Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2021

B1. Dados los elementos X e Y cuyos números atómicos son 16 y 17 respectivamente:

a) Escribir sus configuraciones electrónicas. (0,50)
b) Deducir la fórmula molecular más probable del compuesto formado por X e Y. (0,50)
c) Indicar la geometría molecular del compuesto formado por X e Y a partir de la estructura de Lewis. (0,50)
d) Explicar qué elemento es más electronegativo y si la molécula formada por X e Y es polar o apolar. (0,50)

$\textbf{a) Escribir sus configuraciones electrónicas. (0,50)}$

Se colocan los electrones por orden creciente de energía siguiendo el principio de construcción, hasta agotar los que indica cada número atómico.

$\text{X}\ (Z=16):\ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4$

$\text{Y}\ (Z=17):\ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5$

Los dos son elementos del tercer periodo, X del grupo 16 y Y del grupo 17. Se trata, por tanto, del azufre y del cloro.

$\textbf{b) Deducir la fórmula molecular más probable del compuesto formado por X e Y. (0,50)}$

Se aplica la regla de máxima multiplicidad de Hund para repartir los electrones del último subnivel y contar los que quedan desapareados, porque son esos los que formarán enlaces.

$\text{X}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,(3p_x)^2\,(3p_y)^1\,(3p_z)^1\Rightarrow 2\ e^-\ \text{desapareados}$

$\text{Y}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,(3p_x)^2\,(3p_y)^2\,(3p_z)^1\Rightarrow 1\ e^-\ \text{desapareado}$

Para formar la molécula se solapan los orbitales que tienen electrones desapareados, y cada solapamiento da un par enlazante. X puede formar dos enlaces y cada Y solo uno, de modo que hacen falta dos átomos de Y por cada uno de X.

$\text{fórmula más probable}:\ \mathrm{XY_2}\quad (\mathrm{SCl_2})$

La fórmula molecular más probable es $\mathrm{XY_2}$, es decir, el dicloruro de azufre.

$\textbf{c) Indicar la geometría molecular del compuesto formado por X e Y a partir de la estructura de Lewis. (0,50)}$

Se cuentan los electrones de valencia y se reparten en pares enlazantes y solitarios; después se aplica la TRPECV al átomo central.

$e^-_{\text{totales}}=6+2\cdot7=20\ e^-=10\ \text{pares}$

Dos de esos pares forman los enlaces X–Y; de los ocho restantes, seis son pares solitarios repartidos entre los dos átomos de Y y dos quedan sobre X.

$2\ \text{pares enlazantes}+8\ \text{pares solitarios}=10\ \text{pares}$

El átomo central queda rodeado de cuatro pares: dos enlazantes y dos solitarios. Los cuatro se orientan hacia los vértices de un tetraedro, pero la geometría molecular la definen solo los átomos enlazados.

$\mathrm{AX_2E_2}\Rightarrow \text{disposición tetraédrica}\Rightarrow \text{geometría angular}$

Los dos pares solitarios repelen más que los enlazantes y cierran el ángulo por debajo del valor tetraédrico:

$\widehat{\mathrm{Y}\text{-}\mathrm{X}\text{-}\mathrm{Y}}<109{,}5^{\circ}$

La molécula $\mathrm{XY_2}$ es angular, con un ángulo de enlace algo menor de 109,5º.



$\textbf{d) Explicar qué elemento es más electronegativo y si la molécula formada por X e Y es polar o apolar. (0,50)}$

La electronegatividad crece al avanzar hacia la derecha en un periodo, porque aumenta la carga nuclear efectiva. Los dos elementos están en el mismo periodo y Y está a la derecha de X.

$\chi(\text{Y})>\chi(\text{X})\quad (\chi(\mathrm{Cl})=3{,}16>\chi(\mathrm{S})=2{,}58)$

El elemento más electronegativo es Y, el cloro, por ser un halógeno y estar más a la derecha que X en la tabla periódica. En consecuencia, cada enlace X–Y está polarizado hacia Y y tiene su propio momento dipolar.

Ahora hay que sumar esos momentos como vectores, y aquí es decisiva la geometría del apartado anterior: al ser la molécula angular y no lineal, los dos momentos no son opuestos y no se cancelan.

$\vec\mu_{\text{total}}=\vec\mu_1+\vec\mu_2\neq\vec 0$

La molécula es polar. Conviene contrastarla con una molécula lineal del tipo $\mathrm{AX_2}$, como el dióxido de carbono, en la que enlaces igualmente polarizados sí se cancelan: la diferencia la marca la presencia de los dos pares solitarios sobre el átomo central.