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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. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. 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 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. 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 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    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 nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. 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

4.1 Enlace iónico

1.

¿Un catión gana protones para formar una carga positiva o pierde electrones?

2.

El sulfato de hierro(III) [Fe2(SO4)3] se compone de iones de Fe3+ + e iones SO42−SO42−. Explique por qué una muestra de sulfato de hierro(III) no está cargada.

3.

¿Cuáles de los siguientes átomos se espera que formen iones negativos en los compuestos iónicos binarios y cuáles se espera que formen iones positivos: P, I, Mg, Cl, In, Cs, O, Pb, Co?

4.

¿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?

5.

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

(a) P

(b) Mg

(c) Al

(d) O

(e) Cl

(f) Cs

6.

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

7.

Escriba la configuración electrónica de cada uno de los siguientes iones:

(a) As3–

(b) I

(c) Be2+

(d) Cd2+

(e) O2–

(f) Ga3+

(g) Li+

(h) N3–

(i) Sn2+

(j) Co2+

(k) Fe2+

(l) As3+

8.

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

9.

Escriba la configuración de electrones completa para cada uno de los siguientes átomos y para el ion monatómico que se encuentra en los compuestos iónicos binarios que contienen el elemento:

(a) Al

(b) Br

(c) Sr

(d) Li

(e) As

(f) S

10.

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).

4.2 Enlace covalente

11.

¿Por qué es incorrecto hablar de una molécula sólida de NaCl?

12.

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

13.

Prediga cuáles de los siguientes compuestos son iónicos y cuáles son covalentes basándose en la ubicación de sus átomos constituyentes en la tabla periódica:

(a) Cl2CO

(b) MnO

(c) NCl3

(d) CoBr2

(e) K2S

(f) CO

(g) CaF2

(h) HI

(i) CaO

(j) IBr

(k) CO2

14.

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

15.

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

(a) Br o Cl

(b) N u O

(c) S u O

(d) P o S

(e) Si o N

(f) Ba o P

(g) N o K

16.

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

17.

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) C, F, H, N, O

(b) Br, Cl, F, H, I

(c) F, H, O, P, S

(d) Al, H, Na, O, P

(e) Ba, H, N, O, As

18.

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

19.

¿Qué átomos pueden unirse al azufre para producir una carga parcial positiva en el átomo de azufre?

20.

¿Cuál es el enlace más polar?

(a) C–C

(b) C–H

(c) N–H

(d) O–H

(e) Se–H

21.

Identifique el enlace más polar en cada uno de los siguientes pares de enlaces:

(a) HF o HCl

(b) NO o CO

(c) SH u OH

(d) PCl o SCl

(e) CH o NH

(f) SO o PO

(g) CN o NN

22.

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

(a) O3

(b) S8

(c) O22−O22−

(d) NO3NO3

(e) CO2

(f) H2S

(g) BH4BH4

4.3 Nomenclatura química

23.

Nombre los siguientes compuestos:

(a) CsCl

(b) BaO

(c) K2S

(d) BeCl2

(e) HBr

(f) AlF3

24.

Nombre los siguientes compuestos:

(a) NaF

(b) Rb2O

(c) BCl3

(d) H2Se

(e) P4O6

(f) ICl3

25.

Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos:

(a) bromuro de rubidio

(b) seleniuro de magnesio

(c) óxido de sodio

(d) cloruro de calcio

(e) fluoruro de hidrógeno

(f) fosfuro de galio

(g) bromuro de aluminio

(h) sulfato de amonio

26.

Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos:

(a) carbonato de litio

(b) perclorato de sodio

(c) hidróxido de bario

(d) carbonato de amonio

(e) ácido sulfúrico

(f) acetato de calcio

(g) fosfato de magnesio

(h) sulfito de sodio

27.

Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos:

(a) dióxido de cloro

(b) tetraóxido de dinitrógeno

(c) fosfuro de potasio

(d) sulfuro de plata(I)

(e) fluoruro de aluminio trihidratado

(f) dióxido de silicio

28.

Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos:

(a) cloruro de bario

(b) nitruro de magnesio

(c) dióxido de azufre

(d) tricloruro de nitrógeno

(e) trióxido de dinitrógeno

(f) cloruro de estaño(IV)

29.

Cada uno de los siguientes compuestos contiene un metal que puede presentar más de una carga iónica. Nombre estos compuestos:

(a) Cr2O3

(b) FeCl2

(c) CrO3

(d) TiCl4

(e) CoCl2∙6H2O

(f) MoS2

30.

Cada uno de los siguientes compuestos contiene un metal que puede presentar más de una carga iónica. Nombre estos compuestos:

(a) NiCO3

(b) MoO3

(c) Co(NO3)2

(d) V2O5

(e) MnO2

(f) Fe2O3

31.

Los siguientes compuestos iónicos se encuentran en productos domésticos comunes. Escriba las fórmulas de cada compuesto:

(a) fosfato de potasio

(b) sulfato de cobre(II)

(c) cloruro de calcio

(d) óxido de titanio(IV)

(e) nitrato de amonio

(f) bisulfato de sodio (nombre común del hidrogenosulfato de sodio)

32.

Los siguientes compuestos iónicos se encuentran en productos domésticos comunes. Nombre cada uno de los compuestos:

(a) Ca(H2PO4)2

(b) FeSO4

(c) CaCO3

(d) MgO

(e) NaNO2

(f) KI

33.

¿Cuáles son los nombres de la IUPAC de los siguientes compuestos?

(a) dióxido de manganeso

(b) cloruro de mercurio (Hg2Cl2)

(c) nitrato férrico [Fe(NO3)3]

(d) tetracloruro de titanio

(e) bromuro cúprico (CuBr2)

4.4 Símbolos y estructuras de Lewis

34.

Escriba los símbolos de Lewis para cada uno de los siguientes iones:

(a) As3–

(b) I

(c) Be2+

(d) O2–

(e) Ga3+

(f) Li+

(g) N3–

35.

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

36.

Escriba los símbolos de Lewis de los iones de cada uno de los siguientes compuestos iónicos y los símbolos de Lewis del átomo del que están formados:

(a) MgS

(b) Al2O3

(c) GaCl3

(d) K2O

(e) Li3N

(f) KF

37.

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)

Se muestran dos estructuras de Lewis una al lado de la otra, cada una entre corchetes. La estructura de la izquierda muestra el símbolo M con superíndice dos signo positivo. La derecha muestra el símbolo X rodeado de cuatro pares solitarios de electrones con un signo negativo en superíndice fuera de los corchetes.

(b)

Se muestran dos estructuras de Lewis una al lado de la otra, cada una entre corchetes. La estructura de la izquierda muestra el símbolo M con un superíndice de tres y signo positivo. La estructura de la derecha muestra el símbolo X rodeado de cuatro pares solitarios de electrones con un signo negativo en superíndice y un tres en subíndice, ambos fuera de los corchetes.

(c)

Se muestran dos estructuras de Lewis una al lado de la otra, cada una entre corchetes. La estructura de la izquierda muestra el símbolo M con un signo positivo en superíndice y un dos en subíndice fuera de los corchetes. La estructura de la derecha muestra el símbolo X rodeado de cuatro pares solitarios de electrones con un signo negativo en superíndice fuera de los corchetes.

(d)

Se muestran dos estructuras de Lewis una al lado de la otra, cada una entre corchetes. La estructura de la izquierda muestra el símbolo M con un tres y signo positivo en superíndice y un dos en subíndice fuera de los corchetes. La estructura de la derecha muestra el símbolo X rodeado de cuatro pares solitarios de electrones con un dos con signo negativo en superíndice y un subíndice tres, ambos fuera de los corchetes.
38.

Escriba la estructura de Lewis para la molécula diatómica P2, una forma inestable de fósforo que se encuentra en el vapor de fósforo a alta temperatura.

39.

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

40.

Escriba las estructuras de Lewis de lo siguiente:

(a) O2

(b) H2CO

(c) AsF3

(d) ClNO

(e) SiCl4

(f) H3O+

(g) NH4+NH4+

(h) BF4BF4

(i) HCCH

(j) ClCN

(k) C22+C22+

41.

Escriba las estructuras de Lewis de lo siguiente:

(a) ClF3

(b) PCl5

(c) BF3

(d) PF6PF6

42.

Escriba las estructuras de Lewis de lo siguiente:

(a) SeF6

(b) XeF4

(c) SeCl3+SeCl3+

(d) Cl2BBCl2 (contiene un enlace B-B)

43.

Escriba las estructuras de Lewis para:

(a) PO43−PO43−

(b) ICl4ICl4

(c) SO32−SO32−

(d) HONO

44.

Corrija la siguiente afirmación: "Los enlaces en el PbCl2 sólido son iónicos; el enlace en una molécula de HCl es covalente. Así, todos los electrones de valencia del PbCl2 se encuentran en los iones Cl, y todos los electrones de valencia de una molécula de HCl se comparten entre los átomos de H y Cl".

45.

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)

46.

El metanol, H3COH, se utiliza como combustible en algunos autos de carreras. El etanol, C2H5OH, se utiliza mucho como combustible en Brasil. Tanto el metanol como el etanol producen CO2 y H2O cuando se queman. Escriba las ecuaciones químicas de estas reacciones de combustión utilizando estructuras de Lewis en lugar de fórmulas químicas.

47.

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.

48.

El tetracloruro de carbono se utilizaba antiguamente en los extintores de incendios eléctricos. Ya no se utiliza para este fin debido a la formación del gas tóxico fosgeno, Cl2CO. Escriba las estructuras de Lewis para el tetracloruro de carbono y el fosgeno.

49.

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

50.

Aquí se presenta la disposición de los átomos en varias moléculas de importancia biológica. Complete las estructuras de Lewis de estas moléculas añadiendo enlaces múltiples y pares solitarios. No añada más átomos.

(a) el aminoácido serina:

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 átomo de carbono está unido con enlace simple a dos átomos de oxígeno, uno de los cuales está unido a un átomo de hidrógeno.

b) urea:

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 otro de nitrógeno. Ese átomo de nitrógeno tiene un enlace simple a dos átomos de hidrógeno.

(c) ácido pirúvico:

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 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.

(d) uracilo:

Se muestra una estructura de anillo hexagonal de Lewis. Desde la parte superior del anillo (moviéndose en el sentido de las agujas del reloj), 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 átomo de carbono superior está unido con enlace simple a un átomo de oxígeno. Los carbonos segundo y tercero y el átomo de nitrógeno están unidos con enlaces simples cada uno a un átomo de hidrógeno. El siguiente átomo de carbono está unido con enlace simple a un átomo de oxígeno y el último átomo de nitrógeno está unido enlace simple a un átomo de hidrógeno.

(e) ácido carbónico:

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.
51.

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.

52.

Un compuesto con una masa molar de unos 42 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.

53.

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.

54.

¿En qué se parecen los enlaces simples, dobles y triples? ¿En qué se diferencian?

4.5 Cargas formales y resonancia

55.

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, NO3NO3

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

(d) benceno, C6H6:

Una estructura de Lewis muestra un anillo hexagonal compuesto por seis átomos de carbono. Forman enlaces simples entre sí y enlaces simples con un átomo de hidrógeno cada uno.

(e) el ion formiato:

Una estructura de Lewis muestra un átomo de carbono unido con enlace simple a dos átomos de oxígeno y a un átomo de hidrógeno. La estructura está rodeada de corchetes y tiene un signo negativo en superíndice.
56.

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

(a) dióxido de azufre, SO2

(b) ion carbonato, CO32−CO32−

(c) ion hidrogenocarbonato, HCO3HCO3 (el C está unido a un grupo OH y a dos átomos de O)

(d) piridina:

Una estructura de Lewis representa un anillo hexagonal compuesto por cinco átomos de carbono y uno de nitrógeno. Cada átomo de carbono está unido con enlace simple a un átomo de hidrógeno.

(e) ion alilo:

Una estructura de Lewis 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 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.
57.

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

58.

El nitrito de sodio, que se ha utilizado para conservar el tocino y otras carnes, es un compuesto iónico. Escriba las formas de resonancia del ion nitrito, NO2.NO2.

59.

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:

Se muestran dos estructuras de Lewis con una flecha de doble punta entre ellas. La estructura de la izquierda indica un átomo de carbono con enlace simple a tres átomos de hidrógeno y a un segundo átomo de carbono. El segundo carbono está unido con enlace simple a dos átomos de oxígeno. Uno de los átomos de oxígeno está unido con enlace simple a un átomo de hidrógeno. La estructura de la derecha, rodeada de corchetes y con un signo negativo en superíndice, representa un átomo de carbono unido con enlace simple a tres átomos de hidrógeno y a un segundo átomo de carbono. El segundo átomo de carbono está unido con enlace simple a dos átomos de oxígeno.
60.

Escriba las estructuras de Lewis de lo siguiente, e incluya las estructuras de resonancia si corresponde. Indique cuál tiene el enlace carbono-oxígeno más fuerte.

(a) CO2

(b) CO

61.

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.

62.

Determine la carga formal de cada elemento en lo siguiente:

(a) HCl

(b) CF4

(c) PCl3

(d) PF5

63.

Determine la carga formal de cada elemento en lo siguiente:

(a) H3O+

(b) SO42−SO42−

(c) NH3

(d) O22−O22−

(e) H2O2

64.

Calcule la carga formal del cloro en las moléculas Cl2, BeCl2, y ClF5.

65.

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

(a) F2CO

(b) NO

(c) BF4BF4

(d) SnCl3SnCl3

(e) H2CCH2

(f) ClF3

(g) SeF6

(h) PO43−PO43−

66.

Dibuje todas las estructuras de resonancia posibles para cada uno de estos compuestos. Determine la carga formal de cada átomo en cada una de las estructuras de resonancia:

(a) O3

(b) SO2

(c) NO2NO2

(d) NO3NO3

67.

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?

68.

Con base en las consideraciones de carga formal, cuál de las siguientes sería probablemente la disposición correcta de los átomos en el ácido hipocloroso: ¿HOCl o OClH?

69.

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?

70.

Dibuje la estructura de la hidroxilamina, H3NO, y asigne las cargas formales; busque la estructura. ¿La estructura real coherente es coherente con los cargas formales?

71.

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

72.

Escriba la estructura de Lewis y la fórmula química del compuesto con una masa molar de unos 70 g/mol que contiene un 19,7 % de nitrógeno y un 80,3 % de flúor en masa, y determina la carga formal de los átomos de este compuesto.

73.

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

Se muestran dos estructuras de Lewis, con la palabra "o" entre ellas. La estructura de la izquierda muestra un átomo de nitrógeno unido con enlace simple a un átomo de oxígeno con tres pares solitarios de electrones. También tiene un enlace simple con un átomo de hidrógeno y un doble enlace con un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. La estructura de la derecha 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 nitrógeno unido con doble enlace a un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones.
74.

El ácido sulfúrico es el producto químico industrial que se produce en mayor cantidad en todo el mundo. Tan solo en los Estados Unidos se producen unos 90.000 millones de libras al año. Escriba la estructura de Lewis del ácido sulfúrico, H2SO4, que tiene dos átomos de oxígeno y dos grupos OH unidos al azufre.

4.6 Estructura molecular y polaridad

75.

Explique por qué la molécula de HOH está doblada, mientras que la de HBeH es lineal.

76.

¿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?

77.

Explique la diferencia entre la geometría de pares de electrones y la estructura molecular.

78.

¿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 NH4+NH4+ es idéntico al ángulo de enlace H-C-H en el CH4?

79.

Explique cómo una molécula que contiene enlaces polares puede ser no polar.

80.

Como regla general, las moléculas MXn (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?

81.

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

(a) SF6

(b) PCl5

(c) BeH2

(d) CH3+CH3+

82.

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

(a) IF6+IF6+

(b) CF4

(c) BF3

(d) SiF5SiF5

(e) BeCl2

83.

¿Cuál es la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada una de las siguientes moléculas o iones?

(a) ClF5

(b) ClO2ClO2

(c) TeCl42−TeCl42−

(d) PCl3

(e) SeF4

(f) PH2PH2

84.

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

(a) H3O+

(b) PCl4PCl4

(c) SnCl3+SnCl3+

(d) BrCl4BrCl4

(e) ICl3

(f) XeF4

(g) SF2

85.

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

(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+ (Cl es el átomo central)

86.

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) NO2NO2

(g) SiO44−SiO44−

87.

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

(a) ClF5

(b) ClO2ClO2

(c) TeCl42−TeCl42−

(d) PCl3

(e) SeF4

(f) PH2PH2

(g) XeF2

88.

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

(a) H3O+

(b) PCl4PCl4

(c) SnCl3SnCl3

(d) BrCl4BrCl4

(e) ICl3

(f) XeF4

(g) SF2

89.

¿Cuáles de las siguientes moléculas tienen momentos dipolares?

(a) CS2

(b) SeS2

(c) CCl2F2

(d) PCl3 (P es el átomo central)

(e) ClNO (N es el átomo central)

90.

Identifique las moléculas con momento dipolar:

(a) SF4

(b) CF4

(c) Cl2CCBr2

(d) CH3Cl

(e) H2CO

91.

La molécula XF3 tiene un momento dipolar. ¿Es X boro o fósforo?

92.

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

93.

¿La molécula de Cl2BBCl2 es polar o no polar?

94.

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.

95.

Describa la estructura molecular en torno al átomo o átomos indicados:

(a) el átomo de azufre del ácido sulfúrico, H2SO4 [(HO)2SO2]

(b) el átomo de cloro del ácido clórico, HClO3 [HOClO2]

(c) el átomo de oxígeno del peróxido de hidrógeno, HOOH

(d) el átomo de nitrógeno del ácido nítrico, HNO3 [HONO2]

(e) el átomo de oxígeno del grupo OH del ácido nítrico, HNO3 [HONO2]

(f) el átomo de oxígeno central de la molécula de ozono, O3

(g) cada uno de los átomos de carbono del propino, CH3CCH

(h) el átomo de carbono del freón, CCCl2F2

(i) cada uno de los átomos de carbono del aleno, H2CCCH2

96.

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

(a) CO2

(b) NO2NO2

(c) SO3

(d) SO32−SO32−

97.

Una molécula con la fórmula AB2, 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 para cada forma.

98.

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.

99.

Dibuje las estructuras de puntos de electrones de Lewis para estas moléculas, incluyendo las estructuras de resonancia cuando corresponda:

(a) CS32−CS32−

(b) CS2

(c) CS

d) prediga las formas moleculares de CS32−CS32− y CS2 y explique cómo ha hecho esa predicción.

100.

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

101.

Un compuesto con una masa molar de unos 42 g/mol contiene un 85,7 % de carbono y un 14,3 % de hidrógeno. ¿Cuál es su estructura molecular?

102.

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.

103.

Utilice la simulación para realizar los siguientes ejercicios en una molécula real. Es posible que tenga que girar las moléculas en tres dimensiones para ver ciertos dipolos.

(a) Haga un esquema de los dipolos de enlace y de los dipolos moleculares (si los hay) del O3. Explique sus observaciones.

(b) Observe los dipolos de enlace del NH3. Utilice estos dipolos para predecir si el N o el H es más electronegativo.

(c) Prediga si debe haber un dipolo molecular para el NH3 y, en caso afirmativo, en qué dirección apuntará. Compruebe el cuadro de dipolos moleculares para comprobar su hipótesis.

104.

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.

105.

Utilice el Simulador de forma de molécula para explorar moléculas reales. En la pestaña "Real Molecules" (moléculas reales), seleccione H2O. Cambie entre los modos "real" (real) y "model" (modelo). Explique la diferencia observada.

106.

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.

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