Examen de Principios de Química y Estructura – Septiembre 2024 | Soluciones de las preguntas 12, 13, 14 y 15

(TEMA 8) 12. ¿Cuál de las siguientes moléculas tiene únicamente un par de electrones no compartido sobre el átomo central?

(A). PH₃
(B). H₂O
(C). CH₂Cl₂
(D). BeCl₂

Solución: A. En la molécula de agua el átomo central es el O, al que rodean dos H. Este O tiene 6 electrones de valencia, de los cuales comparte dos, uno con cada H, quedándole dos pares sin compartir:

(H₂)Ö:

Por su parte, el P tiene 5 electrones de valencia, de los cuales comparte 3 con los H que lo rodean. Por eso, le queda un solo par sin compartir:

:PH₃

El C tiene 4 electrones de valencia, y los cuatro los usa para formar enlaces con los dos átomos de H y dos de Cl que lo rodean.

Y el Be tiene dos electrones de valencia que emplea para unirse con los dos Cl, no quedándole, por tanto, electrones sin compartir.

(TEMA 8) 13. La configuración electrónica del S es [Ne] 3s² 3p⁴. ¿Cómo se justifica que el S pueda formar 2, 4 y 6 enlaces covalentes?

(A). Porque el átomo de S se puede excitar fácilmente, promocionándose electrones a niveles superiores.
(B). Porque el S forma con facilidad 2 y 4 enlaces coordinados o dativos que se pueden sumar a los dos normales.
(C). Se explica fácilmente si se desarrolla su configuración (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴) y se observa el número de electrones contenidos en los tres últimos fragmentos (6, 2 y 4).
(D). Porque los orbitales s del S pueden formar dos enlaces; los orbitales p, cuatro; y ambos conjuntamente, seis.

Solución: A. La configuración electrónica del S en su estado fundamental es [Ne] 3s² 3p_x² 3p_y¹ 3p_z¹ 3d_a⁰ 3d_b⁰ 3d_c⁰ 3d_d⁰ 3d_e⁰ (los subíndices a, b, c, d y e sirven para distinguir los 5 orbitales d).

Como se ve, el S tiene dos electrones desapareados (uno en 3p_y y otro en 3p_z), lo que justifica que pueda formar dos enlaces. Pero dada la escasa diferencia de energía que hay entre los orbitales 3p y 3d (y también entre 3s y 3p), se pueden producir promociones energéticas de los electrones del S entre los orbitales 3s, 3p y 3d, lo que supone la creación de nuevos desapareamientos y la consiguiente posibilidad de formación de más enlaces. 

Se puede producir esta promoción:

[Ne] 3s² 3p_x¹ 3p_y¹ 3p_z¹ 3d_a¹ 3d_b⁰ 3d_c⁰ 3d_d⁰ 3d_e⁰

lo que justifica la valencia covalente 4 y que el S pueda formar 4 enlaces, y también esta:

[Ne] 3s¹ 3p_x¹ 3p_y¹ 3p_z¹ 3d_a¹ 3d_b¹ 3d_c⁰ 3d_d⁰ 3d_e⁰

que explica la valencia covalente 6.  

Por otro lado, hay átomos que pueden donar electrones por parejas a otros átomos para formar enlaces coordinados o dativos. Pero el S no podría formar cuatro enlaces dativos porque no tiene 4 pares de electrones en su capa de valencia.

(TEMA 9) 14. El paramagnetismo del O₂…

(A). lo explican tanto la teoría de electrones de valencia (TEV) como la de orbitales moleculares (TOM).
(B). lo explica la TEV, pero no la TOM.
(C). lo explica la TOM, pero no la TEV.
(D). no lo explica ni la TEV ni la TOM.

Solución: C. Según la teoría de los electrones de valencia, la molécula de O₂ tiene esta configuración:

:Ö=Ö:

Como se ve, no hay electrones desapareados.

Sin embargo, la TOM postula esta configuración electrónica molecular para el O₂:

KK’ (σ_2s)² (σ_2s*)² (π_2py)² (π_2pz)² (σ_2px)² (π _2py*)¹ (π _2pz*)¹

que implica la existencia de dos electrones desapareados, uno en el orbital π_2py* y otro en el π_2pz*.

(TEMA 9) 15. Se define el orden de enlace como…

(A). el número de electrones en orbitales enlazantes.
(B). el número de electrones en orbitales enlazantes menos el número de electrones en orbitales antienlazantes.
(C). el doble del número de electrones en orbitales enlazantes menos el número de electrones en orbitales antienlazantes.
(D). la mitad de la diferencia entre el número de electrones en orbitales enlazantes y el número de electrones en orbitales antienlazantes.

Solución: D. La teoría de orbitales moleculares utiliza el concepto de orden de enlace.

Esta teoría considera que los orbitales atómicos forman orbitales moleculares de dos tipos: enlazante y antienlazante. Tanto uno como otro pueden alojar como máximo dos electrones.

Cada orbital enlazante lleno supone un enlace (si solo está medio lleno, medio enlace); cada orbital antienlazante lleno destruye un enlace.

Por eso, el orden de enlace se puede averiguar restando el número de electrones en orbitales antienlazantes del número de electrones en orbitales enlazantes y dividiendo la diferencia entre 2.