Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2021

Cuestión 2. Estructura molecular. Estructuras de Lewis.

Considere las moléculas de amoníaco, ${\text{NH}}_3$, metano, ${\text{CH}}_4$, y metanal, ${\text{H}}_2\text{CO}$.

a) Dibuje la estructura electrónica de Lewis de cada una de las tres moléculas. (0,6 puntos)

b) Discuta razonadamente la geometría molecular de las tres especies. (0,6 puntos)

c) Indique razonadamente la hibridación de los átomos de C. (0,2 puntos)

d) Justifique si las moléculas son polares o apolares. (0,6 puntos)

Datos: Números atómicos, $Z$: H = 1; C = 6; N = 7. Electronegatividad de Pauling: H = 2,20; C = 2,55; N = 3,44.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Dibuje}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{estructura}}\mathbf{\text{electr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{nica}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Lewis}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{tres}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas.}}\mathbf{\text{(0,6}}\mathbf{\text{puntos)}}$

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$ (8 electrones de valencia): tres enlaces simples N–H y $\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazante}}$ sobre el nitrógeno.

$\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4$ (8 electrones): cuatro enlaces simples C–H y ningún par libre sobre el carbono.

${\mathrm{H}}_2\mathrm{C}\mathrm{O}$ (12 electrones): dos enlaces simples C–H y un $\mathbf{\text{doble}}\mathbf{\text{enlace}}$ C=O; el oxígeno conserva dos pares no enlazantes.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Discuta}}\mathbf{\text{razonadamente}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{molecular}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{tres}}\mathbf{\text{especies.}}\mathbf{\text{(0,6}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Lo que fija la disposición es el número de zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central, contando cada par libre como una zona y cada enlace múltiple como una sola.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$: cuatro zonas (tres enlaces y un par libre), repartidas en tetraedro. Pero la geometría que se describe es la de los átomos, y con un vértice ocupado por el par libre queda una $\mathbf{\text{pir}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{mide}}\mathbf{\text{trigonal}}$. El ángulo H–N–H baja a unos ${107}^{\circ }$, porque el par libre ocupa más espacio y comprime a los enlaces.

$\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4$: cuatro zonas, todas enlazantes y equivalentes. Geometría $\mathbf{\text{tetra}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{drica}}$ perfecta, con ángulos de ${\mathrm{109,5}}^{\circ }$.

${\mathrm{H}}_2\mathrm{C}\mathrm{O}$: tres zonas (los dos C–H y el C=O), sin pares libres sobre el carbono. Geometría $\mathbf{\text{trigonal}}\mathbf{\text{plana}}$, con ángulos próximos a ${120}^{\circ }$. El doble enlace, algo más voluminoso, abre ligeramente el ángulo H–C–O y cierra el H–C–H.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{razonadamente}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{hibridaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{los}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomos}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{C.}}\mathbf{\text{(0,2}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Se deduce directamente del número de zonas:

En el $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4$, cuatro zonas exigen cuatro orbitales equivalentes: hibridación $s{p}^3$.

En el ${\mathrm{H}}_2\mathrm{C}\mathrm{O}$, tres zonas exigen tres: hibridación $s{p}^2$. El orbital $p$ que queda sin hibridar es el que forma el enlace $\pi$ con el oxígeno.

$\mathbf{\text{d)}}\mathbf{\text{Justifique}}\mathbf{\text{si}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{son}}\mathbf{\text{polares}}\mathbf{\text{o}}\mathbf{\text{apolares.}}\mathbf{\text{(0,6}}\mathbf{\text{puntos)}}$

$\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4$: los enlaces C–H son poco polares ($\mathrm{\Delta }\chi =\mathrm{0,35}$) y, sobre todo, el tetraedro es perfectamente simétrico, así que los cuatro dipolos se cancelan. La molécula es $\mathbf{\text{apolar}}$.

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$: los enlaces N–H sí son claramente polares, y la pirámide no los compensa —todos apuntan hacia el mismo lado—. Además el par libre contribuye al momento dipolar en esa misma dirección. La molécula es $\mathbf{\text{polar}}$.

${\mathrm{H}}_2\mathrm{C}\mathrm{O}$: aunque es plana y simétrica respecto del eje C=O, los sustituyentes no son iguales: el doble enlace al oxígeno es mucho más polar que los C–H y nada lo contrarresta. La molécula es $\mathbf{\text{polar}}$.

Sobre los datos: el enunciado asigna al nitrógeno una electronegatividad de 3,44, que es en realidad la del $\mathbf{\text{ox}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{geno}}$ (la del nitrógeno es 3,04), y no da ninguna para el oxígeno del metanal. Es una errata del examen original. No afecta a las conclusiones: con cualquiera de los dos valores, tanto N como O son bastante más electronegativos que C y H, que es lo único que se usa aquí.