Geometría molecular, hibridación y polaridad

Considera las moléculas gaseosas de difluoruro de berilio, $\mathrm{BeF_2}$, y trifluoruro de boro, $\mathrm{BF_3}$. Los números atómicos de los elementos constituyentes son $Z(\mathrm{Be}) = 4$, $Z(\mathrm{B}) = 5$ y $Z(\mathrm{F}) = 9$.

1. a) Deduce la estructura de Lewis de cada molécula e indica la fórmula TRePEV del tipo $\mathrm{AX}_n\mathrm{E}_m$ en torno al átomo central.
2. b) Indica la geometría molecular y el ángulo de enlace previsto en cada caso.

Las moléculas de metano, $\mathrm{CH_4}$, amoníaco, $\mathrm{NH_3}$, y agua, $\mathrm{H_2O}$, forman una serie clásica de especies isoelectrónicas de valencia con átomo central del segundo período. Datos de ángulos de enlace experimentales: $\alpha(\mathrm{H-C-H}) = 109.5^\circ$, $\beta(\mathrm{H-N-H}) = 107.3^\circ$, $\gamma(\mathrm{H-O-H}) = 104.5^\circ$.

1. a) Escribe la fórmula RPECV para cada una de las tres moléculas y determina su geometría electrónica y su geometría molecular.
2. b) Justifica la disminución progresiva del ángulo de enlace observado en la serie a partir de las repulsiones relativas entre pares enlazantes y pares solitarios.

El átomo de carbono en el metano, $\mathrm{CH_4}$, forma cuatro enlaces idénticos dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular, con ángulos de enlace de $109.5^\circ$. Datos: $Z(\mathrm{C}) = 6$ (configuración fundamental: $1s^2\,2s^2\,2p^2$), $Z(\mathrm{H}) = 1$.

1. a) Explica el modelo de enlace de valencia e hibridación empleado para justificar los cuatro enlaces equivalentes.
2. b) Indica el tipo de solapamiento que da lugar a los enlaces $\sigma$ y aclara brevemente por qué la hibridación es un modelo operativo y no un estado cuántico observable.

Considera los hidrocarburos eteno, $\mathrm{C_2H_4}$, y etino, $\mathrm{C_2H_2}$. Los números atómicos son $Z(\mathrm{C}) = 6$ y $Z(\mathrm{H}) = 1$.

1. a) Describe el tipo de hibridación que presenta el átomo de carbono en cada hidrocarburo, indicando la orientación geométrica de los orbitales híbridos y el número de orbitales atómicos $p$ puros que quedan sin hibridar.
2. b) Cuantifica razonadamente el número total de enlaces de tipo $\sigma$ y de tipo $\pi$ presentes en cada molécula, señalando qué orbitales se solapan para formar cada uno.

La molécula de tetracloruro de carbono, $\mathrm{CCl_4}$, posee enlaces fuertemente polarizados debido a la diferencia de electronegatividad entre el cloro ($\chi = 3.16$) y el carbono ($\chi = 2.55$). No obstante, las medidas experimentales demuestran que su momento dipolar global es nulo ($\mu = 0\,\mathrm{D}$).

1. a) Justifica la geometría molecular del $\mathrm{CCl_4}$ según el modelo RPECV a partir de las configuraciones de valencia ($Z(\mathrm{C}) = 6$, $Z(\mathrm{Cl}) = 17$).
2. b) Razona vectorialmente por qué la molécula es apolar a pesar del carácter polar de sus enlaces individuales.

El dióxido de carbono, $\mathrm{CO_2}$, y el agua, $\mathrm{H_2O}$, son moléculas triatómicas con enlaces polares debido a la elevada electronegatividad del oxígeno frente a la del carbono y a la del hidrógeno. Sin embargo, su comportamiento ante un campo electrostático es radicalmente distinto. En la siguiente ilustración se representan las orientaciones espaciales y los momentos dipolares de enlace para ambas sustancias:

1. a) Justifica la geometría molecular de ambas especies utilizando la teoría RPECV (especifica la notación $\mathrm{AX}_n\mathrm{E}_m$).
2. b) Deduce a partir de la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace si cada molécula posee o no momento dipolar molecular resultante.

El fosgeno, $\mathrm{COCl_2}$, y el dióxido de azufre, $\mathrm{SO_2}$, son dos sustancias gaseosas de gran importancia industrial. Datos: $Z(\mathrm{C}) = 6$, $Z(\mathrm{O}) = 8$, $Z(\mathrm{Cl}) = 17$, $Z(\mathrm{S}) = 16$. Electronegatividades de Pauling: $\chi(\mathrm{C}) = 2.55$; $\chi(\mathrm{S}) = 2.58$; $\chi(\mathrm{Cl}) = 3.16$; $\chi(\mathrm{O}) = 3.44$.

1. a) Dibuja las estructuras de Lewis más plausibles de ambas especies y determina la geometría molecular y el modelo de hibridación del átomo central.
2. b) En el $\mathrm{COCl_2}$ el ángulo de enlace experimental $\mathrm{Cl-C-Cl}$ es de $111.8^\circ$, claramente inferior a $120^\circ$. Razona esta desviación y deduce de forma vectorial razonada si ambas moléculas son polares o apolares.

Puedes hacerlo en papel y enviar una foto con tu respuesta.

El 1.2-dicloroeteno, $\mathrm{C_2H_2Cl_2}$, se presenta en dos formas estereoisoméricas estables a temperatura ambiente: el isómero cis y el isómero trans. Datos: $Z(\mathrm{C}) = 6$, $Z(\mathrm{H}) = 1$, $Z(\mathrm{Cl}) = 17$. Puntos de ebullición normales experimentales: sustancia A ($60.3\,^\circ\mathrm{C}$), sustancia B ($47.5\,^\circ\mathrm{C}$).

1. a) Describe la hibridación de los átomos de carbono, los enlaces que conforman el doble enlace y justifica por qué ambos isómeros son separables a temperatura ordinaria.
2. b) Representa vectorialmente los momentos dipolares de enlace en cada isómero, identifica justificadamente cuál es el cis y cuál el trans a partir de sus temperaturas de ebullición y explica la causa de la diferencia física observada.

Se comparan las moléculas de trifluoruro de boro, $\mathrm{BF_3}$, y trifluoruro de nitrógeno, $\mathrm{NF_3}$. Electronegatividades: $\chi(\mathrm{B}) = 2.04$; $\chi(\mathrm{N}) = 3.04$; $\chi(\mathrm{F}) = 3.98$. Momentos dipolares medidos: una especie tiene $\mu = 0.00\,\mathrm{D}$ y la otra $\mu = 0.235\,\mathrm{D}$.

1. a) Deduce para cada especie la geometría molecular y la hibridación estimada para el átomo central, indicando la orientación relativa de los dipolos de enlace.
2. b) Analiza vectorialmente el valor dipolar asignándolo a cada compuesto. Justifica por qué el momento dipolar del $\mathrm{NF_3}$ es llamativamente menor que el del $\mathrm{NH_3}$ ($\mu = 1.47\,\mathrm{D}$), comentando la contribución del par electrónico solitario frente a los enlaces, y recuerda por qué la hibridación no es una descripción física exacta mecano-cuántica sino un artificio de enlace de valencia.