GUIA DE SEMINARIOS 1 y 2 -QUÍMICA INORGÁNICA-2021

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SERIE Nro. 1: Repaso 
(Esta guía no se resolverá en las clases de seminarios debido a la ajustada agenda 
que se tiene debido a la pandemia, los alumnos pueden tomarla como guía de estudio 
de temas que ya han sido dados en asignaturas anteriores) 
 
El objetivo de esta primera parte es repasar los principios fundamentales de la estructura 
atómica, geometría molecular y propiedades generales de los elementos, estudiados en 
asignaturas anteriores, que son indispensables en los estudios posteriores del enlace 
químico y de la Química Inorgánica básica. 
 
 
Conceptos teóricos 
 
Para resolver los ejercicios y problemas propuestos en esta serie, es necesario conocer 
en detalle los siguientes aspectos teóricos: 
 
-Configuraciones electrónicas de los átomos (reglas generales y excepciones). 
-Proceso de ionización (M(g) → M+(g) + e-). 
-Proceso de afinidad electrónica (X-(g) → X(g) + e-). 
-Electronegatividad (χ) según las definiciones de Pauling (χP), Mulliken (χM) y Allred-
Rochow (χA-R). 
-Estructura Molecular: teorías de Repulsión de Pares Electrónicos de Nivel de Valencia 
(RPENV) y de Orbitales Atómicos Híbridos (OAH). 
-Polaridad del enlace químico y momento dipolar (μ) permanente en moléculas. 
 
 
Radio Atómico. Radio Iónico. Potenciales de Ionización. Afinidad Electrónica. 
Electronegatividad. 
 
1) a) Analice los radios atómicos de los elementos del segundo periodo. Explique la 
tendencia observada. ¿Se observa este mismo comportamiento desde el Na al Ar? 
b) Compare los radios iónicos de los cationes monovalentes del grupo 1 con los cationes 
divalentes del grupo 2 y los aniones monovalentes del grupo 17. Analice las tendencias 
dentro de cada grupo. 
 
2) Analice los radios atómicos de Ti, Zr y Hf y los radios iónicos de Ti4+, Zr4+ y Hf4+. 
Explique las variaciones. 
 
3) Analice la variación de los primeros potenciales de ionización (I1) con el número 
atómico. Discuta brevemente las tendencias generales y la estructura fina de la misma. 
Analice particularmente en forma comparativa los valores de I1 de los siguientes pares de 
elementos: He-Li; Be-B; N-O; O-Ne y explique las diferencias en función de sus 
configuraciones electrónicas. 
 
4) Represente gráficamente las energías de ionización totales de Aln+ como una función 
de n desde n=0 hasta n=8. Haga dos gráficos, uno In vs n y otro log In vs log n. Explique 
la fuente de discontinuidad en las curvas. 
 
5) La afinidad electrónica (AY) del elemento Y, se define como -∆H de la reacción: 
 
 
 
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Y(g) + e-(g)  Y - (g) ; AY= -∆H 
 
Analice como varía la afinidad electrónica a lo largo de un grupo y de un período de la 
Tabla Periódica. 
 
6) Sabiendo que la Afinidad Electrónica (A) del O(g) es 141 kJ.mol-1 y el ∆H para el 
proceso: O(g) + 2e- → O2-(g); es 603 kJ.mol-1, ¿Cuál es el valor de A del O-(g)? 
 
7) Para los elementos de la primera serie de transición y sus iones discuta: 
a) Configuración electrónica de los elementos. 
b) Configuración electrónica de los iones M2+(g) y M3+(g). 
c) Potencial de ionización de los elementos. 
 
8) Analice y compare las definiciones de electronegatividad (χ) de Pauling (χP), Mulliken 
(χM) y Allred-Rochow (χA-R). 
 
 
Geometría Molecular. Polaridad del Enlace. Momento Dipolar. 
 
9) A partir de la configuración electrónica del elemento (X), el número total de pares 
electrónicos de enlace y de no enlace (p.e.) para las siguientes especies, complete la 
siguiente tabla analizando la geometría molecular mediante la Teoría de repulsión de 
pares de electrones de valencia (TRPEV) y la hibridación del átomo central (X) mediante 
el modelo de combinación lineal de Orbitales Atómicos Híbridos(OAH). 
 
 TRPEV OAH µ ≠ 0 RX-H / pm ∠HXH / º 
 p.e. Geometría hibridación 
BeH2 133 180 
BH3 119 120 
CH4 109 109 
NH3 101 107 
OH2 96 104 
SiH4 148 109 
PH3 142 93 
SH2 134 92 
 
a) ¿Cuáles son las configuraciones electrónicas de los átomos centrales que corresponden 
a los OAH? Analice cualitativamente la energía de los OAH respecto de las de los OA de 
partida. 
b) Compare las geometrías obtenidas con la información estructural de distancias de 
enlaces (RX-H) y ángulos de enlace (∠HXH). Discuta particularmente el fundamento de 
las diferencias de NH3 a PH3 y de OH2 a SH2. Discuta los alcances de RPENV y OAH 
para explicar estos casos. 
 
10) Describa la estructura de las siguientes especies, indicando tipo y geometría de 
hibridización y geometría molecular. Discuta si los enlaces serán polares o apolares y si 
la molécula tiene momento dipolar (µ) neto: SO3, SbCl5, IO4-, N2H4, I3-, IF5, PCl3. 
 
 
 
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11) En las siguientes figuras, se representan la energía de ionización (I), la afinidad 
electrónica (AE) y la electronegatividad (χ) en función del número atómico (Z) para los 
elementos del segundo periodo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
a) Analice en términos cualitativos y cuantitativos la dependencia I, AE y χ con Z. 
b) Analice el alcance predictivo de emplear el valor de χ para estimar I y AE. 
 
 
 
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SERIE Nro. 2: Enlace Químico. Orbitales Moleculares. 
 
 El objetivo de esta serie es que el estudiante sea capaz de aplicar los conceptos de la 
mecánica cuántica a la formación del enlace químico y de predecir las propiedades 
magnéticas, orden de enlace y geometría molecular de moléculas sencillas. Sin entrar en 
la rigurosidad matemática propia de cursos más avanzados, se pretende dejar una idea 
clara del moderno concepto del enlace químico. 
 
Introducción 
 
1) a) Esquematice los solapamientos positivos, negativos y nulos (si los hubiera) para los 
siguientes casos: 
i) Dos orbitales atómicos (OA) s. 
ii) Un OA s y uno pz. 
iii) Un OA s con uno px. 
iv) Dos OA px. 
v) Un OA dxz con un OA px. 
vi) Un OA dz2 con uno pz. 
b) Proponga otras interacciones. 
c) Indique el signo de la función de onda y si existen planos nodales en cada caso y diga 
cuál es la diferencia entre un plano nodal perpendicular al eje internuclear y uno paralelo 
al mismo. 
 
2) a) Dibuje un esquema de la densidad electrónica para el ión H2+. Represente en forma 
separada φΑ2 y φΒ2 para cada OA, las densidades electrónicas del orbital molecular (OM) 
enlazante (φΑ + φΒ)2/√2 y antienlazante (φΑ - φΒ)2/√2 y la simple suma de las dos 
densidades electrónicas (φΑ2 y φΒ2). Asocie cada una de estas funciones a los OM 
enlazante (σs), no-enlazante (σsne) y anti-enlazante (σs∗). 
b) Haga un dibujo de contornos de densidad electrónica para los OM enlazante y anti-
enlazante para el ión H2+. 
c) Represente gráficamente en forma cualitativa la energía potencial en función de la 
distancia (r) para los OM enlazante (σs) y anti-enlazante (σs∗) del ión H2+. 
i) ¿Cuál es la diferencia esencial entre ambas curvas de energía potencial en lo referente 
a la formación del enlace químico? 
ii) Indique en el gráfico la distancia de enlace y la energía de enlace. 
 
 
Moléculas Diatómicas Homonucleares 
 
3) Dibuje el diagrama de energía para los OM del ión H2+ y las moléculas de H2 y He2. 
Indique en cada caso el orden de enlace. Justifique la no existencia de la molécula de He2. 
 
4) Discuta detalladamente las características de los OM σ y π. 
 
5) Discuta detalladamente los diagramas de OM para moléculas diatómicas del segundo 
período. 
a) Explique la inversión de los niveles de energía de los OM π2px y π2py (1πu) con respecto 
al OM σ2pz (3σg) al pasar del N2 al O2. 
b) Indique en cada caso el orden de enlace y las propiedades magnéticas. 
 
 
 
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6) Justifique la inercia química del N2 y el paramagnetismo del O2. Compare la predicción 
de paramagnetismo en la molécula de O2 por parte de la teoría de OM con lo que predice 
la teoría TRPEV. 
 
7) Busque en tablas las energías y distancias de enlace de las moléculas diatómicas de los 
halógenos: F2, Cl2, Br2 y I2. Explique la razón por la cual la energía de enlace aumenta al 
pasar de F2 a Cl2, pero luego disminuye al aumentar el número atómico del halógeno. 
 
8) Dibuje ycompare entre ellos los diagramas de energía de los OM de las siguientes 
especies: O2; O2-; O22-; O2+. Prediga sus propiedades magnéticas. 
 
9) Con los órdenes de enlace de las especies diatómicas del segundo período calculados 
en el problema 5b, complete la siguiente tabla: 
 
Molécula Do (298 K)/ kJ·mol-1 Orden de Enlace (O. E.) 
B2 -297 
C2 -607 
N2 -945 
O2 -498 
F2 -159 
 
Discuta la variación del O.E. y de la distancia del enlace de equilibrio, Do, en la serie. 
 
 
Moléculas Diatómicas Heteronucleares 
 
10) Basado en los datos de las especies homonucleares del problema anterior, analice 
cualitativamente los diagramas de niveles de energía, energía de enlace y O.E. esperados 
para: BC, CN y BN. 
 
11) Represente en un diagrama la formación de OM de una molécula diatómica 
heteronuclear AB donde A y B son átomos del segundo período, para los siguientes casos: 
a) Cuando la diferencia de electronegatividades entre A y B es muy pequeña. 
b) Cuando la diferencia de electronegatividades entre A y B es grande. 
c) Discuta que factores se deben tener en cuenta para que dos OA puedan conducir a la 
formación de un OM y a cuál de los OA se parecerá más cada uno de los OM. 
 
12) Dibuje y compare entre ellos los diagramas de energía de los OM de las siguientes 
especies: NO, NO-, NO+. 
 
13) Construya el diagrama de OM para la molécula de HF. Calcule el orden de enlace. 
Diga si el OM enlazante tendrá mayor carácter s o p. JSR. ¿El par de electrones enlazante 
se encontrará la mayor parte del tiempo cerca del átomo de F o del átomo de H? Discuta 
las características del enlace en función de las electronegatividades de F y H. 
 
14) En el esquema que se muestra abajo se representan en forma cualitativa las energías 
relativas de los OA de los átomos de C y O. 
a) Teniendo en cuenta la simetría de los OA y las ubicaciones relativas de las energías de 
los mismos, construya el diagrama de OM para la molécula de CO. 
 
 
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C O 
2p C ─ ─ ─ 
 
 
 ─ ─ ─ 2p O 
 2 s C ─ 
 
 
 
 
 ─ 2s O 
 
b) Calcule el orden de enlace y compárelo con el calculado según el modelo de enlace de 
valencia. 
c) Compare con los OM obtenidos para la molécula de N2. 
d) Si se elimina un electrón de la molécula de N2 para formar N2+ y de la molécula de CO 
para formar CO+, ¿Qué efecto tendrá sobre el orden de enlace y la energía de enlace de 
ambas moléculas? Analice las diferencias encontradas. 
e) Identifique, para la molécula de CO, el Orbital Molecular Ocupado de más Alta Energía 
(HOMO, “Highest Occupied Molecular Orbital”) y el Orbital Molecular Desocupado de 
más Baja Energía (LUMO, “Lowest Unoccupied Molecular Orbital”). (Nota: Estos 
orbitales son de extrema importancia en la formación de los compuestos de coordinación, 
que serán estudiados más adelante). 
 
15) a) Plantee diagramas de niveles de energía para las especies N2, NO y O2. Analice el 
carácter enlazante o antienlazante del HOMO en cada caso a partir de los siguientes 
valores de potencial de ionización 
 
 N2 NO O2 
I / kJ · mol-1 1503,3 893,9 1164,5 
 
b) Complete la siguiente tabla calculando los órdenes de enlace. 
 
 
 D298 / kJ · mol-1 d (pm) O.E. 
N2 945 110 
N2+ 844 113 
NO 632 117 
NO+ 954 106 
O2 498 121 
O2+ 647 115 
 
c) Compare en cada caso la molécula y su correspondiente catión molecular, discuta el 
origen de las tendencias relativas en energía (D298) y distancia (d) de enlace. 
 
Bibliografía Básica: 
 
- D. F. Shriver, P. W. Atkins y C. H. Langford, “Química Inorgánica”. Vol. 1. 
Editorial Reverté. Barcelona (1998). 
 
 
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- J. E. Huheey, E. A. Keiter y R. L. Keiter “Química Inorgánica. Principios de 
Estructura y Reactividad”. Oxford University Press México, Alfaomega Grupo 
Editor, Col. Del Valle, México (2005). 
- F. A. Cotton y G. Wilkinson, “Química Inorgánica Básica”. Editorial Limusa. 
México (1999). 
- I. S. Buttler y J. F. Harrod, “Química Inorgánica. Principios y Aplicaciones”. 
Addison-Wesley Iberoamericana. Wilmington. Delaware, USA. (1992). 
- B. Mahan y R. J. Myers. “Química: Curso Universitario”. 4ta Ed. Addison-
Wesley Iberoamericana. Wilmington. USA (1990). 
- H. B. Gray y G. P. Haight, Jr., “Principios Básicos de Química”. Editorial 
Reverté. Barcelona (1974). 
 
Bibliografía Avanzada: 
 
- J. E. Huheey, “Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity”. 
Harper & Row, Pub. New York (1972). 
- W. W. Porterfield, “Inorganic Chemistry. A Unified Approach”. 2nd Ed. 
Academic Press. San Diego (1993).