Galicia. Examen PAU resuelto de Química. Junio 2025

4.2. Responda los tres subapartados siguientes:

4.2.1. Escriba la estructura de Lewis de la molécula de SiF₄ y, en base a la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia, justifique su geometría electrónica y molecular. (1 punto)

4.2.2. Discuta razonadamente si la molécula del apartado anterior 4.2.1. será polar. (0,5 puntos)

4.2.3. Para los siguientes grupos de números cuánticos, explique razonadamente cuáles no estarían permitidos. Para los grupos en los que los números cuánticos si están permitidos, indique a qué orbital atómico pertenecen: , ,  y . (1 punto)

 

4.2.1. Para hacer el diagrama de Lewis del tetrafluoruro de silicio (SiF₄) primero calculamos los electrones de valencia que tienen entre los 5 átomos:

 

 

Todos los átomos cumplen la regla del octete, así en total se necesitan:

 

 

Si a los electrones que necesitamos le restamos los que tenemos, obtendremos los electrones de enlace:

 

 

Y si a los electrones que tenemos le restamos los electrones de enlace, tendremos los electrones no enlazantes:

 

 

Por lo tanto, la estructura de Lewis será:

 

 

 

Como vemos, el tetrafluoruro de silicio tiene alrededor del átomo central 4 pares electrónicos enlazantes y ninguno no enlazante y, según la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV) esos electrones se colocarían en el espacio lo más separados posible para que las repulsiones sean mínimas. Así tanto la geometría electrónica como la molecular serán tetraédricas:

 

 

 

 

4.2.2. Los enlaces entre el flúor y el silicio están polarizados puesto que el flúor es mucho más electronegativo. Por lo tanto, los enlaces tendrán un momento dipolar distinto de cero. Sin embargo, la suma de los cuatro momentos dipolares, uno de cada enlace, es nulo debido a la geometría de la molécula ().

 

 

 

Así entonces el tetrafluoruro de silicio es una molécula apolar.

 

 

4.2.3. Los números cuánticos que caracterizan a un electrón son:

 

·     n:  número  cuántico  principal.  Como  valores  puede  tomar  cualquier  número  natural.  Está relacionado con el volumen efectivo del orbital y con el nivel energético. Cuanto mayor sea n mayor volumen efectivo tendrá el orbital y mayor energía le corresponde.

 

·   l: número cuántico secundario. Toma valores, . Está relacionado con la forma de los distintos orbitales. Las distintas formas de los orbitales se designan mediante letras:

 

·   m:  número  cuántico  magnético.  Toma  valores,  .  Está  relacionado  con la orientación de los orbitales en el espacio. Existen tantas orientaciones como valores de m.

·     s: número cuántico de spin. Tiene que ver con el sentido de rotación del electrón en torno a su propio eje cuando se mueve dentro de un orbital. El electrón sólo tiene dos posibles sentidos de giro, por lo que sólo puede tomar los valores  y .

 

Vemos entonces si las combinaciones de números cuánticos que nos dicen están o no permitidas:

 

 Está permitida, se trataría de un orbital 3d.

 

 No está permitida. Si n = 2 los posibles valores de l son 0 y 1. El valor de l = 3 corresponde a un orbital f que no hay en el nivel 2.

 

 No está permitida. El número cuántico secundario, l, toma siempre valores enteros positivos.

 

 Está permitida, se corresponde con un orbital 4p.