Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2020

Dada la molécula ${\text{SCl}}_2$, indique razonadamente (0,5 puntos por apartado):

a) cuál será su estructura de Lewis, indicando los pasos seguidos para llegar a ella. ¿Cumple la regla del octeto?

b) cuál será su geometría molecular empleando la TRPECV.

c) cuál es la hibridación del átomo de azufre en la misma (TEV).

d) si se trata de una molécula polar o apolar.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{ser}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{su}}\mathbf{\text{estructura}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Lewis,}}\mathbf{\text{indicando}}\mathbf{\text{los}}\mathbf{\text{pasos}}\mathbf{\text{seguidos}}\mathbf{\text{para}}\mathbf{\text{llegar}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{ella.}}\mathbf{\text{¿Cumple}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{regla}}\mathbf{\text{del}}\mathbf{\text{octeto?}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Se procede por pasos.

$\mathbf{\text{Primero}}$, se elige el átomo central: el azufre, por ser el menos electronegativo y el que puede formar más enlaces.

$\mathbf{\text{Segundo}}$, se cuentan los electrones de valencia disponibles. El azufre pertenece al grupo 16 y aporta 6; cada cloro pertenece al grupo 17 y aporta 7:

$6+2\cdot 7=20\text{ electrones}$

$\mathbf{\text{Tercero}}$, se forma un enlace simple con cada cloro, lo que consume 4 electrones y deja 16.

$\mathbf{\text{Cuarto}}$, se reparten los 16 restantes completando primero los octetos de los átomos terminales: cada cloro se lleva tres pares no enlazantes, es decir, 12 electrones. Sobran 4, que se colocan sobre el azufre como $\mathbf{\text{dos}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazantes}}$:



$\mathbf{\text{S}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{cumple}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{regla}}\mathbf{\text{del}}\mathbf{\text{octeto}}$: alrededor del azufre hay $2\cdot 2+2\cdot 2=8$ electrones, y cada cloro tiene también ocho.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{ser}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{su}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{molecular}}\mathbf{\text{empleando}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{TRPECV.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Se cuentan las zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central: dos de enlace y dos pares libres, cuatro en total. Como se repelen entre sí, se disponen apuntando a los vértices de un tetraedro.

Pero la geometría $\mathbf{\text{molecular}}$ solo atiende a dónde están los átomos, y de esos cuatro vértices solo dos están ocupados por cloros. La molécula es, por tanto, $\mathbf{\text{angular}}$.

El ángulo Cl–S–Cl es algo menor de 109,5°, porque los pares no enlazantes ocupan más espacio que los enlazantes —solo están sujetos por un núcleo— y comprimen el enlace; el valor medido es de unos 103°.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{hibridaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{del}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomo}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{azufre}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{misma}}\mathbf{\text{(TEV).}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

La hibridación se deduce del número de zonas que hay que acomodar: hacen falta tantos orbitales híbridos como zonas.

Con cuatro zonas, el azufre combina su orbital $3s$ con los tres $3p$ y obtiene cuatro orbitales equivalentes:

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

Dos de esos híbridos se solapan con orbitales de los cloros formando los enlaces sigma, y los otros dos alojan los pares no enlazantes. Conviene subrayar que los pares libres $\mathbf{\text{cuentan}}$ para la hibridación aunque no formen enlace.

$\mathbf{\text{d)}}\mathbf{\text{Si}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{trata}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula}}\mathbf{\text{polar}}\mathbf{\text{o}}\mathbf{\text{apolar.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

La molécula es $\mathbf{\text{polar}}$.

Los enlaces S–Cl son polares, aunque no mucho: la diferencia de electronegatividad vale

$\mathrm{\Delta }\mathrm{E}\mathrm{N}=\mathrm{3,16}-\mathrm{2,58}=\mathrm{0,58}$

de modo que el par compartido se desplaza ligeramente hacia el cloro.

Y, sobre todo, la geometría $\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{compensa}}$ esos momentos dipolares: al ser la molécula angular, los dos vectores forman un ángulo y su suma no es nula. A ello se añade la contribución de los dos pares no enlazantes del azufre, que apuntan al lado contrario.

Es el mismo caso del agua, con la que el $\mathrm{S}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$ comparte geometría: si fuera lineal, como el $\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$, los momentos se cancelarían y la molécula sería apolar.