Fundamentos y Ejercicios Resueltos de Enlace Químico

Soluciones sobre Enlace Químico

1. Teoría de Orbitales Moleculares en la Molécula de Flúor

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 (F₂), cada átomo tiene una configuración electrónica 1s² 2s² 2p⁵. Los orbitales s y dos de los orbitales p tienen dos electrones; 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 significativa en esos niveles. Sin embargo, los electrones desapareados del tercer orbital p de cada átomo se sitúan en el orbital enlazante, lo que produce un descenso energético, quedando en este caso el orbital antienlazante vacío.

3. Hibridación y Polaridad Molecular

a) Determinación de la Hibridación

• NH₃ (Amoníaco): El nitrógeno (N) forma 3 enlaces σ con los tres átomos de hidrógeno y posee un par de electrones solitarios (2 e^-) en un orbital. La hibridación es, por tanto, sp³.
• CH₃Cl (Clorometano): El carbono (C) forma 4 enlaces σ con los tres átomos de hidrógeno y con el átomo de cloro. La hibridación es sp³.
• BeF₂ (Difluoruro de Berilio): El berilio (Be) forma 2 enlaces σ con los dos átomos de flúor y no posee más electrones en su última capa. Por lo tanto, la hibridación es sp.

b) Polaridad de las Moléculas

Los tres enlaces N-H del NH₃ son polares y, al estar dirigidos hacia los vértices de un tetraedro (geometría piramidal trigonal), el momento dipolar resultante no se anula; por lo tanto, la molécula es polar.

Los cuatro enlaces σ del CH₃Cl son polares, pero al ser uno de ellos distinto (C-Cl frente a C-H), 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 (geometría lineal), los momentos dipolares se anulan y la molécula es apolar.

4. Ciclo de Born-Haber para el Fluoruro de Calcio (CaF₂)

Reacción global: Ca (s) + F₂ (g) → CaF₂ (s); (ΔH_f)

Esta reacción puede considerarse la suma de los siguientes procesos:

• Ca (s) → Ca (g); (ΔH_subl)
• F₂ (g) → 2 F (g); (ΔH_dis)
• 2 F (g) → 2 F^- (g); (2 · AE)
• Ca (g) → Ca²⁺ (g); (EI₁ + EI₂)
• Ca²⁺ (g) + 2 F^- (g) → CaF₂ (s); (U)

De acuerdo con la ley de Hess, la energía reticular (U) se calcula como:

U = ΔH_f - ΔH_subl(Ca) - ΔH_dis(F₂) - 2 · AE(F) - (EI₁ + EI₂)(Ca)

5. Ciclo de Born-Haber para el Cloruro de Magnesio (MgCl₂)

a) Cálculo de la Energía Reticular

Reacción global: Mg (s) + Cl₂ (g) → MgCl₂ (s); (ΔH_f)

Suma de las reacciones parciales:

• Mg (s) → Mg (g); (ΔH_subl)
• Cl₂ (g) → 2 Cl (g); (ΔH_dis)
• 2 Cl (g) → 2 Cl^- (g); (2 · AE)
• Mg (g) → Mg²⁺ (g); (EI₁ + EI₂)
• Mg²⁺ (g) + 2 Cl^- (g) → MgCl₂ (s); (U)

Por lo tanto:

U = ΔH_f - ΔH_subl(Mg) - ΔH_dis(Cl₂) - 2 · AE(Cl) - (EI₁ + EI₂)(Mg)

b) Fundamentos Teóricos

Ver sección de teoría correspondiente para profundizar en los conceptos de energía de red y estabilidad de compuestos iónicos.