Ejercicio resuelto de Enlace químico · Química · La Rioja · 2023

Determine la estructura de Lewis, la geometría y la polaridad en las siguientes especies químicas, utilizando el método que considere oportuno (TEV y/o TRPECV) (0,5 puntos cada una):

i) $\text{CS}_2$ ii) $\text{PH}_3$ iii) $\text{BeF}_2$ iv) $[\text{AlH}_4]^-$

En los cuatro casos se procede igual: se cuentan los electrones de valencia, se reparten en enlaces y pares libres hasta completar los octetos, se cuenta el número de zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central —que fija la hibridación y la disposición de los pares— y solo después se mira dónde quedan los átomos.

$\textbf{i) CS₂ (0,5 puntos)}$

El carbono aporta 4 electrones de valencia y cada azufre 6, en total 16. Para que los tres completen el octeto hacen falta dos dobles enlaces, y al carbono no le queda ningún par libre:

$\mathrm{S{=}C{=}S}$

Dos zonas de densidad electrónica alrededor del carbono: hibridación $\mathrm{sp}$ y geometría $\textbf{lineal}$, con un ángulo de 180°.

Polaridad: las electronegatividades del carbono y del azufre son casi idénticas (2,55 y 2,58), de modo que los enlaces son apenas polares; y aunque lo fueran, la simetría lineal haría que los dos momentos se anulasen. La molécula es $\textbf{apolar}$.

$\textbf{ii) PH₃ (0,5 puntos)}$

El fósforo aporta 5 electrones y cada hidrógeno 1, en total 8. Forma tres enlaces simples y $\textbf{le sobra un par no enlazante}$.

Cuatro zonas alrededor del fósforo, tres de enlace y una libre: los pares se disponen en tetraedro, la hibridación es $\mathrm{sp^3}$ y la geometría molecular es una $\textbf{pirámide trigonal}$.

Polaridad: el fósforo y el hidrógeno tienen electronegatividades prácticamente iguales (2,19 y 2,20), así que los enlaces P–H son casi apolares. Aun así la molécula es $\textbf{polar}$, aunque muy débilmente, y el responsable es el par no enlazante: es una zona de densidad electrónica localizada, sin nada que la compense al otro lado, y la geometría piramidal no la cancela.

$\textbf{iii) BeF₂ (0,5 puntos)}$

El berilio solo tiene 2 electrones de valencia y los emplea en dos enlaces simples, sin que le quede ningún par libre. Es una de las excepciones clásicas al octeto: se queda con solo 4 electrones a su alrededor.

$\mathrm{F-Be-F}$

Dos zonas y ningún par libre: hibridación $\mathrm{sp}$ y geometría $\textbf{lineal}$, con 180°.

Polaridad: aquí los enlaces sí son muy polares, porque el flúor es el elemento más electronegativo y el berilio uno de los menos. Pero los dos momentos dipolares tienen el mismo módulo y sentidos opuestos, de modo que se anulan exactamente: la molécula es $\textbf{apolar}$.

$\textbf{iv) [AlH₄]⁻ (0,5 puntos)}$

El aluminio aporta 3 electrones de valencia, cada hidrógeno 1 y la carga negativa añade uno más, en total 8. El aluminio forma cuatro enlaces simples y no le queda ningún par libre; uno de esos enlaces es dativo, porque el hidruro entra con su par.

Cuatro zonas de enlace y ningún par libre: hibridación $\mathrm{sp^3}$ y geometría $\textbf{tetraédrica}$, con ángulos de 109,5°.

Polaridad: los cuatro enlaces son idénticos y están dispuestos con simetría tetraédrica, así que sus momentos dipolares se cancelan y el ion $\textbf{no tiene momento dipolar}$. Conviene distinguir las dos cosas: el ion está cargado, y por eso interacciona intensamente con los disolventes polares, pero esa carga se reparte de forma simétrica y no genera un dipolo.