(TEMA 8) 12. El momento dipolar (µ = qd) y la longitud de enlace observados para la molécula fluoruro de hidrógeno son 1,83 D y 0,92 Å (1D = 10-18 ueq·cm). La carga del electrón es 4,8·10-10 ueq. Según estos datos, el porcentaje de carácter iónico de dicha molécula es
(A). 18 %
(B). 33 %
(C). 41 %
(D). 78 %
Solución: C. Si se hubiera transferido un electrón completo del H al F, el momento dipolar teórico de la molécula en debyes sería µteor = 1·4,8×10-10 ues · 0,92Å = 1·4,8×10-10 ues · 0,92·10-8 cm = 4,42·10-18 ues·cm = 4,42 D. Luego: % carácter iónico = 100·(µobs/µteor) = 100·(1,83/4,42) = 41%.
(TEMA 8) 13. ¿La molécula H2S debería tener un momento dipolar relativamente alto?
(A). Sí, debido al diferente tamaño de S y H.
(B). Sí, debido a que la hibridación de los orbitales del S es del tipo sp3 y a que la diferencia de electronegatividad entre S y H es significativa.
(C). No, y la razón es que los enlaces S–H son prácticamente apolares.
(D). No, y la razón es que los momentos dipolares de los dos enlaces S–H se anulan mutuamente por la simetría de la molécula.
Solución: B. El H tiene una electronegatividad media; el S es el octavo elemento más electronegativo de la tabla periódica. Esto significa que, en términos relativos, la diferencia de electronegatividad entre S y H es significativa. Tanto que, como es sabido, el H2S forma enlaces de hidrógeno intermoleculares de cierta fuerza. Por lo tanto, los enlaces S–H son claramente polares. Esto supone que hay transferencia de carga del H al S y que, por tanto, los enlaces S–H tienen un cierto valor del momento dipolar (que será relativamente alto dado que, como se ha dicho, la diferencia de electronegatividad de ambos átomos es significativa). Si la molécula H2S fuese lineal, los dos momentos dipolares asociados a los enlaces S–H tendrían el mismo módulo y la misma dirección, pero sentidos opuestos. Por ello, se anularían mutuamente; su resultante sería cero y la molécula no tendría momento dipolar. Pero esta molécula no es lineal, sino angular, lo que se justifica por el hecho de que el S tiene hibridación sp3. Esto es así porque la estructura de Lewis del H2S es:
Como se ve, el S se rodea de cuatro pares de electrones (es decir, cuatro regiones de elevada densidad electrónica). La forma geométrica que permite la minimización de las repulsiones de cuatro regiones de elevada densidad electrónica es un tetraedro. El S quedaría en el centro del tetraedro y los dos H en dos de los vértices. La siguiente imagen aclara todo lo dicho:
(En rojo se ha representado el momento dipolar total, vector resultante de los vectores correspondientes a los momentos dipolares de los enlaces S–H).
(TEMA 8) 14. El I2 es una molécula estable. Si se le añade un ion yoduro, se forma otra molécula, estable en disolución acuosa, llamada triyoduro (I3–), que es lineal y en la que los dos enlaces existentes entre átomos de yodo son del mismo orden. ¿Cumple estrictamente el ion triyoduro el modelo del octeto de Lewis?
(A). No, porque el modelo de Lewis solo se puede aplicar a moléculas diatómicas, y la molécula-ion triyoduro es triatómica.
(B). Sí, pues el número total de electrones a repartir es par.
(C). La explicaría si al conjunto se le añadieran dos electrones más.
(D). No, porque los tres átomos de yodo no se rodean de 8 electrones cada uno.
Solución: D. La estructura de Lewis de la molécula I2 no ofrece ningún problema:
La raya central del enlace corresponde a un par de electrones, por lo que es obvio que para ambos átomos de yodo se cumple la regla del octeto (es decir, están rodeados de 8 electrones). Pero la introducción de un ion yoduro (es decir, un yodo con sus 7 electrones de valencia más el electrón adicional) para dar el triyoduro, I3–, complica las cosas. En el enunciado se dice que los enlaces entre átomos de yodo posibles en esta molécula tienen el mismo orden. Teniendo eso en cuenta y que la molécula es lineal (no cíclica), podemos plantear varias estructuras para tratar de buscar la que mejor se adapte al modelo del octeto de Lewis.
Una es que los yodos estén unidos entre sí mediante enlaces simples:
Como vemos, el átomo central no cumple la regla del octeto, pues tiene a su alrededor 10 electrones. Se dice que esta configuración es de “octeto ampliado”.
Otra posibilidad es que los dos enlaces fuesen dobles. Una opción sería esta:
Pero no es muy probable porque los tres yodos quedan con octetos ampliados. Otra es esta:
Pero tampoco parece muy razonable porque el átomo central queda rodeado de 14 electrones. En general, introducir dobles enlaces no nos acerca a una estructura en la que se que cumpla el modelo del octeto de Lewis para los tres átomos de yodo.
Pensemos, finalmente, en un orden de enlace de 1,5, es decir, dos estructuras resonantes, cada una de ellas con un enlace simple y uno doble: Podría ser así (dibujamos solo una de las dos estructuras resonantes):
Pero el átomo central está rodeado de 12 electrones. Si proponemos la existencia de algún enlace dativo podríamos plantear esta estructura:
Pero en ella dos yodos quedan con 10 electrones. En definitiva, la estructura que mejor se adapta a los requerimientos del modelo de Lewis es la primera:
En ella, como se ha dicho, el yodo central tiene un “octeto ampliado”.
Por otra parte, introducir dos electrones más (es decir, obtener la molécula I33– no facilita las cosas, sino que las complica, puesto que lo que nos sobran son electrones. (En cambio, si quitáramos dos electrones para obtener I3+ (catión triyodo) podríamos encontrar fácilmente una estructura de Lewis típica; de hecho, el catión triyodo existe).
(TEMA 9) 15. Suponiendo que el orden de ocupación de los orbitales moleculares de las especies OF+, NF y CF– sea igual que el orden de ocupación de los orbitales moleculares del NO–, ¿cuál o cuáles de estas especies tendrán el mismo orden de enlace que el NO–?
(A). Las tres
(B). Solo OF+
(C). Solo NF
(D). Solo CF–
Solución: A. El orden de enlace se puede conocer contando el número de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes que se llenan o semillenan. Concretamente, el orden es igual a la diferencia entre el número de electrones en orbitales enlazantes y el número en antienlazantes dividida por 2. Por ello, dadas dos moléculas cuyos electrones siguen el mismo orden de ocupación de orbitales, tendrán el mismo orden de enlace si tienen igual número de electrones.
Para contar los electrones de estas moléculas necesitamos conocer los números atómicos de sus átomos, lo cual es fácil de averiguar escribiendo los primeros elementos de la tabla periódica. El del C es 6; el del N, 7; el del O, 8; y el del F, 9. Por lo tanto, el número de electrones de la especie NO– es 7 + 8 + 1 = 16. Y los mismos se cuentan en las otras moléculas:
OF+: 8 + 9 – 1 = 16
NF: 7+9 = 16
CF–: 6 + 9 + 1 = 16
Al tener las cuatro especies el mismo número de electrones que colocar, formarán el mismo número de orbitales enlazantes y también el mismo número de orbitales antienlazantes. Por ello, el orden de enlace será el mismo en las cuatro.
