Ejercicio resuelto de Enlace químico · Química · 2023

Cuestión 2. Estructura molecular. Estructuras electrónicas de Lewis.

a) Dibuje la estructura electrónica de Lewis de las siguientes especies químicas: disulfuro de carbono ${\text{CS}}_2$, dióxido de azufre ${\text{SO}}_2$, sulfuro de hidrógeno ${\text{H}}_2\text{S}$ y formaldehído ${\text{H}}_2\text{CO}$. (0,8 puntos)
b) Indique la hibridación de los átomos de C de las moléculas ${\text{CS}}_2$ y ${\text{H}}_2\text{CO}$. (0,4 puntos)
c) Deduzca la geometría molecular de ${\text{CS}}_2$ y ${\text{H}}_2\text{CO}$. (0,4 puntos)
d) Deduzca cuál de los dos ángulos es mayor: O–S–O o H–S–H en las moléculas de ${\text{SO}}_2$ y ${\text{H}}_2\text{S}$, respectivamente. (0,4 puntos)

Datos: Números atómicos, $Z$: H = 1; C = 6; O = 8; S = 16.

${\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Dibuje}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{estructura}}\mathbf{\text{electr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{nica}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Lewis}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{siguientes}}\mathbf{\text{especies}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{micas:}}\mathbf{\text{CS}}}_2{\mathbf{\text{,}}\mathbf{\text{SO}}}_2{\mathbf{\text{,}}\mathbf{\text{H}}}_2{\mathbf{\text{S}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{H}}}_2\mathbf{\text{CO.}}\mathbf{\text{(0,8}}\mathbf{\text{puntos)}}$

$\mathrm{C}{\mathrm{S}}_2$ (16 electrones de valencia): el carbono forma un doble enlace con cada azufre y no le queda ningún par libre; cada azufre conserva dos pares no enlazantes.

$\mathrm{S}=\mathrm{C}=\mathrm{S}$

$\mathrm{S}{\mathrm{O}}_2$ (18 electrones): el azufre se une a los dos oxígenos y $\mathbf{\text{le}}\mathbf{\text{queda}}\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{par}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazante}}$. La molécula presenta resonancia entre dos formas equivalentes, con el doble enlace en un oxígeno o en el otro, de modo que en la realidad ambos enlaces son idénticos.

${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}$ (8 electrones): el azufre forma dos enlaces simples con los hidrógenos y $\mathbf{\text{le}}\mathbf{\text{quedan}}\mathbf{\text{dos}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{enlazantes}}$.

${\mathrm{H}}_2\mathrm{C}\mathrm{O}$ (12 electrones): el carbono forma un doble enlace con el oxígeno y dos simples con los hidrógenos, sin pares libres; el oxígeno conserva dos pares.

${\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{hibridaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{los}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomos}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{C}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{CS}}}_2{\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{H}}}_2\mathbf{\text{CO.}}\mathbf{\text{(0,4}}\mathbf{\text{puntos)}}$

La hibridación se deduce contando las $\mathbf{\text{zonas}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{densidad}}\mathbf{\text{electr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{nica}}$ alrededor del carbono, entendiendo cada enlace múltiple como una sola zona.

$\mathrm{C}{\mathrm{S}}_2$: dos zonas (los dos dobles enlaces) y ningún par libre. Hibridación $\mathbf{\text{sp}}$: dos híbridos orientados a 180°, y quedan dos orbitales p puros para los enlaces π.

${\mathrm{H}}_2\mathrm{C}\mathrm{O}$: tres zonas (el doble enlace C=O y los dos C–H). Hibridación $\mathbf{\text{sp²}}$: tres híbridos en un plano a 120°, y queda un p puro para el enlace π.

${\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Deduzca}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{molecular}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{CS}}}_2{\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{H}}}_2\mathbf{\text{CO.}}\mathbf{\text{(0,4}}\mathbf{\text{puntos)}}$

$\mathrm{C}{\mathrm{S}}_2$: con dos zonas y ningún par libre, la geometría es $\mathbf{\text{lineal}}$, con el ángulo S–C–S de 180°.

${\mathrm{H}}_2\mathrm{C}\mathrm{O}$: con tres zonas y ningún par libre, la geometría es $\mathbf{\text{trigonal}}\mathbf{\text{plana}}$, con ángulos próximos a 120°. Los cuatro átomos están en el mismo plano.

En ambos casos la geometría coincide con la que sugiere la hibridación, precisamente porque no hay pares no enlazantes que distorsionen nada.

$\mathbf{\text{d)}}\mathbf{\text{Deduzca}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{los}}\mathbf{\text{dos}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{ngulos}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{mayor:}}\mathbf{\text{O}}-\mathbf{\text{S}}-\mathbf{\text{O}}\mathbf{\text{o}}\mathbf{\text{H}}-\mathbf{\text{S}}-\mathbf{\text{H.}}\mathbf{\text{(0,4}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Los dos tienen azufre central, pero se diferencian en cuántos pares no enlazantes le quedan, y eso cambia dos cosas: el ángulo de partida y cuánto se comprime.

En el $\mathrm{S}{\mathrm{O}}_2$ el azufre tiene $\mathbf{\text{tres}}$ zonas (dos de enlace y un par libre), así que se parte de una disposición trigonal plana, de 120°, y el único par libre comprime el ángulo hasta unos 119°.

En el ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}$ tiene $\mathbf{\text{cuatro}}$ (dos de enlace y dos pares libres), así que se parte de una tetraédrica, de 109,5°, y ahora son $\mathbf{\text{dos}}$ los pares que comprimen, con lo que el ángulo baja bastante más, hasta unos 92°.

Por tanto, el ángulo O–S–O es $\mathbf{\text{mayor}}$ que el H–S–H: se parte de un ángulo más abierto y además se comprime menos.