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Química 2ed

Capítulo 7

Química 2edCapítulo 7

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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
1.

Los protones del núcleo no cambian durante las reacciones químicas normales. Solo se mueven los electrones exteriores. Las cargas positivas se forman cuando se pierden electrones.

3.

P, I, Cl y O formarían aniones porque son no metales. El Mg, el In, el Cs, el Pb y el Co formarían cationes porque son metales.

5.

(a) P3–; (b) Mg2+; (c) Al3+; (d) O2–; (e) Cl; (f) Cs+

7.

(a) [Ar]4s23d104p6; (b) [Kr]4d105s25p6 (c) 1s2 (d) [Kr]4d10; (e) [He]2s22p6; (f) [Ar]3d10; (g) 1s2 (h) [He]2s22p6 (i) [Kr]4d105s2 (j) [Ar]3d7 (k) [Ar]3d6, (l) [Ar]3d104s2

9.

(a) 1s22s22p63s23p1; Al3+: 1s22s22p6; (b) 1s22s22p63s23p63d104s24p5; 1s22s22p63s23p63d104s24p6; (c) 1s22s22p63s23p63d104s24p65s2; Sr2+: 1s22s22p63s23p63d104s24p6; (d) 1s22s1; Li+: 1s2; (e) 1s22s22p63s23p63d104s24p3; 1s22s22p63s23p63d104s24p6; (f) 1s22s22p63s23p4; 1s22s22p63s23p6

11.

El NaCl está formado por iones discretos dispuestos en una red cristalina, no por moléculas con enlaces covalentes.

13.

iónicos: (b), (d), (e), (g), e (i); covalentes: (a), (c), (f), (h), (j), y (k)

15.

(a) Cl; (b) O; (c) O; (d) S; (e) N; (f) P; (g) N

17.

(a) H, C, N, O, F; (b) H, I, Br, Cl, F; (c) H, P, S, O, F; (d) Na, Al, H, P, O; (e) Ba, H, As, N, O

19.

N, O, F y Cl

21.

(a) HF; (b) CO; (c) OH; (d) PCl; (e) NH; (f) PO; (g) CN

23.

(a) ocho electrones:

Un diagrama de puntos de Lewis muestra el símbolo del arsénico, A s, rodeado de ocho puntos y un signo negativo en superíndice.


(b) ocho electrones:

Un diagrama de puntos de Lewis muestra el símbolo del yodo, I, rodeado de ocho puntos y un signo negativo en superíndice.


(c) ningún electrón Be2+
(d) ocho electrones

Un diagrama de puntos de Lewis muestra el símbolo del oxígeno, O, rodeado de ocho puntos y un signo negativo en superíndice.


(e) ningún electrón Ga3+
(f) ningún electrón Li+
(g) ocho electrones

Un diagrama de puntos de Lewis muestra el símbolo del nitrógeno, N, rodeado de ocho puntos y un signo negativo en superíndice.
25.

(a)

Se muestran dos estructuras de Lewis. La izquierda muestra el símbolo M g con un signo positivo en superíndice, mientras que la derecha muestra el símbolo S rodeado de ocho puntos y un signo negativo en superíndice.


(b)

Se muestran dos estructuras de Lewis. La izquierda muestra el símbolo A l con un superíndice tres signo positivo, mientras que la derecha muestra el símbolo O rodeado de ocho puntos y superíndice 2 signo negativo.


(c)

Se muestran dos estructuras de Lewis. La izquierda muestra el símbolo G a con un superíndice tres signo positivo, mientras que la derecha muestra el símbolo C l rodeado de ocho puntos y un signo negativo en superíndice.


(d)

Se muestran dos estructuras de Lewis. La izquierda muestra el símbolo K con un signo positivo en superíndice, mientras que la derecha muestra el símbolo O rodeado de ocho puntos y un signo negativo en superíndice.


(e)

Se muestran dos estructuras de Lewis. La izquierda muestra el símbolo L i con un signo positivo en superíndice, mientras que la derecha muestra el símbolo N rodeado de ocho puntos y un signo negativo en superíndice.


(f)

Se muestran dos estructuras de Lewis. La izquierda muestra el símbolo K con un signo positivo en superíndice, mientras que la derecha muestra el símbolo F rodeado de ocho puntos y un signo negativo en superíndice.
27.


Un diagrama de Lewis muestra dos átomos de fósforo con triple enlace, cada uno con un par de electrones solitarios.
29.

(a)

Una estructura de Lewis muestra dos átomos de oxígeno doblemente enlazados, y cada uno tiene dos pares solitarios de electrones.


En este caso, la estructura de Lewis es inadecuada para representar el hecho de que los estudios experimentales han mostrado dos electrones no apareados en cada molécula de oxígeno.
(b)

Una estructura de Lewis muestra un átomo de carbono con enlace simple con dos átomos de hidrógeno y con doble enlace con un átomo de oxígeno. El átomo de oxígeno tiene dos pares solitarios de electrones.


(c)

Una estructura de Lewis muestra un átomo de arsénico enlazado a tres átomos de flúor. Cada átomo de flúor tiene un par solitario de electrones.


(d)

Una estructura de Lewis muestra un átomo de nitrógeno con un par solitario de electrones unido a un átomo de cloro que tiene tres pares solitarios de electrones. El nitrógeno también está doblemente enlazado a un oxígeno que tiene dos pares solitarios de electrones.


(e)

Una estructura de Lewis muestra un átomo de silicio que tiene un enlace simple con cuatro átomos de cloro. Cada átomo de cloro tiene tres pares solitarios de electrones.


(f)

Una estructura de Lewis muestra un átomo de oxígeno con un par solitario de electrones que tiene un enlace simple con tres átomos de hidrógeno. La estructura está entre corchetes con un signo positivo en superíndice.


(g)

Una estructura de Lewis muestra un átomo de nitrógeno con enlace simple con cuatro átomos de hidrógeno. La estructura está entre corchetes con un signo positivo en superíndice.


(h)

Una estructura de Lewis muestra un átomo de boro con enlace simple con cuatro átomos de flúor. Cada átomo de flúor tiene tres pares solitarios de electrones. La estructura está entre corchetes con un signo negativo en superíndice.


(i)

Una estructura de Lewis muestra dos átomos de carbono con triple enlace. Cada carbono también tiene un enlace simple con un átomo de hidrógeno.


(j)

Una estructura de Lewis muestra un átomo de carbono tiene un enlace triple con un átomo de nitrógeno que tiene un único par de electrones. El carbono también tiene un enlace simple con un átomo de cloro que tiene tres pares solitarios de electrones.


(k)

Una estructura de Lewis muestra dos átomos de carbono unidos con un triple enlace. A la derecha del segundo carbono se encuentra un 2 con signo positivo en superíndice.
31.

(a) SeF6:

Una estructura de Lewis muestra un átomo de selenio con enlace simple con seis átomos de flúor, cada uno con tres pares solitarios de electrones.


(b) XeF4:

Una estructura de Lewis muestra un átomo de xenón con dos pares solitarios de electrones. Tiene un enlace simple con cuatro átomos de flúor, cada uno con tres pares solitarios de electrones.


(c) SeCl3+:SeCl3+:

Una estructura de Lewis muestra un átomo de selenio con un par solitario de electrones que tiene un enlace simple con tres átomos de cloro, cada uno con tres pares solitarios de electrones. Toda la estructura está entre corchetes.


(d) Cl2BBCl2:

Una estructura de Lewis muestra dos átomos de boro que están unidos con enlace simple. Cada uno de ellos tiene un enlace simple con dos átomos de cloro que tienen tres pares solitarios de electrones.
33.

Dos electrones de valencia por átomo de Pb se transfieren a los átomos de Cl; el ion Pb2+ resultante tiene una configuración de valencia 6s2. Dos de los electrones de valencia de la molécula de HCl son compartidos, y los otros seis se encuentran en el átomo de Cl como pares solitarios de electrones.

35.
Se muestran dos reacciones utilizando estructuras de Lewis. La reacción superior muestra un átomo de carbono, con un enlace simple a tres átomos de hidrógeno y un enlace simple a un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. El átomo de oxígeno también tiene un enlace simple con un átomo de hidrógeno. Sigue un signo positivo y el número uno coma cinco, seguido de dos átomos de oxígeno unidos con un doble enlace y cada uno con dos pares solitarios de electrones. Una flecha hacia la derecha conduce a un átomo de carbono con doble enlace a dos átomos de oxígeno, cada uno de los cuales tiene dos pares solitarios de electrones. A esta estructura le sigue un signo positivo, un número dos, y una estructura formada por un oxígeno con dos pares solitarios de electrones con enlace simple a dos átomos de hidrógeno. La reacción inferior muestra un átomo de carbono, con un enlace simple a tres átomos de hidrógeno y un enlace simple a otro átomo de carbono. El segundo átomo de carbono tiene un enlace simple con dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. El átomo de oxígeno también tiene un enlace simple con un átomo de hidrógeno. A esto le sigue el signo positivo y el número tres, seguido de dos átomos de oxígeno unidos por un doble enlace. Cada átomo de oxígeno tiene dos pares solitarios de electrones. Una flecha orientada hacia la derecha conduce a un número dos y a un átomo de carbono unido con doble enlace a dos átomos de oxígeno, cada uno de los cuales tiene dos pares solitarios de electrones. A esta estructura le sigue un signo positivo, un número tres, y una estructura formada por un oxígeno con dos pares solitarios de electrones unidos con enlace simple a dos átomos de hidrógeno.
37.
Se muestran dos estructuras de Lewis. La izquierda muestra un átomo de carbono unido con enlace simple a cuatro átomos de cloro, cada uno con tres pares solitarios de electrones. La derecha muestra un átomo de carbono unido con doble enlace a un átomo de oxígeno que tiene dos pares solitarios de electrones. El átomo de carbono también está unido con enlace simple a dos átomos de cloro, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones.
39.

(a)

Se muestra una estructura de Lewis. Un átomo de nitrógeno está unido con enlace simple a dos átomos de hidrógeno y a un átomo de carbono. El átomo de carbono está unido con enlace simple a un átomo de hidrógeno y a otros dos átomos de carbono. Uno de estos átomos de carbono está unido con enlace simple a dos átomos de hidrógeno y a un átomo de oxígeno. El átomo de oxígeno está unido a un átomo de hidrógeno. El otro carbono está unido a dos átomos de oxígeno, uno de los cuales está unido con enlace simple a un átomo de hidrógeno. Los átomos de oxígeno tienen dos pares solitarios de electrones, y el átomo de nitrógeno tiene un par de electrones solitarios.


(b)

Se muestra una estructura de Lewis. Un átomo de nitrógeno está unido con enlace simple a dos átomos de hidrógeno y a un átomo de carbono. El átomo de carbono está unido con enlace simple a un átomo de oxígeno y a un átomo de nitrógeno. Ese átomo de nitrógeno tiene un enlace simple a dos átomos de hidrógeno. El átomo de oxígeno tiene dos pares solitarios de electrones, y los átomos de nitrógeno tienen un par de electrones solitarios cada uno.


(c)

Se muestra una estructura de Lewis. Un átomo de carbono está unido a tres átomos de hidrógeno y a un átomo de carbono. El átomo de carbono está unido a un átomo de oxígeno y a un tercer átomo de carbono. Este carbono está unido con enlace simple a dos átomos de oxígeno, uno de los cuales está unido a un átomo de hidrógeno. Cada átomo de oxígeno tiene dos pares solitarios de electrones.


(d)

Se muestra una estructura de anillo hexagonal de Lewis. Desde la parte superior del anillo, tres átomos de carbono, un átomo de nitrógeno, un átomo de carbono y un átomo de nitrógeno están unidos con enlaces simples entre sí. El carbono superior está unido con enlace simple a un oxígeno, el segundo y el tercer carbono y el átomo de nitrógeno están unidos con enlace simple a un átomo de hidrógeno. El siguiente carbono está unido con enlace simple a un átomo de oxígeno y el último nitrógeno está unido con enlace simple a un átomo de hidrógeno. Los átomos de oxígeno tienen dos pares solitarios de electrones y los de nitrógeno un par de electrones solitarios.


(e)

Se muestra una estructura de Lewis. Un átomo de carbono está unido con enlace simple a tres átomos de oxígeno. Dos de esos átomos de oxígeno están unidos con enlace simple a un átomo de hidrógeno. Cada átomo de oxígeno tiene dos pares solitarios de electrones.
41.
Se muestra una estructura de Lewis. Un átomo de carbono está unido con enlace simple a tres átomos de hidrógeno y a otro átomo de carbono. El segundo átomo de carbono está doblemente enlazado a otro átomo de carbono y tiene un enlace simple a un átomo de hidrógeno. El último carbono está unido con un enlace a dos átomos de hidrógeno.
43.

Cada enlace incluye un reparto de electrones entre los átomos. En un enlace simple se comparten dos electrones, en un enlace doble se comparten cuatro electrones y en un enlace triple se comparten seis electrones.

45.

(a)

Se muestran dos estructuras de Lewis con una flecha de doble punta entre ellas. La estructura de la izquierda muestra un átomo de azufre con un par solitario de electrones unido con enlace simple por la izquierda a un átomo de oxígeno con tres pares solitarios de electrones. El átomo de azufre también tiene un doble enlace por la derecha con un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. La estructura de la derecha muestra los mismos átomos, pero esta vez el doble enlace está entre el oxígeno izquierdo y el átomo de azufre. Los pares solitarios de electrones también se han desplazado para explicar el cambio de tipos de enlace. El átomo de azufre en las estructuras de la derecha también tiene un tercer punto de electrones debajo.


(b)

Se muestran tres estructuras de Lewis, con flechas de doble punta entre ellas, cada una rodeada de corchetes y un signo negativo en superíndice. La estructura de la izquierda representa un átomo de carbono unido a tres átomos de oxígeno. Tiene un enlace simple con dos de estos átomos de oxígeno, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones, y un doble enlace con el tercero, que tiene dos pares solitarios de electrones. El doble enlace se encuentra entre el oxígeno inferior y el carbono. Las estructuras central y derecha son las mismas que la primera, pero la posición del oxígeno con doble enlace se ha desplazado al oxígeno izquierdo en la estructura derecha, mientras que la estructura central solo tiene enlaces simples. Los pares solitarios de electrones también cambian para corresponder a los enlaces.


(c)

Se muestran dos estructuras de Lewis, con una flecha de doble punta entre ellas, cada una rodeada de corchetes y un signo negativo en superíndice. La estructura de la izquierda representa un átomo de carbono unido a tres átomos de oxígeno. Tiene un enlace simple con uno de estos átomos de oxígeno, que tiene tres pares solitarios de electrones, y un doble enlace con los otros dos, que tienen dos pares solitarios de electrones. Uno de los átomos de oxígeno con doble enlace también tiene un enlace simple con un átomo de hidrógeno. La estructura correcta es la misma que la primera, pero solo hay un oxígeno con doble enlace. El átomo de oxígeno con el átomo de hidrógeno de enlace simple tiene ahora un enlace simple a el átomo de carbono. Los pares solitarios de electrones también cambiaron para corresponder a los enlaces.


(d)

Se muestran dos estructuras de Lewis con una flecha de doble punta entre ellas. La estructura de la izquierda representa un anillo hexagonal compuesto por cinco átomos de carbono, cada uno de ellos unido con enlace simple a un átomo de hidrógeno, y un átomo de nitrógeno que tiene un par solitario de electrones. El anillo tiene enlaces simples y dobles alternados. La estructura derecha es la misma que la primera, pero cada doble enlace ha girado a una nueva posición.


(e)

Se muestran dos estructuras de Lewis con una flecha de doble punta entre ellas. La estructura de la izquierda muestra un átomo de carbono unido con enlace simple a dos átomos de hidrógeno y a un segundo átomo de carbono. El segundo átomo de carbono tiene un enlace simple con un átomo de hidrógeno y un doble enlace con un tercer átomo de carbono. El tercer átomo de carbono está unido con enlace simple a dos átomos de hidrógeno. Toda la estructura está rodeada de corchetes y tiene un signo negativo en superíndice. La estructura de la derecha muestra un átomo de carbono con enlace simple a dos átomos de hidrógeno y con doble enlace a un segundo átomo de carbono. El segundo átomo de carbono está unido con enlace simple a un átomo de hidrógeno y a un tercer átomo de carbono. El tercer átomo de carbono está unido con enlace simple a dos átomos de hidrógeno. Toda la estructura está rodeada de corchetes y tiene un signo negativo en superíndice.
47.

 

Se muestran un par de estructuras Lewis con una flecha de doble punta entre el mismo. La estructura de la izquierda del primer par muestra un átomo de nitrógeno con un par solitario de electrones unido con enlace simple a un átomo de oxígeno con tres pares solitarios de electrones. También tiene un doble enlace con un oxígeno con dos pares solitarios de electrones. La imagen derecha de este par representa la imagen invertida de la izquierda. Ambas imágenes están rodeadas de corchetes y tienen un signo negativo en superíndice. Están marcados "Para N O subíndice dos superíndice signo negativo"
49.

(a)

Esta estructura muestra un átomo de carbono unido con doble enlace a dos átomos de oxígeno, cada uno de los cuales tiene dos pares solitarios de electrones.


(b)

La estructura de la derecha de este par muestra un átomo de carbono con un par solitario de electrones unido con triple enlace a un oxígeno con un par solitario de electrones.


El CO tiene el enlace carbono-oxígeno más fuerte porque hay un triple enlace que une el C y el O. El CO2 tiene dobles enlaces.

51.

(a) H: 0, Cl: 0; (b) C: 0, F: 0; (c) P: 0, Cl 0; (d) P: 0, F: 0

53.

Cl en Cl2: 0; Cl en BeCl2: 0; Cl en ClF5: 0

55.

(a)

Se muestran dos estructuras de Lewis con una flecha de doble punta entre ellas. La estructura de la izquierda muestra un átomo de oxígeno con un par solitario de electrones unido con enlace simple a un átomo de oxígeno con tres pares solitarios de electrones. También tiene un doble enlace con un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. Los símbolos y números debajo de esta estructura dicen: "( 0 ), ( 1 positivo ), ( 1 negativo )" La frase "Carga formal" y una flecha hacia la derecha se encuentran a la izquierda de esta estructura. La estructura de la derecha aparece como una imagen invertida de la izquierda y los símbolos y números debajo de aquella dicen: "( 1 negativo ), ( 1 positivo ), ( 0 )".


(b)

Se muestran dos estructuras de Lewis, con una flecha de doble punta entre ellas. La estructura de la izquierda muestra un átomo de azufre con un par solitario de electrones unido con enlace simple a un átomo de oxígeno con tres pares solitarios de electrones. El átomo de azufre también tiene un doble enlace a un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. Los símbolos y números debajo de esta estructura dicen: "( 1 negativo ), ( 1 positivo ), ( 0 )" La estructura de la derecha aparece como una imagen invertida de la izquierda y los símbolos y números debajo de esta estructura dicen: "( 0 ), ( 1 positivo ), ( 1 negativo )".


(c)

Se muestran dos estructuras de Lewis, cada una entre paréntesis con un signo negativo en superíndice y una flecha de doble punta entre ellas. La estructura de la izquierda muestra un átomo de nitrógeno con un par solitario de electrones unido con enlace simple a un átomo de oxígeno con tres pares solitarios de electrones y unido con doble enlace a un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. Los símbolos y números debajo de esta estructura dicen "paréntesis abierto, 0, paréntesis cerrado, paréntesis abierto, 0, paréntesis cerrado, paréntesis abierto, 1 negativo, paréntesis cerrado". La estructura de la derecha aparece como una imagen invertida de la izquierda y los símbolos y números debajo de ella dicen "paréntesis abierto, 1 negativo, paréntesis cerrado, paréntesis abierto, 0, paréntesis cerrado, paréntesis abierto, 0, paréntesis cerrado"].


(d)

Se muestran tres estructuras de Lewis, cada una entre corchetes con un signo negativo en superíndice y una flecha de doble punta entre ellas. La estructura de la izquierda muestra un átomo de nitrógeno con un enlace simple a dos átomos de oxígeno, cada uno con tres pares solitarios de electrones, y unido con doble enlace a un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. Los átomos de oxígeno de enlace simple se marcan, desde la parte superior de la estructura y en el sentido de las agujas del reloj, "paréntesis abierto, 1 negativo, paréntesis cerrado, paréntesis abierto, 1 positivo, paréntesis cerrado". Los símbolos y números debajo de esta estructura dicen "paréntesis abierto, 0, paréntesis cerrado, paréntesis abierto, 1 negativo, paréntesis cerrado". La estructura del medio muestra un átomo de nitrógeno unido con enlace simple a dos átomos de oxígeno, cada uno con tres pares solitarios de electrones, uno de los cuales está marcado como "paréntesis abierto, 1 positivo, paréntesis cerrado" y unido con doble enlace a un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones marcado como "paréntesis abierto, 0, paréntesis cerrado". Los símbolos y números debajo de esta estructura dicen "paréntesis abierto, 1 negativo, paréntesis cerrado, paréntesis abierto, 1 negativo, paréntesis cerrado". La estructura de la derecha muestra un átomo de nitrógeno con enlace simple a dos átomos de oxígeno, cada uno con tres pares solitarios de electrones, y un doble enlace con un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. Uno de los átomos de oxígeno de enlace simple está marcado como "paréntesis abierto, 1 negativo, paréntesis cerrado" mientras que el oxígeno de doble enlace está marcado como "paréntesis abierto, 1 positivo, paréntesis cerrado". Los símbolos y números debajo de esta estructura dicen "paréntesis abierto, 1 negativo, paréntesis cerrado" y "paréntesis abierto, 0, paréntesis cerrado"].
57.

HOCl

59.

La estructura que da cero cargas formales es consistente con la estructura real:

Una estructura de Lewis muestra un átomo de nitrógeno con un par solitario de electrones unido con enlace simple a dos átomos de hidrógeno y a un átomo de oxígeno que tiene dos pares solitarios de electrones. El átomo de oxígeno está unido con enlace simple a un átomo de hidrógeno.
61.

NF3;

Una estructura de Lewis muestra un átomo de nitrógeno con un par solitario de electrones unido con enlace simple a tres átomos de flúor, cada uno con tres pares solitarios de electrones.
63.

 

Una estructura de Lewis muestra un átomo de hidrógeno unido con enlace simple a un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. El átomo de oxígeno está unido con enlace simple a un átomo de azufre. El átomo de azufre está unido con doble enlace a dos átomos de oxígeno, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones, y está unido con enlace simple a un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. Este átomo de oxígeno está unido con enlace simple a un átomo de hidrógeno.
65.

(a) -114 kJ; (b) 30 kJ; (c) -1055 kJ

67.

La mayor energía de enlace está en la figura de la izquierda. Es la forma más estable.

69.


HCl(g)12H2(g)+12Cl2(g)ΔH1°=−ΔHf[HCl(g)]°12H2(g)H(g)ΔH2°=ΔHf[H(g)]°12Cl2(g)Cl(g)ΔH3°=ΔHf[Cl(g)]°¯HCl(g)H(g)+Cl(g)ΔH°=ΔH1°+ΔH2°+ΔH3°HCl(g)12H2(g)+12Cl2(g)ΔH1°=−ΔHf[HCl(g)]°12H2(g)H(g)ΔH2°=ΔHf[H(g)]°12Cl2(g)Cl(g)ΔH3°=ΔHf[Cl(g)]°¯HCl(g)H(g)+Cl(g)ΔH°=ΔH1°+ΔH2°+ΔH3°
DHCl=ΔH°=ΔHf[HCl(g)]°+ΔHf[H(g)]°+ΔHf[Cl(g)]°=(-92,307kJ)+217,97kJ+121,3kJ=431,6kJDHCl=ΔH°=ΔHf[HCl(g)]°+ΔHf[H(g)]°+ΔHf[Cl(g)]°=(-92,307kJ)+217,97kJ+121,3kJ=431,6kJ

71.

El enlace S-F en el SF4 es más fuerte.

73.


Se muestra una estructura de Lewis. Un átomo de carbono unido con enlace simple a tres átomos de hidrógeno se une a un segundo átomo de carbono. El segundo átomo de carbono está unido con enlace simple a dos átomos de hidrógeno. El segundo átomo de carbono tiene un enlace simple con un tercer átomo de carbono unido con triple enlace a un cuarto átomo de carbono unido con enlace simple a un quinto átomo de carbono. El quinto átomo de carbono tiene un enlace simple con un átomo de hidrógeno y un doble enlace con un sexto átomo de carbono que tiene un enlace simple con dos átomos de hidrógeno.


Los enlaces simples C–C son los más largos.

75.

(a) Cuando se eliminan dos electrones de la capa de valencia, el radio del Ca pierde el nivel de energía más externo y vuelve al nivel inferior n = 3, cuyo radio es mucho más pequeño. (b) La carga +2 del calcio acerca mucho más el oxígeno en comparación con el K, aumentando así la energía de la red en relación con un ion menos cargado. (c) La eliminación del electrón 4s en el Ca requiere más energía que la eliminación del electrón 4s en el K debido a la mayor atracción del núcleo y a la energía extra necesaria para romper el emparejamiento de los electrones. La segunda energía de ionización del K requiere que un electrón sea retirado de un nivel de energía más bajo, donde la atracción es mucho más fuerte del núcleo para el electrón. Además, se necesita energía para desemparejar dos electrones en un orbital completo. En el Ca, el segundo potencial de ionización requiere la eliminación de un solo electrón solitario en el nivel de energía exterior expuesto. (d) En el Al, el electrón eliminado está relativamente desprotegido y no apareado en un orbital p. La mayor energía para el Mg refleja principalmente el desparejamiento del electrón 2s.

77.

(d)

79.

4008 kJ/mol; los dos iones del MgO tienen el doble de carga que los del LiF; la longitud de los enlaces es muy similar y ambos tienen la misma estructura; se espera una cuadruplicación de la energía según la ecuación de la energía de red.

81.

(a) Na2O; Na+ tiene un radio menor que el K+; (b) BaS; el Ba tiene una carga mayor que el K; (c) BaS; el Ba y el S tienen cargas mayores; (d) BaS; el S tiene una carga mayor.

83.

(e)

85.

La colocación de los dos conjuntos de electrones no apareados en el agua obliga a los enlaces a adoptar una disposición tetraédrica, y la molécula de HOH resultante está doblada. La molécula HBeH (en la que el Be solo tiene dos electrones para enlazar con los dos electrones de los hidrógenos) debe tener los pares de electrones lo más alejados posible entre sí y, por tanto, es lineal.

87.

Hay que dejar espacio para cada par de electrones, tanto si están en un enlace como si están presentes como pares solitarios. La geometría de pares de electrones considera la colocación de todos los electrones. La estructura molecular solo tiene en cuenta la geometría del par de enlaces.

89.

Siempre que los enlaces polares se compensen (por ejemplo, que dos átomos idénticos se encuentren directamente frente al átomo central), la molécula puede ser no polar.

91.

(a) Tanto la geometría de los electrones como la estructura molecular son octaédricas. (b) Tanto la geometría de los electrones como la estructura molecular son bipiramidales trigonales. (c) Tanto la geometría de los electrones como la estructura molecular son lineales. (d) Tanto la geometría de los electrones como la estructura molecular son trigonales planas.

93.

(a) geometría de pares de electrones: octaédrica, estructura molecular: piramidal cuadrada; (b) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: doblada; (c) geometría de pares de electrones: octaédrica, estructura molecular: cuadrada plana; (d) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: trigonal piramidal; (e) geometría de pares de electrones: bipiramidal trigonal, estructura molecular: balancín; (f) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: doblada (109°).

95.

(a) geometría de pares de electrones: trigonal plana, estructura molecular: doblada (120°); (b) geometría de pares de electrones: lineal, estructura molecular: lineal; (c) geometría de pares de electrones: trigonal plana, estructura molecular: trigonal plana; (d) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: trigonal piramidal; (e) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: tetraédrica; (f) geometría de pares de electrones: trigonal bipiramidal, estructura molecular: balancín; (g) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: trigonal piramidal.

97.

Todas estas moléculas e iones contienen enlaces polares. Solo el ClF5, ClO2,ClO2, el PCl3, el SeF4, y el PH2el PH2 tienen momentos dipolares.

99.

El SeS2, el CCl2F2, el PCl3 y el ClNO tienen momentos dipolares.

101.

P

103.

no polar

105.

(a) tetraédrica; (b) trigonal piramidal; (c) doblada (109°); (d) trigonal plana; (e) doblada (109°); (f) doblada (109°); (g) CH3CCH tetraédrica, CH3CCH lineal; (h) tetraédrica; (i) H2CCCH2 lineal; H2CCCH2 trigonal plana

107.


Se muestran tres diagramas de Lewis. El primer diagrama muestra la letra A unida con enlace simple a la izquierda y a la derecha a la letra B. Al lado de este diagrama está escrito "C O subíndice 2" y el término "lineal". El segundo diagrama muestra la letra A con dos pares solitarios de electrones, con un enlace simple a la izquierda y otro abajo a la derecha con la letra B. Al lado de este diagrama está escrito "H subíndice 2 O" y el término "doblado con un ángulo de aproximadamente 109 grados". El tercer diagrama muestra la letra A con un par solitario de electrones, con un enlace simple a la izquierda y otro inferior a la derecha con la letra B. Al lado de este diagrama se escribe "S O subíndice 2" y el término "doblado con un ángulo de aproximadamente 120 grados".
109.

(a)

La figura muestra tres estructuras de Lewis, cada una rodeada de corchetes y con un signo negativo en superíndice 2. Se escriben con una flecha de doble punta entre cada diagrama. El primero de este trío tiene un átomo de carbono con un enlace simple a dos átomos de azufre, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones, y un doble enlace a un tercer átomo de azufre con dos pares solitarios de electrones. El segundo y tercer diagrama tienen los mismos átomos presentes, pero cada vez el doble enlace se mueve entre un par de carbono y azufre diferente. Los pares solitarios de electrones también se desplazan para corresponder con los cambios de enlace.


(b)

La estructura de Lewis muestra un átomo de carbono unido con enlace doble a dos átomos de azufre, cada uno de los cuales tiene dos pares solitarios de electrones.


(c)

Este diagrama muestra un carbono con un par solitario de electrones unido con triple enlace a un azufre con un par solitario de electrones.


(d) CS32−CS32− incluye tres regiones de densidad de electrones (todos son enlaces sin pares solitarios); la forma es trigonal plana; CS2 tiene solo dos regiones de densidad de electrones (todos los enlaces sin pares solitarios); la forma es lineal.

111.

La estructura de Lewis está formada por tres unidades, pero los átomos deben ser reordenados:

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. El segundo carbono tiene un enlace simple con un átomo de hidrógeno y un doble enlace con un tercer átomo de carbono que tiene un enlace simple con dos átomos de hidrógeno.
113.

El dipolo molecular apunta lejos de los átomos de hidrógeno.

115.

Las estructuras son muy similares. En el modo de modelo, cada grupo de electrones ocupa la misma cantidad de espacio, por lo que el ángulo de enlace se muestra como 109,5°. En el modo "real", los pares solitarios son mayores, lo que hace que los hidrógenos se compriman. Esto conduce a un ángulo menor de 104,5°.

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