Estructura atómica y molecular - Departamento de Química ...

Química General e Inorgánica I – Serie 1 –electrones ocupan los orbitales vacíos de a uno y luego se aparean hasta completar lasubcapa con un máximo de dos electrones por orbital.Es importante puntualizar que el concepto de configuración electrónica y elprincipio de construcción tienen sentido solamente en el contexto de la aproximaciónorbital. La forma espacial de los orbitales atómicos en átomos polielectrónicos es similara la de los orbitales atómicos en átomos hidrogenoides.Propiedades periódicasMuchas de las propiedades de iones y átomos se pueden racionalizar utilizandosus configuraciones electrónicas, que se hallan relacionadas con su posición en la TablaPeriódica. Ejemplos de propiedades periódicas son la energía de unión electrónica (elconcepto de energía de unión o captura electrónica reemplaza a la todavía utilizadaafinidad electrónica), la energía de ionización, el radio atómico (definido comoradio metálico o radio covalente) y la electronegatividad.La energía de unión electrónica de un elemento es el cambio de energía asociadoal proceso de adición de un electrón a un átomo neutro en fase gaseosa:A(g) + e - → A - (g)Las energías de unión electrónicas pueden ser positivas o negativas. Una energía deunión electrónica positiva indica que el anión es menos estable que el átomo neutro y elelectrón infinitamente separados.La energía de ionización es el cambio de energía asociado al proceso de extraerun electrón de un átomo en fase gaseosa.A(g) → A + (g) + e -Es posible definir energías de unión electrónicas y energías de ionizaciónsucesivas para un dado elemento.Uniones químicasHasta este momento se han considerado propiedades de átomos aislados. Sinembargo, uno de los objetivos fundamentales de la Química consiste en interpretar ypredecir las interacciones existentes entre los átomos, denominadas uniones químicas.En general, cualquier tipo de interacción se puede investigar dentro del marco de laMecánica Cuántica, resolviendo la ecuación de Schrödinger (la Mecánica Cuántica seaplica a propiedades de átomos aislados, de moléculas, de sólidos, etc.). Sin embargo, enmuchos casos es suficiente con obtener información cualitativa, y para esto resultaconveniente clasificar los distintos tipos de interacciones y estudiarlas separadamente.Una clasificación usual es la siguiente:1) Se entiende por enlace o unión covalente a la interacción que mantienefirmemente unidos a los átomos en una molécula y se caracteriza por la existencia de una4

Química General e Inorgánica I – Serie 1 –densidad electrónica significativa entre los átomos unidos. En general este tipo deuniones se establece cuando los átomos tienen electronegatividades similares.2) El enlace o la unión iónica proviene de la existencia de fuerzas electrostáticasentre iones. Un átomo cede un electrón al otro, quedando el primero – el catión –cargado positivamente y el segundo – el anión – cargado negativamente. Este tipo deunión se da cuando la diferencia de electronegatividades entre los átomos es muy grande.A pesar que estas interacciones son comparables en magnitud a las covalentes, engeneral no dan origen a moléculas, sino a sistemas extendidos compuestos por iones(sólidos).3) Uniones intermoleculares son las interacciones entre moléculas, de magnitudmenor que las covalentes. Permiten explicar la existencia de distintos estados deagregación de una sustancia.La magnitud de las uniones químicas se puede expresar en distintas unidades deenergía. La forma más común de expresarla es mediante la energía correspondiente a unmol de uniones, en kcal/mol, o kJ/mol. También se puede emplear la energía de una solaunión, y en este caso, es habitual usar unidades de Joule (J) o de electrón-volt (eV).Conversiones útiles son: 1 cal = 4,184 J y 1 eV= 1,602 10 –19 J.Cabe destacar en este contexto que, para considerar unión química como fuerte(como por ejemplo la unión covalente en el H 2 ) o débil, se debe comparar la energíapotencial asociada con la interacción con la energía cinética, que, como se verá en laSerie 2, está relacionada con la temperatura. Por esa razón podemos decir que en laTierra la molécula de H 2 presenta una unión “fuerte”, mientras que en el Sol, la unión es“débil”. En el Sol no es posible encontrar H 2 molecular, ya que éste se halla disociado enátomos dada la elevada temperatura (más aún, en el interior del Sol la temperatura es tanalta que los átomos se disocian en núcleos y electrones). Cualitativamente, se puededecir que una interacción es fuerte cuando ΔE potencial >> RT. (R: constante de los gases).La unión iónica y las uniones intermoleculares se estudiarán en la Serie 2. Nosocuparemos aquí de la unión covalente. El primer modelo exitoso de unión covalentefue propuesto por Lewis en 1916, identificando una unión química con un par deelectrones compartidos entre dos átomos e incorporando la llamada regla del octeto: losátomos tienden a formar enlaces con los átomos vecinos hasta rodearse de una capacompleta de electrones de valencia. Con ello adquieren la estructura electrónica del gasinerte correspondiente, con dos electrones para el H y ocho electrones para los átomosrestantes. La idea es de origen electrostático e intuitivamente comprensible. El par deelectrones, cuya carga es negativa, se sitúa entre los núcleos, con carga positiva,manteniendo unidos a los átomos. A partir de la regla del octeto, el modelo de Lewispermite explicar la conectividad (es decir, qué átomo está unido a cuál) en loscompuestos que contienen exclusivamente átomos de los dos primeros períodos de latabla periódica (para el hidrógeno y el helio la capa se completa con dos electrones). Siesta regla no existiera, el modelo carecería de poder predictivo.Otra limitación del modelo consiste en que en muchos casos una única estructurade Lewis es una descripción inadecuada de la molécula. Por ejemplo, experimentalmentese ha determinado que las distancias C-O en el ion CO 32-son idénticas, mientras que el5

Química General e Inorgánica I – Serie 1 –modelo de Lewis predice distancias diferentes, al establecer estructuras en las cualesexiste una unión doble y dos uniones simples:O- OCO -Esta deficiencia se puede salvar introduciendo el concepto de resonancia,mediante el cual se considera que la estructura real es una “mezcla” de todas lasposibles estructuras de Lewis:OO -O -CCC- OO -OO -- OOEl concepto de unión covalente como par de electrones compartidos fueformalizado matemáticamente en el contexto de la Mecánica Cuántica por Heitler yLondon en 1927. Esta formalización se conoce como método de los enlaces de valencia.La idea básica consiste en escribir una función de onda para cada enlace en base a lasuperposición de un orbital atómico de cada átomo involucrado en el enlace. Si existeresonancia (más de una estructura de Lewis posible), la función de onda total seconsidera una superposición (suma) de las funciones de onda asociadas a cada estructuraresonante.Es importante aclarar que el concepto de resonancia tiene solamente sentido en elmarco del modelo de Lewis o en la teoría de los enlaces de valencia. El modelo de Lewispermite predecir, con ciertas limitaciones, la conectividad de una molécula, pero no dainformación acerca de la geometría molecular (disposición espacial de los átomos).La regla del octeto es de apreciable utilidad para describir los enlaces enmoléculas que contienen átomos de los dos primeros períodos (con algunas excepcionesque deben ser analizadas en particular, como el caso de NO o NO 2 ). Para los períodossuperiores, es posible rodear a los átomos con más de ocho electrones, lo que seanalizará por separado.Teoría de la repulsión de los pares de electrones de valencia (TREPEV)Esta teoría, que permite predecir geometrías moleculares, fue propuesta porPowell en la década de 1930 y reformulada por Gillespie en la de 1970. Se basa en laidea de unión covalente asociada a un par electrónico (modelo de Lewis) y permitepredecir ciertos aspectos relacionados con la geometría molecular. Se entiende porgeometría molecular a la descripción completa de la disposición espacial de los átomosque componen la molécula. Esta descripción incluye las distancias de enlace, los ángulosexistentes entre dos uniones (3 átomos), ángulos diedros (4 átomos), etc. Identificar los6

Química General e Inorgánica I – Serie 1 –enlaces, los ángulos y el ángulo diedros existentes en la molécula de agua (H 2 O), aguaoxigenada (H 2 O 2 ), amoníaco (NH 3 ) y metano (CH 4 )El modelo TREPEV permite realizar predicciones sólo de los ángulos enmoléculas o fragmentos moleculares con un átomo central. La hipótesis básica consisteen que la forma de la molécula es la que minimiza las repulsiones entre los pares deelectrones. Ello se logra alejando los pares lo más posible. Se deben considerar ademásde los pares asociados con uniones covalentes, los pares libres de electrones de valencia.Si existen dos pares de electrones la molécula será lineal (ángulo de 180 grados), si setienen tres pares será plana trigonal (ángulo de 120 grados), con cuatro pares serátetraédrica (ángulo de 109.5 grados) y así sucesivamente.lineatrigonalbipiramidatetrahédricplanaroctahédricSe puede refinar el modelo teniendo en cuenta las diferencias entre lasinteracciones repulsivas entre pares ligantes y pares libres, considerando que estosúltimos tienen mayor capacidad repulsiva. También se puede considerar que los paresasociados con uniones múltiples constituyen un “súper par”, con mayor capacidadrepulsiva que los pares simples. Este modelo no permite realizar ninguna predicciónacerca de otros parámetros geométricos, tales como longitudes de enlace o ángulosdiedros. El modelo TREPEV, a pesar de ser un modelo muy primitivo, funciona bastantebien para la predicción de ángulos de enlace. Actualmente, sin embargo, se utilizanmétodos más sofisticados para predecir geometrías moleculares. En general, todos estosmétodos se basan en realizar evaluaciones de la energía potencial de la molécula(utilizando la Mecánica Cuántica, o bien modelos más sencillos) en función de losparámetros moleculares (distancias, ángulos, ángulos diedros, etc.) y determinar lageometría correspondiente a la energía mínima.En el caso de moléculas más complejas, como las proteínas, el problema es muycomplicado. Éste es un tema de investigación muy importante, ya que la estructura y lafunción de estas moléculas se hallan estrechamente relacionadas.Método de orbitales molecularesLa aproximación orbital, utilizada previamente para átomos, se puede utilizartambién para moléculas. En este caso, la función de onda se escribe como producto defunciones asociadas con cada electrón. Esas funciones se denominan orbitalesmoleculares (OM) y son, como en el caso atómico, funciones de las coordenadas x,y,z decada electrón. La manera usual de obtener los orbitales moleculares es describiéndoloscomo combinaciones lineales (CL) de orbitales atómicos (OA) o, lo que es lo mismo,efectuando la suma de OA con distintos coeficientes. Por ello este método se denominaOM-CLOA. Se pueden considerar solamente los OA ocupados en el átomo aislado o7

Química General e Inorgánica I – Serie 1 –bien utilizar un conjunto mayor de OA. A pesar de ser intuitivamente razonable, elmétodo constituye sólo una aproximación matemática.Por ejemplo en el caso de la molécula de H 2 los OM se pueden escribir como:Ψ = c A φ 1s (A) + c B φ 1s (B) (7)Los coeficientes de la combinación lineal, c A y c B , dan una idea de cuánto contribuyecada OA al OM. Sus valores numéricos se pueden obtener a partir de la utilización deprogramas computacionales. No obstante, en muchos casos es posible obtenerinformación cualitativa sin realizar ningún cálculo, a partir de consideraciones intuitivas.Por ejemplo en el caso de H 2 es posible ver que los coeficientes c A y c B deben ser igualesen valor absoluto, ya que la molécula es simétrica. Esto da origen a dos OM:Ψ + = φ 1s (A) + φ 1s (B) y Ψ - = φ 1s (A) - φ 1s (B) (8)cada uno de los cuales tiene asociada una energía orbital que se puede evaluarnuméricamente. Esto se esquematiza en el siguiente diagrama, donde las líneaspunteadas indican qué OAs se utilizan para formar un OM determinado:EnergíaorbitalΨ -1 s (A) 1s (B)Ψ +En general, partiendo de un número dado de OAs se obtiene el mismo número de OM..Al igual que en átomos, cada OM puede ser ocupado por dos electrones conespines opuestos. El orbital Ψ + se conoce como orbital ligante y el Ψ - como antiligante.El origen de estas denominaciones resulta de que el OM ligante, al ser la suma de los dosOAs, asume valores no nulos en la región internuclear, mientras que en el caso del OAantiligante ocurre lo contrario. Esto es consistente con la idea electrostática de uniónquímica, existente en el modelo de Lewis, ya que los electrones – negativos –, al“permanecer” en la región internuclear actúan como “cemento” entre los núcleos –positivos –, que de otra manera se repelerían. Utilizando el principio de construcción, aligual que para los átomos, es posible obtener la configuración electrónica de unamolécula ocupando los OMs de menor a mayor energía orbital. Si el OM ligante estáocupado y el OM antiligante está desocupado, la molécula tendrá una energía más bajaque los átomos aislados y será por lo tanto estable.8

Química General e Inorgánica I – Serie 1 –En el caso de las moléculas diatómicas, los OMs son siempre una combinaciónlineal de los OAs de los dos átomos, por lo cual se conserva la idea de unión covalenteasociada a pares de electrones. La gran ventaja del método de OM es que resultageneralizable a moléculas poliatómicas. En este caso, los OMs van a ser en principiocombinación lineal de OAs asociados a todos los átomos que componen la molécula y laidea de unión covalente asociada a pares de electrones deja de ser estrictamente válida.El concepto de resonancia no es necesario en este contexto.Como se mencionó anteriormente, los coeficientes de los OMs se determinan apartir de cálculos computacionales. Sin embargo, como primera aproximación puedeaplicarse la siguiente “regla” cualitativa: los OAs contribuyen al mismo OM si a) losOAs tienen energías orbitales similares y b) los OAs tienen una superposición espacial osolapamiento apreciable.En muchos textos se utiliza erróneamente el término “interacción” para referirsea los OAs usando, por ejemplo, la frase “dos OAs interactúan para dar un OM” comosinónimo de “dos OAs participan de un mismo OM”. Como los OAs y los OMs sonsolamente funciones matemáticas, en un sentido estricto es incorrecto hablar deinteracciones entre los mismos. También debe tenerse en cuenta que las energíasorbitales no pueden discriminarse (a pesar de ser útiles para determinar el orden dellenado de los OM utilizando el principio de construcción) y solamente puede asignarseun valor a la energía total de la molécula.En principio, una vez que se conocen los OMs de una molécula dada, a partir dela función de onda obtenida se puede conocer la distribución de carga de la misma. Estadistribución, que depende de las posiciones de los núcleos, está relacionada con laprobabilidad de encontrar un electrón en las distintas regiones del espacio. Elconocimiento de la distribución de cargas de una molécula es muy importante parapredecir, entre otras propiedades, cómo la molécula interactuará con otras.Cualitativamente, se puede caracterizar la distribución de cargas de una moléculautilizando su momento dipolar permanente, que da idea de la asimetría de la distribuciónelectrónica. Una molécula tiene momento dipolar permanente cuando sus centros decarga negativa y positiva no coinciden. El mismo se puede predecir considerando lageometría molecular y la polaridad individual de cada enlace. Para ello, es preciso teneren cuenta que el momento dipolar es una magnitud vectorial (tiene dirección y sentido).La polaridad de un enlace se puede predecir en general en base a laselectronegatividades de los átomos involucrados. Por ejemplo, el monóxido de carbono(CO) posee momento dipolar, mientras que la molécula de dióxido de carbono (CO 2 ),que es lineal, no tiene momento dipolar neto puesto que las uniones CO sonequivalentes.HibridizaciónO=C=O← →Un orbital atómico híbrido es una combinación lineal de orbitales atómicoscorrespondientes a un mismo átomo. Por ejemplo, un orbital sp está compuesto por9

Química General e Inorgánica I – Serie 1 –proporciones iguales de un orbital s y un orbital p del mismo átomo. Un orbital sp 3 tiene25 % de carácter s y un 75 % de carácter p. Las formas de estos orbitales pueden serdeterminadas a partir de la interferencia de los OAs originales, es decir cómo seadicionan o cancelan sus amplitudes, y se pueden encontrar en todos los libros de texto.Los OAs híbridos fueron introducidos en el contexto de la teoría de los enlacesde valencia, en la cual cada enlace se describe como la superposición de OA de los dosátomos involucrados en la unión. Por ejemplo, en la molécula de metano (CH 4 ) sesupone que cada enlace se forma por superposición de un OA 1s del H y un OA híbridosp 3 del C. Este concepto es un “parche”, necesario para justificar el carácter tetraédricode la molécula. Si no se considerara la hibridización sp 3 , la teoría de enlaces de valenciapredeciría (erróneamente) que la especie estable es el CH 2 , con un ángulo HCH igual a90 ° (notar que la configuración electrónica del C es 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 , con 2 electrones pdesapareados). En el modelo de orbitales moleculares, como los OM son unacombinación lineal de varios OAs, que pueden estar centrados inclusive en un mismoátomo, no es necesario recurrir a este concepto. No obstante ello, en ciertas ocasiones seutilizan OAs híbridos, ya que resulta equivalente considerar los OAs originales o losOAs híbridos a los fines de obtener los OMs por CLOA.La hibridización NO determina la geometría de una molécula y solamentepermite justificarla en el contexto del modelo de enlaces de valencia. Este tipo dejustificaciones se emplean mucho, debido a su sencillez y practicidad, tanto en QuímicaOrgánica como en Química Inorgánica para racionalizar estructuras de compuestos. Losesquemas de hibridización más comunes son:Número de coordinación Geometría electrónica Composición OA híbrido2 Lineal sp, pd, sd3 Planar trigonal sp 24 Tetraédrica sp 34 Planar cuadrada p 2 d 2 , sp 2 d5 Bipiramidal trigonal sp 3 d6 Octaédrica sp 3 d 2 10

Química General e Inorgánica I – Serie 1 –ESTRUCTURA ATOMICA Y MOLECULARPROBLEMASProblema 1.Las series espectroscópicas de Lyman, Balmer y Paschen corresponden a saltoselectrónicos en el átomo de H, desde niveles superiores hasta los niveles con n = 1, n = 2y n = 3, respectivamente. Las mismas pueden entenderse aplicando el modelo de Bohr.Construya un diagrama (a escala) de energías donde se visualicen las transiciones enesas series. Utilice eV como unidad de energía. A continuación calcule la energía deionización del átomo de H, expresada en kJ/mol.Problema 2.En qué zonas del espectro electromagnético caen las tres series del problemaanterior? Exprese sus resultados en nanometros, en Ångstrom y en cm -1 .Problema 3.a) Escriba el número atómico, la configuración electrónica, el número deelectrones totales y los probables electrones de valencia de los siguientes elementos: He,N, Li, Na, Mg, Zr, Si, Cu y Au.b) ¿Por qué la configuración electrónica del estado fundamental del átomo de Lies 1s 2 2s y no 1s 2 2p 1 ? Compare con el caso del átomo de H, en las configuraciones(excitadas) 2s 1 y 2p 1 .Problema 4.Escriba las configuraciones electrónicas de las siguientes especies: Ne, O 2- , K + yAr ¿Qué especies, entre ellas, son isoelectrónicas?Problema 5.Extraiga de una Tabla Periódica la energía de ionización del átomo de H.Exprésela en eV y en kJ/mol. Justifique el valor en base a un modelo electrostáticosimple, teniendo en cuenta el valor de las constantes fundamentales necesarias.Problema 6.Los valores experimentales de la primera energía de ionización (EI) y la energíade unión electrónica (EUE) de los átomos N, C y O se muestran en la siguiente tabla:EI / kJ mol -1 EUE / kJ mol -1C 1086,4 -121,85N 1402,3 +7O 1313,9 -140,98Sugiera una explicación para justificar las tendencias de EI y EUE. Acontinuación, busque en tablas los valores de las EI sucesivas para el C (hasta la quinta).Justifique la tendencia.11

Química General e Inorgánica I – Serie 1 –Nota: En algunos textos, los valores de EUE figuran con el signo contrario, ya queutilizan una convención diferente a la fijada por IUPAC (Internacional Union of Pureand Applied Chemistry), que establece que la liberación de energía de un proceso serepresenta con signo negativo (proceso exotérmico).Problema 7.En base a los números atómicos de Sn, Ar, Cl y Pb, asigne los correspondientesradios atómicos entre los siguientes valores: 0,098; 0,099; 0,162 y 0.175 nm.Problema 8.Ordene las siguientes especies en orden creciente de radio en los casos en queello sea posible: a) Li + , Li; b) O 2- , O; c) Li, I, O; d) O 2- , I; e) Mg 2+ , F - , Cl - , Be 2+ , S 2- , Na +Problema 9.Indique justificando cómo varían en el grupo I (yendo del Li al Cs) lassiguientes propiedades:i) la primera energía de ionizaciónii) el radio iónico de M +iii) la energía de hidratación del catión M +iv) la energía de unión electrónicaProblema 10.a) Inspeccionando la Tabla Periódica, indique qué especies metálicas han depresentar estados de oxidación II en su química. Ilustre con ejemplos de óxidos, hidrurosy haluros.b) Identifique además compuestos similares a los anteriores, pero con no metalestambién en su estado de oxidación II. Describa los enlaces (iónico, covalente ointermedio) en estos compuestos, efectuando comparaciones.Problema 11.a) Disponiendo de una Tabla Periódica adecuada, compare las configuracioneselectrónicas de los átomos de V, Cr, Mn y Fe.b) Indique cuáles serán las configuraciones electrónicas de los respectivos ionespositivos divalentes y trivalentes.c) Discuta similitudes y diferencias en los resultados anterioresd) En el caso del Cr y del Mn, además de los estados de oxidación II y III, hayotros estados accesibles. Indique las fórmulas de compuestos en los que el Cr y el Mnpresenten cada uno de esos estados de oxidación.Problema 12.a) Escriba posibles estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: CO, CH 4 ,H 2 O, BF 3 , N 2 O, NO 3 - , XeF 4 . Indique si se cumple la regla del octeto y si existe más deuna estructura posible. ¿Puede decirse que los compuestos que no cumplen la regla delocteto no son estables?b) Determine la geometría de las moléculas indicadas utilizando el modeloTREPEV.c) En base a la polaridad de los enlaces individuales, indique cuáles moléculastendrán momento dipolar permanente.Problema 13.12

Química General e Inorgánica I – Serie 1 –La molécula de H 2 S tiene un momento dipolar permanente de 0.97 Debye. Enbase a este dato, ¿puede obtenerse alguna información acerca de la geometría del H 2 S?Problema 14.Racionalice las geometrías moleculares de las especies del problema 12 en elcontexto de la teoría de enlaces de valencia, asignando algún esquema de hibridizaciónal átomo central.Problema 15.Describa mediante el modelo de OM las moléculas de H 2 y de H 2 + , construya losdiagramas de energía correspondientes y dibuje los contornos de densidad electrónicapara los orbitales en juego.a) ¿Por qué se dice que los orbitales involucrados son de tipo σ?b) Calcule el orden de enlace en cada caso.c) Busque en tablas las longitudes y energías de enlace en cada caso y comparelos valores entre sí, relacionándolos con el ítem b).d) ¿Cuál es el comportamiento de H 2 y H 2 + en un campo magnético?e) ¿Para qué otras especies podría aplicar el mismo (o similar) diagrama de OMs?f) ¿Qué consecuencias tiene introducir electrones en el orbital antiligante del H 2 ?Problema 16.En la molécula ion H 3+los núcleos se encuentran en los vértices de un triánguloequilátero.a) Escriba estructuras de Lewis resonantes compatibles con dicha estructura.b) Escriba la función de onda del OM ligante por analogía con el caso de lamolécula de H 2 como combinación lineal de los OA 1s de los tres átomos de H ¿Tienesentido hablar de resonancia en este caso?Problema 17.a) Analice y justifique las variaciones de orden, longitud y energía de enlace deO 2 , O 2 - y O 22-.b) Los dos electrones desapareados en el diagrama de OM del O 2 justifican elparamagnetismo observado en el estado fundamental ¿Cuál sería el efecto de aparearesos dos electrones en el mismo o en distintos orbitales π*?c) ¿Puede explicar la presencia de electrones desapareados en base al modelo deLewis?Problema 18.Describa cada una de las siguientes moléculas o especies iónicas según su tipo deenlace y geometría. Utilice el modelo que desee (Lewis-TREPEV, enlaces de valencia uOM) para cada caso (en algún caso hágalo con dos o tres modelos alternativamente).a) H 2 O; b) NH 3 ; c) SiH 4 ; d) N 2 O 3 ; e) NO; f) NO 2 ; g) NO 2 − ; h) CO 2 ; i) CO; j) N 2 ;k) SO 4 2− ; l) BaCO 3 ; m); KOH; n) O 2 ; o) P 4 ; p) S 8 ; q) NH 4 NO 3 .Problema 19.Suponiendo que el ion CN - (o la especie isoelectrónica CO) tiene OMs similares alos de una molécula diatómica homonuclear, esquematice el diagrama de OMs ydetermine el orden de unión.13

Química General e Inorgánica I – Serie 1 –ESTRUCTURA ATOMICA Y MOLECULARAPENDICECUESTIONARIO1) Robert Mulliken (premio Nobel de Química 1954), enunció la siguiente frase:“Creo que el enlace químico no es tan simple como algunos suponen”. Comente laafirmación de Mulliken.2) Decida si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas justificandobrevemente sus respuestas: a) En el orden de llenado de los orbitales deben tenerse encuenta, además de las energías orbitales, las repulsiones interelectrónicas. b) El radioatómico del K es menor que el del Li. c) Las E.U.E. disminuyen de izquierda a derechaen la tabla periódica. d) Los aniones tienen siempre radios iónicos mayores que loscationes del mismo elemento.3) Prediga en base al modelo de OM, cuál de las siguientes moléculas: F 2 o F 2+tiene mayor longitud de enlace.4) Responda si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas justificandobrevemente: a) El modelo de Lewis predice que todas las moléculas son planas. b) Elmodelo TREPEV no predice longitudes de enlace. c) El modelo TREPEV predice quetanto el NO + -2 como el NO 2 son moléculas lineales. d) El modelo TREPEV puedepredecir la estructura terciaria de una proteína. e) La predicción del momento dipolarrequiere el conocimiento de la geometría molecular.5) Responda si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Justifiquebrevemente. a) El concepto de resonancia es una idea muy importante en el modelo deOM. b) La deslocalización de OM es debida a la existencia de muchos híbridos deresonancia. c) La geometría octaédrica del SF 6 se puede justificar asignando unahibridización sp 3 al átomo de azufre. d) La geometría plana del etileno (H 2 C=CH 2 ) sepuede justificar suponiendo hibridización sp 2 para los átomos de carbono.6) Escriba la fórmula de un hidruro binario para cada elemento del tercerperíodo de la tabla periódica. Indique el tipo de unión presente en cada uno de ellos.7) Los ángulos de unión H–E–H en la serie de los hidruros del grupo del N,presentan los siguientes valores:Compuesto Ángulo H⎯E⎯H (°)NH 3 107PH 3 93,5AsH 3 92,0SbH 3 91,514

Química General e Inorgánica I – Serie 1 –a) ¿Están de acuerdo estos valores con el modelo TREPEV? b) ¿Qué hibridización leasignaría al átomo central en cada caso? c) ¿Se le ocurre alguna explicación para estatendencia (¡está permitido buscar en algún libro de Química Inorgánica!)?TEMA DE DISCUSIONComplejos de metales de transiciónLos elementos de transición contienen electrones de valencia en orbitales d. Estohace que la química de los elementos y sus iones sea muy rica, especialmente ensolución acuosa. Los complejos de metales de transición poseen generalmente el átomometálico en el centro de la molécula, rodeado por átomos o moléculas llamados ligantes.Ejemplos típicos son: Fe(CO) 5 , [Fe(CN) 6 ] 4- , etc.; la descripción de los enlaces químicospresentes en estos compuestos utilizando el modelo de Lewis es imposible en el marcode la regla del octeto (¡inténtelo!). Por ejemplo, el modelo no es capaz de explicar porqué el CO, molécula con sus electrones totalmente apareados, reacciona con Fe paraformar Fe(CO) 5 . O bien, por qué existen otros carbonilos metálicos de fórmula Ni(CO) 4y Cr(CO) 6 . La existencia de estas fórmulas puede describirse mediante la llamada “reglade los 18 electrones”, que es un símil de la del octeto (inténtelo con los tres carbonilosde arriba). Existen modelos que permiten describir más apropiadamente las propiedadesde estos y otros compuestos, como el método de OM y el de enlaces de valencia.Los elementos de transición juegan un papel fundamental en procesos biológicos.El hierro, por ejemplo, se encuentra presente en la mioglobina (que da el color a la carnecruda), la hemoglobina (donde se une reversiblemente a O 2 y CO 2 ) y en enzimas; el ionCo(II) se encuentra complejado en la vitamina B 12 , etc. No obstante, existen ionescomplejos (“compuestos de coordinación”) en principio más sencillos, por ejemplo losiones acuosos que se generan al disolver sales (ej. cloruro ferroso, sulfato de cobre, etc.).Describa a las especies que se generan en solución acuosa al disolver esas sales medianteun modelo de enlace sencillo.Complejo de Fe en el sitio activo de la enzima citocromo P45015