Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2023

PREGUNTA 2.

2.1. En base al modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV), prediga razonadamente para la molécula de $\mathrm{AlCl_3}$ su geometría electrónica sugiriendo el valor aproximado del ángulo de enlace, e indique el tipo de hibridación que emplearía el átomo de aluminio en la molécula para formar los enlaces correspondientes.
2.2. Explique qué tipo de enlace químico debe romperse o qué fuerza de atracción debe vencerse para:
fundir cloruro de potasio
fundir diamante
hervir agua

$\textbf{2.1. En base al modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV), prediga razonadamente para la molécula de AlCl}_3\textbf{ su geometría electrónica sugiriendo el valor aproximado del ángulo de enlace, e indique el tipo de hibridación que emplearía el átomo de aluminio en la molécula para formar los enlaces correspondientes. (1 punto)}$

El aluminio pertenece al grupo 13, así que aporta 3 electrones de valencia:

$\mathrm{Al}\ (Z = 13): \quad 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^1$

Los emplea los tres en formar sendos enlaces simples con los cloros, y $\textbf{no le queda ningún par no enlazante}$. El aluminio es una de las excepciones a la regla del octeto: se queda rodeado de solo 6 electrones.

$3\ \text{pares enlazantes} + 0\ \text{pares libres} = 3\ \text{zonas}$

Tres zonas de densidad electrónica se separan al máximo situándose en un mismo plano y a 120° unas de otras:

$\textbf{Geometría electrónica: trigonal plana}$, con ángulos Cl-Al-Cl de $\textbf{120°}$.

$\textbf{Geometría molecular: trigonal plana}$ también, ya que al no haber pares libres las tres posiciones están ocupadas por átomos. Y como no hay pares no enlazantes que compriman nada, el ángulo es exactamente el de partida, sin corrección.

$\textbf{Hibridación.}$ En su estado fundamental el aluminio solo tiene un electrón desapareado, así que primero promociona un electrón del $3s$ a un $3p$ vacío:

$3s^2\,3p^1 \quad \longrightarrow \quad 3s^1\,3p^2$

Ya hay tres electrones desapareados, pero en orbitales de distinta naturaleza, y los tres enlaces Al-Cl son idénticos. Se combinan por eso $\textbf{el orbital}$ $3s$ $\textbf{y dos orbitales}$ $3p$:

$3s + 3p_x + 3p_y \quad \longrightarrow \quad 3\ \text{orbitales híbridos } \mathbf{sp^2}$

Los tres híbridos $sp^2$ son equivalentes, están en un mismo plano y forman ángulos de 120° entre sí, lo que concuerda con la geometría deducida por la TRPECV. Cada uno lleva un electrón y solapa con un orbital semiocupado de un cloro. El tercer orbital $3p$, el $3p_z$, no participa en la hibridación y queda $\textbf{vacío}$, perpendicular al plano de la molécula: es lo que hace del $\mathrm{AlCl_3}$ un ácido de Lewis y explica que tienda a dimerizar a $\mathrm{Al_2Cl_6}$.

$\textbf{2.2. Explique qué tipo de enlace químico debe romperse o qué fuerza de atracción debe vencerse para: fundir cloruro de potasio, fundir diamante, hervir agua. (1 punto)}$

La respuesta depende, en cada caso, de qué mantiene unidas a las partículas en el estado de partida.

$\textbf{Fundir cloruro de potasio.}$ El KCl es un compuesto $\textbf{iónico}$: su sólido es una red tridimensional de iones $\mathrm{K^+}$ y $\mathrm{Cl^-}$ alternados. Para fundirlo hay que vencer las $\textbf{fuerzas electrostáticas}$ entre cargas de signo contrario, que actúan en todas las direcciones y son muy intensas. No se rompe ninguna molécula, porque no las hay: el cristal entero es la unidad. De ahí que funda a 772 °C.

$\textbf{Fundir diamante.}$ El diamante es un sólido $\textbf{covalente reticular}$: cada átomo de carbono está unido a otros cuatro por enlaces covalentes en disposición tetraédrica, formando una red que se extiende por todo el cristal. Aquí sí hay que romper $\textbf{enlaces covalentes}$, y son los más fuertes de los tres casos. Por eso su punto de fusión ronda los 4000 °C.

$\textbf{Hervir agua.}$ El agua es una sustancia $\textbf{molecular}$: en el líquido hay moléculas discretas de $\mathrm{H_2O}$, y al hervir siguen existiendo como tales en el vapor. El enlace covalente O-H $\textbf{no se rompe}$; lo que hay que vencer son las fuerzas $\textbf{intermoleculares}$, y en particular los $\textbf{enlaces de hidrógeno}$ que cada molécula forma con sus vecinas gracias a que su hidrógeno está unido a un átomo pequeño y muy electronegativo con pares libres.

Esa es la clave de la comparación: los dos primeros exigen romper enlaces químicos y ocurren a temperaturas de cientos o miles de grados; el tercero solo exige vencer atracciones entre moléculas y ocurre a 100 °C. Aun así, esos 100 °C son anormalmente altos para una molécula tan pequeña, y precisamente el enlace de hidrógeno es la razón.