Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2024

Para las siguientes moléculas: ${\text{NH}}_3$, $\text{HF}$ y ${\text{C}}_2{\text{H}}_4$:

a) Indique, razonadamente, sus estructuras de Lewis. (Hasta 0,9 puntos)

b) Indique, razonadamente, su geometría electrónica y molecular utilizando la teoría de RPECV. (Hasta 0,9 puntos)

c) Indique y razone cuál de ellas es la de mayor y la de menor momento dipolar. (Hasta 0,2 puntos)

Datos: números atómicos, $Z$: $\text{H}=1$; $\text{C}=6$; $\text{N}=7$; $\text{F}=9$.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Indique,}}\mathbf{\text{razonadamente,}}\mathbf{\text{sus}}\mathbf{\text{estructuras}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Lewis.}}\mathbf{\text{(Hasta}}\mathbf{\text{0,9}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Se cuentan los electrones de valencia y se reparten hasta completar el octeto de todos los átomos, salvo el hidrógeno, que se conforma con dos.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$: el nitrógeno aporta 5 electrones y cada hidrógeno 1, en total 8. El nitrógeno forma tres enlaces simples y $\mathbf{\text{le}}\mathbf{\text{sobra}}\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazante}}$.

$\mathrm{H}\mathrm{F}$: el flúor aporta 7 y el hidrógeno 1, en total 8. Se unen por un enlace simple y al flúor le quedan tres pares no enlazantes.

${\mathrm{C}}_2{\mathrm{H}}_4$: cada carbono aporta 4 y cada hidrógeno 1, en total 12. Cada carbono se une a dos hidrógenos y los dos carbonos comparten entre sí dos pares, formando un doble enlace; así ambos completan el octeto y no queda ningún par libre.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Indique,}}\mathbf{\text{razonadamente,}}\mathbf{\text{su}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{electr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{nica}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{molecular}}\mathbf{\text{utilizando}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{teor}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{RPECV.}}\mathbf{\text{(Hasta}}\mathbf{\text{0,9}}\mathbf{\text{puntos)}}$

La geometría $\mathbf{\text{electr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{nica}}$ la fijan todas las zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central; la $\mathbf{\text{molecular}}$ solo atiende a dónde quedan los átomos.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$: cuatro zonas alrededor del nitrógeno, tres de enlace y una libre. Geometría electrónica tetraédrica y geometría molecular de $\mathbf{\text{pir}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{mide}}\mathbf{\text{trigonal}}$, con un ángulo de unos 107°, algo menor que los 109,5° del tetraedro porque el par libre ocupa más espacio.

$\mathrm{H}\mathrm{F}$: cuatro zonas alrededor del flúor, una de enlace y tres libres. La geometría electrónica es tetraédrica, pero al haber solo dos átomos la molécula es necesariamente $\mathbf{\text{lineal}}$.

${\mathrm{C}}_2{\mathrm{H}}_4$: cada carbono tiene tres zonas, dos enlaces C–H y el doble enlace, sin pares libres. Geometría electrónica y molecular $\mathbf{\text{trigonal}}\mathbf{\text{plana}}$ en torno a cada carbono, con ángulos próximos a 120°; la molécula entera es plana.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{razone}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{ellas}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{mayor}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{menor}}\mathbf{\text{momento}}\mathbf{\text{dipolar.}}\mathbf{\text{(Hasta}}\mathbf{\text{0,2}}\mathbf{\text{puntos)}}$

El $\mathbf{\text{HF}}$ es la de mayor momento dipolar. El flúor es el elemento más electronegativo de todos y el enlace, al ser único, no tiene nada que lo compense: el momento del enlace es directamente el de la molécula.

El $\mathbf{\text{eteno}}$ es la de menor, y de hecho su momento dipolar es nulo. Los enlaces C–H son poco polares y, sobre todo, la molécula es plana y simétrica, de modo que todos los momentos se cancelan entre sí.

El amoniaco queda en medio: sus enlaces N–H son polares y la forma piramidal, con el par libre apuntando en sentido contrario, impide que se anulen.