Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2020

C2. Para las moléculas $\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{F}}_4$ y $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{C}\mathrm{l}$:

a) Dibujar las estructuras de Lewis de ambas. (0,50)
b) Determinar la geometría de estos compuestos covalentes utilizando la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia. (0,50)
c) Indicar, justificando brevemente la respuesta, si se trata de moléculas polares. (0,50)

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Dibujar}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{estructuras}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Lewis}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{ambas.}}\mathbf{\text{(0,50)}}$

Para cada molécula se cuentan los electrones de valencia a partir de las configuraciones electrónicas y se reparten en pares enlazantes y solitarios hasta completar el octeto.

$\mathrm{S}\mathrm{i}(Z=14):1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^2\Rightarrow 4e^{-};\mathrm{F}(Z=9):1s^{2}2s^{2}2p^5\Rightarrow 7e^{-}$

$\mathrm{C}(Z=6):1s^{2}2s^{2}2p^2\Rightarrow 4e^{-};\mathrm{C}\mathrm{l}(Z=17):[\mathrm{N}\mathrm{e}]3s^{2}3p^5\Rightarrow 7e^{-};\mathrm{H}:1e^{-}$

Molécula	Electrones de valencia	Pares enlazantes	Pares solitarios en el central $\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{F}}_4$	$4+28=32$	4	0 $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{C}\mathrm{l}$	$4+3+7=14$	4	0

En el tetrafluoruro de silicio el átomo central forma cuatro enlaces sencillos y cada flúor conserva tres pares solitarios. En el clorometano el carbono forma también cuatro enlaces, tres con hidrógenos y uno con el cloro, y solo el cloro conserva tres pares solitarios; los hidrógenos no tienen ninguno.

$\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{C}\mathrm{l}:\text{ tres enlaces C–H y uno C–Cl, sin pares solitarios en el carbono}$



$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Determinar}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{estos}}\mathbf{\text{compuestos}}\mathbf{\text{covalentes}}\mathbf{\text{utilizando}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{teor}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{repulsi}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{los}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{electrones}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{capa}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{valencia.}}\mathbf{\text{(0,50)}}$

Según la TRPECV, los pares de electrones que rodean al átomo central se orientan de modo que la repulsión entre ellos sea mínima. En ambas moléculas hay cuatro pares y todos son enlazantes, así que la geometría molecular coincide con la disposición electrónica.

Molécula	Pares en el central	Notación	Geometría	Ángulo $\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{F}}_4$	4 enlazantes	$\mathrm{A}{\mathrm{X}}_4$	tetraédrica	${\mathrm{109,5}}^{\circ }$ $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{C}\mathrm{l}$	4 enlazantes	$\mathrm{A}{\mathrm{X}}_3\mathrm{Y}$	tetraédrica	$\approx {\mathrm{109,5}}^{\circ }$

Cuatro pares no caben en un plano separándose al máximo: la disposición de mínima repulsión apunta a los vértices de un tetraedro.

$\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{F}}_4:\text{cuatro ligandos id}\acute{\text{e}}\text{nticos}\Rightarrow \text{tetraedro regular},{\mathrm{109,5}}^{\circ }\text{ exactos}$

$\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{C}\mathrm{l}:\text{ ligandos distintos}\Rightarrow \text{tetraedro ligeramente distorsionado}$

Las dos moléculas son tetraédricas. La diferencia está en que el tetrafluoruro de silicio es un tetraedro regular, con los cuatro enlaces equivalentes y ángulos exactos, mientras que en el clorometano el cloro es mucho más voluminoso que los hidrógenos y el tetraedro queda algo distorsionado, con los ángulos H–C–Cl un poco mayores que los H–C–H.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Indicar,}}\mathbf{\text{justificando}}\mathbf{\text{brevemente}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{respuesta,}}\mathbf{\text{si}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{trata}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{polares.}}\mathbf{\text{(0,50)}}$

Se examina en cada caso si los enlaces están polarizados y, sobre todo, si la geometría permite que los momentos dipolares se cancelen.

En el tetrafluoruro de silicio el flúor es mucho más electronegativo que el silicio, de modo que los cuatro enlaces están muy polarizados. Sin embargo, los cuatro son equivalentes y apuntan a los vértices de un tetraedro regular: al sumar los cuatro momentos como vectores, la simetría los cancela exactamente.

$\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{F}}_4:{\vec{\mu }}_{\text{total}}=\sum {\vec{\mu }}_i=\vec{0}\Rightarrow \text{APOLAR}$

En el clorometano los enlaces C–H están apenas polarizados, porque las electronegatividades del carbono y del hidrógeno son parecidas, mientras que el enlace C–Cl lo está mucho. Al no ser los cuatro ligandos iguales, ya no hay simetría que cancele nada y queda un momento resultante en la dirección del enlace C–Cl.

$\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{C}\mathrm{l}:{\vec{\mu }}_{\text{total}}\mathrm{\ne }\vec{0}\Rightarrow \text{POLAR}$

El tetrafluoruro de silicio es apolar y el clorometano polar. El par ilustra bien la idea de fondo: la polaridad de una molécula no depende solo de la de sus enlaces, sino también de su simetría, y aquí la molécula con los enlaces menos polarizados es precisamente la que resulta polar.