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ENLACE QUÍMICO
1. W2. 23. 34. 4
5. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es mejor? y ¿por qué?:
a. El magnesio tiene atracción débil para los electrones de un enlace químico debido a su baja electronegatividad.
b. La electronegatividad del magnesio es baja porque éste tiene atracción débil para los electrones en el enlace químico
6. Realice un diagrama de densidad electrónicaEl concepto de densidad electronica da la probabilidad de encontrar un electron en una cierta region del atomo.El cuadrado de la funcion de onda,define la distribucion de densidad electronica alrededor del nucleo en el espacio tridimensional.Las regiones de alta densidad electronica representan la mayor probabilidad de localizar un electron, mientras que lo contrario se aplica a regiones de baja densidad electronica.
a. Que rodea a un núcleo atómico. ExpliqueEl núcleo atómico posee también una estructura compleja: consta de neutrones y protones (Partículas «elementales»), denominados conjuntamente, nucleones.
b. Formas v tamaños relativos aproximados de varios orbitales atómicosc. La reacción de dos átomos de hidrógeno para obtener H2
d. La reacción para obtener el HCle. La reacción del metano con el oxígeno
7. ¿Cuáles son los compuestos saturados y cuáles los insaturados? Escriba tres ejemplos de cada uno.
8. Dar una definición adecuada de enlace químico. ¿Qué tipo de fuerza es responsable del enlace químico?
9. Escribir fórmulas para dos cationes y dos aniones que sean isoelectrónicos con el argón.
10. En términos generales, ¿cómo influye cada una de estas propiedades atómicas en el carácter metálico de los elementos de los grupos principales en un periodo: a. energía de ionización; b. radio atómico; c. número de electrones externos; d. carga nuclear efectiva?
Respuesta:
a. Mayor energía de ionización disminuye el carácter metálico.
b. Radio atómico más grande aumenta el carácter metálico.
c. Mayor número de electrones externos disminuye el carácter metálico.
d. Carga nuclear efectiva más grande disminuye el carácter metálico.
11. Indicar los dos tipos básicos de enlace químico. Dar 5 ejemplos de sustancias con cada tipo de enlace. ¿Cuáles son las diferencias entre estos tipos? ¿Cuáles son algunas de las propiedades generales asociadas con los dos tipos principales de enlace?
12. Las fórmulas de cloruro de cesio, del cloruro de bario y del cloruro de galio son las siguientes: CsCl, BaCl2 y GaCl3, respectivamente. Justificar cada fórmula mediante la teoría atómica de Dalton. ¿Qué factor impediría la formación del CsCl2?
13. El ion sulfato SO42- posee la forma de un tetraedro. Describir los enlaces químicos de este ion..
14. Escribir fórmulas de dos cationes que tengan las siguientes configuraciones electrónicas en su nivel de energía más alto ocupado: a) 3s23p6, b) 4s24p6.
15. Cite cuatro propiedades características de compuestos iónicos y covalentes.
16. Escriba las fórmulas de Lewis, que sean consistentes con la regla de las octavas y los requerimientos de covalencia de los compuestos: a) CH4S, b) CCl2F2, c) C2H6S (dos posibles estructuras), d) NI3, e) CH5N.
17. Por qué los enlaces covalentes se denominan enlaces direccionales, mientras los iónicos se denominan no direccionales?
18. Describir los tipos de enlace en los compuestos: a) hipoclorito sódico, NaOCl, y b) clorato cálcico, Ca(ClO3)2.
19. El flúor y el oxígeno son ejemplos de elementos electronegativos. Sugerir dos, elementos que puedan denominarse electropositivos y explique el por qué..
20. Los metales: Ag, Zn, Zr, Cr y Os, forman un óxido en la cual la valencia del metal es igual a su número de grupoperiódico. Escribir las fórmulas de estos óxidos.
21. Establecer el tipo de enlace iónico, covalente o metálico esperaría encontrar en a. CsF(s), b. N2(g), c. Na(s).
Respuesta:
a. iónico; b. covalente; c. metálico
22. Establecer el tipo de enlace iónico, covalente o metálico esperaría encontrar en a. ICl3(g), b. N2O(g), c. LiCl(s).
Respuesta:
a. covalente; b. covalente; c. iónico
23. Establecer el tipo de enlace iónico, covalente o metálico esperaría encontrar en a. O3(s), b. MgCl2(g), c. BrO2(s).
Respuesta:
a. covalente; b. iónico; c. covalente
24. Establecer el tipo de enlace iónico, covalente o metálico esperaría encontrar en a. Cr(s), b. H2S(s), c. CaO(s).
Respuesta:
a. metálico; b. covalente; c. iónico
SÍMBOLO DE LEWIS
25. ¿Qué significa las representaciones puntuales de Lewis de los átomos?
26. a) ¿Qué son electrones de valencia? B) ¿cuántos electrones de valencia posee un átomo de nitrógeno? C) Un átomo tiene una configuración electrónica 1s22s22p63s23p2. ¿Cuántos electrones de valencia tiene?
27. Escriba la configuración electrónica del elemento escandio (Z = 21). ¿Cuántos electrones de valencia tiene este átomo? ¿Qué distingue a estos electrones de valencia de los demás electrones del átomo?
28. Dibuje las representaciones puntuales de Lewis para los siguientes átomos: Rb, Si, I.
Respuesta:
Rb; grupo IA (1) : Si; grupo IVA (14) : I; grupo VIIA (17):
29. Dibuje las representaciones puntuales de Lewis para los siguientes átomos: Ba, Kr, Br.
Respuesta:
Ba; grupo IIA (2): Kr; grupo VIIIA (18): Br; grupo VIIA (17):
30. Dibujar símbolo de Lewis, electrón punto, para cada uno de los siguientes átomos: Sr, P, S.
Respuesta:
Sr; grupo IIA (2): P; grupo VA (15): S; grupo VIA (16):
31. Dibujar símbolo de Lewis, electrón punto, para cada uno de los siguientes átomos: As, Se, Ga.
Respuesta:
As; grupo VA (15): Se; grupo VIA (16): Ga; grupo IIIA (13):
32. Dibujar símbolo de Lewis, electrón punto, para cada uno de los siguientes átomos: Li, C, Ra.
Respuesta:
Li; grupo IA (1): C; grupo IVA (14): Ra; grupo IIA (2):
33. Pronosticar el número de grupo y la configuración electrónica general de un elemento con el
siguiente símbolo de Lewis electrón-punto: a. ; b.
Respuesta:
a. Grupo VIA (16), ns2np4. b. Grupo IIIA (13); ns2np1.
34. Pronosticar el número de grupo y la configuración electrónica general de un elemento con el
siguiente símbolo de Lewis electrón-punto: a. ; b.
Respuesta:
a. Grupo VA (15), ns2np3. b. Grupo IVA (14); ns2np2.
X X
XX
X
Ba Kr
Rb Si I
Sr
Br
S
S
P
As Se Ga
Li CV
Ra
35. Escribir la fórmula de Lewis para AlCl3, un compuesto molecular. Nótese que en AlCl3, el átomo de aluminio es una excepción a la regla del octeto. b) En fase gaseosa, dos moléculas AlCl 3 se unen (dimerizan) para formar Al2Cl6. (Las dos moléculas se unen por dos enlaces "puente" Al-Cl-Al).. Escribir la fórmula de Lewis para esta molécula.
36. Dibujar fórmulas de Lewis aceptables para los siguientes contaminantes comunes del aire: a) SO2, b) NO2, c) CO, d) O3, e) SO3, d) (NH.4)2SO4. ¿Cuál es un sólido? ¿Cuál exhibe resonancia? ¿Cuál viola la regla del octeto?
37. Escribir la fórmula de Lewis para el ácido nítrico, que sean consistentes con los siguientes datos de longitud de enlace: 1.405 Å para el enlace entre el átomo de nitrógeno y el átomo de oxígeno que está unido al átomo de hidrógeno: 1.206 Å para los enlaces entre el átomo de nitrógeno y cada uno de los otros átomos de oxígeno.
38. Exprese gráficamente las fórmulas electrónicas, mostrando la configuración alrededor del átomo central, para H3O+, N2O, OF2 y TiF4.
ENLACE IÓNICO
39. ¿Cuáles de los siguientes compuestos cabría esperar que fueran iónicos: N2O, Na2O, CaCl2, SF4?
Respuesta:
Los compuestos iónicos son Na2O y CaCl2 porque constan de un metal combinado con un no metal.
40. Realice tres maneras de representar la formación de Li+ y F− por transferencia de eelctrones
Respuesta:
a. Configuraciones electrónicas:
Li: [He]2s1 + F: [He]2s22p5 Li+: 1s2 (o [He]) + F−: [He]2s22p6 (o [Ne])
b. Diagrama de orbitales:
c. Símbolo de Lewis electrón-punto:
La fórmula es LiF
41. Use diagrama de orbital parcial y símbolo de Lewis para representar la formación de los iones Na +
y O2− a partir de los átomos y determine la fórmula del compuesto.
Respuesta:
a. Representación de diagrama de orbital parcial:
1s 2s 2p 2p1s 2s 1s 1s2s 2p 2s 2p
F−+Li+FLi +
F −Li+ ++ FLi
3p3s
3p3s
2s 2p 2s 2p
O2−2 Na+O ++
Na
Na
b. Representación de la formación de iones Na+ y O2−:
La fórmula es Na2O.
42. Use configuraciones electrónicas condensadas y símbolos de Lewis electrón-punto para representar la formación de los iones Mg+ y Cl− a partir de los átomos y escribir la fórmula del compuesto:
Respuesta:
a. Configuraciones electrónicas condensadas para representación de la formación de los iones Mg+ y Cl−:
Mg ([Ne]3s2) + 2 Cl ([Ne]3s23p5) Mg2+ ([Ne]) + 2 Cl− ([Ne]3s23p6)
b. Símbolos de Lewis para representar la formación de los iones Mg+ y Cl−:
La fórmula es MgCl2.
43. Usar configuraciones electrónicas condensadas y símbolos de Lewis (electrón-punto) para ilustar los iones monoatómicos formados a partir de cada uno de los siguientes pares, y predecir la foçórmula del compuesto que producen los iones: a. Ba y Cl; b. Sr y O; c. Al y F; d. Rb y O.
Respuesta:
a. Ba2+: [Xe]; Cl−: [Ne]3s23p6. BaCl2.
b. Sr2+: [Kr]; O2−: [He]2s22p6. SrO.
c. Al3+: [Ne]; F−: [He]2s22p6. AlF3.
d. Rb+: [Kr]; O2−: [He]2s22p6. Rb2O.
44. Usar configuraciones electrónicas condensadas y símbolos de Lewis (electrón-punto) para ilustar los iones monoatómicos formados a partir de cada uno de los siguientes pares, y predecir la foçórmula del compuesto que producen los iones: a. Cs y S; b. O y Ga; c. N y Mg d. Br y Li.
45. Identificar el grupo principal al que pertenece X en cada una de las fórmulas de compuestos iónicos: a. XF2; b. MgX; c. X2SO4.
Respuesta:
a. ; b. ; c.
46. Identificar el grupo principal al que pertenece X en cada una de las fórmulas de compuestos iónicos: a. XF2; b. MgX; c. X2SO4.
Respuesta:
Na
Na
2 Na+ + O 2−+ O
Cl
ClMg + Mg2+ Cl 2−+ 2
a. IIA (2); b. VIA (16); c. IA (1)
47. Identificar el grupo principal al que pertenece X en cada una de las fórmulas de compuestos iónicos: a. X3PO4; b. X(SO4)3; c. X(NO3)2.
Respuesta:
a. ; b. ; c.
48. Identificar el grupo principal al que pertenece X en cada una de las fórmulas de compuestos iónicos: a. X2O3; b. XCO3; c. Na2X.
Respuesta:
a. IIIA (13); b. IIA (2); c. VIA (16)
49. Identificar el grupo principal al que pertenece X en cada una de las fórmulas de compuestos iónicos: a. CaX2; b. Al2X3; c. XPO4.
Respuesta:
a. ; b. ; c.
50. ¿Sería de esperarse que el ion Ca+ existiese en algún compuesto? Indique por qué si o por qué no.
51. ¿Qué información puede dar sobre el enlace químico una fórmula de Lewis para un compuesto o ion? ¿Qué información sobre el enlace no esta representada directamente en una fórmula de Lewis?
52. Las siguientes propiedades pueden encontrarse en un manual de química:
Tricloruro de arsénico, AsCl3: líquido aceitoso; gravedad específica 2.163 a 20° C; Punto de fusión -8.5° C; punto de ebullición 63° C a 752 torr; se descompone en contacto con agua; soluble en alcohol y en éter.
Cloruro de magnesio(II),MgCl2: cristales cúbicos color rosa claro; gravedad especifica 2.977; punto de fusión 650° C; punto de ebullición 1190° C; solubilidad en el agua fría 72.3 g/100 ml H2O a 25° C y 123.8 g/100 ml H2O a 100° C.
¿Clasificaría a estos compuestos como iónicos o covalentes? ¿Por qué?
53. Se tiene un vasito de vidrio, de 45 cm3, lleno de mercurio (masa atómica 200.61 u y densidad 13.5 g/cm3)
a) ¿Cuántos gramos de mercurio contiene el vaso. b) Calcúlese la masa de un átomo de mercurio, c) ¿Cuál es la masa de un núcleo de mercurio, sabiendo que la del electrón es 0.00055 u, y que
el átomo tiene un Z = 80.d) De la masa total contenida en el vaso, ¿cuántos gramos se deben a los electrones y cuántos a
los nucleones?e) ¿Cuál es el volumen aparente ocupado por un átomo de mercurio?f) ¿Cuál es la densidad de la región nuclear? (Supóngase que el núcleo es un cubo de 8 x 10 -13
cm de arista)g) ¿Cuál es la densidad aparente de la corteza electrónica?h) Utilizando el resultado del literal g, calcúlese la masa contenida en el vaso, si este se llenase
sólo con electrones.i) Utilizando los resultados de f, calcúlese la masa contenida en dicho vaso si se llenase sólo con núcleos de mercurio. Exprésese en
toneladas.
[a) 608 g, 1.82 x 1024 átomos; b) 3.33 x 10-22 g; c) 3.33 x 10-22 g; d) 0.13 g, 608 g; e) 2.47 x l0-22
cm3; f) 7 x 1014
g/cm3; g) 3.0 x 10-3 g/cm3; h) 0.13 g; i) 3 x l016 g, 3 x 1010 ton]
54. Dibuje las fórmulas electrónicas para las siguientes sustancias electrovalentes: NaCl, KH, AlF 3, BaS, Ca3P2.
55. ¿Qué fórmulas cree usted acertadas para sustancias electrovalentes formadas por la combinación de los siguientes elementos?: a) potasio y flúor, b) calcio y oxígeno, c) aluminio y oxígeno, d) bario y nitrógeno, e) litio y nitrógeno. Ilustre el tema con fórmulas electrónicas. Respuesta:
a. Potasio y flúor: KF
Utilizando la forma gráfica de la distribución electrónica:
Utilizando la representación del símbolo de Lewis:
Utilizando la representación de la ecuación redox:
Semireacción de oxidación u oxidación: K K+ + e
Semireacción de reducción o reducción: F + e F
Reacción global REDOX: K + F K+F
+ e
+ e
+
KK+
F
F
K
FF
K+
KF
K
+ K FF K+ F
KF
Utilización de la representación del diagrama de orbitales atómicos parciales:
b. Calcio y oxígeno: CaO
c. Aluminio y oxígeno: Al2O3
d. Bario y nitrógeno: Ba2N3
e. Litio y nitrógeno. Li3N
56. ¿Por qué los compuestos iónicos sólidos son más bien malos conductores de la electricidad? ¿Por qué aumenta la conductividad cuando un compuesto iónico se funde o se disuelve en agua?
57. ¿Cuáles de los siguientes compuestos no representan exactamente compuestos iónicos binarios estables? ¿Por qué? Al(OH)3, CO2, Ca2O3, AlF4, Li2S, RbCl, KF, BaCl2.
58. Se forma un compuesto iónico cuando litio (Z = 3) reacciona con oxígeno (Z = 8). Si una muestra del compuesto contiene 2.8 x 1020 iones de litio, ¿cuántos iones óxido contiene? {Li forma Li+ y O forma O−2, de modo que el compuesto debe tener dos veces más Li+ (2.8 x 1020) que O2− (1.4 x 1020) }
59. Se forma un compuesto iónico cuando calcio (Z = 20) reacciona con yodo (Z = 53). Si una muestra del compuesto contiene 1.2 x 1019 iones de calcio, ¿cuántos iones yoduro contiene?
60. Los radios de los iones sodio y potasio son 102 pm y 138 pm, respectivamente. ¿En qué compuesto la atracción entre iones es más fuerte: cloruro de sodio o en el cloruro de potasio? {cloruro de sodio}
61. Los radios de los iones litio y magnesio son 76 y 72 pm, respectivamente. ¿En qué compuesto la atracción entre iones es más fuerte: óxido de litio o en el óxido de magnesio?
CICLO DE BORN HABER
62. En general, ¿cómo depende la energía de cristalización en un compuesto iónico de la carga y el tamaño de los iones?
Respuesta:
Porque la energía de la red es el resultado de las atracciones electrostáticas entre los iones de carga opuesta, su magnitud depende de varios factores, incluyendo el tamaño iónico, la carga iónica y el arreglo de los iones en el sólido. Para un arreglo particular de iones la energía de red aumenta cuando la carga de los iones aumentan y sus radios disminuyen.
63. Cuando los iones gaseosos Na+ y Cl− forman pares iónicos gaseosos de NaCl, se liberan 548 kJ/molo. Entonces, ¿por qué el NaCl existe como un sólido bajo condiciones ordinarias? Silberberg
64. Para formar iones de S2− a partir de átomos de azufre gaseoso se requiere de 214 kJ/mol, pero
K F FK+ ++
4s 4p 2s 2p 2s 2p
KF
Transferencia del electrón de valencia del átomo de potasio al átomo de flúor
estos iones existen en sólidos como el K2S. Explique. Silberberg
65. Para cada par, elegir el compuesto con la mayor (más negativa) energía de cristalización, y explicar su elección: a. BaS o CaS; b. LiCl o CsCl.
Respuesta:
a. BaS; Ba y S tienen cargas iónicas más grandes que Cs y Cl.
b. LiCl; Li tiene un radio atómico menor que Cs.
66. Para cada par, elegir el compuesto con la mayor (más negativa) energía de cristalización, y explicar su eleción: a. CaO o CaS; b. BaO o SrO.
67. Para cada par, elegir el compuesto con la menor (menos negativa) energía de cristalización, y explicar su eleción: a. CaO o BaS; b. NaF o MgO.
Respuesta:
a. BaS; Ba tiene un radio atómico mayor que Ca.
b. NaF; Na y F tienen cargas más pequeñas que el Mg y O.
68. Para cada par, elegir el compuesto con la menor (menos negativa) energía de cristalización, y explicar su eleción: a. NaF o NaCl; b. K2O o K2S.
69. Calcule el calor de formación del óxido de magnesio, Mg (c) + ½ O2 (g) MgO (c), a partir de los siguientes datos en kcal/mol:
Afinidad electrónica O (g) + 2e O2+ (g) 156.0
Energía de disociación de enlace O2 (g) 2 O (g) 119.1
Calor de sublimación Mg (c) Mg (g) 36.5
Energía de ionización Mg (g) + 2 e Mg2+ (g) 523.0
Energía reticular Mg2+ (g) + O2+ (g) MgO (c) -919.0
[-l44 kcal/mol]
70. a. Calcule la energía reticular del LiF a partir de los siguientes datos:
Cambio de entalpía de la reacción de formación: Li (s) + F2 (g) LIF (s) ; − 617
kJ.
Paso 1: Li (s) Li (g) ; (161 kJ) Calor de sublimación
Paso 2: F2 (g) F (g) ; (159 kJ) = 79.5 kJ Energía de enlace
Paso 3: Li (g) Li+ (g) + e = 520 kJ Energía de primera ionización
Paso 4: F (g) + e F− (g) ; − 328 kJ Energía de afinidad electrónica
Paso 5: Li+ (g) + F− (g) LiF (s) ; ? Energía de cristalización
b. Realizar la figura del ciclo de Born Haber para el fluoruro de litio.
2
1
2
1
2
1
2
12
1
2
1
Respuesta:
a. Usando la Ley de Hess, hacemos que sea igual a la suma de los pasos y calculamos la energía de cristalización:
= + + + +
Despejando nos da:
=
= − 617 kJ − [ 161 kJ + 79.5 kJ + 520 kJ + ( − 328 kJ) ]
= − 1 050 kJ
b. La figura muestra dos posibles rutas, ya sea la reacción de combinación directa (flecha negra) o la flecha de pasos múltiples (flechas azules), uno de los cuales es la energía de red cristalina desconocida. La Ley de Hess nos dice que ambas vías involucran el mismo cambio de entalpía total :
= suma de para la ruta de pasos múltiples
La figura del ciclo de Born Haber para el fluoruro de litio queda:
71. Calcule la energía reticular del NaCl a partir de los siguientes datos:
H [kcal/mol]
Calor de sublimación Na (c) Na (g) 26.0
Energía de ionización Na (g) Na+ (g) + e 118.0
Energía de enlace Cl2 (g) 2 Cl (g) 57.2
Afinidad electrónica Cl (g) + e Cl- (g) -88.2
Calor de formación Na (c) + ½ Cl2 (g) NaCl (c) -98.2
LiF (s)
Li (s) + F2 (g)2
1
Li (g) + F2 (g)
2
1Li (g) + F (g)
Li+ (g) + F (g)
Li+ (g) + F− (g)
oTOTALH = o
fH
Li de H H osubl
o1 paso
F de EE H 2o
2 paso2
1
Li de EI Ho3 paso
F de AE Ho4 paso
LiF de H H ored
o5 paso
Ent
alpí
a, H
Comparando con la energía de cristalización del LiF (− 1 050 kJ/mol), ¿la magnitud relativa del valor para el NaCl es la esperada? Explicar. {-182.6 kcal/mol o − 788 kJ}
Respuesta:
Esta es menor que para el LiF debido a que los radios iónicos mayores del Na+ y el Cl−. El conjunto de las interacciones electrostáticas entre los iones Na+ y Cl-, dan lugar a un ordenamiento regular y por tanto se forma el cristal. La energía liberada en la formación del cristal por los iones componentes se conoce con el nombre de retículo cristalino y es designada con el nombre de energía reticular.
72. Usar los siguientes datos para calcular la (energía de cristalización) del MgF2.
Mg (s) Mg (g) ; = 148 kJ
F2 (g) 2 F (g) ; = 159 kJ
Mg (g) Mg+ (g) + e ; = 738 kJ
Mg+ (g) Mg2+ (g) + e ; = 1 450 kJ
F (g) + e F− (g) ; = − 328 kJ
Mg (s) + F2 (g) MgF2 (s) ; = − 1 123 kJ
Comparando con la energía de cristalización del LiF (− 1 050 kJ/mol) o con la energía de cristalización que se calculó para el NaCl en el problema anterior, ¿le sorprende la magnitud relativa del valor para el MgF2? Explique.
73. Usar los siguientes datos para
K (s) K (g) ; Hsub(K) = 21.5 kcal/mol
K (g) K+ (g) + e ; I (K) = 100 Kcal/mol
Br2 (l) Br (g) ; HD (Br2) = 26.3 Kcal/mol
Br (g) + e Br- ; A (Br) = 81.6 Kcal/mol
K+ + Br- KBr (s) ; U = 159.9 Kcal/mol
para calcular la energía de cristalización de la reacción siguiente
K (s) + Br2 (l) KBr (s) ; HF (KBr) =
Respuesta:
Sea la figura siguiente la representación típica del ciclo de Born-Haber para el KBr:
Las energías están relacionadas entre sí por la ecuación:
HF = Hsub (K) + HD (Br2) + I (K) A (Br) + U = 93.7 Kcal/mol
La energía reticular de un sólido iónico es la energía que se libera cuando un mol de cristal se forma a partir de los iones.
74. Usar los siguientes datos para calcular (energía de cristalización) del óxido de calcio:
I) Ca (s) Ca (g) EI = Qvap = + 36.6 kcal/mol
II) ½O2 (g) O (g) EII = ½E(O2) diss = + 48 kcal/mol
III) Ca (g) Ca+ (g) + e- EIII = E(I)ion = + 141 kcal/mol
IV) Ca+ (g) Ca+2 (g) + e- EIV = E(II)ion = + 273 kcal/mol
V) O (g) + e- O− (g) EV = E(I)a. el = − 34 kcal/mol
VI) O- (g) + e- O−2 (g) EVI = E(II)a. el = + 210 kcal/mol
VII) Ca+2 (g) + O-2 (g) CaO (s) EVII = Eretic = − 862 kcal/mol
Ca (s) + ½ O2 (g) CaO (s) E = EI + ... + EVII = −187 kcal/mol
75. El óxido de aluminio (Al2O3) es un abrasivo industrial ampliamente utilizado (esmeril, corindón), cuyas aplicaciones específicas dependen de la dureza del cristal. ¿Qué implica esta dureza acerca de la magnitud de la energía de cristalización? ¿Habría predicho a partir de la fórmula química que el Al2O3 es duro? Explique.
76. Los ciclos de Born-Haber se usan para obtener los primeros valores confiables de afinidad electrónica al considerar el valor de AE como la incógnita y usando el valor teórico calculado para la energía de cristalización. Usar un ciclo de Born-Haber para el KF y los siguientes valores para calcular un valor para la afinidad electrónica del Flúor:
K (s) K (g) ; = 90 kJ
K (g) K+ (g) + e ; = 419 kJ
F2 (g) 2 F (g) ; = 159 kJ
K (s) + ½ F2 (g) KF (s) ; = − 569 kJ
K+ (g) + F− (g) KF (s) ; = − 821 kJ
{− 336 kJ}
77. Aun cuando se requiere mucha energía para formar un catión metálico divalente, los metales alcalinotérreos forman haluros con fórmula general MX2, en vez de MX. Veamos por qué:
a. Usar los siguientes datos para calcular la del MgCl:
Mg (s) Mg (g) ; = 148 kJ
Cl2 (g) 2 Cl (g) + 4e ; = 243 kJ
Mg (g) Mg+ (g) + e ; = 738 kJ
Cl (g) + e Cl− (g) ; = 349kJ
del MgCl = − 783.5 kJ
b. ¿El MgCl es estable en relación con sus elementos? Explicar.
c. Usar la Ley de Hess para calcular la para la conversión del MgCl en MgCl2 y Mg ( del
MgCl2 = − 641.6 kJ/mol)d. ¿Se favorece la formación del MgCl en relación con la formación del MgCl2? Explicar
Respuesta:
a. − 125 kJ
b. Sí, porque el es negativo.
c. − 392 kJ.
d. No, porque el H para la conversión del MgCl a MgCl2 es negativo.
78. Las energías de cristalización también pueden calcularse para sólidos covalentes por emdio de un ciclo de Born Haber, y la del retículo del dióxido de silicio sólido es una de las más altas. El dióxido de silicio se encuentra en forma cristalina puar como cuarzo de roca transparente, el material de la bola de cristal de las fábulas. Mucho más duro que le vidrio, este material anteriormente era empleado para la elaboración de lentes para instrumentos ópticos y lentes
costosos. Usar los siguientes datos para calcular la del SiO2:
Si (s) Si (g) ; = 454 kJ
Si (g) Si4+ (g) + 4e ; = 9 949 kJ
O2 (g) 2 O (g) ; = 498 kJ
O (g) + 2e O2− (g) ; = 737 kJ
SiO2 (s) ; = − 910.9 kJ
ENLACE COVALENTE
79. Realice un diagrama de fuerzas en la molécula de hidrógeno.
Respuesta:
80. Defina: a) enlace químico, b) enlace electrovalente, c) enlace covalente.
81. Describa clara y concisamente al enlace covalente polar. Cite cuatro ejemplos.
82. Cite las principales diferencias entre enlace covalente coordinado y enlace covalente polar.
83. Defina dipolo y momento dipolar.
84. Describir las interacciones que suceden entre los átomos individuales de cloro mientras se aproximan uno a otro al formar Cl2. ¿Qué combinación de fuerzas origina la energía que mantiene juntos los átomos y la distancia internuclear final?
Respuesta:
Fuerzas atractivas
Fuerzas repulsivas
H H
El gas cloro consiste en moléculas biatómicas. Cuando dos átomos de cloro se acercan uno a otro, cada núcleo atómico empieza a atraer los electrones del otro, lo cual disminuye la energía potencial del sistema. Los átomos continúan acercándose más uno a otro, y la energía potencial continúa bajando. Cuando las atracciones aumentan, también aumentan la repulsión entre núcleos y entre electrones. A cierta distancia internuclear se alcanza la atracción máxima a pesar de la repulsión, y el sistema está en su energía más baja. La atracción mutua de los núcleos y el par de electrones constituye el enlace covalente.
85. Definir la energía de enlace usando el enlace HCl como un ejemplo. Cuando este enlace se rompe, ¿la energía se absorbe o se libera? ¿El valor de la H que acompaña la ruptura del enlace es positivo o negativo? ¿Cómo se relacionan la magnitud y el signo de este valor de H con el valor que acompaña la formación del enlace HCl?
Respuesta:
a. La energía de enlace o energía de formación de enlace es la energía emitida que acompaña la formación de un mol de enlaces en el estado gaseoso a partir de sus átmos gaseosos individuales.
H (g) + Cl (g) HCl (g) + Energía
O también
H (g) + Cl (g) HCl (g) ; HE = x
b. Cuando el enlace se rompe se absorbe energía, es una reacción endotérmica.
c. El H de ruptura de enlace es POSITIVO.
d. La relación del H de formación de enlace es de la misma magnitud, pero opuesta en signo con H de disociación de enlace. HE = + HD. El H para los dos casos es igual.
86. Para enlaces sencillos entre tipos similares de átomos, ¿cómo se relaciona la energía la fuerza de enlace con los tamaños de los átomos? Explicar
87. Dibujar los orbitales atómicos de valencia de: a) una molécula de hidrógeno, b) una molécula resultante de la unión del átomo de hidrógeno con el de flúor, c) una molécula de NH3, y d) una molécula de metano.
88. Distinguir entre moléculas diatómicas heteronucleares y homonucleares. Identifíquese el tipo de enlace. Dé dos ejemplos de cada tipo de molécula.
89. Escribir las fórmulas desarrolladas de los siguientes compuestos covalentes: a) nitrógeno e hidrógeno, b) carbono y flúor, c) hidrógeno y azufre, d) azufre y cloro.
90. ¿Cuáles de los siguientes compuestos son moleculares: CBr4, FeS, P4O6, PbF2?
Respuesta:
Los compuestos moleculares son CBr4 y P4O6 porque se han combinado dos no metales.
91. ¿Cuál es el número máximo de enlaces covalentes que podría formar un elemento del segundo período? ¿Cómo pueden los elementos representativos posteriores al segundo período formar más de este número de enlaces covalentes?
92. Basándose en las posiciones de los siguientes pares de elementos en la tabla periódica, prediga si el enlace entre ellos sería iónico o covalente. Justifique su respuesta: a) Ba y S, b) P y O, c) Cl y F, d) Li y I, e) Si y Br. f) Mn y F, g) Na y Se.
93. Al usar M como símbolo general para los metales y X como símbolo general para los no metales, escriba ecuaciones generales para reacciones de las siguientes parejas de elementos. No olvide incluir las cargas de los iones:
a) Un metal del grupo IIA con un elemento del grupo VAb) Un metal del grupo IIA con un elemento del grupo VIA.c) Un metal del grupo IIIA con un elemento del grupo VIIA.
94. Realice un diagrama comparativo de HBr, Br2 y NaCl.
95. Clasifique los siguientes compuestos como iónicos o covalentes: a) CaSO4, b) SO2, c) H2CO3, d) NiCl2, e) Li2O, f) SOCl2, g) N2H4. Justifique su respuesta..
96. Usando únicamente la tabla periódica, clasifique los miembros cada uno de los siguientes conjuntos en orden de fuerza de enlace creciente: a. Br−Br, Cl−Cl, I−I; b. S−H, S−Br, S−Cl; c. C=N, C−N, C≡N.
Respuesta:
a. I−I < Br−Br < Cl−Cl; b. S−Br < S−Cl < S−HJ; c. C−N < C=N < C≡N.
97. Usando únicamente la tabla periódica, clasifique los miembros cada uno de los siguientes conjuntos en orden de longitud de enlace creciente: a. H−F, H−I, H−Cl; b. C−S, C=O, C−O; c. N−N, N−S, N−O.
Respuesta:
98. El ácido fórmico (HCOOH) es secretado por ciertas especies de hormigas cuando muerden. Tienen la fórmula estructural:
Clasificar las fuerzas relativas del enlace C−O, del enlace C=O, y las fuerzas de atracción entre dos moléculas de HCOOH.
99. Usando fotones de longitudes de onda específicas, los químicos pueden disociar el HI gaseoso para producir átomos de H con velocidades conocidas de forma precisa. Cuando el HI se disocia, los átomos de H se alejan rápidamente, mientras que los relativamente pesados de I se mueven poco.
a. ¿Cuál es la mayor longitud de onda (en nm) que puede disociar una molécula de HI?b. Si se usa un fotón de 254 nm, ¿cuál es el exceso de energía (en J) sobre la necesaria para la
disociación?c. Si todo el exceso de energía se emplea por el átomo de H como energía cinética, ¿cuál es su
velocidad (en m/s) {}a. 406 nm; b. 2.92 x 10−19 J; c. 1.87 x 104 m/s}
Respuesta:
a. W
b. W
C OH H
O
c. W
100. Los químicos emplean láser para emitir luz de una determinada energía a fin de iniciar la ruptura de enlaces.
a. ¿Cuáles son la energía mínima y la frecuencia de un fotón que pueda causar la disociación de una molécula de Cl2?
b. Se piensa que el primer paso clave para la destrucción del ozono estratosférico por los clorofluorocarbonos industriales es la fotodisociación de un enlace CCl. ¿Cuál es la mayor longitud de onda de un fotón que puede causar esta disociación? {a. 4.04 x 10 −19 J; 6.09 x 1014 s−1; b. 353 nm}
Respuesta:
a. En un MANUAL se toma la lectura de energía de disociación de enlace: E DISOCIACIÓPN DE ENLACE = 242 kJ/mol = HD.
Para un enlace:
Frecuencia del fotón:
b. En un MANUAL se lee la energía de enlace promedio C—Cl: 339 kJ/mol
Para un enlace:
Frecuencia del fotón:
(1)
101. ¿Qué factores originan un enlace covalente polar? Dar tres ejemplos de compuestos en los que existan enlaces covalentes polares.
102. Indique por medio de los símbolos + y -, la carga fraccionaria, si es que existe, de los átomos de cada uno de los siguientes enlaces: a) BCl; b) CCl; c) NCl; d) OCl; e) FCl
103. Escribir la fórmula de Lewis para cada una de las siguientes moléculas o iones. ¿Cuáles contienen al menos un átomo con más de un octeto de electrones de valencia? a) AlCl 4
-, b)
1 1 m = 109 nm
AsCl5, c) KrF2, d) PF6-, e) SF4.
104. Escribir la fórmula de Lewis para cada uno de los siguientes compuestos. ¿Cuáles contiene al menos un átomo con menos de un octeto de electrones de valencia? a) BeBr 2, b) BBr3, c) BCl3, d) AlCl3.
105. Dados los átomos hipotéticos A, B, C y D con 1, 4, 6 y 7 electrones de valencia, respectivamente, exprese gráficamente las fórmulas electrónicas para dos compuestos electrovalentes y dos compuestos covalentes, que razonablemente pudieran formarse por reacción entre diferentes pares de estos átomos. Suponga saturación de valencia.
106. ¿Cuál compuesto de los siguientes pares tendría el enlace más polar? a) HCl y HI, b) CH4 y NH3, c) MgO y CaO.
107. Exprese gráficamente las fórmulas electrónicas, mostrando la configuración alrededor del átomo central, para: a) H3O+, b) N2O, c) OF2, y d) TiF4.
108. a) ¿Qué son especies isoelectrónicas? Indicar tres pares de especies isoelectrónicas. b) Todas excepto una de lasespecies son isoelectrónicas. (Cuál no es isoelectrónica con las demás? Ne, Al3*, O2', Mg2^ Na.
109. Escriba las fórmulas de Lewis, consistentes con las reglas de las octavas y los requerimientos de covalencia de: a) C2H4, b) COCl2, c) NOBr, d) H2CO, e) C2H2.
110. Indique si cada una de las siguientes sustancias tiene una estructura covalente molecular, covalente macromolecular (tipo red) o iónico. Explique sus razones para cada respuesta. a) HCl p.f. –112° C, p.e. -84° C, el líquido es mal conductor de la electricidad. b) SiC, la covalencia de cada átomo es 4, no hay enlaces múltiples. c) BaCl2, p.f. 963° C, p.e. 1560° C, la sustancia fundida conduce la electricidad
111. Para cada uno de los siguientes pares de compuestos, seleccione el que muestre mayor polarización. Expliquebrevemente su elección: a) Nal o AgI, b) CuCl o CuI, c) PbO o PbS. d) Cs2S o CsCl, e) LiI o Nal.
112. Escribir fórmulas de dos aniones que tengan las siguientes configuraciones electrónicas en su nivel de energía más alto ocupado: a) 3s23p6, b) 4s24p6.
113. Para cada una de las siguientes especies, i) indique el número total de electrones de valencia y ii) escriba una fórmula de Lewis que satisfaga la regla de las octavas: a) tetracloruro de carbono, b) cloruro de nitrilo, c) H2NCN, cianamida, d) C2N2, cianógeno, e) difluoruro de xenón, f) ICl4
-. (El Xe y el I exceden en una octava)
114. Dibújense diagramas de distribución de carga de la molécula no polar F2, de la iónica NaF y de las moléculas covalentes polares CsF y ClF
115. Muchas manchas comunes, como las de chocolate y otros alimentos grasos, pueden eliminarse con disolventes de limpieza en seco como tetracloroetileno, C2Cl4. ¿C2Cl4 es iónico o covalente? Explique la respuesta.
116. Dados los átomos hipotéticos A, B, C y D con 1, 4, 6 y 7 electrones de valencia, respectivamente, exprese gráficamente las fórmulas electrónicas para dos compuestos electrovalentes y dos compuestos covalentes, que razonablemente pudieran formarse por reacción entre diferentes
pares de estos átomos. Suponga saturación de valencia.
117. Exprese gráficamente suficientes fórmulas electrónicas para representar las estructuras en resonancia de: a) CO3
2-, b) NO2-, c) O3.
118. ¿Los enlaces de cada una de las sustancias son iónicos, covalentes no polares o covalentes polares? Clasificar las sustancias con enlaces covalentes polares en orden de polaridad del enlace creciente: a. S8; b. RbCl; c. PF3; d. SCl2; e F2; f. SF2.
Respuesta:
a. covalente no polar; b. iónico; c. covalente polar; d. covalente polar; e. covalente no polar; f. covalente polar.
Clasificación de las sustancias polares en orden de polaridad del enlace creciente: SCl2 < SF2 < PF3
119. ¿Los enlaces de cada una de las sustancias son iónicos, covalentes no polares o covalentes polares? Clasificar las sustancias con enlaces covalentes polares en orden de polaridad del enlace creciente: a. KCl; b. P4; c. BF3; d. SO2; e Br2; f. NO2.
120. Clasificar los miembros de cada conjunto de los compuestos en orden de carácter iónico decreciente de sus enlaces. Usar flechas de polaridad para indicar la polaridad de cada enlace: a. HBr, HCl, HI; b. H2O, CH4, HF; c. SCl2, PCl3, SiCl4.
Respuesta:
a. HI < HBr < HCl b. CH < HO < HF c. SCl < PCl < SiCl
121. Clasificar los miembros de cada conjunto de compuestos en orden de carácter iónico decreciente de sus enlaces. Usar cargas parciales para indicar la polaridad de cada enlace: a. PCl3, PBr3, PF3; b. BF3; NF3, CF4; c. SeF4; TeF4, BrF3.
122. Escriba las características de los compuestos iónicos y de los compuestos covalentes.
123. Cuando un metal de transición d se ioniza pierde sus electrones s externos antes que cualquier electrón d. Usando representaciones [gas noble](n – 1)dx, escribir las configuraciones electrónicas externas para los siguientes iones: a) Cr3+, b) Mn2+, c) Sc3+, d)' Au+, e) Cu+, f) Fe2+.
REACCIONES
124. Hallar el número total de electrones de valencia para: a) SnCl4, b) NH2-, c) CH5O+, d) ClO3
-, e) CN2H2.
125. La siguiente ecuación empírica relaciona el tanto por ciento de carácter iónico con la diferencia de electronegatividad, XA – XB: % carácter iónico = 16(XA - XB) + 3.5(XA – XB)2. Calcule el tanto por ciento de carácter iónico de: a) HCl, b) HF, c) CsF y d) NaCl.
126. "El" es el símbolo general para un elemento representativo. En cada caso, ¿en qué grupo periódico está localizado El? Justificar las respuestas y proporcione un ejemplo específico en cada caso.
127. Determine las fórmulas empíricas de los compuestos formados por: a. iones Al3+ y Cl−; b. iones Al3+ y O2−; c. iones Mg2+ y NO3
−.
Respuesta:
a. AlCl3 b. Al2O3 c. Mg(NO3)2
128. Escriba las fórmulas empíricas de los compuestos formados por los iones siguientes: a. Na+ y PO4
3−; b. Zn2+ y SO42−; c. Fe3+ y CO3
2−.
Respuesta:
a. Na3PO4 b. ZnSO4 c. Fe2(CO3)3
129. Escribir la notación química de los aniones siguientes: a. ion óxido; b. ion nitruro; c. ion hidróxido; d. ion nitrito; e. ion perclorato; f. fosfato; g. ion dicromato; h. ion permanganato.
Respuesta:
a. O2− b. N3− c. OH− d. NO2−
e. ClO4− f. PO4
3− g. Cr2O72− h. MnO4
−
130. Escriba la notación química de los aniones siguientes: a. ion cloruro; b. ion cianuro; c. ion sulfuroso; d. ion nitrato; e. ion cromato; f. ion bicarbonato; g. ion diácido fosfato; h. ion tiosulfato.
Respuesta:
a. Cl− b. CN− c. S2− d. NO3−
e. CrO4− f. HCO3
− g. H2PO4− h. S2O2
2−
131. Escribir la notación química de los cationes siguientes: a. ion hidrógeno; b. ion cesio; c. ion amonio; d. ion hidronios; e. ion magnesio; f. ion cuproso; g. ion manganoso; h. ion crómico.
Respuesta:
a. H+ b. Cs+ c. NH4+ d. H3O+
e. Mg2+ f. Cu+ g. Mg2+ h. Cr3+
132. Escriba la nomenclatura química de los cationes siguientes: a. Li+; b. Ag+; c. Ca2+; d. Zn2+; e. Co2+; f. Hg2
2+; g. Ni2+; h. Sn2+.
Respuesta:
a. ion litio b. ion plata c. ion calcio d. ion zince. ion cobaltoso f. ion mercurioso g. ion niqueloso h. ion estanoso
133. Los elementos A, B y C tienen números atómicos Z, Z + 1 y Z + 2; B es un elemento inerte, y A y C forman uncompuesto. a) ¿Qué clase de enlace debe tener dicho compuesto? b) ¿Será polar o no polar? c) ¿En qué grupo de la tabla periódica debe hallarse A, y en cuál C? d) Si A forma también el compuesto AX con el elemento X,inmediatamente por encima de él en la tabla periódica, ¿qué tipo de enlace tendrá? e) ¿Será polar o no polar? Dígase la razón de ello.
134. a) Indicar tres enlaces covalentes no polares razonables entre átomos diferentes. Justifique su respuesta. b) Indicar tres pares de elementos cuyos compuestos exhibirían carácter iónico extremo.
135. Las siguientes propiedades puede encontrarse en un manual de química:
Alcanfor, C10H16O: cristales incoloros; densidad relativa 0.990 a 25° C; sublima a 204° C; insoluble en agua; muysoluble en alcohol y éter.
Cloruro de praseodimio, PrCl3: cristales agujas azul-verde; densidad relativa 4.02; punto de fusión 786° C; punto de ebullición 1700° C; solubilidad en agua fría 103.9 g/ml H2O; muy soluble en agua caliente.
¿Podría describirse cada uno de éstos como iónico o covalente? ¿Por qué?
136. Dibuje las figuras geométricas regulares: triángulo planar, tetraedro, triángulo bipiramidal y octaedro
RESONANCIA
137. ¿Qué significamos por el término resonancia? ¿Representan realmente el enlace en la sustancia las estructuras de resonancia que dibujamos? Explicar la respuesta
138. Podemos escribir dos estructuras de resonancia para el tolueno, C5H5CH3:
¿Cómo serían las longitudes de enlace carbono-carbono en el anillo de seis miembros al compararlas con la longitud de enlace carbono-carbono entre el grupo CH3 y el átomo de carbono del anillo?
139. El ion sulfato, SO42-, consiste en un átomo central de azufre rodeado por cuatro átomos de
oxígeno localizados en las esquinas de un tetraedro regular. Todos los enlaces azufre-oxígeno son equivalentes. Dibuje la(s) estructura(s) de electrón-punto que son compatibles con la equivalencia de los enlaces.
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
140. a) ¿Qué son los números de oxidación? b) ¿Para qué sirven los números de oxidación?
141. Evalúe el número de oxidación del átomo, que se indica subrayado, en los compuestos: a) CO2, b) COCl2, c) KCl, d) KClO2, e) KClO3, f) KClO4, g) HC=O, h) (TiO)2+(SO4)2-. [+4, +4, -1, +3, +5, +7, 0, +4]
142. Determinar los números de oxidación de cada elemento en los siguientes compuestos: a) CO2, b) CH4, c) PF3, d) PF5, e) Na2, f) OF2, g) Na2O2.
ESTEQUIOMETRÍA143. 10 gramos de compuesto AB se disuelven en 100 ml de agua. El agua se evapora a
continuación, quedando en elrecipiente una sustancia sólida. Explicar la manera de comprobar si este sólido es realmente AB o si es un compuesto diferente.
144. El azufre se combina con el zinc para dar sulfuro de zinc según la razón atómica 1:1, describir la composición de la mezcla resultante de calentar juntos 100 gramos de azufre y 100 gramos de zinc hasta que la reacción se complete.
145. a) ¿Cuántas moles de electrones se transfieren cuando 10 gramos de sodio reaccionan tan completamente como sea posible con 10 gramos de flúor para formar NaF? b) ¿Cuántos electrones es esto? c) Si se sabe que 1.60219 x 10-19 C/electrón. ¿Cuál es la carga total, en coulombios, que se transfiere?
146. ¿Cuántos átomos de flúor se combinarán con: a) 600 átomos de sodio, b) 150 átomos de carbono, c) 300 átomos de calcio, d) 6.02 x 1023 átomos de oxígeno.
147. Suponga que se ha descubierto el elemento 113, llamado X, se fabrica un óxido de X2O3, que contiene 7.89% de oxígeno en masa. Determine el peso atómico del elemento con aproximación de números enteros.
RESOLVER MÚLTIPLOS 6
