Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2021

B1. Dadas las moléculas: $\mathrm{C}{\mathrm{S}}_2$, ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}$ y $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$.

a) Escribir sus estructuras de Lewis. (0,50)
b) Justificar sus geometrías según la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV) y la polaridad de las mismas. (0,75)
c) Explicar razonadamente qué tipo de enlace o fuerza intermolecular hay que vencer para pasar de estado líquido a gaseoso cada una de estas sustancias. (0,75)

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Escribir}}\mathbf{\text{sus}}\mathbf{\text{estructuras}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Lewis.}}\mathbf{\text{(0,50)}}$

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 de todos los átomos.

$\mathrm{C}:1s^{2}2s^{2}2p^2\Rightarrow 4e^{-};\mathrm{S}:[\mathrm{N}\mathrm{e}]3s^{2}3p^4\Rightarrow 6e^{-}$

$\mathrm{N}:1s^{2}2s^{2}2p^3\Rightarrow 5e^{-};\mathrm{H}:1s^1\Rightarrow 1e^{-}$

Molécula	Electrones de valencia	Enlaces	Pares solitarios en el central $\mathrm{C}{\mathrm{S}}_2$	$4+12=16$	dos dobles C=S	0 ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}$	$6+2=8$	dos sencillos S–H	2 $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$	$5+3=8$	tres sencillos N–H	1

El disulfuro de carbono es el caso singular: el carbono aporta cuatro electrones y cada azufre necesita compartir dos para completar su octeto, de modo que se forman dos dobles enlaces y el carbono no conserva ningún par solitario. Cada azufre queda con dos pares sin compartir.

$\mathrm{C}{\mathrm{S}}_2:\ddot{\mathrm{S}}=\mathrm{C}=\ddot{\mathrm{S}}\text{ (dos dobles enlaces, dos pares solitarios por azufre)}$

En el sulfuro de hidrógeno el azufre comparte solo dos de sus seis electrones y conserva dos pares solitarios; en el amoniaco el nitrógeno comparte tres de sus cinco y conserva uno.



$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Justificar}}\mathbf{\text{sus}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{as}}\mathbf{\text{seg}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{teor}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{repulsi}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{los}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{electrones}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{capa}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{valencia}}\mathbf{\text{(TRPECV)}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{polaridad}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{mismas.}}\mathbf{\text{(0,75)}}$

Según la TRPECV, los dominios de electrones que rodean al átomo central se orientan de modo que la repulsión entre ellos sea mínima. Un doble enlace cuenta como un solo dominio, y la geometría molecular la definen únicamente los átomos enlazados.

Molécula	Dominios en el central	Notación	Geometría	Ángulo	Polaridad $\mathrm{C}{\mathrm{S}}_2$	2 enlazantes	$\mathrm{A}{\mathrm{X}}_2$	lineal	${180}^{\circ }$	apolar ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}$	2 enlazantes + 2 solitarios	$\mathrm{A}{\mathrm{X}}_2{\mathrm{E}}_2$	angular	$<{\mathrm{109,5}}^{\circ }$	polar $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$	3 enlazantes + 1 solitario	$\mathrm{A}{\mathrm{X}}_3\mathrm{E}$	pirámide trigonal	$<{\mathrm{109,5}}^{\circ }$	polar

En el disulfuro de carbono los dos dominios se separan al máximo en direcciones opuestas, con lo que la molécula es lineal. Sus enlaces sí están polarizados, porque el azufre es algo más electronegativo que el carbono, pero al ser opuestos e iguales los dos momentos se cancelan exactamente.

$\mathrm{C}{\mathrm{S}}_2:{\vec{\mu }}_1+{\vec{\mu }}_2=\vec{0}\Rightarrow \text{APOLAR}$

En el sulfuro de hidrógeno y en el amoniaco hay cuatro dominios en total, de modo que la disposición electrónica de partida es tetraédrica; al no verse los pares solitarios, las geometrías resultantes son angular y de pirámide trigonal respectivamente. Los pares solitarios repelen más que los enlazantes y cierran los ángulos por debajo del valor tetraédrico.

En ambos casos la geometría no es simétrica respecto del átomo central, así que los momentos dipolares de enlace no se cancelan:

${\mathrm{H}}_2\mathrm{S},\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3:{\vec{\mu }}_{\text{total}}\mathrm{\ne }\vec{0}\Rightarrow \text{POLARES}$

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Explicar}}\mathbf{\text{razonadamente}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{tipo}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{enlace}}\mathbf{\text{o}}\mathbf{\text{fuerza}}\mathbf{\text{intermolecular}}\mathbf{\text{hay}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{vencer}}\mathbf{\text{para}}\mathbf{\text{pasar}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{estado}}\mathbf{\text{l}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{quido}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{gaseoso}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{estas}}\mathbf{\text{sustancias.}}\mathbf{\text{(0,75)}}$

Pasar de líquido a gas no exige romper los enlaces covalentes internos de las moléculas, sino solo separar unas de otras. Lo que hay que vencer son por tanto las fuerzas intermoleculares, y estas dependen de la polaridad y de si hay hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo.

El amoniaco reúne las dos condiciones del enlace de hidrógeno: el nitrógeno es muy electronegativo y de pequeño tamaño, tiene un par solitario disponible y está unido a hidrógenos.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3\Rightarrow \text{enlaces de hidr}\acute{\text{o}}\text{geno}$

El sulfuro de hidrógeno es polar, pero el azufre es bastante menos electronegativo que el nitrógeno y mucho más voluminoso, de modo que no llega a formar puentes de hidrógeno y se queda en atracciones entre dipolos permanentes.

${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}\Rightarrow \text{Van der Waals, dipolo-dipolo}$

El disulfuro de carbono es apolar y solo dispone de los dipolos instantáneos que genera el movimiento electrónico.

$\mathrm{C}{\mathrm{S}}_2\Rightarrow \text{fuerzas de dispersi}\acute{\text{o}}\text{n de London}$

Ordenadas de mayor a menor intensidad, hay que vencer enlaces de hidrógeno en el amoniaco, fuerzas dipolo-dipolo en el sulfuro de hidrógeno y fuerzas de dispersión en el disulfuro de carbono. Conviene notar que eso no fija por sí solo el orden de los puntos de ebullición: el disulfuro de carbono tiene muchos más electrones que el sulfuro de hidrógeno y sus fuerzas de dispersión, aunque de naturaleza más débil, resultan comparables en magnitud.