Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2023

Para las moléculas siguientes: i) $\text{CO}_2$, ii) $\text{SO}_2$, iii) $\text{NH}_3$ y iv) $\text{BF}_3$.

a) Represente las estructuras de Lewis e indique la geometría molecular según el modelo de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia. Justifique la respuesta. (Hasta 1,6 puntos)

b) Justifique la polaridad de las moléculas. (Hasta 0,4 puntos)

Datos: números atómicos, $Z$: $\text{H} = 1$; $\text{B} = 5$; $\text{C} = 6$; $\text{N} = 7$; $\text{O} = 8$; $\text{F} = 9$; $\text{S} = 16$.

$\textbf{a) Represente las estructuras de Lewis e indique la geometría molecular según el modelo de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia. Justifique la respuesta. (Hasta 1,6 puntos)}$

En cada molécula se cuentan los electrones de valencia, se reparten en enlaces y pares libres hasta completar los octetos, y después se cuentan las zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central, sabiendo que un enlace múltiple cuenta como una sola zona.

$\mathrm{CO_2}$: 4 electrones del carbono y 6 de cada oxígeno, 16 en total. El carbono forma dos dobles enlaces y no le queda ningún par libre; cada oxígeno conserva dos. Dos zonas y ningún par libre dan una geometría $\textbf{lineal}$, con un ángulo de 180°.

$\mathrm{SO_2}$: 6 del azufre y 6 de cada oxígeno, 18 en total. El azufre se une a los dos oxígenos y $\textbf{le sobra un par no enlazante}$; la molécula presenta resonancia entre dos formas equivalentes. Tres zonas, una de ellas libre: la disposición es trigonal plana y la geometría molecular, $\textbf{angular}$, con un ángulo algo menor de 120°.

$\mathrm{NH_3}$: 5 del nitrógeno y 1 de cada hidrógeno, 8 en total. El nitrógeno forma tres enlaces simples y le queda un par libre. Cuatro zonas, una de ellas libre: disposición tetraédrica y geometría molecular de $\textbf{pirámide trigonal}$, con unos 107°.

$\mathrm{BF_3}$: 3 del boro y 7 de cada flúor, 24 en total. El boro emplea sus tres electrones en tres enlaces simples y se queda con solo seis electrones alrededor, que es la excepción típica al octeto. Tres zonas y ningún par libre: geometría $\textbf{trigonal plana}$, con 120° exactos.

$\textbf{b) Justifique la polaridad de las moléculas. (Hasta 0,4 puntos)}$

Los enlaces son polares en las cuatro, porque en todas hay una diferencia de electronegatividad apreciable; lo que decide es si la geometría permite que los momentos dipolares se cancelen.

$\mathrm{CO_2}$ (lineal y simétrica) y $\mathrm{BF_3}$ (trigonal plana con tres enlaces idénticos) tienen sus enlaces dispuestos de forma que la suma vectorial se anula: son $\textbf{apolares}$.

$\mathrm{SO_2}$ (angular) y $\mathrm{NH_3}$ (piramidal) están dobladas por culpa de sus pares no enlazantes, de modo que los momentos no se compensan: son $\textbf{polares}$.

La comparación entre el $\mathrm{CO_2}$ y el $\mathrm{SO_2}$ es el mejor resumen: los dos son triatómicos con oxígeno, pero solo el segundo tiene un par libre sobre el átomo central, y ese par es el que rompe la simetría.