Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2021

Los elementos A y B tienen, respectivamente, las siguientes configuraciones electrónicas: $1s^{2}2s^{2}2p^2$ y $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^5$ (0,4 puntos por apartado):

a) Indique en qué grupo y periodo de la tabla periódica se encuentran A y B e identifique ambos elementos.

b) Razone sobre la posible existencia de las moléculas $\text{AB}$, ${\text{AB}}_2$ y ${\text{AB}}_4$.

c) Indique de manera razonada la geometría que tendría, empleando para ello la TRPECV, la molécula ${\text{AB}}_4$.

d) Indique de manera razonada cuál sería la hibridación del átomo central en esa misma molécula.

e) Razone sobre la polaridad de la molécula ${\text{AB}}_4$.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{grupo}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{periodo}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{tabla}}\mathbf{\text{peri}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{dica}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{encuentran}}\mathbf{\text{A}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{B}}\mathbf{\text{e}}\mathbf{\text{identifique}}\mathbf{\text{ambos}}\mathbf{\text{elementos.}}\mathbf{\text{(0,4}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Basta contar los electrones de cada configuración y mirar la capa de valencia.

$\mathrm{A}:1s^{2}2s^{2}2p^2$ — tiene 6 electrones, luego $Z=6$: es el $\mathbf{\text{carbono}}$. Su último nivel ocupado es el segundo, así que está en el $\mathbf{\text{periodo}}\mathbf{\text{2}}$, y tiene 4 electrones de valencia en el bloque p, luego pertenece al $\mathbf{\text{grupo}}\mathbf{\text{14}}$.

$\mathrm{B}:1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^5$ — tiene 17 electrones, luego $Z=17$: es el $\mathbf{\text{cloro}}$. Está en el $\mathbf{\text{periodo}}\mathbf{\text{3}}$ y, con 7 electrones de valencia, en el $\mathbf{\text{grupo}}\mathbf{\text{17}}$, el de los halógenos.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Razone}}\mathbf{\text{sobre}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{posible}}\mathbf{\text{existencia}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{AB,}}\mathbf{\text{AB₂}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{AB₄.}}\mathbf{\text{(0,4}}\mathbf{\text{puntos)}}$

El criterio es la regla del octeto: al carbono le faltan cuatro electrones y forma $\mathbf{\text{cuatro}}$ enlaces; al cloro le falta uno y forma $\mathbf{\text{uno}}$.

$\mathrm{A}{\mathrm{B}}_4=\mathrm{C}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_4$: es la molécula que cabe esperar. Los cuatro enlaces del carbono se satisfacen con cuatro cloros y todos los átomos completan el octeto. Existe, es el tetracloruro de carbono, un líquido estable.

$\mathrm{A}\mathrm{B}=\mathrm{C}\mathrm{C}\mathrm{l}$: dejaría al carbono con tres electrones desapareados y solo cinco electrones a su alrededor. No es una molécula estable, sino a lo sumo un radical muy reactivo.

$\mathrm{A}{\mathrm{B}}_2=\mathrm{C}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$: dejaría al carbono con dos electrones sin aparear y seis a su alrededor. Es un carbeno, una especie intermedia extraordinariamente reactiva que no puede aislarse en condiciones normales.

Solo la $\mathrm{A}{\mathrm{B}}_4$, por tanto, corresponde a un compuesto estable.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{manera}}\mathbf{\text{razonada}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{tendr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a,}}\mathbf{\text{empleando}}\mathbf{\text{para}}\mathbf{\text{ello}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{TRPECV,}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula}}\mathbf{\text{AB₄.}}\mathbf{\text{(0,4}}\mathbf{\text{puntos)}}$

En el $\mathrm{C}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_4$, el carbono emplea sus cuatro electrones de valencia en cuatro enlaces simples y $\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{le}}\mathbf{\text{queda}}\mathbf{\text{ning}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazante}}$; cada cloro conserva tres pares libres, que no influyen en la geometría.

Hay, por tanto, cuatro zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central, todas de enlace. Como se repelen entre sí, se separan lo máximo posible, y la disposición que lo consigue en el espacio es la $\mathbf{\text{tetra}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{drica}}$, con ángulos Cl–C–Cl de 109,5°.

Al no haber pares libres, la geometría electrónica y la molecular coinciden y no hay distorsión alguna.

$\mathbf{\text{d)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{manera}}\mathbf{\text{razonada}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{ser}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{hibridaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{del}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomo}}\mathbf{\text{central}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{esa}}\mathbf{\text{misma}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula.}}\mathbf{\text{(0,4}}\mathbf{\text{puntos)}}$

La hibridación se deduce del número de zonas de densidad electrónica: hay que construir tantos orbitales híbridos como zonas haya que acomodar.

Con cuatro zonas, el carbono combina su orbital $2s$ con los tres $2p$ y obtiene cuatro orbitales híbridos equivalentes:

${\mathbf{\text{sp}}}^3$

Esos cuatro híbridos apuntan hacia los vértices de un tetraedro, lo que es coherente con la geometría del apartado anterior, y cada uno se solapa con un orbital de un cloro para formar un enlace sigma.

$\mathbf{\text{e)}}\mathbf{\text{Razone}}\mathbf{\text{sobre}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{polaridad}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula}}\mathbf{\text{AB₄.}}\mathbf{\text{(0,4}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Hay que separar los dos niveles, el del enlace y el de la molécula.

Los $\mathbf{\text{enlaces}}$ C–Cl sí son polares: la diferencia de electronegatividad vale

$\mathrm{\Delta }\mathrm{E}\mathrm{N}=\mathrm{3,16}-\mathrm{2,55}=\mathrm{0,61}$

de modo que el par compartido se desplaza hacia el cloro y cada enlace tiene su momento dipolar.

Pero la $\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula}}$ es $\mathbf{\text{apolar}}$. Los cuatro enlaces son idénticos y están dispuestos con simetría tetraédrica perfecta, así que sus cuatro momentos dipolares se cancelan exactamente:

${\vec{\mu }}_{\text{total}}=\vec{0}$

Es el ejemplo clásico de que tener enlaces polares no basta para que una molécula lo sea: hace falta además que la geometría no los compense. Por eso el $\mathrm{C}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_4$ es insoluble en agua y se usa como disolvente de sustancias apolares.