Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2025

a) Dadas las moléculas ${\text{H}}_2\text{S}$ y ${\text{PF}}_3$, razone en cuál o cuáles de ellas el átomo central presenta algún par de electrones sin compartir. [0,5 puntos]

b) Justifique la geometría que presenta la molécula de ${\text{PF}}_3$. [0,5 puntos]

c) Indique la hibridación del átomo central del ${\text{H}}_2\text{S}$. [0,5 puntos]

d) ¿Por qué la molécula ${\text{BF}}_3$ es apolar? [0,5 puntos]

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Dadas}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{H₂S}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{PF₃,}}\mathbf{\text{razone}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{o}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{les}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{ellas}}\mathbf{\text{el}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomo}}\mathbf{\text{central}}\mathbf{\text{presenta}}\mathbf{\text{alg}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{electrones}}\mathbf{\text{sin}}\mathbf{\text{compartir.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Se cuentan los electrones de valencia del átomo central y se descuentan los que emplea en formar enlaces; el resto quedan como pares solitarios.

El azufre pertenece al grupo 16 y tiene seis electrones de valencia. En el ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}$ comparte dos con los dos hidrógenos:

${\displaystyle \frac{6-2}{2}}=2\text{ pares sin compartir}$

El fósforo pertenece al grupo 15 y tiene cinco electrones de valencia. En el $\mathrm{P}{\mathrm{F}}_3$ comparte tres con los tres flúor:

${\displaystyle \frac{5-3}{2}}=1\text{ par sin compartir}$

Las dos moléculas tienen pares de electrones sin compartir sobre el átomo central: dos en el sulfuro de hidrógeno y uno en el trifluoruro de fósforo.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Justifique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{presenta}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{PF₃.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

La geometría se deduce con la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia, que coloca las direcciones electrónicas lo más separadas posible.

$3\text{ pares enlazantes}+1\text{ par solitario}=4\text{ direcciones}$

Cuatro direcciones se disponen hacia los vértices de un tetraedro, lo que corresponde a una hibridación $s{p}^3$ del fósforo. Ahora bien, la geometría molecular solo tiene en cuenta las posiciones de los átomos, no la del par solitario.

Con tres flúor en tres vértices y el par solitario en el cuarto, la molécula de $\mathrm{P}{\mathrm{F}}_3$ es una pirámide trigonal. Además, el par solitario ocupa más espacio que los enlazantes y comprime los ángulos por debajo de los ${\mathrm{109,5}}^{\circ }$ del tetraedro regular.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{hibridaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{del}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomo}}\mathbf{\text{central}}\mathbf{\text{del}}\mathbf{\text{H₂S.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Contamos de nuevo las direcciones electrónicas alrededor del átomo central.

$2\text{ pares enlazantes}+2\text{ pares solitarios}=4\text{ direcciones}$

Cuatro direcciones exigen cuatro orbitales híbridos equivalentes, que se obtienen combinando el orbital $3\mathrm{s}$ con los tres $3\mathrm{p}$ del azufre.

La hibridación del azufre en el ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}$ es $s{p}^3$, con disposición tetraédrica de los pares y geometría molecular angular.

$\mathbf{\text{d)}}\mathbf{\text{¿Por}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula}}\mathbf{\text{BF₃}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{apolar?}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

La polaridad de una molécula no depende solo de la de sus enlaces, sino también de cómo estén orientados en el espacio: es la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace.

Cada enlace B–F es marcadamente polar, porque el flúor es el elemento más electronegativo y atrae hacia sí la densidad electrónica.

$3\text{ pares enlazantes}+0\text{ pares solitarios}=3\text{ direcciones}$

Tres direcciones se separan al máximo en un plano, con ángulos de ${120}^{\circ }$: la molécula es triangular plana y perfectamente simétrica.

${\vec{\mu }}_1+{\vec{\mu }}_2+{\vec{\mu }}_3=\vec{0}$

Los tres vectores, iguales en módulo y a ${120}^{\circ }$ entre sí, se anulan. Por eso el $\mathrm{B}{\mathrm{F}}_3$ es apolar a pesar de tener tres enlaces polares.