Ejercicio resuelto de Enlace químico · Química · 2022

B.1 Considere las moléculas $\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{B}\mathrm{r}$, $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$, $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4$ y $\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}$.

a) (1 punto) Justifique, mediante el tipo de enlace y las distintas fuerzas intermoleculares presentes, qué punto de ebullición corresponde a cada molécula: −33,3 ºC, −85,1 ºC, 1396 ºC y −161,6 ºC.
b) (1 punto) Indique la hibridación del átomo central y la geometría de las moléculas $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$ y $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4$.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Justifique,}}\mathbf{\text{mediante}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{tipo}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{enlace}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{distintas}}\mathbf{\text{fuerzas}}\mathbf{\text{intermoleculares}}\mathbf{\text{presentes,}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{punto}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{ebullici}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{corresponde}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{cula.}}\mathbf{\text{(1}}\mathbf{\text{punto)}}$

Lo primero es separar el compuesto iónico de los moleculares, porque la diferencia es de otro orden de magnitud.

$\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{B}\mathrm{r}$: ${\mathbf{\text{1396}}}^{\circ }\mathbf{\text{C}}$. Es un sólido iónico y no está formado por moléculas, sino por una red tridimensional de iones $\mathrm{N}{\mathrm{a}}^{+}$ y $\mathrm{B}{\mathrm{r}}^{-}$. Para hervirlo hay que vencer las intensas fuerzas electrostáticas de la red, y de ahí ese valor tan alto, mil grados por encima de los demás.

Los otros tres son sustancias moleculares, con enlace covalente dentro de la molécula. Al hervir no se rompen esos enlaces, sino las fuerzas intermoleculares, y el orden lo marca su intensidad.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$: ${\mathbf{\text{-33,3}}}^{\circ }\mathbf{\text{C}}$. Es polar y, sobre todo, tiene hidrógenos unidos directamente a un nitrógeno, un átomo pequeño y muy electronegativo con un par no enlazante disponible: forma $\mathbf{\text{enlaces}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{hidr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{geno}}$, las fuerzas intermoleculares más intensas. Es el que más alto hierve de los tres.

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}$: ${\mathbf{\text{-85,1}}}^{\circ }\mathbf{\text{C}}$. Es polar y presenta fuerzas $\mathbf{\text{dipolo-dipolo}}$ además de las de dispersión, pero no puede formar enlaces de hidrógeno, porque el cloro es demasiado grande y no lo bastante electronegativo.

$\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4$: ${\mathbf{\text{-161,6}}}^{\circ }\mathbf{\text{C}}$. Sus enlaces C–H son casi apolares y la geometría tetraédrica es simétrica, así que la molécula es apolar y solo presenta $\mathbf{\text{fuerzas}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{dispersi}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{London}}$, las más débiles. Es el que hierve a menor temperatura.

$\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{B}\mathrm{r}\gg \mathrm{N}{\mathrm{H}}_3>\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}>\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4$

${\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{hibridaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{del}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomo}}\mathbf{\text{central}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{NH}}}_3{\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{CH}}}_4\mathbf{\text{.}}\mathbf{\text{(1}}\mathbf{\text{punto)}}$

Lo que decide ambas cosas es el número de zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central, enlazantes y no enlazantes.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$: el nitrógeno tiene 5 electrones de valencia; emplea 3 en los enlaces y le queda $\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazante}}$. Son cuatro zonas, luego la hibridación es $s{p}^3$ y los pares se disponen en tetraedro. Pero la geometría $\mathbf{\text{molecular}}$, que solo atiende a dónde están los átomos, es una $\mathbf{\text{pir}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{mide}}\mathbf{\text{trigonal}}$, con ángulos de unos 107°, algo menores de 109,5° porque el par libre ocupa más espacio.

$\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4$: el carbono tiene 4 electrones de valencia y forma cuatro enlaces simples, sin que le quede ningún par libre. También son cuatro zonas, luego la hibridación vuelve a ser $s{p}^3$, y aquí la geometría electrónica y la molecular coinciden: es $\mathbf{\text{tetra}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{drica}}$, con los 109,5° exactos por ser los cuatro sustituyentes idénticos.

La comparación entre ambas es lo interesante: misma hibridación y misma disposición de los pares, pero distinta geometría molecular, porque en el amoniaco uno de los vértices del tetraedro lo ocupa un par libre en lugar de un átomo.