Ejercicio resuelto de Enlace químico · Química · 2020

a) Escriba la configuración electrónica de los iones $\mathrm{O^{2-}}$ y $\mathrm{N^{2-}}$. ¿Cuál de los iones anteriores será más estable? Razone la respuesta.

b) Los valores de las energías reticulares de los compuestos LiF y CsF son $-1000$ y $-700\ \mathrm{kJ\ mol^{-1}}$, respectivamente. Justifique la diferencia entre los valores de la energía reticular del LiF y del CsF.

c) Explique la geometría de la molécula $\mathrm{CCl_4}$ según la TRPECV.

$\textbf{a) Escriba la configuración electrónica de los iones O²⁻ y N²⁻. ¿Cuál de los iones anteriores será más estable? Razone la respuesta.}$

El oxígeno tiene $Z = 8$, así que al ganar dos electrones el anión se queda con 10; el nitrógeno tiene $Z = 7$, y al ganar dos se queda con 9.

$\mathrm{O^{2-}}: \quad 1s^2\,2s^2\,2p^6$

$\mathrm{N^{2-}}: \quad 1s^2\,2s^2\,2p^5$

El más estable es, con diferencia, el $\textbf{O}^{2-}$.

La razón es que alcanza la configuración electrónica del neón, con la capa de valencia completa, que es la disposición de mínima energía y la que explica la regla del octeto.

El $\mathrm{N^{2-}}$, en cambio, se queda con siete electrones de valencia: le falta uno para el octeto y, sin embargo, ya ha acumulado dos cargas negativas, lo que hace muy costoso energéticamente añadir el segundo electrón. Por eso el ion habitual del nitrógeno es el nitruro, $\mathrm{N^{3-}}$, que sí es isoelectrónico con el neón, y no el $\mathrm{N^{2-}}$.

$\textbf{b) Los valores de las energías reticulares de los compuestos LiF y CsF son −1000 y −700 kJ mol⁻¹, respectivamente. Justifique la diferencia entre los valores de la energía reticular del LiF y del CsF.}$

La energía reticular mide la intensidad con que se atraen los iones en el cristal, y depende esencialmente de dos factores:

$|U| \propto \dfrac{|z_+ \cdot z_-|}{r_+ + r_-}$

Las cargas son las mismas en ambos compuestos, $+1$ y $-1$, y el anión también es el mismo, el fluoruro. Lo único que cambia es el tamaño del catión.

El litio y el cesio pertenecen al mismo grupo, el 1, pero el litio está en el periodo 2 y el cesio en el 6, cuatro capas electrónicas más abajo:

$r(\mathrm{Li^+}) \ll r(\mathrm{Cs^+})$

Al ser mucho menor la distancia entre los centros de los iones en el LiF, la atracción electrostática es bastante más intensa y su energía reticular resulta mayor en valor absoluto, $-1000$ frente a $-700\ \mathrm{kJ\ mol^{-1}}$.

Esa diferencia se traduce en las propiedades del sólido: el fluoruro de litio es más duro, funde a temperatura más alta y es menos soluble que el de cesio.

$\textbf{c) Explique la geometría de la molécula CCl₄ según la TRPECV.}$

La TRPECV cuenta los pares de electrones que rodean al átomo central, enlazantes y no enlazantes, y los sitúa lo más separados posible, porque todos se repelen.

El carbono aporta 4 electrones de valencia y los emplea los cuatro en formar sendos enlaces simples con los cloros, de modo que $\textbf{no le queda ningún par no enlazante}$. Cada cloro conserva tres pares libres, pero esos no influyen en la geometría, que la fija el átomo central.

Cuatro pares enlazantes se separan al máximo dirigiéndose hacia los vértices de un tetraedro:

$\text{geometría } \textbf{tetraédrica},\quad \text{ángulos Cl-C-Cl de } 109{,}5^\circ$

Al no haber pares libres, la geometría electrónica y la molecular coinciden y los cuatro ángulos son idénticos, lo que corresponde a una hibridación $sp^3$ del carbono.

Esa simetría perfecta tiene una consecuencia inmediata: aunque los cuatro enlaces C–Cl son polares, sus momentos dipolares se cancelan y la molécula resulta apolar.