Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2023

B.1 Para las moléculas: $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$ y $\mathrm{S}{\mathrm{H}}_2$.

a) (0,5 puntos) Indique y represente la geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV).
b) (0,5 puntos) Indique la hibridación del átomo central.
c) (0,5 puntos) Justifique su polaridad.
d) (0,5 puntos) Justifique la fuerza intermolecular más importante que presenta cada una de ellas.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{represente}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{molecular}}\mathbf{\text{aplicando}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{m}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{todo}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{repulsi}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{electrones}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{capa}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{valencia}}\mathbf{\text{(RPECV).}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Lo que decide la geometría es el número de zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central, enlazantes y no enlazantes, porque todas se repelen entre sí.

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

$\mathrm{S}{\mathrm{H}}_2$: el azufre tiene 6 electrones de valencia; emplea 2 en los enlaces y le quedan $\mathbf{\text{dos}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazantes}}$. También son cuatro zonas y la disposición de partida vuelve a ser tetraédrica, pero al haber solo dos átomos unidos la geometría molecular es $\mathbf{\text{angular}}$, con un ángulo aún más comprimido, de unos 92°, porque ahora son dos los pares libres que empujan.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{hibridaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{del}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomo}}\mathbf{\text{central.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

La hibridación se lee del mismo recuento: cuatro zonas exigen cuatro orbitales híbridos.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$: el nitrógeno presenta hibridación $s{p}^3$.

$\mathrm{S}{\mathrm{H}}_2$: el azufre presenta hibridación $s{p}^3$.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Justifique}}\mathbf{\text{su}}\mathbf{\text{polaridad.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Las dos moléculas son $\mathbf{\text{polares}}$, y por la misma razón: los enlaces son polares y la geometría no es simétrica, de modo que los momentos dipolares no se cancelan.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$: el nitrógeno es bastante más electronegativo que el hidrógeno, así que cada enlace N–H está muy polarizado. Al ser la molécula piramidal, los tres momentos apuntan hacia el mismo hemisferio y se suman; el par no enlazante contribuye además en ese mismo sentido.

$\mathrm{S}{\mathrm{H}}_2$: los enlaces S–H son polares, aunque menos, porque la diferencia de electronegatividad es pequeña. La forma angular impide que se anulen y los dos pares libres refuerzan el momento resultante.

La comparación útil es con el $\mathrm{C}{\mathrm{O}}_2$ o el $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4$: allí los enlaces también son polares, pero la simetría los cancela. Aquí no la hay, precisamente por culpa de los pares no enlazantes.

$\mathbf{\text{d)}}\mathbf{\text{Justifique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{fuerza}}\mathbf{\text{intermolecular}}\mathbf{\text{m}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{s}}\mathbf{\text{importante}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{presenta}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{ellas.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$: el $\mathbf{\text{enlace}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{hidr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{geno}}$. Se dan las tres condiciones que lo hacen posible: hidrógeno unido directamente a un átomo muy electronegativo, ese átomo es pequeño, y dispone de un par no enlazante con el que aceptar el enlace de otra molécula.

$\mathrm{S}{\mathrm{H}}_2$: la fuerza $\mathbf{\text{dipolo-dipolo}}$. El azufre está justo debajo del oxígeno, pero es mucho mayor y bastante menos electronegativo, así que no cumple las condiciones del enlace de hidrógeno. Solo quedan las interacciones entre dipolos permanentes, más las de dispersión de London.

Esa diferencia explica un hecho llamativo: el amoniaco hierve a $-33{}^{\circ }\mathrm{C}$ y el sulfuro de hidrógeno a $-60{}^{\circ }\mathrm{C}$, pese a que este último es bastante más pesado.