Paul Flowers; Klaus Theopold; Richard Langley; William R. Robinson, PhD

8.1 Teoría de enlace de valencia

1.

Explique en qué se parecen y en qué se diferencian los enlaces σ y π.

2.

Dibuje una curva que describa la energía de un sistema con átomos de H y Cl a diferentes distancias. A continuación, encuentre la energía mínima de esta curva de dos maneras.

(a) Utilice la energía de enlace encontrada en la Tabla 8.1 para calcular la energía de un solo enlace de HCl (Pista: ¿Cuántos enlaces hay en un mol?)

(b) Utilice la entalpía de reacción y las energías de enlace del H₂ y del Cl₂ para resolver la energía de enlace de un mol de HCl.

H_{2} (g) + {Cl}_{2} (g) ⇌ 2 HCl (g) Δ H_{rxn}^{°} = -184,7 kJ/mol

3.

Explique por qué los enlaces se producen a longitudes de enlace promedio específicas en lugar de que los átomos se acerquen infinitamente.

4.

Utilice la teoría del enlace de valencia para explicar el enlace en F₂, HF y ClBr. Dibuje la superposición de los orbitales atómicos implicados en los enlaces.

5.

Utilice la teoría del enlace de valencia para explicar el enlace en el O₂. Haga un esquema de la superposición de los orbitales atómicos implicados en los enlaces del O₂.

6.

¿Cuántos enlaces σ y π hay en la molécula HCN?

7.

Un amigo le dice que el N₂ tiene tres enlaces π debido al superposición de los tres orbitales p de cada átomo de N. ¿Está de acuerdo?

8.

Dibuje las estructuras de Lewis del CO₂ y el CO, y prediga el número de enlaces σ y π de cada molécula.

(a) CO₂

(b) CO

8.2 Orbitales atómicos híbridos

9.

¿Por qué es necesario el concepto de hibridación en la teoría del enlace de valencia?

10.

Indique la forma que describe cada conjunto de orbitales híbridos:

(a) sp²

(b) sp³d

(c) sp

(d) sp³d²

11.

Explique por qué un átomo de carbono no puede formar cinco enlaces utilizando orbitales híbridos sp³d.

12.

¿Cuál es la hibridación del átomo central en cada uno de los siguientes?

(a) BeH₂

(b) SF₆

(c) ${PO}_{4}^{3−}$

(d) PCl₅

13.

Una molécula con la fórmula AB₃ podría tener una de las cuatro formas diferentes. Indique la forma y la hibridación del átomo central A de cada uno.

14.

La metionina, CH₃SCH₂CH₂CH(NH₂)CO₂H, es un aminoácido que se encuentra en las proteínas. La estructura de Lewis de este compuesto se muestra a continuación. ¿Cuál es el tipo de hibridación de cada carbono, oxígeno, nitrógeno y azufre?

Se muestra una estructura de Lewis en la que un átomo de carbono está unido con enlace simple a tres átomos de hidrógeno y con enlace simple a un átomo de azufre con dos pares solitarios de electrones. El átomo de azufre está unido a una cadena de cuatro átomos de carbono con enlace simple, los dos primeros con enlace simple a dos átomos de hidrógeno, y el tercero con enlace simple a un átomo de hidrógeno y con otro enlace simple a un átomo de nitrógeno que tiene un par solitario de electrones. El átomo de nitrógeno también está unido con enlace simple a dos átomos de hidrógeno. El cuarto y último carbono de la cadena tiene un doble enlace con un oxígeno con dos pares solitarios de electrones y un enlace simple con un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. El segundo átomo de oxígeno está unido con enlace simple a un átomo de hidrógeno.

15.

El ácido sulfúrico se fabrica mediante una serie de reacciones representadas por las siguientes ecuaciones:
$S_{8} (s) + 8 O_{2} (g) ⟶ 8 {SO}_{2} (g)$
$2 S O_{2} (g) + O_{2} (g) ⟶ 2 {SO}_{3} (g)$
${SO}_{3} (g) + H_{2} O (l) ⟶ H_{2} {SO}_{4} (l)$

Dibuje una estructura de Lewis, prediga la geometría molecular por VSEPR y determine la hibridación del azufre en lo siguiente:

(a) molécula circular S₈

(b) Molécula de SO₂

(c) Molécula de SO₃

(d) Molécula de H₂SO₄ (los átomos de hidrógeno están unidos a átomos de oxígeno).

16.

Dos importantes productos químicos industriales, el eteno, C₂H₄, y el propeno, C₃H₆, se producen mediante el proceso de craqueo al vapor (o térmico)

2 C_{3} H_{8} (g) ⟶ C_{2} H_{4} (g) + C_{3} H_{6} (g) + {CH}_{4} (g) + H_{2} (g)

En cada uno de los cuatro compuestos de carbono, haga lo siguiente:

(a) Dibuje una estructura de Lewis.

(b) Prediga la geometría en cuanto al átomo de carbono.

(c) Determine la hibridación de cada tipo de átomo de carbono.

17.

El análisis de un compuesto indica que contiene un 77,55 % de Xe y un 22,45 % de F en masa.

(a) ¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto? (Asuma que esta es también la fórmula molecular al responder las partes restantes de este ejercicio).

(b) Escriba una estructura de Lewis para el compuesto.

(c) Prediga la forma de las moléculas del compuesto.

(d) ¿Qué hibridación coincide con la forma que predijo?

18.

Considere el ácido nitroso, HNO₂ (HONO).

(a) Escriba una estructura de Lewis.

(b) ¿Cuáles son los pares de electrones y las geometrías moleculares de los átomos internos de oxígeno y nitrógeno en la molécula de HNO₂?

(c) ¿Cuál es la hibridación en los átomos de oxígeno y nitrógeno internos en el HNO₂?

19.

Las cerillas de encendido fácil contienen una capa de KClO₃ y otra de P₄S₃. El calor producido por la fricción al golpear la cerilla hace que estos dos compuestos reaccionen vigorosamente, lo que prende fuego al palito de madera de aquella. El KClO₃ contiene el ${ClO}_{3}^{–}$ ion. El P₄S₃ es una molécula inusual con la estructura del esqueleto.

Se muestra una estructura de Lewis en la que tres átomos de fósforo están unidos con enlace simple para formar un triángulo. Cada fósforo se une a un átomo de azufre mediante un enlace simple vertical y cada uno de esos átomos de azufre se une a un único átomo de fósforo, de modo que se crea un anillo de seis lados con un azufre en el centro.

(a) Escriba las estructuras de Lewis para el P₄S₃ y el ${ClO}_{3}^{-}$ ion.

(b) Describa la geometría sobre los átomos de P, el átomo de S y el átomo de Cl en estas especies.

(c) Asigne una hibridación a los átomos de P, al átomo de S y al átomo de Cl en estas especies.

(d) Determine los estados de oxidación y la carga formal de los átomos del P₄S₃ y el ion ${ClO}_{3}^{-}$ .

20.

Identifique la hibridación de cada átomo de carbono en la siguiente molécula. (La disposición de los átomos está dada; tienes que determinar cuántos enlaces conectan cada par de átomos)

Se muestra una estructura de Lewis a la que le faltan todos los enlaces. Seis átomos de carbono forman una cadena. Hay tres átomos de hidrógeno situados alrededor del primer carbono, dos alrededor del segundo, uno cerca del quinto y dos alrededor del sexto.

21.

Escriba las estructuras de Lewis para NF₃ y PF₅. Con base en los orbitales híbridos, explique el hecho de que NF₃, PF₃ y PF₅ son moléculas estables, pero NF₅ no existe.

22.

Además del NF₃, se conocen otros dos derivados fluorados del nitrógeno: N₂F₄ y N₂F₂. ¿Qué formas predice para estas dos moléculas? ¿Cuál es la hibridación del nitrógeno en cada molécula?

8.3 Enlaces múltiples

23.

La energía de enlace de un enlace simple C-C tiene una media de 347 kJ mol⁻¹; la de un triple enlace $C \equiv C$ tiene una media de 839 kJ mol⁻¹. Explique por qué el triple enlace no es tres veces más fuerte que un enlace simple.

24.

En el ion carbonato, ${CO}_{3}^{2−},$ dibuje todas las estructuras de resonancia. Identifique qué orbitales se superponen para crear cada enlace.

25.

Un disolvente útil que disuelve tanto las sales como los compuestos orgánicos es el compuesto acetonitrilo, H₃CCN. Está presente en los decapantes de pintura.

(a) Escriba la estructura de Lewis para el acetonitrilo, e indique la dirección del momento dipolar en la molécula.

(b) Identifique los orbitales híbridos utilizados por los átomos de carbono de la molécula para formar enlaces σ.

(c) Describa los orbitales atómicos que forman los enlaces π en la molécula. Note que no es necesario hibridar el átomo de nitrógeno.

26.

Para la molécula aleno, $H_{2} C = C = {CH}_{2},$ dan la hibridación de cada átomo de carbono. ¿Los átomos de hidrógeno estarán en el mismo plano o en planos perpendiculares?

27.

Identifique la hibridación del átomo central en cada una de las siguientes moléculas e iones que contienen enlaces múltiples:

(a) ClNO (N es el átomo central)

(b) CS₂

(c) Cl₂CO (el C es el átomo central)

(d) Cl₂SO (S es el átomo central)

(e) SO₂F₂ (el S es el átomo central)

(f) XeO₂F₂ (el Xe es el átomo central)

(g) ${ClOF}_{2}^{+}$ (el Cl es el átomo central)

28.

Describa la geometría molecular y la hibridación de los átomos de N, P o S en cada uno de los siguientes compuestos.

(a) H₃PO₄, ácido fosfórico, utilizado en los refrescos de cola.

(b) NH₄NO₃, nitrato de amonio, un fertilizante y explosivo.

(c) S₂Cl₂, dicloruro de disulfuro, utilizado en la vulcanización del caucho.

(d) K₄[O₃POPO₃], pirofosfato de potasio, ingrediente de algunos dentífricos.

29.

En cada una de las siguientes moléculas, indique la hibridación solicitada y si los electrones estarán deslocalizados o no:

(a) hibridación del ozono (O₃) central.

(b) hibridación central C del dióxido de carbono (CO₂).

(c) dióxido de nitrógeno (NO₂) hibridación central del N.

(d) ion fosfato $({PO}_{4}^{3−})$ hibridación central P

30.

En cada una de las siguientes estructuras, determine la hibridación solicitada y si los electrones estarán deslocalizados:

(a) Hibridación de cada carbono

Se muestra una estructura de Lewis en la que un átomo de carbono está unido con enlace simple a tres átomos de hidrógeno y a un segundo átomo de carbono. Este segundo átomo de carbono tiene a su vez un doble enlace con un átomo de oxígeno que tiene dos pares solitarios de electrones. El segundo átomo de carbono también está unido con enlace simple a otro átomo de carbono que está unido con enlace simple a tres átomos de hidrógeno.

(b) Hibridación del azufre

Se muestra una estructura de Lewis en la que un átomo de azufre con dos pares solitarios de electrones y signo positivo está unido con doble enlace a un oxígeno con dos pares solitarios de electrones. El átomo de azufre también está unido con enlace simple a un oxígeno con tres pares solitarios de electrones de signo negativo. Se dibuja con forma angular.

(c) Todos los átomos

Se muestra una estructura de Lewis en la que una estructura de anillo hexagonal está formada por cinco átomos de carbono y un átomo de nitrógeno con un par solitario de electrones. Entre cada átomo de carbono se alternan enlaces dobles y simples. Cada átomo de carbono está unido con enlace simple a un átomo de hidrógeno.

31.

Dibuje el diagrama orbital del carbono en el CO₂ mostrando cuántos electrones del átomo de carbono hay en cada orbital.

8.4 Teoría de los orbitales moleculares

32.

Haga un esquema de la distribución de la densidad electrónica en los orbitales moleculares de enlace y antienlace formados por dos orbitales s y por dos orbitales p.

33.

¿En qué se parecen y en qué se diferencian?

(a) Orbitales moleculares σ y orbitales moleculares π

(b) ψ para un orbital atómico y ψ para un orbital molecular

(c) orbitales de enlace y orbitales de antienlace

34.

Si se crean orbitales moleculares combinando cinco orbitales atómicos del átomo A y cinco orbitales atómicos del átomo B, ¿cuántos orbitales moleculares resultarán?

35.

¿Puede ser diamagnética una molécula con un número impar de electrones? Explique por qué sí o por qué no.

36.

¿Puede una molécula con un número par de electrones ser paramagnética? Explique por qué sí o por qué no.

37.

¿Por qué los orbitales moleculares de enlace tienen menor energía que los orbitales atómicos de origen?

38.

Calcule el orden de los enlaces para un ion con esta configuración:

{(σ_{2 s})}^{2} {(σ_{2 s}^{*})}^{2} {(σ_{2 p x})}^{2} {(π_{2 p y}, π_{2 p z})}^{4} {(π_{2 p y}^{*}, π_{2 p z}^{*})}^{3}

39.

Explique por qué un electrón en el orbital molecular de enlace en la molécula de H₂ tiene una energía menor que un electrón en el orbital atómico 1s de cualquiera de los átomos de hidrógeno separados.

40.

Prediga las configuraciones orbitales moleculares de los electrones de valencia de los siguientes iones y diga si serán estables o inestables.

(a) ${Na}_{2}^{2+}$

(b) ${Mg}_{2}^{2+}$

(c) ${Al}_{2}^{2+}$

(d) ${Si}_{2}^{2+}$

(e) $P_{2}^{2+}$

(f) $S_{2}^{2+}$

(g) $F_{2}^{2+}$

(h) ${Ar}_{2}^{2+}$

41.

Determine el orden de los enlaces de cada miembro de los siguientes grupos, y determine qué miembro de cada grupo es predicho por el modelo de orbital molecular para tener el enlace más fuerte.

(a) H₂, $H_{2}^{+},$ $H_{2}^{–}$

(b) O₂, $O_{2}^{2+},$ $O_{2}^{2−}$

(c) Li₂, ${Be}_{2}^{+},$ Be₂

(d) F₂, $F_{2}^{+},$ $F_{2}^{–}$

(e) N₂, $N_{2}^{+},$ $N_{2}^{–}$

42.

Para la primera energía de ionización de una molécula de N₂, ¿de qué orbital molecular se retira el electrón?

43.

Compare los diagramas de orbitales atómicos y moleculares para identificar el miembro de cada uno de los siguientes pares que tiene la mayor energía de primera ionización (el electrón más unido) en la fase gaseosa:

(a) H y H₂

(b) N y N₂

(c) O y O₂

(d) C y C₂

(e) B y_B2

44.

¿Cuál de las moléculas diatómicas homonucleares de periodo 2 se predice que es paramagnética?

45.

Un amigo te dice que el orbital 2s del flúor comienza con una energía mucho menor que el orbital 2s del litio, por lo que el orbital molecular σ_2s resultante en el F₂ es más estable que en el Li₂. ¿Está de acuerdo?

46.

Verdadero o falso: El boro contiene 2s²2p¹ electrones de valencia, por lo que solo se necesita un orbital p para formar orbitales moleculares.

47.

¿Qué carga sería necesaria en F₂ para generar un ion con un orden de enlace de 2?

48.

Predecir si el diagrama de MO para S₂ mostraría la mezcla s-p o no.

49.

Explique por qué $N_{2}^{2+}$ es diamagnético, mientras que $O_{2}^{4+},$ que tiene el mismo número de electrones de valencia, es paramagnético.

50.

Utilizando los diagramas de MO, prediga el orden de enlace para el enlace más fuerte de cada par:

(a) B₂ o $B_{2}^{+}$

(b) F₂ o $F_{2}^{+}$

(c) O₂ o $O_{2}^{2+}$

(d) $C_{2}^{+}$ o $C_{2}^{–}$

Ejercicios

8.1 Teoría de enlace de valencia

8.2 Orbitales atómicos híbridos

8.3 Enlaces múltiples

8.4 Teoría de los orbitales moleculares