Capítulo 7

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.

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.

(a) P^3–; (b) Mg²⁺; (c) Al³⁺; (d) O^2–; (e) Cl^–; (f) Cs⁺

(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

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

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

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

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

(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

N, O, F y Cl

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

(a) ocho electrones:

(b) ocho electrones:

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

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

(a)

(b)

(c)

(d)

(e)

(f)

(a)

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)

(c)

(d)

(e)

(f)

(g)

(h)

(i)

(j)

(k)

(a) SeF₆:

(b) XeF₄:

(c) ${\text{SeCl}}_3{}^{\text{+}}\text{:}$

(d) Cl₂BBCl₂:

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.

(a)

(b)

(c)

(d)

(e)

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.

(a)

(b)

(c)

(d)

(e)

(a)

(b)

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.

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

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

(a)

(b)

(c)

(d)

HOCl

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

NF₃;

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

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

$\begin{array}{}\\ \text{HCl}\left(g\right)⟶\frac{1}{2}{\text{H}}_2(g)+\frac{1}{2}{\text{Cl}}_2(g)\text{Δ}{H}_1^{°}=\text{−Δ}{H}_{\text{f}\left[\text{HCl}\left(g\right)\right]}^{°}\\ \frac{1}{2}{\text{H}}_2(g)⟶\text{H}\left(g\right)\text{Δ}{H}_2^{°}=\text{Δ}{H}_{\text{f}\left[\text{H}\left(g\right)\right]}^{°}\\ \underset{¯}{\frac{1}{2}{\text{Cl}}_2(g)⟶\text{Cl}\left(g\right)\text{Δ}{H}_3^{°}=\text{Δ}{H}_{\text{f}\left[\text{Cl}\left(g\right)\right]}^{°}}\\ \text{HCl}\left(g\right)⟶\text{H}\left(g\right)+\text{Cl}\left(g\right)\text{Δ}{H}^{°}=\text{Δ}{H}_1^{°}+\text{Δ}{H}_2^{°}+\text{Δ}{H}_3^{°}\end{array}$
$\begin{array}{ll}{D}_{\text{HCl}}=\text{Δ}{H}^{°}& =\text{Δ}{H}_{\text{f}[\text{HCl}(g)]}^{°}+\text{Δ}{H}_{\text{f}[\text{H}(g)]}^{°}+\text{Δ}{H}_{\text{f}[\text{Cl}(g)]}^{°}\\ \\ \hfill & =–(\mathrm{-92,307}\text{kJ})+\mathrm{217,97}\text{kJ}+\mathrm{121,3}\text{kJ}\\ & =\mathrm{431,6}\text{kJ}\end{array}$

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

Los enlaces simples C–C son los más largos.

(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.

(d)

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.

(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.

(e)

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.

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.

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.

(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.

(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°).

(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.

Todas estas moléculas e iones contienen enlaces polares. Solo el ClF₅, ${\text{ClO}}_2{}^{\text{–}},$ el PCl₃, el SeF₄, y ${\text{el PH}}_2{}^{\text{–}}$ tienen momentos dipolares.

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

P

no polar

(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

(a)

(b)

(c)

(d) ${\text{CS}}_3{}^{\text{2−}}$ 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.

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

El dipolo molecular apunta lejos de los átomos de hidrógeno.

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°.