Enlace Químico
15 enero 2012
Ejercicios resueltos de Enlace Químico: Ciclo de Born-Haber
15 enero 2012

Resolución de los ejercicios de Enlace Químico: Geometría, Polaridad, Hibridación

RESOLUCIÓN DE LOS EJERCICIOS DE ENLACE QUÍMICO; GEOMETRÍA, POLARIDAD, HIBRIDACIÓN DE ORBITALES:

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RESOLUCIÓN DE LOS EJERCICIOS PROPUESTOS DE ENLACE:

 

RESOLUCIÓN EJERCICIO Q2B1593:

   Los orbitales atómicos que van a formar un enlace se combinan linealmente para formar un orbital molecular enlazante, de menor energía que los orbitales atómicos y un orbital antienlazante de mayor energía que los orbitales atómicos.

   Al formarse la molécula de flúor, cada átomo tiene una configuración electrónica 1s2 2s2p5. Los orbitales “s” y dos de los orbitales “p” tienen dos electrones y por tanto al enlazarse se colocan 2 e en cada orbital enlazante y 2 e en cada orbital antienlazante, con lo que no se produce una variación energética. Sin embargo, los electrones desapareados del tercer orbital “p” de cada átomo van a parar al orbital enlazante con los que se produce un descenso energético, quedando en este caso el orbital antienlazante vacío.

RESOLUCIÓN EJERCICIO Q2B1594:

a) En el NH3 el N forma 3 enlaces “s” con los tres átomos de hidrógeno y tiene 2 e en un orbital. La hibridación es pues sp3.

En el CH3Cl el C forma 4 enlaces “s” con los tres átomos de hidrógeno y con el de Cl. La hibridación es pues sp3.

En el BeF2 el Be forma 2 enlaces “s” con los dos átomos de flúor y ya no tiene más e– en la última capa, por lo que la hibridación es sp.

b) Los tres enlaces N–H del NH3 son polares y al estar dirigidos hacia los vértices de un tetraedro el momento dipolar no se anula y la molécula es polar.

Los cuatro enlaces “s” del CH3Cl son polares pero al ser uno de ellos distinto el momento dipolar no se anula y la molécula también es polar.

   Sin embargo, los dos enlaces Be–F del BeF2 son polares pero al estar dirigidos en sentidos opuestos, los momentos dipolares se anularán y la molécula será apolar.

RESOLUCIÓN EJERCICIO Q2B1595:

   El CH4 es una molécula tetraédrica con el C situado en el centro y los H en los vértices del tetraedro. Ello es debido a que el C forma 4 pares electrónicos con cuatro átomos distintos y según la teoría de repulsión de pares electrónicos ésta es la manera en que se sitúan 4 pares de e– lo más alejados posibles.

   En el C2H4 los átomos de C se unen a dos H y al otro C por lo que la geometría será triangular plana.

   En el caso del C2H2 cada carbono forma un enlace sencillo con el H y otro triple con el otro carbono por lo que la geometría será lineal.

RESOLUCIÓN EJERCICIO Q2B1596:

   Los cuatro átomos de carbono están unidos a tres átomos cada uno por lo que tendrán una geometría triangular plana (hibridación sp2). El C-1 está unido a 2 H y al C-2 con un doble enlace; el C-2 al C-1 con doble enlace y a 1 H y al C-3 con enlaces sencillos; el C-3 y a 1 H con enlaces sencillos y al C-4 con doble enlace; el C-4 está unido a 2 H y al C-3 con un doble enlace.
   Con todo ello,  todos los átomos están en un mismo plano, pues aunque el enlace entre C-2 y C-3 podría en principio girar, no lo hace por tener participación de doble enlace

RESOLUCIÓN EJERCICIO Q2B1597:

   Los enlaces son polares en ambos casos, debido a la diferencia de electronegatividad entre el B y el F en el primer caso y entre el N y el H en el segundo.
   El átomo de B en el BF3 forma tres enlaces sencillos con tres átomos de F lo que da una geometría triangular plana según el modelo de repulsión de pares electrónicos (o hibridación sp2 según la teoría de la hibridación). Sin embargo, el N en el NH3 forma también tres enlaces sencillos con los átomos de H pero le queda un par de e en la última capa; al haber 4 pares electrónicos, éstos debe estar situados hacia los vértices de un tetraedro (hibridación sp3) lo que da una geometría piramidal, ya que uno de los vértices de dicho tetraedro no se sitúa ningún átomo sino un par de e.

RESOLUCIÓN EJERCICIO Q2B1598:

   El carbono 1 está unido a cuatro átomos (3 de H y 1 de C) por lo que dichos enlaces estarán dirigidos hacia los vértices de un tetraedro (hibridación sp3). El carbono 2 sólo está unido a tres átomos (al C-1 y al C-3 y con un doble enlace al O) lo que nos proporciona una geometría triangular plana (hibridación sp2). El carbono 3 sólo está unido a dos átomos (al C-2 y al C-4 con un triple enlace) lo que nos proporciona una geometría lineal (hibridación sp). El carbono 4 también está unido sólo a dos átomos (al C-3 con un triple enlace y al H) lo que nos proporciona igualmente una geometría lineal (hibridación sp).
   Todos los átomos están en un mismo plano a excepción de los 3 átomos de H del C-1.

RESOLUCIÓN EJERCICIO Q2B1599:

   El carbono 1 está unido al N por triple enlace y al C-2 por lo que nos proporciona una geometría lineal (hibridación sp). El carbono 2 sólo está unido a tres átomos (al C-1 y al C-3 y con un doble enlace al C del grupo metilo) lo que nos proporciona una geometría triangular plana (hibridación sp2). El carbono 3 está unido igualmente a tres átomos (al C-2 con doble enlace y a 2 H con enlace sencillo lo que proporciona también una geometría triangular plana (hibridación sp2).
Todos los átomos están en un mismo plano a excepción de los 3 átomos de H del grupo metilo.

RESOLUCIÓN EJERCICIO Q2B1600:

   El átomo A forma tantos enlaces covalentes con átomos de H como e le faltan para completar su capa de valencia, con lo que tanto el H como A, adquieren la configuración electrónica de gas noble. En el caso de que A no sea halógeno sino N u O se producen enlaces doble o triples pues cada átomo comparte tantos e y por tanto forma tantos enlaces como e le faltan para completar su capa de valencia (dos o tres según el caso). Estos enlaces múltiples son especialmente fuertes si bien sólo se dan en elementos del segundo periodo.

RESOLUCIÓN EJERCICIO Q2B1601:

   En el BeF2 el átomo de Be forma únicamente dos pares electrónicos de enlace con átomos de F, por lo que según la teoría de repulsión de pares electrónicos, éstos se situarán lo más alejados posible entres sí, es decir, formando un ángulo de 180º, con lo que la geometría de la molécula será lineal.

   En el BCl3 en B forma tres pares electrónicos de enlace que se situarán con un ángulo de 120º con lo que la molécula será triangular plana con el átomo de B en el centro y los de Cl en los vértices.
En la de CCl4 el C forma cuatro pares electrónicos con otros tantos átomos de Cl; la manera más alejada posible de situar dichas nubes electrónicas en hacia los vértices de un tetraedro, que es don se situarán los átomos de Cl, mientras que el de C se situará en el centro del mismo.

   En el H2O el O forma dos pares electrónicos de enlace con sendos átomos de H y posee además otros dos pares electrónicos sin compartir. La geometría será por tanto angular al situar los átomos de H en dos vértices de un tetraedro y los pares electrónicos sin compartir en los otros dos; sin embargo, al ser la repulsión de los pares de e– sin compartir mayor que la de los pares de e– de enlace, el ángulo H–O–H será algo inferior a los 109,4 tetraédrico.

   Lo mismo sucede en la molécula de NH3 en dos existen por parte del N tres pares de e– de enlace y un par de e– sin compartir, con lo que los tres H se situarán en tres vértices del tetraedro y el par de e– sin compartir en el cuatro lo que da un geometría de pirámide triangular en la cual el N ocuparía el vértice de dicha pirámide.

RESOLUCIÓN EJERCICIO Q2B1602:

   En el C2H4 los átomos de C se unen a dos H y al otro C por lo que la geometría será triangular plana.
   En el propino el C-1 se une a un H y al C-2 con un triple enlace; igualmente, el C-2 se une al C-1 con triple enlace y al C-3 con enlace sencillo; como ambos átomos únicamente poseen dos nubes electrónicas su geometría será lineal; en cambio el C-3  se une a 3 H y al C-2 y su geometría será tetraédrica.

   En la propanona el C-1 y el C-3 se unen a tres H y al C-2 por lo que tienen geometría tetraédrica mientras que el C-2 se une además de  los otros dos carbonos a un átomo de O con doble enlace por lo que la geometría será triangular.
En el H2S el S forma dos pares electrónicos de enlace con sendos átomos de H y posee además otros dos pares electrónicos sin compartir. La geometría será por tanto angular al situar los átomos de H en dos vértices de un tetraedro y los pares electrónicos sin compartir en los otros dos; sin embargo, al ser la repulsión de los pares de e– sin compartir mayor que la de los pares de e– de enlace, el ángulo H–S–H será algo inferior a los 109,4 tetraédrico.

    En el BH3 en B forma tres pares electrónicos de enlace que se situarán con un ángulo de 120º con lo que la molécula será triangular plana con el átomo de B en el centro y los de H en los vértices.

 

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