Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2020

Cuestión 2.- Estructura molecular.

Considere las especies químicas: ${\text{NCl}}_3$, ${\text{NH}}_4^{+}$, ${\text{CS}}_2$, ${\text{SCl}}_2$ y responda a las cuestiones siguientes:

a) Represente la estructura de Lewis de cada una de las especies químicas. (0,8 puntos)

b) Deduzca, razonadamente, la geometría de cada una de estas especies químicas. (0,8 puntos)

c) Discuta, justificadamente, la polaridad de las dos moléculas ${\text{CS}}_2$ y ${\text{SCl}}_2$. (0,4 puntos)

Datos: Números atómicos: H (1); C (6); N (7); S (16); Cl (17).

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Represente}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{estructura}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Lewis}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{especies}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{micas.}}\mathbf{\text{(0,8}}\mathbf{\text{puntos)}}$

$\mathrm{N}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$: el nitrógeno aporta 5 electrones de valencia y forma tres enlaces simples con los cloros, quedándole $\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazante}}$. Cada cloro conserva tres pares.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_4^{+}$: el nitrógeno forma cuatro enlaces con los hidrógenos y $\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{le}}\mathbf{\text{queda}}\mathbf{\text{ning}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{libre}}$. Las cuentas cuadran con la carga: $5+4\cdot 1-1=8$ electrones, es decir, cuatro pares, todos enlazantes.

$\mathrm{C}{\mathrm{S}}_2$: el carbono forma dos $\mathbf{\text{dobles}}\mathbf{\text{enlaces}}$, uno con cada azufre, y cada azufre conserva dos pares. La estructura es $\mathrm{S}=\mathrm{C}=\mathrm{S}$.

$\mathrm{S}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$: el azufre aporta 6 electrones, forma dos enlaces simples y le quedan $\mathbf{\text{dos}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazantes}}$. Cada cloro conserva tres.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Deduzca,}}\mathbf{\text{razonadamente,}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{estas}}\mathbf{\text{especies}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{micas.}}\mathbf{\text{(0,8}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Se cuentan las zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central —cada par libre cuenta como una y cada enlace múltiple también como una sola— y luego se describe la posición de los $\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomos}}$, no la de los pares.

$\mathrm{N}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$: cuatro zonas (tres enlaces y un par libre), dispuestas en tetraedro. Con un vértice ocupado por el par libre, la geometría es $\mathbf{\text{pir}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{mide}}\mathbf{\text{trigonal}}$, con ángulos algo menores de ${\mathrm{109,5}}^{\circ }$.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_4^{+}$: cuatro zonas, todas enlazantes. Geometría $\mathbf{\text{tetra}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{drica}}$ perfecta, ${\mathrm{109,5}}^{\circ }$.

$\mathrm{C}{\mathrm{S}}_2$: dos zonas, los dos dobles enlaces, que se colocan lo más lejos posible. Geometría $\mathbf{\text{lineal}}$, ${180}^{\circ }$.

$\mathrm{S}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$: cuatro zonas (dos enlaces y dos pares libres), también en tetraedro. Con dos vértices invisibles queda una geometría $\mathbf{\text{angular}}$, y el ángulo baja bastante por debajo de ${\mathrm{109,5}}^{\circ }$ porque dos pares libres comprimen más que uno.

Merece la pena fijarse en el contraste entre el $\mathrm{N}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$ y el $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_4^{+}$: el mismo átomo central y las mismas cuatro zonas, pero geometrías distintas según haya o no par libre.

${\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Discuta,}}\mathbf{\text{justificadamente,}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{polaridad}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{dos}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{CS}}}_2{\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{SCl}}}_2\mathbf{\text{.}}\mathbf{\text{(0,4}}\mathbf{\text{puntos)}}$

$\mathrm{C}{\mathrm{S}}_2$: los enlaces C=S son poco polares, y sobre todo son idénticos y están enfrentados a ${180}^{\circ }$, así que sus momentos dipolares se cancelan exactamente. La molécula es $\mathbf{\text{apolar}}$.

$\mathrm{S}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$: los enlaces S–Cl sí son polares, porque el cloro es más electronegativo que el azufre, y la geometría angular no los enfrenta: sus momentos se suman en lugar de anularse. Además los dos pares libres del azufre contribuyen en la misma dirección. La molécula es $\mathbf{\text{polar}}$.

La comparación resume la idea de fondo: con enlaces polares, lo que decide es la simetría.