(TEMA 8) 12. Una de las siguientes estructuras basadas en el modelo del octeto de Lewis es incorrecta:
Solución: A. La estructura planteada para el ion nitrito (NO2–) no es posible porque a uno de los oxígenos (el que porta la carga negativa) le faltan dos electrones. Es decir, esta molécula debería tener en total 6+6+5+1 = 18 electrones de valencia que colocar (6 por cada O, 5 por el N y uno correspondiente a la carga negativa), pero solo se cuentan 16 (los 10 puntos que se ven en la imagen más 6 electrones correspondientes a los tres enlaces –dos electrones por enlace–). En todas las demás estructuras los átomos cumplen el modelo del octeto (como es sabido, en este modelo el H solo se rodea de dos electrones).
(TEMA 8) 13. Esta pregunta se refiere tanto a las moléculas en las que distribución de regiones de elevada densidad electrónica alrededor del átomo central es perfectamente tetraédrica como a aquellas en que la distribución es aproximadamente tetraédrica. ¿Son polares dichas moléculas?
(A). Si, todas sin excepción.
(B). No, ninguna.
(C). Solo las tetraédricas en las que los átomos que rodean al central no son todos del mismo elemento químico.
(D). Sí, son polares en mayor o menor grado, con la excepción de aquellas que tienen estequiometría AE4 (A es el átomo central y E los átomos que lo rodean), que son completamente apolares.
Solución: D. Las moléculas tipo AE4 de simetría tetraédrica como CH4, CCl4, SiH4, etc., son apolares por razón de la simetría tetraédrica perfecta de la distribución de carga. Esto es fácil de entender gráficamente considerando un tetraedro que inscribiremos dentro de un cubo:
Suponiendo que el átomo central (A) sea más electronegativo que los periféricos (E), los momentos dipolares de enlace correspondientes a los cuatro enlaces A–E se pueden representar así:
Los cuatro vectores, lógicamente, tienen el mismo módulo, ya que los cuatro enlaces A–E son iguales (la longitud que se les ha dado en la figura es arbitraria). Sumando los dos vectores que apuntan hacia la cara superior del cubo y sumando los dos que apuntan a la cara inferior se obtienen estas resultantes:
Lógicamente, ambas resultantes tienen el mismo módulo y dirección, pero sentido opuesto. Por lo tanto, la suma de esos dos vectores es cero. Ahora bien, basta que uno de los átomos periféricos no sea E, sino otro al que llamaremos X, con electronegatividad distinta a la de E, para que los cuatro vectores momento dipolar no sean iguales. Por consiguiente, en una molécula AE3X la resultante de los cuatro momentos dipolares no será nula.
Por otro lado, hay otras moléculas en las que existe una distribución aproximadamente tetraédrica de las regiones electrónicas alrededor del átomo central que también son polares sin que tenga que cumplirse el requisito de que alguno de los átomos periféricos sea de un elemento diferente a los demás. Se trata, por ejemplo, de moléculas tipo AE2 (como el H2O o el H2S) o de moléculas AE3 (como el NH3 o el PH3) entre otros tipos.
(TEMA 9) 14. Se ha propuesto que la molécula de SO3 tiene estas tres estructuras de Lewis posibles, en resonancia:
Suponiendo que las tres estructuras canónicas tengan igual contribución, ¿qué orden cabría asignar al enlace S–O?
(A). 1,33
(B). 1,5
(C). 2
(D). 4
Solución: A. Fijándonos en un enlace S–O cualquiera, observamos que en dos de las estructuras canónicas es simple y en una es doble. El orden de enlace medio es, por tanto: (1+1+2) / 3 = 1,33.
(TEMA 9) 15. ¿Cuál de las siguientes aseveraciones relacionadas con la Teoría de Orbitales Moleculares es correcta?:
(A). En una molécula, todos los orbitales antienlazantes tienen más energía que cualquier orbital enlazante.
(B). En los orbitales antienlazantes degenerados no se cumple la regla de Hund.
(C). En general, los electrones de las capas internas no participan en el enlace.
(D). La teoría demuestra que tanto el O2 como el N2 son paramagnéticos
Solución: C. En una molécula, cada orbital antienlazante tiene más energía que el enlazante correspondiente (por ejemplo, el σ1s* tiene más energía que el σ1s), pero no todos los antienlazantes tienen más energía que los enlazantes (por ejemplo, en el N2 el orbital enlazante π2py tiene más energía que el antienlazante σ1s*). En los orbitales antienlazantes (y enlazantes) degenerados sí se cumple la regla de Hund, ya que los electrones se van colocando en estos orbitales siguiendo la regla del máximo desapareamiento. Es cierto que, en general, los electrones de las capas internas no tienen parte en el enlace porque, al estar llenas, se compensa el efecto de los orbitales enlazantes con el de sus correspondientes antienlazantes. Finalmente, la Teoría de Orbitales Moleculares explica por qué el O2 es paramagnético, pero no puede demostrar lo mismo con el N2 sencillamente porque esta molécula no es paramagnética.
