Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2023

Dadas las siguientes moléculas: $\text{OCl}_2$, $\text{GeH}_4$:

a) Escriba su estructura de Lewis. (Hasta 0,6 puntos)

b) Describa su geometría molecular utilizando la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. (Hasta 0,6 puntos)

c) Indique si son o no moléculas polares, justificando su respuesta. (Hasta 0,4 puntos)

d) Indique qué fuerzas intermoleculares existen en estas moléculas. (Hasta 0,4 puntos)

Datos: números atómicos, $Z$: $\text{H} = 1$; $\text{O} = 8$; $\text{Cl} = 17$; $\text{Ge} = 32$.

$\textbf{a) Escriba su estructura de Lewis. (Hasta 0,6 puntos)}$

Se cuentan los electrones de valencia y se reparten en enlaces y pares libres hasta completar el octeto de todos los átomos, salvo el hidrógeno.

$\mathrm{OCl_2}$: el oxígeno aporta 6 electrones y cada cloro 7, en total 20. El oxígeno es el átomo central, forma dos enlaces simples y $\textbf{le quedan dos pares no enlazantes}$; cada cloro conserva tres.

$\mathrm{GeH_4}$: el germanio está en el grupo 14, igual que el carbono, así que aporta 4 electrones de valencia, y cada hidrógeno 1: 8 en total. El germanio forma cuatro enlaces simples y no le queda ningún par libre.

$\textbf{b) Describa su geometría molecular utilizando la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. (Hasta 0,6 puntos)}$

La geometría la fija el número de zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central, que se separan lo más posible entre sí.

$\mathrm{OCl_2}$: cuatro zonas, dos de enlace y dos libres. La disposición de los pares es tetraédrica, pero la geometría molecular, que solo atiende a los átomos, es $\textbf{angular}$, con un ángulo algo menor de 109,5° porque los dos pares libres ocupan más espacio y comprimen el enlace.

$\mathrm{GeH_4}$: cuatro zonas, todas de enlace y ninguna libre. Geometría electrónica y molecular coinciden: es $\textbf{tetraédrica}$, con ángulos de 109,5°.

$\textbf{c) Indique si son o no moléculas polares, justificando su respuesta. (Hasta 0,4 puntos)}$

$\mathrm{OCl_2}$ es $\textbf{polar}$. Los enlaces O–Cl son polares, porque el oxígeno es más electronegativo que el cloro, y la forma angular impide que los dos momentos dipolares se cancelen; además los pares libres del oxígeno refuerzan el dipolo.

$\mathrm{GeH_4}$ es $\textbf{apolar}$. La diferencia de electronegatividad entre germanio e hidrógeno es muy pequeña y, sobre todo, el tetraedro es perfectamente simétrico: los cuatro momentos se anulan entre sí.

$\textbf{d) Indique qué fuerzas intermoleculares existen en estas moléculas. (Hasta 0,4 puntos)}$

En el $\mathrm{OCl_2}$, al ser una molécula polar, actúan $\textbf{fuerzas dipolo-dipolo}$ además de las de dispersión de London, que están siempre. No hay enlaces de hidrógeno, porque no tiene ningún hidrógeno unido a un elemento muy electronegativo.

En el $\mathrm{GeH_4}$, apolar, solo actúan las $\textbf{fuerzas de dispersión de London}$, debidas a los dipolos instantáneos de su nube electrónica. Son débiles, aunque menos de lo que cabría pensar, porque el germanio es un átomo grande y bastante polarizable.