Ejercicios: Lewis, resonancia y carga formal

Considera las moléculas neutras de agua ($\mathrm{H_2O}$) y amoníaco ($\mathrm{NH_3}$). Datos: números atómicos $Z(\mathrm{H}) = 1$, $Z(\mathrm{N}) = 7$, $Z(\mathrm{O}) = 8$.

1. a) Determina el número total de electrones de valencia presentes en cada molécula y representa sus diagramas de Lewis correspondientes.
2. b) Indica razonadamente cuántos pares de electrones enlazantes y cuántos pares no enlazantes (solitarios) posee el átomo central en cada una de ellas, justificando si se cumplen las reglas del octeto y del dueto.

La molécula de dióxido de carbono ($\mathrm{CO_2}$) desempeña un papel esencial en el equilibrio climático y en la respiración celular. Datos: números atómicos $Z(\mathrm{C}) = 6$, $Z(\mathrm{O}) = 8$.

1. a) Escribe las configuraciones electrónicas de la capa de valencia para el carbono y el oxígeno, deduciendo el número total de electrones que deben distribuirse en la estructura de Lewis del $\mathrm{CO_2}$.
2. b) Dibuja la estructura de Lewis del $\mathrm{CO_2}$ situando el carbono como átomo central, especifica el orden de los enlaces carbono-oxígeno y comprueba si todos los átomos satisfacen la regla del octeto.

El trifluoruro de boro ($\mathrm{BF_3}$) es un reactivo gaseoso empleado frecuentemente como catalizador en síntesis orgánica. Datos: números atómicos $Z(\mathrm{B}) = 5$, $Z(\mathrm{F}) = 9$.

1. a) Dibuja la estructura de Lewis del $\mathrm{BF_3}$ en la que los tres átomos de flúor forman enlaces simples con el átomo de boro central y completan sus respectivos octetos.
2. b) Justifica por qué el átomo central de boro constituye una excepción a la regla del octeto (hipovalencia) e indica el número de pares enlazantes y no enlazantes que posee dicho átomo.

En disolución acuosa, los carbonatos solubles liberan el anión poliatómico $\mathrm{CO_3^{2-}}$. Datos: números atómicos $Z(\mathrm{C}) = 6$, $Z(\mathrm{O}) = 8$. En el siguiente diagrama se muestra el esqueleto nuclear básico de dicha especie:

a) Completa en papel la estructura de Lewis para el ion $\mathrm{CO_3^{2-}}$ distribuyendo los $24$ electrones de valencia totales y dibuja las tres estructuras resonantes equivalentes.

1. b) Calcula la carga formal de cada átomo en una de las estructuras resonantes y explica brevemente por qué la resonancia no consiste en una oscilación física real entre enlaces simples y dobles.

El catión amonio ($\mathrm{NH_4^+}$) se forma cuando el amoníaco neutro reacciona con un ion hidrógeno ($\mathrm{H^+}$). Datos: números atómicos $Z(\mathrm{H}) = 1$, $Z(\mathrm{N}) = 7$.

1. a) Dibuja la estructura de Lewis del catión $\mathrm{NH_4^+}$, identifica el tipo de enlace mediante el cual se incorpora el protón adicional y justifica si los cuatro enlaces $\mathrm{N\text{--}H}$ en el catión resultante son indistinguibles.
2. b) Calcula la carga formal del átomo de nitrógeno y de cada átomo de hidrógeno en el ion $\mathrm{NH_4^+}$, comparándola con la carga formal que presenta el nitrógeno en la molécula de $\mathrm{NH_3}$.

El anión cianato ($\mathrm{OCN^-}$) es una especie lineal cuyo esqueleto nuclear sitúa al carbono como átomo central: $\mathrm{[O\text{--}C\text{--}N]^-}$. Datos: números atómicos $Z(\mathrm{C}) = 6$, $Z(\mathrm{N}) = 7$, $Z(\mathrm{O}) = 8$; electronegatividades de Pauling: $\chi(\mathrm{C}) = 2,55$, $\chi(\mathrm{N}) = 3,04$, $\chi(\mathrm{O}) = 3,44$.

1. a) Dibuja tres estructuras de Lewis resonantes no equivalentes para el ion $\mathrm{OCN^-}$ en las que todos los átomos completen el octeto.
2. b) Calcula las cargas formales de cada átomo en las tres estructuras y razona cuál de ellas aporta la mayor contribución al híbrido de resonancia, así como cuál resulta ser la menos favorable.

El anión nitrito ($\mathrm{NO_2^-}$) participa en procesos biogeoquímicos del suelo. Datos: números atómicos $Z(\mathrm{N}) = 7$, $Z(\mathrm{O}) = 8$. Longitudes de enlace experimentales: enlace simple $\mathrm{N\text{--}O}$ típico: $140\,\text{pm}$; enlace doble $\mathrm{N=O}$ típico: $120\,\text{pm}$. La cristalografía de rayos X revela que en el ion nitrito los dos enlaces nitrógeno-oxígeno son idénticos y miden $124\,\text{pm}$.

1. a) Dibuja las dos estructuras de Lewis resonantes del ion $\mathrm{NO_2^-}$, indicando pares solitarios y cargas formales de cada átomo.
2. b) Deduce el orden de enlace promedio teórico en el híbrido de resonancia, correlaciónalo con la longitud experimental observada y refuta de forma rigurosa la concepción errónea de que la molécula oscila periódicamente entre un enlace simple y uno doble. No suponga una relación lineal exacta entre orden y longitud de enlace.

La marcada hipovalencia del trifluoruro de boro le confiere una elevada afinidad por bases de Lewis. Al reaccionar $\mathrm{BF_3}$ con amoníaco gas ($\mathrm{NH_3}$) se sintetiza el aducto sólido de adición $\mathrm{F_3B\text{--}NH_3}$. Datos: números atómicos $Z(\mathrm{H}) = 1$, $Z(\mathrm{B}) = 5$, $Z(\mathrm{N}) = 7$, $Z(\mathrm{F}) = 9$.

1. a) Representa las estructuras de Lewis de los dos reactivos individuales y del aducto $\mathrm{F_3B\text{--}NH_3}$, especificando cuál es el átomo dador y cuál el aceptor en la formación del enlace boro-nitrógeno.
2. b) Calcula las cargas formales del boro y del nitrógeno en los reactivos aislados y en el producto final. A partir de los resultados, razona cómo se modifica el cumplimiento de la regla del octeto para el boro tras la reacción.

El ozono ($\mathrm{O_3}$) presenta propiedades fisicoquímicas singulares. Datos: número atómico $Z(\mathrm{O}) = 8$. Longitudes de enlace $\mathrm{O\text{--}O}$ experimentales: en peróxido de hidrógeno ($\mathrm{H_2O_2}$) es $148\,\text{pm}$; en dioxígeno molecular ($\mathrm{O_2}$) es $121\,\text{pm}$; en el ozono, ambos enlaces $\mathrm{O\text{--}O}$ son equivalentes con una longitud de $128\,\text{pm}$, un ángulo de $117^\circ$ y un momento dipolar permanente de $\mu = 0,53\,\text{D}$.

1. a) Escribe las dos formas resonantes de Lewis del $\mathrm{O_3}$, deduciendo las cargas formales para el átomo de oxígeno central y para los dos átomos terminales.
2. b) Calcula el orden de enlace medio, corrobora su coherencia con las distancias interatómicas aportadas y explica por qué una molécula homonuclear como el ozono posee momento dipolar neto no nulo. No suponga una relación lineal exacta entre orden y longitud de enlace.