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9.E: Enlaces Químicos (Ejercicios)

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    9.2: Diagramas de punto electrónico de Lewis

    1. Explica por qué los dos primeros puntos en un diagrama de puntos electrónicos de Lewis se dibujan en el mismo lado del símbolo atómico.
    2. ¿Es necesario que el primer punto alrededor de un símbolo atómico vaya a un lado particular del símbolo atómico?
    3. ¿Qué columna de la tabla periódica tiene diagramas de puntos electrónicos de Lewis con dos electrones?
    4. ¿Qué columna de la tabla periódica tiene diagramas de puntos electrónicos de Lewis que tienen seis electrones en ellos?
    5. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada elemento.
      1. estroncio
      2. silicio
    6. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada elemento.
      1. Krypton
      2. azufre
    7. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada elemento.
      1. titanio
      2. fósforo
    8. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada elemento.
      1. bromo
      2. galio
    9. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada ion.
      1. Mg 2+
      2. S 2−
    10. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada ion.
      1. En +
      2. Br −
    11. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada ion.
      1. Fe 2+
      2. N 3−
    12. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada ion.
      1. H +
      2. H −

    RESPUESTAS

    1. Los dos primeros electrones en una capa de valencia son electrones s, que están emparejados.
    3. la segunda columna de la tabla periódica
      1. Mg 2+
      1. Fe 2+

    9.3: Transferencia de Electrones - Enlaces Iónicos

    1. Comentar sobre la posible formación del ion K 2+. ¿Por qué es poco probable su formación?

    2. Comentar sobre la posible formación del ion Cl 2−. ¿Por qué es poco probable su formación?

    3. ¿Cuántos electrones tiene que perder un átomo de Ba para tener un octeto completo en su caparazón de valencia?

    4. ¿Cuántos electrones tiene que perder un átomo de Pb para tener un octeto completo en su caparazón de valencia?

    5. ¿Cuántos electrones tiene que ganar un átomo de Se para tener un octeto completo en su caparazón de valencia?

    6. ¿Cuántos electrones tiene que ganar un átomo de N para tener un octeto completo en su caparazón de valencia?

    7. Con flechas, ilustran la transferencia de electrones para formar cloruro de potasio a partir de átomos de K y átomos de Cl.

    8. Con flechas, ilustran la transferencia de electrones para formar sulfuro de magnesio a partir de átomos de Mg y átomos de S.

    9. Con flechas, ilustran la transferencia de electrones para formar fluoruro de escandio a partir de átomos de Sc y átomos de F.

    10. Con flechas, ilustran la transferencia de electrones para formar fosfuro de rubidio a partir de átomos de Rb y átomos de P.

    11. ¿Qué compuesto iónico tiene la energía de celosía más alta: Ki o MgO? ¿Por qué?

    12. ¿Qué compuesto iónico tiene la energía de celosía más alta, Ki o LiF? ¿Por qué?

    1. ¿Qué compuesto iónico tiene la energía de celosía más alta: Bas o MgO? ¿Por qué?

    RESPUESTAS

    1. Es poco probable que se forme el ion K 2+ porque el ion K + ya satisface la regla del octeto y es bastante estable.
    3. dos
    5. dos
    11. MgO porque los iones tienen una carga de mayor magnitud
    13. MgO porque los iones son más pequeños

    9.4: Enlaces covalentes

    1. ¿Cuántos electrones habrá en la capa de valencia de los átomos de H cuando haga un enlace covalente?
    2. ¿Cuántos electrones estarán en la capa de valencia de los átomos no H cuando hagan enlaces covalentes?
    3. ¿Cuál es el diagrama de puntos electrónicos Lewis de I 2? Circula los electrones alrededor de cada átomo para verificar que cada capa de valencia está llena.
    4. ¿Cuál es el diagrama de puntos electrónicos de Lewis de H 2 S? Circula los electrones alrededor de cada átomo para verificar que cada capa de valencia está llena.
    5. ¿Cuál es el diagrama de puntos electrónicos de Lewis de NCl 3? Circula los electrones alrededor de cada átomo para verificar que cada capa de valencia está llena.
    6. ¿Cuál es el diagrama de puntos electrónicos de Lewis de SiF 4? Circula los electrones alrededor de cada átomo para verificar que cada capa de valencia está llena.
    7. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada sustancia.
      1. SF 2
      2. BH 4 −
    8. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada sustancia.
      1. PI 3
      2. OH −
    9. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada sustancia.
      1. GeH 4
      2. CLF
    10. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada sustancia.
      1. ASf 3
      2. NH 4 +
    11. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada sustancia. Es posible que se necesiten dobles o triples enlaces.
      1. SiO 2
      2. C 2 H 4 (asumir dos átomos centrales)
    12. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada sustancia. Es posible que se necesiten dobles o triples enlaces.
      1. CN −
      2. C 2 Cl 2 (asumir dos átomos centrales)
    13. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada sustancia. Es posible que se necesiten dobles o triples enlaces.
      1. CS 2
      2. NH 2 CONH 2 (supongamos que los átomos de N y C son los átomos centrales)
    14. Dibuja el diagrama de puntos electrónicos de Lewis para cada sustancia. Es posible que se necesiten dobles o triples enlaces.
      1. POCl
      2. HCOOH (supongamos que el átomo de C y un átomo de O son los átomos centrales)

    RESPUESTAS

    1. dos

    9.5: Otros aspectos de los enlaces covalentes

    1. Dé un ejemplo de un enlace covalente no polar. ¿Cómo sabes que es no polar?
    2. Dé un ejemplo de un enlace covalente polar. ¿Cómo sabes que es polar?
    3. ¿Cómo sabes qué lado de un enlace polar tiene la carga negativa parcial? Identificar el lado cargado negativamente de cada enlace polar.
      1. H—Cl
      2. H—S
    4. ¿Cómo sabes qué lado de un enlace polar tiene la carga positiva parcial? Identificar el lado cargado positivamente de cada enlace polar.
      1. H—Cl
      2. N-F
    5. Marcar el enlace entre los átomos dados como covalente no polar, covalente ligeramente polar, definitivamente covalente polar o probablemente iónico.
      1. H y C
      2. C y F
      3. K y F
    6. Marcar el enlace entre los átomos dados como covalente no polar, covalente ligeramente polar, definitivamente covalente polar o probablemente iónico.
      1. S y Cl
      2. P y O
      3. Cs y O
    7. ¿Qué enlace covalente es más fuerte, un enlace C-C o un enlace C-H?
    8. ¿Qué enlace covalente es más fuerte, un doble enlace O-O o un doble enlace N-N?
    9. Estimar el cambio de entalpía para esta reacción: N 2 + 3H 2 → 2NH 3 .Comience dibujando los diagramas de puntos electrónicos de Lewis para cada sustancia.
    10. Estimar el cambio de entalpía para esta reacción. Comienza dibujando los diagramas de puntos electrónicos de Lewis para cada sustancia: HN=NH + 2H 2 → 2NH 3
    11. Estimar el cambio de entalpía para esta reacción. Comienza dibujando los diagramas de puntos electrónicos de Lewis para cada sustancia: CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O
    12. Estimar el cambio de entalpía para esta reacción. Comience dibujando los diagramas de puntos electrónicos de Lewis para cada sustancia: 4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O

    RESPUESTAS

    1. H—H; es no polar porque los dos átomos tienen las mismas electronegatividades (las respuestas variarán).
      1. Lado Cl
      2. Lado S
      1. covalente ligeramente polar
      2. definitivamente covalente polar
      3. probable iónica
    7. Enlace C—H
    9. −80 kJ
    11. −798 kJ

    9.6: Violaciones a la Regla del Octeto

    1. ¿Por qué una molécula de electrones impares no puede satisfacer la regla del octeto?
    2. ¿Por qué un átomo de la segunda fila de la tabla periódica no puede formar moléculas de concha de valencia expandida?
    3. Dibuje un diagrama de puntos electrónicos de Lewis aceptable para estas moléculas que violen la regla del octeto.
      1. NO 2
      2. XeF 4
    4. Dibuje un diagrama de puntos electrónicos de Lewis aceptable para estas moléculas que violen la regla del octeto.
      1. BCl 3
      2. ClO 2
    5. Dibuje un diagrama de puntos electrónicos de Lewis aceptable para estas moléculas que violen la regla del octeto.
      1. POF 3
      2. CLF 3
    6. Dibuje un diagrama de puntos electrónicos de Lewis aceptable para estas moléculas que violen la regla del octeto.
      1. SF 4
      2. BeH 2

    RESPUESTAS

    1. No hay manera de que todos los electrones puedan ser emparejados si hay un número impar de ellos.

    9.7: Formas Moleculares

    1. ¿Cuál es la premisa básica detrás de VSEPR?
    2. ¿Cuál es la diferencia entre la geometría del grupo de electrones y la geometría molecular?
    3. Identificar la geometría del grupo electrónico y la geometría molecular de cada molécula.
      1. H 2 S
      2. POCl 3
    4. Identificar la geometría del grupo electrónico y la geometría molecular de cada molécula.
      1. CS 2
      2. H 2 S
    5. Identificar la geometría del grupo electrónico y la geometría molecular de cada molécula.
      1. HCN
      2. CCl 4
    6. Identificar la geometría del grupo electrónico y la geometría molecular de cada molécula.
      1. BI 3
      2. PH 3
    7. ¿Cuál es la geometría de cada especie?
      1. CN −
      2. PO 4 3−
    8. ¿Cuál es la geometría de cada especie?
      1. PO 3 3−
      2. NO 3 −
    9. ¿Cuál es la geometría de cada especie?
      1. COF 2
      2. C 2 Cl 2 (ambos átomos de C son átomos centrales y están unidos entre sí)
    10. ¿Cuál es la geometría de cada especie?
      1. CO 3 2−
      2. N 2 H 4 (ambos átomos de N son átomos centrales y están unidos entre sí)

    RESPUESTAS

    1. Los pares de electrones se repelen entre sí.
      1. Geometría del grupo electrónico: tetraédrica; geometría molecular: doblada
      2. Geometría del grupo electrónico: tetraédrica; geometría molecular: tetraédrica
      1. geometría del grupo de electrones: lineal; geometría molecular: lineal
      2. Geometría del grupo electrónico: tetraédrica; geometría molecular: tetraédrica
      1. lineal
      2. tetraédrico
      1. plano trigonal
      2. lineal y lineal alrededor de cada átomo central

    9.8 Ejercicios adicionales

    1. Explique por qué el hierro y el cobre tienen el mismo diagrama de puntos de electrones de Lewis cuando tienen diferentes números de electrones.

    2. Nombra dos iones con el mismo diagrama de puntos de electrones de Lewis que el ion Cl −.

    3. Con base en las tendencias conocidas, ¿qué compuesto iónico de la primera columna de la tabla periódica y la última columna de la tabla periódica debería tener la mayor energía de celosía?

    4. Con base en las tendencias conocidas, ¿qué compuesto iónico de la primera columna de la tabla periódica y la última columna de la tabla periódica debería tener la energía de celosía más baja?

    5. P 2 no es una forma estable de fósforo, pero si lo fuera, ¿cuál sería su probable diagrama de puntos de electrones de Lewis?

    6. Se 2 no es una forma estable de selenio, pero si lo fuera, ¿cuál sería su probable diagrama de puntos de electrones de Lewis?

    7. ¿Cuáles son los diagramas de puntos electrónicos de Lewis de SO 2, SO 3 y SO 4 2−?

    8. ¿Cuáles son los diagramas de puntos electrónicos de Lewis de PO 3 3− y PO 4 3−?

    9. ¿Qué bono esperas que sea más polar, un bono O-H o un bono N-H?

    10. ¿Qué bono esperas que sea más polar, un bono O-F o un bono S—O?

    11. Utilice energías de enlace para estimar el cambio de energía de esta reacción.

      C 3 H 8 + 5O 2 → 3CO 2 + 4H 2 O

    12. Utilice energías de enlace para estimar el cambio de energía de esta reacción.

      N 2 H 4 + O 2 → N 2 + 2H 2 O

    13. El etileno (C 2 H 4) tiene dos átomos centrales. Determinar la geometría alrededor de cada átomo central y la forma de la molécula general.

    14. El peróxido de hidrógeno (H 2 O 2) tiene dos átomos centrales. Determinar la geometría alrededor de cada átomo central y la forma de la molécula general.

    RESPUESTAS

    1. El hierro tiene d electrones que normalmente no se muestran en los diagramas de puntos electrónicos de Lewis.

    3. LiF

    5. Sería como N 2:

    9. un enlace O—H

    11. −2,000 kJ

    13. plano trigonal alrededor de ambos átomos de C centrales

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