $\text{H} = 1$; $\text{B} = 5$; $\text{C} = 6$; $\text{O} = 8$; $\text{F} = 9$; $\text{Cl} = 17$; $\text{I} = 53$.

$\textbf{a) Escriba razonadamente sus representaciones de Lewis. (Hasta 0,8 puntos)}$

En cada molécula se suman los electrones de valencia y se reparten en enlaces y pares libres hasta completar el octeto de todos los átomos, salvo las excepciones conocidas.

$\mathrm{OF_2}$: el oxígeno aporta 6 electrones de valencia y cada flúor 7, en total 20. El oxígeno es el átomo central, forma dos enlaces simples y $\textbf{le quedan dos pares no enlazantes}$; cada flúor conserva tres.

$\mathrm{BI_3}$: el boro aporta 3 y cada yodo 7, en total 24. El boro emplea sus tres electrones en tres enlaces simples y no le queda ningún par libre: es la excepción típica al octeto, porque se rodea solo de seis electrones. Cada yodo conserva tres pares.

$\mathrm{CCl_4}$: el carbono aporta 4 y cada cloro 7, en total 32. El carbono forma cuatro enlaces simples y no le queda ningún par libre; cada cloro conserva tres.

$\mathrm{C_2H_2}$: cada carbono aporta 4 y cada hidrógeno 1, en total 10. Cada carbono se une a un hidrógeno y los dos carbonos comparten entre sí $\textbf{tres pares}$, es decir, forman un triple enlace; así ambos completan el octeto y no quedan pares libres.

$\textbf{b) Indique razonadamente sus geometrías moleculares utilizando la teoría de la repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia. (Hasta 0,8 puntos)}$

La geometría la fija el número de zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central, contando cada enlace múltiple como una sola zona; después se mira dónde quedan los átomos.

$\mathrm{OF_2}$: cuatro zonas (dos enlaces y dos pares libres). La disposición de los pares es tetraédrica y la geometría molecular, $\textbf{angular}$, con un ángulo algo menor de 109,5° porque los pares libres ocupan más espacio.

$\mathrm{BI_3}$: tres zonas y ningún par libre. Geometría $\textbf{trigonal plana}$, con ángulos de 120°.

$\mathrm{CCl_4}$: cuatro zonas y ningún par libre. Geometría $\textbf{tetraédrica}$, con ángulos de 109,5°.

$\mathrm{C_2H_2}$: cada carbono tiene solo dos zonas, el enlace con el hidrógeno y el triple enlace. Dos zonas se separan al máximo colocándose opuestas, así que la molécula es $\textbf{lineal}$, con los cuatro átomos alineados.

$\textbf{c) Justifique cuáles son moléculas polares. (Hasta 0,4 puntos)}$

Hay que sumar como vectores los momentos dipolares de los enlaces y ver si la geometría los cancela.

$\mathrm{BI_3}$ (trigonal plana), $\mathrm{CCl_4}$ (tetraédrica) y $\mathrm{C_2H_2}$ (lineal y simétrica) tienen todas sus posiciones equivalentes, de modo que los momentos se anulan: las tres son $\textbf{apolares}$. En el $\mathrm{BI_3}$, además, la diferencia de electronegatividad entre boro y yodo es muy pequeña.

$\mathrm{OF_2}$ es la única $\textbf{polar}$: sus dos enlaces son muy polares, porque el flúor es el elemento más electronegativo, y la forma angular impide que se cancelen.