Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2023

B1. Dadas las siguientes moléculas covalentes: $\mathrm{BeCl_2}$, $\mathrm{BCl_3}$ y $\mathrm{SiCl_4}$.

a) Escribe sus estructuras de Lewis. (0,25)
b) Justifica 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) Para las sustancias $\mathrm{F_2}$ y HCl, indica de forma razonada las fuerzas intermoleculares presentes en cada una de ellas y la sustancia que presentará el punto de ebullición más bajo. (1,00)

$\textbf{a) Escribe sus estructuras de Lewis. (0,25)}$

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

$\mathrm{Be}:\ 1s^2\,2s^2\Rightarrow 2\ e^-;\quad \mathrm{B}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^1\Rightarrow 3\ e^-$

$\mathrm{Si}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^2\Rightarrow 4\ e^-;\quad \mathrm{Cl}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5\Rightarrow 7\ e^-$

Molécula	Electrones de valencia	Pares enlazantes	Pares solitarios en el central	Capa del central $\mathrm{BeCl_2}$	$2+14=16$	2	0	cuarteto (incompleta) $\mathrm{BCl_3}$	$3+21=24$	3	0	sexteto (incompleta) $\mathrm{SiCl_4}$	$4+28=32$	4	0	octeto

En los tres casos el átomo central emplea todos sus electrones de valencia en formar enlaces y no le queda ningún par solitario, mientras que cada cloro conserva tres pares sin compartir. El berilio y el boro son dos excepciones clásicas a la regla del octeto: se quedan con cuatro y seis electrones en la capa de valencia porque no tienen más que aportar.





$\textbf{b) Justifica sus geometrías según la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV) y la polaridad de las mismas. (0,75)}$

Según la TRPECV, los pares de electrones que rodean al átomo central se orientan de modo que la repulsión entre ellos sea mínima, es decir, lo más separados posible. Como en ninguna de las tres moléculas hay pares solitarios, la geometría molecular coincide con la disposición electrónica y los ángulos son los ideales.

Molécula	Pares alrededor del central	Notación	Geometría	Ángulo	Polaridad $\mathrm{BeCl_2}$	2	$\mathrm{AX_2}$	lineal	$180^{\circ}$	apolar $\mathrm{BCl_3}$	3	$\mathrm{AX_3}$	trigonal plana	$120^{\circ}$	apolar $\mathrm{SiCl_4}$	4	$\mathrm{AX_4}$	tetraédrica	$109{,}5^{\circ}$	apolar

Con dos pares la separación máxima se logra en direcciones opuestas; con tres, repartiendo el plano en tres partes iguales; con cuatro ya no caben en un plano y apuntan a los vértices de un tetraedro.

$\mathrm{BeCl_2}:\ 180^{\circ};\qquad \mathrm{BCl_3}:\ 120^{\circ};\qquad \mathrm{SiCl_4}:\ 109{,}5^{\circ}$

En cuanto a la polaridad, el cloro es más electronegativo que el berilio, el boro y el silicio, de modo que cada enlace está polarizado y tiene su propio momento dipolar. Sin embargo, las tres geometrías son perfectamente simétricas respecto del átomo central, y en ellas los momentos de enlace se cancelan exactamente al sumarlos como vectores.

$\vec\mu_{\text{total}}=\sum\vec\mu_i=\vec 0$

Las tres moléculas son, por tanto, apolares, y las tres lo son por el mismo motivo: tienen enlaces polares pero una geometría simétrica. Es el caso que ilustra que la polaridad de una molécula no depende solo de la de sus enlaces, sino también de cómo estén dispuestos en el espacio.

$\textbf{c) Para las sustancias }\boldsymbol{\mathrm{F_2}}\textbf{ y HCl, indica de forma razonada las fuerzas intermoleculares presentes en cada una de ellas y la sustancia que presentará el punto de ebullición más bajo. (1,00)}$

Se examina en cada caso si la molécula es polar, porque de ello depende qué fuerzas intermoleculares puede establecer.

El flúor molecular está formado por dos átomos idénticos, así que su enlace no está polarizado en absoluto y la molécula es apolar. Solo dispone de las fuerzas de dispersión de London, debidas a los dipolos instantáneos que genera el movimiento electrónico.

$\mathrm{F_2}:\ \text{molécula apolar}\Rightarrow \text{solo fuerzas de dispersión de London}$

El cloruro de hidrógeno, en cambio, une dos átomos distintos y el cloro es notablemente más electronegativo que el hidrógeno, de modo que la molécula es un dipolo permanente. Entre dipolos permanentes aparecen atracciones dipolo-dipolo, que se suman a las de dispersión.

$\mathrm{HCl}:\ \text{molécula polar}\Rightarrow \text{dipolo-dipolo, además de London}$

Conviene precisar que en el HCl no hay enlace de hidrógeno: el cloro es electronegativo, pero demasiado voluminoso y no lo bastante electronegativo como para formarlo, privilegio reservado al flúor, el oxígeno y el nitrógeno.

Hervir un líquido molecular exige separar unas moléculas de otras, así que el punto de ebullición sigue el orden de fuerza de esas atracciones. Las de dispersión son las más débiles de todas.

$\text{dispersión}<\text{dipolo--dipolo}\Rightarrow T_{eb}(\mathrm{F_2})<T_{eb}(\mathrm{HCl})$

El punto de ebullición más bajo lo presenta el flúor, $\mathrm{F_2}$, porque es apolar y solo cuenta con fuerzas de dispersión, mientras que el cloruro de hidrógeno añade a estas las atracciones entre dipolos permanentes.