QuímicaFácilProblema · 2 pts

Problema resuelto de Química: Enlace químico y geometría molecularSelectividad (PAU) · Comunitat Valenciana 2026 · Julio

También trata: Fuerzas intermoleculares y propiedades · Estructura atómica y números cuánticos

Enunciado

Considere estas moléculas:

\text{OCl}_2

\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:

i) El

\text{CBr}_4

es muy soluble en benceno,

\text{C}_6\text{H}_6

. (0,5 puntos)

ii) El

\text{OCl}_2

es un gas bastante soluble en agua. (0,5 puntos)

c2) Justifique si los siguientes conjuntos de números cuánticos,

(n, \ell, m_\ell, m_s)

, son posibles o no:

i)

\left(2, 3, -1, +\tfrac{1}{2}\right)

(0,5 puntos)

ii)

\left(3, 2, -2, -\tfrac{1}{2}\right)

(0,5 puntos)

Datos (de la tabla del examen): números atómicos: C = 6; O = 8; Cl = 17; Br = 35.

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Resultado

\text{OCl}_2

: O central con dos enlaces simples y dos pares solitarios,

\text{AX}_2\text{E}_2

, angular.

\text{CBr}_4

: C central con cuatro enlaces simples,

\text{AX}_4

, tetraédrica.

b)

\text{OCl}_2

, polar;

\text{CBr}_4

, apolar (sus momentos dipolares se anulan).

c1) i) Verdadera (apolar en apolar). ii) Verdadera (polar en polar).

c2) i) No es posible (

\ell = 3

con

n = 2

). ii) Es posible (orbital

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Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Para las estructuras de Lewis se cuentan los electrones de valencia: O (grupo 16) tiene 6; C (grupo 14), 4; Cl y Br (grupo 17), 7. El átomo central es el que forma más enlaces (O y C) y cada halógeno se une a él con un enlace simple, completando su octeto.

Con la TRPECV se cuentan los pares de electrones alrededor del átomo central, de enlace y solitarios: su disposición da la geometría. La polaridad de la molécula depende de dos cosas: que los enlaces sean polares (diferencia de electronegatividad) y que la geometría no haga que sus momentos dipolares se anulen.

En c1) se aplica «lo semejante disuelve a lo semejante»; en c2), las reglas que limitan los valores de los números cuánticos.

Desarrollo

a) Electrones de valencia

$\text{OCl}_2$ : $6 + 2\cdot 7 = 20$ electrones (10 pares).
$\text{CBr}_4$ : $4 + 4\cdot 7 = 32$ electrones (16 pares).

Estructuras de Lewis

$\text{OCl}_2$ : el oxígeno central forma un enlace simple O–Cl con cada cloro y le quedan dos pares solitarios; cada cloro conserva tres pares solitarios. Todos los átomos tienen octeto: $2$ pares de enlace $+ 2$ solitarios en el O y $1 + 3$ en cada Cl, $10$ pares en total.
$\text{CBr}_4$ : el carbono central forma cuatro enlaces simples C–Br, uno con cada bromo, y no le quedan pares solitarios; cada bromo conserva tres pares solitarios.

Geometría (TRPECV)

$\text{OCl}_2$ , tipo $\text{AX}_2\text{E}_2$ : cuatro pares alrededor del O, que se dirigen a los vértices de un tetraedro; como solo dos son de enlace, la molécula es angular, con un ángulo algo menor de $109{,}5^\circ$ (los pares solitarios repelen más).
$\text{CBr}_4$ , tipo $\text{AX}_4$ : cuatro pares de enlace, todos iguales; la molécula es tetraédrica, con ángulos de $109{,}5^\circ$ .

b) Polaridad

$\text{OCl}_2$ : los enlaces O–Cl son polares (el O es más electronegativo que el Cl). En una molécula angular los dos momentos dipolares forman un ángulo y su suma no es cero: molécula polar.
$\text{CBr}_4$ : los enlaces C–Br son polares (el Br es más electronegativo que el C), pero los cuatro momentos dipolares, iguales y dirigidos a los vértices de un tetraedro regular, se anulan: molécula apolar.

c1) i) CBr₄ en benceno

El

\text{CBr}_4

es apolar (apartado b) y el benceno también: entre las moléculas de los dos solo hay fuerzas de dispersión, del mismo tipo, y las sustancias apolares se disuelven bien en disolventes apolares. La afirmación es verdadera.

c1) ii) OCl₂ en agua

El

\text{OCl}_2

es una molécula polar, y el agua también: entre ellas se establecen fuerzas dipolo-dipolo, y además los pares solitarios del oxígeno del

\text{OCl}_2

pueden aceptar enlaces de hidrógeno de las moléculas de agua. Las sustancias polares se disuelven bien en disolventes polares: la afirmación es verdadera.

c2) Reglas de los números cuánticos

$n = 1, 2, 3, \ldots$
$\ell = 0, 1, \ldots, n - 1$
$m_\ell = -\ell, \ldots, 0, \ldots, +\ell$
$m_s = +\tfrac{1}{2}$ o $-\tfrac{1}{2}$

(2, 3, -1, +\tfrac{1}{2})

: con

n = 2

\ell

solo puede valer 0 o 1. Un valor

\ell = 3

es incompatible con

n = 2

: la combinación no es posible.

ii)

(3, 2, -2, -\tfrac{1}{2})

: con

n = 3

\ell = 2

está permitido (

\ell \le n - 1

); con

\ell = 2

m_\ell

va de

-2

+2

, así que

-2

vale; y

m_s = -\tfrac{1}{2}

es uno de sus dos valores. La combinación es posible: corresponde a un electrón de un orbital

3d

Consejo

En b) no basta con decir que los enlaces son polares: los criterios puntúan que razones con la geometría si la suma de los momentos dipolares se anula. Es justo lo que separa al $\text{CBr}_4$ , apolar aunque sus enlaces sean polares, del $\text{OCl}_2$ . En a), di el tipo $\text{AX}_m\text{E}_n$ , la disposición de los pares (tetraédrica en los dos casos) y la geometría de la molécula, que no coinciden cuando hay pares solitarios.