Ejercicios

El sulfato de hierro(III) [Fe₂(SO₄)₃] se compone de iones de Fe³⁺ + e iones ${\text{SO}}_4{}^{\text{2−}}$. Explique por qué una muestra de sulfato de hierro(III) no está cargada.

¿Cuáles de los siguientes átomos se espera que formen iones negativos en los compuestos iónicos binarios y cuáles se espera que formen iones positivos: Br, Ca, Na, N, F, Al, Sn, S, Cd?

Prediga la carga de los iones monatómicos que se forman a partir de los siguientes átomos en compuestos iónicos binarios:

(a) I

(b) Sr

(c) K

(d) N

(e) S

(f) In

Escriba la configuración de electrones para los iones monatómicos formados a partir de los siguientes elementos (que forman la mayor concentración de iones monatómicos en el agua de mar):

(a) Cl

(b) Na

(c) Mg

(d) Ca

(e) K

(f) Br

(g) Sr

(h) F

Utilizando las etiquetas de varios productos comerciales, prepare una lista de seis compuestos iónicos en los productos. Escriba la fórmula de cada compuesto. (Es posible que tenga que buscar algunas fórmulas en una referencia adecuada).

¿Qué información puede utilizar para predecir si un enlace entre dos átomos es covalente o iónico?

Explique la diferencia entre un enlace covalente no polar, un enlace covalente polar y un enlace iónico.

A partir de su posición en la tabla periódica, determine qué átomo de cada par es más electronegativo:

(a) N o P

(b) N o Ge

(c) S o F

(d) Cl o S

(e) H o C

(f) Se o P

(g) C o Si

A partir de sus posiciones en la tabla periódica, ordene los átomos de cada una de las siguientes series en orden de electronegatividad creciente:

(a) As, H, N, P, Sb

(b) Cl, H, P, S, Si

(c) Br, Cl, Ge, H, Sr

(d) Ca, H, K, N, Si

(e) Cl, Cs, Ge, H, Sr

¿Cuál es el enlace más polar?

(a) C–C

(b) C–H

(c) N–H

(d) O–H

(e) Se–H

¿Cuáles de las siguientes moléculas o iones contienen enlaces polares?

(a) O₃

(b) S₈

(c) ${\text{O}}_2{}^{\text{2−}}$

(d) ${\text{NO}}_3{}^{\text{–}}$

(e) CO₂

(f) H₂S

(g) ${\text{BH}}_4{}^{\text{–}}$

En el agua de mar se encuentran muchos iones monoatómicos, entre ellos los que se forman a partir de la siguiente lista de elementos. Escriba los símbolos de Lewis para los iones monoatómicos formados a partir de los siguientes elementos:

(a) Cl

(b) Na

(c) Mg

(d) Ca

(e) K

(f) Br

(g) Sr

(h) F

En las estructuras de Lewis enumeradas aquí, M y X representan varios elementos del tercer periodo de la tabla periódica. Escriba la fórmula de cada compuesto utilizando los símbolos químicos de cada elemento:

(a)

(b)

(c)

(d)

Escriba las estructuras de Lewis de lo siguiente:

(a) H₂

(b) HBr

(c) PCl₃

(d) SF₂

(e) H₂CCH₂

(f) HNNH

(g) H₂CNH

(h) NO^–

(i) N₂

(j) CO

(k) CN^–

Escriba las estructuras de Lewis de lo siguiente:

(a) ClF₃

(b) PCl₅

(c) BF₃

(d) ${\text{PF}}_6{}^{\text{–}}$

Escriba las estructuras de Lewis para:

(a) ${\text{PO}}_4{}^{\text{3−}}$

(b) ${\text{ICl}}_4{}^{\text{–}}$

(c) ${\text{SO}}_3{}^{\text{2−}}$

(d) HONO

Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas o iones:

(a) SbH₃

(b) XeF₂

(c) Se₈ (molécula cíclica con un anillo de ocho átomos de Se)

Muchos planetas de nuestro sistema solar contienen sustancias químicas orgánicas como el metano (CH₄) y trazas de etileno (C₂H₄), etano (C₂H₆), propina (H₃CCCH) y diacetileno (HCCCCH). Escriba las estructuras de Lewis de cada una de estas moléculas.

Identifique los átomos que corresponden a cada una de las siguientes configuraciones electrónicas. A continuación, escriba el símbolo de Lewis para el ion común formado a partir de cada átomo:

(a) 1s²2s²2p⁵

(b) 1s²2s²2p⁶3s²

(c) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰

(d) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁴

(e) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p¹

Un compuesto con una masa molar de unos 28 g/mol contiene un 85,7 % de carbono y un 14,3 % de hidrógeno en masa. Escriba la estructura de Lewis para una molécula del compuesto.

Dos disposiciones de átomos son posibles para un compuesto con una masa molar de aproximadamente 45 g/mol que contiene 52,2 % de C, 13,1 % de H y 34,7 % de O en masa. Escriba las estructuras de Lewis para las dos moléculas.

Escriba formas de resonancia que describan la distribución de electrones en cada una de estas moléculas o iones.

(a) dióxido de selenio, OSeO

(b) ion nitrato, ${\text{NO}}_3{}^{\text{–}}$

(c) ácido nítrico, HNO₃ (el N está unido a un grupo OH y a dos átomos de O)

(d) benceno, C₆H₆:

(e) el ion formiato:

Escriba las formas de resonancia del ozono, O₃, el componente de la atmósfera superior que protege a la Tierra de la radiación ultravioleta.

En cuanto a los enlaces presentes, explique por qué el ácido acético, CH₃CO₂H, contiene dos tipos distintos de enlaces carbono-oxígeno, mientras que el ion acetato, formado por la pérdida de un ion hidrógeno del ácido acético, solo contiene un tipo de enlace carbono-oxígeno. Se muestran las estructuras del esqueleto de estas especies:

Los dentífricos que contienen carbonato ácido de sodio (bicarbonato de sodio) y peróxido de hidrógeno son muy utilizados. Escriba las estructuras de Lewis para el ion carbonato de hidrógeno y la molécula de peróxido de hidrógeno, con las formas de resonancia si corresponde.

Determine la carga formal de cada elemento en lo siguiente:

(a) H₃O⁺

(b) ${\text{SO}}_4{}^{\text{2−}}$

(c) NH₃

(d) ${\text{O}}_2{}^{\text{2−}}$

(e) H₂O₂

Calcule la carga formal de cada elemento en los siguientes compuestos e iones:

(a) F₂CO

(b) NO^–

(c) ${\text{BF}}_4{}^{\text{–}}$

(d) ${\text{SnCl}}_3{}^{\text{–}}$

(e) H₂CCH₂

(f) ClF₃

(g) SeF₆

(h) ${\text{PO}}_4{}^{\text{3−}}$

Con base en las consideraciones de carga formal, cuál de las siguientes sería probablemente la disposición correcta de los átomos en el cloruro de nitrosilo: ¿ClNO o ClON?

Con base en las consideraciones de carga formal, cuál de las siguientes sería probablemente la disposición correcta de los átomos en el dióxido de azufre: ¿OSO o SOO?

El yodo forma una serie de fluoruros (enumerados aquí). Escriba las estructuras de Lewis en cada uno de los cuatro compuestos y determine la carga formal del átomo de yodo en cada molécula:

(a) SI

(b) IF₃

(c) IF₅

(d) IF₇

¿Cuál de las siguientes estructuras esperaríamos para el ácido nitroso? Determine los cargas formales:

¿Qué enlace de cada uno de los siguientes pares de enlaces es el más fuerte?

(a) C–C o $\text{C}=\text{C}$

(b) C–N o $\text{C}\equiv \text{N}$

(c)$\text{C}\equiv \text{O}$ o $\text{C}=\text{O}$

(d) H–F o H–Cl

(e) C–H o O–H

(f) C–N o C–O

Utilizando las energías de enlace en la Tabla 7.2, determine el cambio de entalpía aproximado en cada una de las siguientes reacciones:

(a) ${\text{Cl}}_2(g)+3{\text{F}}_2(g)⟶2{\text{ClF}}_3(g)$

(b) ${\text{H}}_2\text{C}={\text{CH}}_2(g)+{\text{H}}_2(g)⟶{\text{H}}_3{\text{CCH}}_3(g)$

(c) $2{\text{C}}_2{\text{H}}_6(g)+7{\text{O}}_2(g)⟶4{\text{CO}}_2(g)+6{\text{H}}_2\text{O}\left(g\right)$

¿En qué se diferencia la energía de enlace del HCl(g) de la entalpía estándar de formación del HCl(g)?

Utilizando los datos de entalpía estándar de formación del Apéndice G, calcule la energía de enlace del doble enlace carbono-azufre en el CS₂.

Utilizando los datos de entalpía estándar de formación del Apéndice G, determine qué enlace es más fuerte: ¿el enlace P-Cl en PCl₃(g) o en PCl₅(g)?

Utilice la energía de enlace para calcular un valor aproximado de ΔH en la siguiente reacción. ¿Cuál es la forma más estable del FNO₂?

La energía de red del LiF es de 1023 kJ/mol, y la distancia Li-F es de 200,8 pm. El NaF cristaliza en la misma estructura que el LiF pero con una distancia Na-F de 231 pm. ¿Cuál de los siguientes valores se aproxima más a la energía de red del NaF? 510, 890, 1023, 1175 o 4090 kJ/mol? Explique su elección.

La reacción de un metal, M, con un halógeno, X₂, procede por una reacción exotérmica como indica esta ecuación: $\text{M}\left(s\right)+{\text{X}}_2(g)⟶{\text{MX}}_2(s).$ En cada uno de los siguientes casos, indique qué opción hará que la reacción sea más exotérmica. Explique sus respuestas.

(a) un radio grande frente a un radio pequeño para M⁺²

(b) una energía de ionización alta frente a una energía de ionización baja para M

(c) una energía de enlace creciente para el halógeno

(d) una afinidad electrónica decreciente para el halógeno

e) un tamaño creciente del anión formado por el halógeno

¿Qué compuesto de cada uno de los siguientes pares tiene la mayor energía de red? Nota: El Mg²⁺ y el Li⁺ tienen radios similares; el O^2– y el F^– tienen radios similares. Explique sus elecciones.

(a) MgO o MgSe

(b) LiF o MgO

(c) Li₂O o LiCl

(d) Li₂Se o MgO

¿Cuál de los siguientes compuestos requiere más energía para convertir un mol del sólido en iones separados?

(a) MgO

(b) SrO

(c) KF

(d) CsF

(e) MgF₂

La energía de red del KF es de 794 kJ/mol, y la distancia interiónica es de 269 pm. La distancia en el Na–F en el NaF, que tiene la misma estructura que el KF, es de 231 pm. Cuál de los siguientes valores es la aproximación más cercana a la energía de red del NaF: ¿682 kJ/mol, 794 kJ/mol, 924 kJ/mol, 1588 kJ/mol o 3175 kJ/mol? Explique su respuesta.

¿Qué característica de una estructura de Lewis puede utilizarse para saber si la geometría de pares de electrones de una molécula (o ion) y la estructura molecular serán idénticas?

¿Por qué el ángulo H-N-H del NH₃ es menor que el ángulo de enlace H-C-H del CH₄? ¿Por qué el ángulo H-N-H en ${\text{NH}}_4{}^{+}$ es idéntico al ángulo de enlace H-C-H en el CH₄?

Como regla general, las moléculas MX_n (donde M representa un átomo central y X representa átomos terminales; n = 2 - 5) son polares si hay uno o más pares solitarios de electrones en M. El NH₃ (M = N, X = H, n = 3) es un ejemplo. Hay dos estructuras moleculares con pares solitarios que son excepciones a esta regla. ¿Qué son?

Identifique la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada una de las siguientes moléculas o iones:

(a) ${\text{IF}}_6{}^{+}$

(b) CF₄

(c) BF₃

(d) ${\text{SiF}}_5{}^{\text{–}}$

(e) BeCl₂

Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada uno de los siguientes iones:

(a) H₃O⁺

(b) ${\text{PCl}}_4{}^{\text{–}}$

(c) ${\text{SnCl}}_3{}^{\text{+}}$

(d) ${\text{BrCl}}_4{}^{\text{–}}$

(e) ICl₃

(f) XeF₄

(g) SF₂

Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada uno de los siguientes:

(a) IOF₅ (I es el átomo central)

(b) POCl₃ (P es el átomo central)

(c) Cl₂SeO (el Se es el átomo central)

(d) ClSO⁺ (S es el átomo central)

(e) F₂SO (S es el átomo central)

(f) ${\text{NO}}_2{}^{\text{–}}$

(g) ${\text{SiO}}_4{}^{\text{4−}}$

¿Cuáles de estas moléculas e iones contienen enlaces polares? ¿Cuáles de estas moléculas e iones tienen momentos dipolares?

(a) H₃O⁺

(b) ${\text{PCl}}_4{}^{\text{–}}$

(c) ${\text{SnCl}}_3{}^{\text{–}}$

(d) ${\text{BrCl}}_4{}^{\text{–}}$

(e) ICl₃

(f) XeF₄

(g) SF₂

Identifique las moléculas con momento dipolar:

(a) SF₄

(b) CF₄

(c) Cl₂CCBr₂

(d) CH₃Cl

(e) H₂CO

La molécula XCl₂ tiene un momento dipolar. ¿Es X berilio o azufre?

Hay tres estructuras posibles para el PCl₂F₃ con el fósforo como átomo central. Dibújelos y analice cómo las mediciones de los momentos dipolares podrían ayudar a distinguirlos.

Dibuje las estructuras de Lewis y prediga la forma de cada compuesto o ion:

(a) CO₂

(b) ${\text{NO}}_2{}^{\text{–}}$

(c) SO₃

(d) ${\text{SO}}_3{}^{\text{2−}}$

Una molécula con la fórmula AB₃, en la que A y B representan átomos diferentes, podría tener una de tres formas diferentes. Dibuje y nombre las tres formas diferentes que podría tener esta molécula. Dé un ejemplo de molécula o ion que tenga cada forma.

¿Cuál es la estructura molecular de la forma estable del FNO₂? (N es el átomo central)

Utilice la simulación para realizar los siguientes ejercicios para una molécula de dos átomos:

(a) Ajuste el valor de electronegatividad para que el dipolo de enlace apunte hacia B. Luego determine cuáles deben ser los valores de electronegatividad para cambiar el dipolo de modo que apunte hacia A.

(b) Con una carga positiva parcial en A, encienda el campo eléctrico y describa lo que ocurre.

(c) Con una pequeña carga parcial negativa en A, encienda el campo eléctrico y describa lo que ocurre.

(d) Reinicie todo, y luego con una gran carga parcial negativa en A, encienda el campo eléctrico y describa lo que sucede.

Utilice el Simulador de forma de molécula para construir una molécula. Empezando por el átomo central, haga clic en el doble enlace para añadir un doble enlace. A continuación, añada un enlace simple y un par solitario. Gire la molécula para observar la geometría completa. Nombre la geometría del grupo de electrones y la estructura molecular y prediga el ángulo de enlace. A continuación, haga clic en las casillas de verificación situadas en la parte inferior y derecha del simulador para comprobar sus respuestas.

Utilice el Simulador de forma de molécula para explorar moléculas reales. En la pestaña "Real Molecules", seleccione el modo "modelo" y S₂O. ¿Cuál es el ángulo de enlace del modelo? Explique si el ángulo de enlace "real" debe ser mayor o menor que el ángulo del modelo ideal.