Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2026

Ejercicio 3. (2 puntos)

Considere estas moléculas: $\text{OCl}_2$ y $\text{CBr}_4$.

a) Dibuje la estructura electrónica de Lewis de cada molécula y deduzca su geometría. (0,6 puntos)

b) Discuta la polaridad de cada molécula. (0,4 puntos)

Conteste a una de las siguientes cuestiones:

c1) Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: (0,5 puntos cada subapartado)
i) El $\text{CBr}_4$ es muy soluble en benceno, $\text{C}_6\text{H}_6$.
ii) El $\text{OCl}_2$ es un gas bastante soluble en agua.

c2) Justifique si los siguientes conjuntos de números cuánticos, $(n, \ell, m_\ell, m_s)$, son posibles o no: (0,5 puntos cada subapartado)
i) $\left(2,\ 3,\ -1,\ +\dfrac{1}{2}\right)$
ii) $\left(3,\ 2,\ -2,\ -\dfrac{1}{2}\right)$

$\textbf{a) Dibuje la estructura electrónica de Lewis de cada molécula y deduzca su geometría. (0,6 puntos)}$

Contamos primero los electrones de valencia. El oxígeno tiene 6, el cloro y el bromo 7 cada uno, y el carbono 4.

En el $\mathrm{OCl_2}$ hay $6+2\cdot7=20$ electrones de valencia, es decir, 10 pares. El oxígeno actúa de átomo central y forma un enlace simple con cada cloro, uno a cada lado, $\mathrm{Cl-O-Cl}$. Esos dos enlaces consumen cuatro de los seis electrones de valencia del oxígeno, así que le quedan dos pares no enlazantes; a cada cloro, que solo emplea uno de sus siete electrones en el enlace, le quedan tres pares libres. Los diez pares quedan así repartidos y los tres átomos completan su octeto.

En el $\mathrm{CBr_4}$ hay $4+4\cdot7=32$ electrones de valencia. El carbono es el átomo central y forma cuatro enlaces simples, uno con cada bromo; a cada bromo le quedan tres pares libres y al carbono, ninguno.

Deducimos la geometría con la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia, según la cual los pares que rodean al átomo central, enlazantes o no, se sitúan lo más alejados posible entre sí:

- $\mathrm{OCl_2}$: cuatro pares alrededor del oxígeno, dos enlazantes y dos libres. La disposición de los pares es tetraédrica, pero la geometría de la molécula, que solo tiene en cuenta los átomos, es angular, con un ángulo algo menor que $109{,}5^\circ$ por la mayor repulsión de los pares no enlazantes.

- $\mathrm{CBr_4}$: cuatro pares alrededor del carbono, los cuatro enlazantes y ninguno libre. La geometría es tetraédrica, con ángulos de $109{,}5^\circ$.

$\textbf{b) Discuta la polaridad de cada molécula. (0,4 puntos)}$

En los dos casos los enlaces son polares, porque los átomos unidos tienen electronegatividades distintas. Lo que decide la polaridad de la molécula es si la suma vectorial de esos momentos dipolares se anula o no, y eso depende de la geometría.

En el $\mathrm{OCl_2}$ los dos dipolos $\mathrm{O-Cl}$ forman entre sí un ángulo distinto de $180^\circ$, así que no se cancelan; además, los dos pares libres del oxígeno refuerzan el momento resultante. La molécula es polar.

En el $\mathrm{CBr_4}$ los cuatro dipolos $\mathrm{C-Br}$ son iguales y están dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular: su suma vectorial es nula. La molécula es apolar.

$\textbf{c1) Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: (0,5 puntos cada subapartado)}$

i) El $\mathrm{CBr_4}$ es muy soluble en benceno. $\textbf{Verdadera}$. Se cumple la regla de que lo semejante disuelve a lo semejante: el $\mathrm{CBr_4}$ es apolar, como acabamos de razonar, y el benceno también lo es. Entre ambos solo hay fuerzas de dispersión de London, del mismo tipo que las que hay que romper para disolverlo.

ii) El $\mathrm{OCl_2}$ es un gas bastante soluble en agua. $\textbf{Verdadera}$. La molécula es polar, y el agua también, de modo que entre ellas se establecen interacciones dipolo-dipolo que favorecen la disolución. De hecho, el $\mathrm{OCl_2}$ se disuelve en agua reaccionando con ella para dar ácido hipocloroso.

$\textbf{c2) Justifique si los siguientes conjuntos de números cuánticos son posibles o no: (0,5 puntos cada subapartado)}$

Recordamos las restricciones entre los cuatro números cuánticos: $\ell$ toma valores enteros desde 0 hasta $n-1$; $m_\ell$, enteros entre $-\ell$ y $+\ell$; y $m_s$ solo puede valer $+1/2$ o $-1/2$.

i) $\left(2,\ 3,\ -1,\ +\dfrac{1}{2}\right)$: no es posible. Con $n=2$, el número cuántico secundario solo puede valer 0 o 1, nunca 3, porque ha de cumplirse $\ell\leq n-1$. Es decir, no existe un subnivel $2f$.

ii) $\left(3,\ 2,\ -2,\ -\dfrac{1}{2}\right)$: sí es posible. Corresponde a un electrón de un orbital $3d$: $\ell=2\leq3-1$, $m_\ell=-2$ está dentro del intervalo de $-2$ a $+2$ y el espín es uno de los dos valores permitidos.