Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2021

Dadas las moléculas $\text{BF}_3$ y $\text{PF}_3$:

a) Represente sus estructuras de Lewis. (Hasta 0,4 puntos)

b) Prediga razonadamente la geometría de cada una de ellas según la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. (Hasta 0,8 puntos)

c) Determine, razonadamente, si estas moléculas son polares e indique las fuerzas intermoleculares que actúan en ellas. (Hasta 0,8 puntos)

Datos: números atómicos, $Z$: $\text{B} = 5$; $\text{F} = 9$; $\text{P} = 15$.

$\textbf{a) Represente sus estructuras de Lewis. (Hasta 0,4 puntos)}$

Se cuentan los electrones de valencia y se reparten hasta completar los octetos.

$\mathrm{BF_3}$: el boro aporta 3 electrones y cada flúor 7, veinticuatro en total. El boro emplea sus tres electrones en tres enlaces simples y $\textbf{no le queda ningún par libre}$: se rodea solo de seis electrones, que es la excepción típica al octeto. Cada flúor conserva tres pares no enlazantes.

$\mathrm{PF_3}$: el fósforo aporta 5 y cada flúor 7, veintiséis en total. El fósforo forma tres enlaces simples y $\textbf{le sobra un par no enlazante}$; cada flúor conserva tres.

La diferencia entre ambas está justamente en ese par: el fósforo tiene dos electrones de valencia más que el boro.

$\textbf{b) Prediga razonadamente la geometría de cada una de ellas según la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. (Hasta 0,8 puntos)}$

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

$\mathrm{BF_3}$: tres zonas, todas de enlace. Se disponen apuntando a los vértices de un triángulo, de modo que la molécula es $\textbf{trigonal plana}$, con ángulos de 120° exactos.

$\mathrm{PF_3}$: cuatro zonas, tres de enlace y una libre. La disposición de los pares es tetraédrica, pero la geometría $\textbf{molecular}$, que solo atiende a dónde están los átomos, es una $\textbf{pirámide trigonal}$, con un ángulo algo menor de 109,5° porque el par libre ocupa más espacio.

$\textbf{c) Determine, razonadamente, si estas moléculas son polares e indique las fuerzas intermoleculares que actúan en ellas. (Hasta 0,8 puntos)}$

Los enlaces son muy polares en las dos, porque el flúor es el elemento más electronegativo; lo que decide es la geometría.

El $\mathrm{BF_3}$ es $\textbf{apolar}$: sus tres enlaces son idénticos y están a 120° en un plano, así que sus momentos dipolares se anulan al sumarlos como vectores. Entre sus moléculas solo actúan, por tanto, las $\textbf{fuerzas de dispersión de London}$.

El $\mathrm{PF_3}$ es $\textbf{polar}$: la pirámide no es simétrica y los tres momentos no se compensan. Además del efecto de los enlaces, el par libre del fósforo refuerza el dipolo. Entre sus moléculas actúan $\textbf{fuerzas dipolo-dipolo}$, además de las de dispersión. No hay enlaces de hidrógeno en ninguna de las dos, porque no tienen hidrógeno.

Es un buen ejemplo de que tener enlaces polares no basta para que la molécula lo sea: hace falta que la geometría no los cancele.