Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2021

B.1 Considere las moléculas $\mathrm{N}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$ y $\mathrm{A}\mathrm{l}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$.

a) (0,5 puntos) Dibuje sus estructuras de Lewis.
b) (0,75 puntos) Justifique las fuerzas intermoleculares presentes en el compuesto que forma cada molécula.
c) (0,75 puntos) Indique la hibridación y el número de pares de electrones enlazantes y libres del átomo central de cada una de ellas.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Dibuje}}\mathbf{\text{sus}}\mathbf{\text{estructuras}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Lewis.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

En cada caso se cuentan los electrones de valencia y se reparten formando enlaces hasta completar los octetos.

$\mathrm{N}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$: el nitrógeno aporta 5 electrones y cada cloro 7, en total 26. El nitrógeno forma tres enlaces simples, uno con cada cloro, y con ellos completa el octeto: le queda por tanto $\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazante}}$. Cada cloro conserva tres pares libres.

$\mathrm{A}\mathrm{l}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$: el aluminio aporta 3 electrones y cada cloro 7, en total 24. El aluminio forma tres enlaces simples y no le queda ningún par libre. Es una $\mathbf{\text{excepci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{al}}\mathbf{\text{octeto}}$: se queda rodeado de solo 6 electrones, lo que lo convierte en un ácido de Lewis capaz de aceptar un par de otra especie. Cada cloro conserva tres pares libres.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Justifique}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{fuerzas}}\mathbf{\text{intermoleculares}}\mathbf{\text{presentes}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{compuesto}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{forma}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula.}}\mathbf{\text{(0,75}}\mathbf{\text{puntos)}}$

En ambos casos los enlaces son polares, porque el cloro es más electronegativo que el nitrógeno y bastante más que el aluminio. Lo que los distingue es la geometría.

$\mathrm{N}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$: con tres enlaces y un par libre, la geometría molecular es una pirámide trigonal, que no es simétrica: los momentos dipolares no se cancelan y la molécula es $\mathbf{\text{polar}}$. Presenta fuerzas $\mathbf{\text{dipolo-dipolo}}$ y de dispersión de London. No hay enlaces de hidrógeno, porque no tiene ningún hidrógeno.

$\mathrm{A}\mathrm{l}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$: con tres enlaces y ningún par libre, la geometría es trigonal plana, con los tres cloros idénticos a 120° en un mismo plano. La suma vectorial de los tres momentos es nula y la molécula es $\mathbf{\text{apolar}}$: solo presenta $\mathbf{\text{fuerzas}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{dispersi}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{London}}$, apreciables por el tamaño de los tres cloros.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{hibridaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{n}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{mero}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{electrones}}\mathbf{\text{enlazantes}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{libres}}\mathbf{\text{del}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomo}}\mathbf{\text{central}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{ellas.}}\mathbf{\text{(0,75}}\mathbf{\text{puntos)}}$

La hibridación se lee del número total de zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central.

$\mathrm{N}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$: el nitrógeno tiene $\mathbf{\text{3}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{enlazantes}}$ y $\mathbf{\text{1}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{libre}}$, cuatro zonas en total, luego la hibridación es $s{p}^3$ y los pares se disponen en tetraedro.

$\mathrm{A}\mathrm{l}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$: el aluminio tiene $\mathbf{\text{3}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{enlazantes}}$ y $\mathbf{\text{ning}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{libre}}$, tres zonas en total, luego la hibridación es $s{p}^2$ y le queda un orbital $p$ vacío perpendicular al plano de la molécula.

Ese contraste es lo que explica todo lo anterior: mismo número de átomos unidos, pero el par libre del nitrógeno rompe la simetría y convierte la molécula en polar, mientras que el aluminio, sin par libre, queda plano y apolar.