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Química 2ed

Ejercicios

Química 2edEjercicios

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

8.1 Teoría de enlace de valencia

1.

Explique en qué se parecen y en qué se diferencian los enlaces σ y π.

2.

Dibuje una curva que describa la energía de un sistema con átomos de H y Cl a diferentes distancias. A continuación, encuentre la energía mínima de esta curva de dos maneras.

(a) Utilice la energía de enlace encontrada en la Tabla 8.1 para calcular la energía de un solo enlace de HCl (Pista: ¿Cuántos enlaces hay en un mol?)

(b) Utilice la entalpía de reacción y las energías de enlace del H2 y del Cl2 para resolver la energía de enlace de un mol de HCl.

H 2 ( g ) + Cl 2 ( g ) 2 HCl ( g ) Δ H rxn ° = -184,7 kJ/mol H 2 ( g ) + Cl 2 ( g ) 2 HCl ( g ) Δ H rxn ° = -184,7 kJ/mol
3.

Explique por qué los enlaces se producen a longitudes de enlace promedio específicas en lugar de que los átomos se acerquen infinitamente.

4.

Utilice la teoría del enlace de valencia para explicar el enlace en F2, HF y ClBr. Dibuje la superposición de los orbitales atómicos implicados en los enlaces.

5.

Utilice la teoría del enlace de valencia para explicar el enlace en el O2. Haga un esquema de la superposición de los orbitales atómicos implicados en los enlaces del O2.

6.

¿Cuántos enlaces σ y π hay en la molécula HCN?

7.

Un amigo le dice que el N2 tiene tres enlaces π debido al superposición de los tres orbitales p de cada átomo de N. ¿Está de acuerdo?

8.

Dibuje las estructuras de Lewis del CO2 y el CO, y prediga el número de enlaces σ y π de cada molécula.

(a) CO2

(b) CO

8.2 Orbitales atómicos híbridos

9.

¿Por qué es necesario el concepto de hibridación en la teoría del enlace de valencia?

10.

Indique la forma que describe cada conjunto de orbitales híbridos:

(a) sp2

(b) sp3d

(c) sp

(d) sp3d2

11.

Explique por qué un átomo de carbono no puede formar cinco enlaces utilizando orbitales híbridos sp3d.

12.

¿Cuál es la hibridación del átomo central en cada uno de los siguientes?

(a) BeH2

(b) SF6

(c) PO43−PO43−

(d) PCl5

13.

Una molécula con la fórmula AB3 podría tener una de las cuatro formas diferentes. Indique la forma y la hibridación del átomo central A de cada uno.

14.

La metionina, CH3SCH2CH2CH(NH2)CO2H, es un aminoácido que se encuentra en las proteínas. La estructura de Lewis de este compuesto se muestra a continuación. ¿Cuál es el tipo de hibridación de cada carbono, oxígeno, nitrógeno y azufre?

Se muestra una estructura de Lewis en la que un átomo de carbono está unido con enlace simple a tres átomos de hidrógeno y con enlace simple a un átomo de azufre con dos pares solitarios de electrones. El átomo de azufre está unido a una cadena de cuatro átomos de carbono con enlace simple, los dos primeros con enlace simple a dos átomos de hidrógeno, y el tercero con enlace simple a un átomo de hidrógeno y con otro enlace simple a un átomo de nitrógeno que tiene un par solitario de electrones. El átomo de nitrógeno también está unido con enlace simple a dos átomos de hidrógeno. El cuarto y último carbono de la cadena tiene un doble enlace con un oxígeno con dos pares solitarios de electrones y un enlace simple con un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. El segundo átomo de oxígeno está unido con enlace simple a un átomo de hidrógeno.
15.

El ácido sulfúrico se fabrica mediante una serie de reacciones representadas por las siguientes ecuaciones:
S8(s)+8O2(g)8SO2(g)S8(s)+8O2(g)8SO2(g)
2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)
SO3(g)+H2O(l)H2SO4(l)SO3(g)+H2O(l)H2SO4(l)

Dibuje una estructura de Lewis, prediga la geometría molecular por VSEPR y determine la hibridación del azufre en lo siguiente:

(a) molécula circular S8

(b) Molécula de SO2

(c) Molécula de SO3

(d) Molécula de H2SO4 (los átomos de hidrógeno están unidos a átomos de oxígeno).

16.

Dos importantes productos químicos industriales, el eteno, C2H4, y el propeno, C3H6, se producen mediante el proceso de craqueo al vapor (o térmico)

2 C 3 H 8 ( g ) C 2 H 4 ( g ) + C 3 H 6 ( g ) + CH 4 ( g ) + H 2 ( g ) 2 C 3 H 8 ( g ) C 2 H 4 ( g ) + C 3 H 6 ( g ) + CH 4 ( g ) + H 2 ( g )

En cada uno de los cuatro compuestos de carbono, haga lo siguiente:

(a) Dibuje una estructura de Lewis.

(b) Prediga la geometría en cuanto al átomo de carbono.

(c) Determine la hibridación de cada tipo de átomo de carbono.

17.

El análisis de un compuesto indica que contiene un 77,55 % de Xe y un 22,45 % de F en masa.

(a) ¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto? (Asuma que esta es también la fórmula molecular al responder las partes restantes de este ejercicio).

(b) Escriba una estructura de Lewis para el compuesto.

(c) Prediga la forma de las moléculas del compuesto.

(d) ¿Qué hibridación coincide con la forma que predijo?

18.

Considere el ácido nitroso, HNO2 (HONO).

(a) Escriba una estructura de Lewis.

(b) ¿Cuáles son los pares de electrones y las geometrías moleculares de los átomos internos de oxígeno y nitrógeno en la molécula de HNO2?

(c) ¿Cuál es la hibridación en los átomos de oxígeno y nitrógeno internos en el HNO2?

19.

Las cerillas de encendido fácil contienen una capa de KClO3 y otra de P4S3. El calor producido por la fricción al golpear la cerilla hace que estos dos compuestos reaccionen vigorosamente, lo que prende fuego al palito de madera de aquella. El KClO3 contiene el ClO3ClO3 ion. El P4S3 es una molécula inusual con la estructura del esqueleto.

Se muestra una estructura de Lewis en la que tres átomos de fósforo están unidos con enlace simple para formar un triángulo. Cada fósforo se une a un átomo de azufre mediante un enlace simple vertical y cada uno de esos átomos de azufre se une a un único átomo de fósforo, de modo que se crea un anillo de seis lados con un azufre en el centro.

(a) Escriba las estructuras de Lewis para el P4S3 y el ClO3ClO3 ion.

(b) Describa la geometría sobre los átomos de P, el átomo de S y el átomo de Cl en estas especies.

(c) Asigne una hibridación a los átomos de P, al átomo de S y al átomo de Cl en estas especies.

(d) Determine los estados de oxidación y la carga formal de los átomos del P4S3 y el ion ClO3ClO3.

20.

Identifique la hibridación de cada átomo de carbono en la siguiente molécula. (La disposición de los átomos está dada; tienes que determinar cuántos enlaces conectan cada par de átomos)

Se muestra una estructura de Lewis a la que le faltan todos los enlaces. Seis átomos de carbono forman una cadena. Hay tres átomos de hidrógeno situados alrededor del primer carbono, dos alrededor del segundo, uno cerca del quinto y dos alrededor del sexto.
21.

Escriba las estructuras de Lewis para NF3 y PF5. Con base en los orbitales híbridos, explique el hecho de que NF3, PF3 y PF5 son moléculas estables, pero NF5 no existe.

22.

Además del NF3, se conocen otros dos derivados fluorados del nitrógeno: N2F4 y N2F2. ¿Qué formas predice para estas dos moléculas? ¿Cuál es la hibridación del nitrógeno en cada molécula?

8.3 Enlaces múltiples

23.

La energía de enlace de un enlace simple C-C tiene una media de 347 kJ mol−1; la de un triple enlace CCCC tiene una media de 839 kJ mol−1. Explique por qué el triple enlace no es tres veces más fuerte que un enlace simple.

24.

En el ion carbonato, CO32−,CO32−, dibuje todas las estructuras de resonancia. Identifique qué orbitales se superponen para crear cada enlace.

25.

Un disolvente útil que disuelve tanto las sales como los compuestos orgánicos es el compuesto acetonitrilo, H3CCN. Está presente en los decapantes de pintura.

(a) Escriba la estructura de Lewis para el acetonitrilo, e indique la dirección del momento dipolar en la molécula.

(b) Identifique los orbitales híbridos utilizados por los átomos de carbono de la molécula para formar enlaces σ.

(c) Describa los orbitales atómicos que forman los enlaces π en la molécula. Note que no es necesario hibridar el átomo de nitrógeno.

26.

Para la molécula aleno, H2C=C=CH2,H2C=C=CH2, dan la hibridación de cada átomo de carbono. ¿Los átomos de hidrógeno estarán en el mismo plano o en planos perpendiculares?

27.

Identifique la hibridación del átomo central en cada una de las siguientes moléculas e iones que contienen enlaces múltiples:

(a) ClNO (N es el átomo central)

(b) CS2

(c) Cl2CO (el C es el átomo central)

(d) Cl2SO (S es el átomo central)

(e) SO2F2 (el S es el átomo central)

(f) XeO2F2 (el Xe es el átomo central)

(g) ClOF2+ClOF2+ (el Cl es el átomo central)

28.

Describa la geometría molecular y la hibridación de los átomos de N, P o S en cada uno de los siguientes compuestos.

(a) H3PO4, ácido fosfórico, utilizado en los refrescos de cola.

(b) NH4NO3, nitrato de amonio, un fertilizante y explosivo.

(c) S2Cl2, dicloruro de disulfuro, utilizado en la vulcanización del caucho.

(d) K4[O3POPO3], pirofosfato de potasio, ingrediente de algunos dentífricos.

29.

En cada una de las siguientes moléculas, indique la hibridación solicitada y si los electrones estarán deslocalizados o no:

(a) hibridación del ozono (O3) central.

(b) hibridación central C del dióxido de carbono (CO2).

(c) dióxido de nitrógeno (NO2) hibridación central del N.

(d) ion fosfato (PO43−)(PO43−) hibridación central P

30.

En cada una de las siguientes estructuras, determine la hibridación solicitada y si los electrones estarán deslocalizados:

(a) Hibridación de cada carbono

Se muestra una estructura de Lewis en la que un átomo de carbono está unido con enlace simple a tres átomos de hidrógeno y a un segundo átomo de carbono. Este segundo átomo de carbono tiene a su vez un doble enlace con un átomo de oxígeno que tiene dos pares solitarios de electrones. El segundo átomo de carbono también está unido con enlace simple a otro átomo de carbono que está unido con enlace simple a tres átomos de hidrógeno.

(b) Hibridación del azufre

Se muestra una estructura de Lewis en la que un átomo de azufre con dos pares solitarios de electrones y signo positivo está unido con doble enlace a un oxígeno con dos pares solitarios de electrones. El átomo de azufre también está unido con enlace simple a un oxígeno con tres pares solitarios de electrones de signo negativo. Se dibuja con forma angular.

(c) Todos los átomos

Se muestra una estructura de Lewis en la que una estructura de anillo hexagonal está formada por cinco átomos de carbono y un átomo de nitrógeno con un par solitario de electrones. Entre cada átomo de carbono se alternan enlaces dobles y simples. Cada átomo de carbono está unido con enlace simple a un átomo de hidrógeno.
31.

Dibuje el diagrama orbital del carbono en el CO2 mostrando cuántos electrones del átomo de carbono hay en cada orbital.

8.4 Teoría de los orbitales moleculares

32.

Haga un esquema de la distribución de la densidad electrónica en los orbitales moleculares de enlace y antienlace formados por dos orbitales s y por dos orbitales p.

33.

¿En qué se parecen y en qué se diferencian?

(a) Orbitales moleculares σ y orbitales moleculares π

(b) ψ para un orbital atómico y ψ para un orbital molecular

(c) orbitales de enlace y orbitales de antienlace

34.

Si se crean orbitales moleculares combinando cinco orbitales atómicos del átomo A y cinco orbitales atómicos del átomo B, ¿cuántos orbitales moleculares resultarán?

35.

¿Puede ser diamagnética una molécula con un número impar de electrones? Explique por qué sí o por qué no.

36.

¿Puede una molécula con un número par de electrones ser paramagnética? Explique por qué sí o por qué no.

37.

¿Por qué los orbitales moleculares de enlace tienen menor energía que los orbitales atómicos de origen?

38.

Calcule el orden de los enlaces para un ion con esta configuración:

( σ 2 s ) 2 ( σ 2 s * ) 2 ( σ 2 p x ) 2 ( π 2 p y , π 2 p z ) 4 ( π 2 p y * , π 2 p z * ) 3 ( σ 2 s ) 2 ( σ 2 s * ) 2 ( σ 2 p x ) 2 ( π 2 p y , π 2 p z ) 4 ( π 2 p y * , π 2 p z * ) 3
39.

Explique por qué un electrón en el orbital molecular de enlace en la molécula de H2 tiene una energía menor que un electrón en el orbital atómico 1s de cualquiera de los átomos de hidrógeno separados.

40.

Prediga las configuraciones orbitales moleculares de los electrones de valencia de los siguientes iones y diga si serán estables o inestables.

(a) Na22+Na22+

(b) Mg22+Mg22+

(c) Al22+Al22+

(d) Si22+Si22+

(e) P22+P22+

(f) S22+S22+

(g) F22+F22+

(h) Ar22+Ar22+

41.

Determine el orden de los enlaces de cada miembro de los siguientes grupos, y determine qué miembro de cada grupo es predicho por el modelo de orbital molecular para tener el enlace más fuerte.

(a) H2, H2+,H2+, H2H2

(b) O2, O22+,O22+, O22−O22−

(c) Li2, Be2+,Be2+, Be2

(d) F2, F2 +,F2 +, F2F2

(e) N2, N2+,N2+, N2 N2

42.

Para la primera energía de ionización de una molécula de N2, ¿de qué orbital molecular se retira el electrón?

43.

Compare los diagramas de orbitales atómicos y moleculares para identificar el miembro de cada uno de los siguientes pares que tiene la mayor energía de primera ionización (el electrón más unido) en la fase gaseosa:

(a) H y H2

(b) N y N2

(c) O y O2

(d) C y C2

(e) B yB2

44.

¿Cuál de las moléculas diatómicas homonucleares de periodo 2 se predice que es paramagnética?

45.

Un amigo te dice que el orbital 2s del flúor comienza con una energía mucho menor que el orbital 2s del litio, por lo que el orbital molecular σ2s resultante en el F2 es más estable que en el Li2. ¿Está de acuerdo?

46.

Verdadero o falso: El boro contiene 2s22p1 electrones de valencia, por lo que solo se necesita un orbital p para formar orbitales moleculares.

47.

¿Qué carga sería necesaria en F2 para generar un ion con un orden de enlace de 2?

48.

Predecir si el diagrama de MO para S2 mostraría la mezcla s-p o no.

49.

Explique por qué N22+N22+ es diamagnético, mientras que O24+,O24+, que tiene el mismo número de electrones de valencia, es paramagnético.

50.

Utilizando los diagramas de MO, prediga el orden de enlace para el enlace más fuerte de cada par:

(a) B2 o B2+B2+

(b) F2 o F2 +F2 +

(c) O2 o O22+O22+

(d) C2 +C2 + o C2 C2

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