1. Compruebe utilizando la notación de Lewis que:
a) el carbono en el HCCl3;
b) el nitrógeno en el ion NH2– ;
Cumplen la regla del octeto en cuanto a los enlaces covalentes que forman con los otros átomos.
2. Represente por la notación de Lewis las siguientes moléculas c ioncs:
HCN, HNO3, NH4+
3. En este ejercicio:
a) Calcule la afinidad electrónica del oxígeno (DHE) utilizando un ciclo de Born-Haber para el BaO (s), teniendo en cuenta los datos siguientes:
DHS del Ba (s) = 205,5 kJ/moL
DHD del O2 (g) = 498,0 kJ/mol.
DHI del Ba2+ a partir del Ba (g) = 1460,6 kJ/mo1.
DHf dcl BaO (s) = –549,1 kJ/mol.
U del BaO(s) = –3 180,6 kJ/mol.
b) ¿Por qué en la formación del O2– (g) a partir del O (g) se absorbe calor?
c) Calcule el calor evolucionado en la formación del O– (g), conociendo que el calor absorbido en el proceso O– (g) + e– ® O2– (g) es igual a 845,4 kJ/mol.
4. Calcule utilizando el ciclo energético de Born-Haber, la entalpía de formación del KCl(s).
5. En el ejercicio siguiente:
a) Calcule el valor de DHf en la formación del CaCl2(s) a partir de Ca(s) y Cl2(g)
b) Calcule el primer potencial de ionización del calcio (DHI 1)
c) ¿Por qué el segundo potencial de ionización del calcio es mucho mayor que el primer potencial de ionización?
6.En el ejercicio siguiente:
a) Calcule la energía reticular del CaO(s) utilizando el ciclo de Born-Haber.
Datos:
DHS del Ca(s) = 167,4 kJ/mol
DHI1 del Ca(g) = 586,0 kJ/mol
DHI 2 del Ca(g) = 1 130,2 kJ/mol
DHD del O2(g) = – 498 ,0 kJ/mol
DHE1 del O(g) = –133,4 kJ/mol
DHE2 del 0 (g) = 845,4 kJ/mol
DHf del CaO(s) = – 635,4 kJ/mol
b) Teniendo en cuenta que la energía reticular del CsCl(s) es igual a –673,4 kJ/mol explique de acuerdo con los factores que determinan el valor de la energía reticular por qué la energía reticular del CaO(s) es mucho mayor que la del CsCl(s)
7. En el ejercicio siguiente:
a)Calcule la energía reticular del MgS(s) a partir de los datos siguientes:
DHf del MgS(s) = –344,0 kJ/mol
DHS del Mg(s) = l52,7 kJ/mol
DHD del S2(g) = 557,4 kJ/mol
DHI del Mg(g) a Mg2+(g) = 2 178,7 kJ/mol
DHE del S(g) a S2– (g) = 302,9 kJ/mol
b)La energía reticular, calculada por un ciclo de Born-Haber, para el BaS(s) es igual a –2 744,9 kJ/mol. ¿Por qué la energía reticular del BaS(s) es menor que la del MgS(s)?. Ambas sustancias cristalizan en el mismo sistema de cristalización.
c) Teniendo en cuenta que en casi todos los pasos del ciclo energético teórico, según el cual se obtienen el MgS(s) y el BaS(s), se absorbe energía. ¿Cuál es el paso que determina la formación de sólidos cristalinos tan estables como son el MgS(s) y el BaS(s)?
8. En el ejercicio siguiente la energía reticular del AgBr (s) es igual a –824.45 kJ/mol y el potencial de ionización de la plata es igual a 731.11 kJ/mol.
Cuando se forma 1 mol de AgBr(s) a partir de Br2(g) y Ag(s) se liberan 100 kJ.
Calcule la entalpía de sublimación de la plata, suponiendo al AgBr(s) como una sustancia iónica.
9. Las entalpías de formación del NiO(s) y del MnO(s) son –241,89 kJ/mol y –385,0 kJ/mol, respectivamente.
a) Calcule la energía reticular para cada compuesto,
b) Sobre la base de estos resultados. ¿Qué tiene menos radio. el Ni2+ o el Mn2+? Explique.
(Ambos óxidos cristalizan en el mismo sistema.)
Datos:
DHS del Ni2+ = 397,57 kJ/mol
DHS del Mn2+ = 238,54 kJ/mol
DH1 del Ni = 2 477,5 kJ/rnol
DH1 del Mn = 2 218,1 kJ/mol
10. Calcule la entalpía de formación del CaF2(s) a partir de los datos siguientes:
U del CaF2 (s) = – 3 039.4 kJ/mol
DHS del Ca(s) = 167,4 kJ/mol
DHI del Ca(g) a Ca2+(g) = 1 716.2 kJ/rnol
11. Represente el mecanismo de formación de las moléculas de I2 y de N2 a partir de los átomos teniendo en cuenta los electrones no pareados en las configuraciones electrónicas de estos y teniendo en cuenta el concepto de compartición de electrones.
a) ¿Cuántos pares electrónicos se comparten en ambos casos?.
b) ¿Se trata de enlaces simples, doble o triples?.
c) Represente dicho mecanismo para las moléculas de H2 S, ICl, BCl3.
12. Represente, en un diagrama de orbitales moleculares (OM) la distribución de electrones para una molécula diatómica del gas neón (Ne2). ¿A qué conclusión se llega?. ¿Es posible un enlace entre dos átomos dc argón desde el punto de vista energético?. Explicar.
13. Represente en un diagrama de OM la distribución electrónica de la molécula de flúor (F2).
a) ¿Qué tipo de enlace existe entre los átomos de flúor?
b) ¿Se produce aumento o disminución de energía en la formación de esta molécula? Explique.
14. Represente. en un diagrama de OM la distribución dc electrones en la molécula de dinitrógeno (N2).
a) ¿Por qué la molécula se forma con disminución de energía?.
b) ¿Cuántos enlaces se forman entre los dos átomos de nitrógeno?.
c) ¿De qué tipo son esos enlaces?
d) Busque en la tabla correspondiente la energía de disociación de enlace en el dinitrógeno (N2) y compárela con la energía de disociación de otras moléculas diatómicas homonuclcares (O2, Cl2, H2, etc.).
e) ¿A qué conclusión se llega?.
f) ¿Qué relación tiene esa conclusión con las propiedades del dinitrógeno gaseoso?
15.Explique, aplicando el modelo de la hibridación de orbitales la estructura y distribución espacial de los enlaces en las moléculas siguientes:
BeCl2; HC = CH ; CF4; PF5
׀ ׀
Cl Cl
16. La estructura del ZnCl2 es más covalente que iónica. Los enlaces Zn–Cl se disponen de manera lineal y son equivalentes en fortaleza y propiedades.
a) Explique, aplicando el modelo de la hibridación, la estructura del ZnCl2(g)
b) ¿Son los enlaces Zn-Cl polares?
c) ¿Es la molécula de ZnCl2 polar? Explique.
17. Por la hibridación sp3 se explica la estructura de las moléculas siguientes:
CCl4, SiF4, H2O, PH3, PCl3, H2S, CH4
a) ¿En qué casos existen orbitales sp3 no compartidos?
b) Señale en cada caso la forma geométrica de la molécula;
c) ¿En qué casos el momento dipolar de la molécula es igual a cero? Explique.
d) ¿Por qué el ángulo entre los enlaces en la molécula de agua es mayor que en la molécula de H2 S?
18. El ion borato (BO33–) presenta tres enlaces B-O equivalentes, de iguales energías de enlace y distancias de enlace, y que forman ángulos de 1200 entre si; el ion es de forma plana.
a) explique estos hechos aplicando la teoría de la hibridación de orbitales:
b) ¿Están los enlaces B–O polarizados?
c) ¿Cuál es el valor del momento dipolar de la molécula de H3BO3 (ácido bórico)
d) ¿Cómo podría explicarse que el H3B03 sea un sólido cristalino en las condiciones del ambiente?.
19. En el ejercicio siguiente:
a) Explique, por la teoría de la hibridación, la estructura de la molécula de CCl4.
b) Justifique de acuerdo con la estructura del CCl4, por qué esta sustancia es un líquido muy volátil en las condiciones del ambiente.
20. La estructura de las moléculas SF4, ClF3, PF5 se explica convenientemente aplicando la teoría de la hibridación de orbitales. En los tres casos el átomo central presenta hibridación sp3d.
a) ¿En qué casos existen orbitales híbridos no compartidos? ¿Cuántos son?
b) ¿Existe algún caso en que el momento dipolar sea igual a cero? Explique.
21. La molécula de IF5 tiene estructura piramidal con cinco enlaces I-F iguales o equivalentes:
a) Explique esta estructura teniendo en cuenta la hibridación de orbitales;
b) ¿Qué tipo de hibridación presenta esta molécula?
c) ¿Puede ser igual a cero el momento dipolar de la molécula?
22. En el ejercicio siguiente:
a) Represente, por la notación de Lewis la estructura de la molécula de etino (C2–H2);
b) Sabiendo que cada átomo de carbono, en la molécula de etino, forma dos orbitales híbridos sp, quedando libre de la hibridación los otros dos orbitales p de cada átomo, ¿cómo podría explicarse el triple enlace entre los átomos de carbono?
c) ¿De qué tipo son los tres enlaces entre los átomos de carbono en el etino?
23. En el ejercicio siguiente:
a) ¿Qué tipo de hibridación presentan los orbitales del átomo de carbono en el eteno (C2H4)?
b) ¿Son del mismo tipo los dos enlaces entre los átomos de carbono en el eteno? Explique.
24. De las moléculas siguientes: CO2; SCl2; SiF4; HI; H3Sb; Br2; H2S.
Señale y explique:
a) las que son apolares
b) Las que son polares.
25. En el ejercicio siguiente:
a) Represente por un diagrama de Lewis, la estructura de la molécula del gas refrigerante freón (CF2Cl2)
b) ¿Es esta molécula lineal?,
c) ¿Son los enlaces C-Cl y C-F polares?,
d) ¿Cuál tiene mayor momento dipolar?,
e) ¿Es la molécula polar o apolar?
26. Si el momento dipolar del enlace X- Y es mayor que el del enlace X-Z diga:
a) ¿Qué enlace está más polarizado?,
b) Si X es el elemento menos electronegativo de los tres, ¿ cuál será el más electronegativo?
27. Se dan los compuestos NF3 y NaF. Conteste, con respecto a dichos compuestos, lo siguiente:
a) Tipo de enlace entre los átomos. Explique;
b) ¿Cuál tiene estructura molecular? Explique;
c) ¿Es alguno de estos compuestos probablemente soluble en agua?, ¿Cuál? Explique;
d) ¿Cuál es capaz de conducir la corriente eléctrica en estado líquido? Explique;
e) ¿Cuál de estos compuestos posee mayor temperatura de fusión y de ebullición?
f) ¿Puede existir el compuesto NF5?
28. El ion C104 (perclorato) tiene simetría tetraédrica, los cuatro enlaces Cl-O se dirigen según los vértices de un tetraedro a partir del átomo de cloro.
a) ¿Qué clase de orbitales híbridos usa el cloro en este ion?..
b) ¿Existe en la estructura del ion C104 algún par de electrones no compartido?
29. ¿Cómo debe variar el momento dipolar de los enlaces siguientes: Al-Cl, Si-Cl, P-Cl, S-Cl? ¿Cómo puede explicarse que el SiCl4 sea una molécula apolar, en tanto que el PCl3 es una molécula polar?
30. Explique por qué aumenta el momento dipolar en las moléculas siguientes, al pasar del PH3 al PF3.
PH3 –m = 1,8 . l0–30 C.m.
PCI3 –m = 2,67 . 10–30 C.m.
PF3 –m = 3,41 . 10–30 C.m.
31. Teniendo en cuenta la polarización mutua de los iones, las reglas de Fajans, y de acuerdo con los datos de radios iónicos dados en la tabla, al final, conteste las preguntas siguientes:
a) ¿Cuál de los compuestos que se mencionan a continuación presenta, probablemente, mayor carácter covalente en los enlaces: BeCl2, MgCl2, SrCl2. Explique,
b) Sitúe los compuestos siguientes por orden ascendente del carácter covalente de sus enlaces: CaCl2, CaI2, CaBr2, CaF2.
c) ¿En cuál de los compuestos siguientes, es probablemente mayor el carácter covalente de los enlaces: NaCl, CaCl2, AlCl3. Explique.
|
Ion |
Radio iónico (nm) |
Ion |
Radio iónico (nm) |
|
Na+ |
r+ = 0,095 |
Al3+ |
r+ = 0,050 |
|
Be2+ |
r+ = 0,031 |
F– |
r– = 0,136 |
|
Mg2+ |
r+ = 0,065 |
Cl– |
r– = 0,181 |
|
Ca2+ |
r+ = 0,099 |
I– |
r– = 0,216 |
|
Sr2+ |
r+ = 0,103 |
|
|
32. La molécula de dióxido de carbono (CO2) tiene un valor de m = 0, conteste con respecto a esta lo siguiente:
a) Diagrama de Lewis;
b) ¿Son los enlaces C-O iónicos?
c) ¿Cuál es la forma de la molécula?. Explicar;
d) El CO2 es un gas en las condiciones del ambiente, ¿cómo se puede explicar esta propiedad teniendo en cuenta la estructura de la molécula?
33. El cloruro de potasio (K+ Cl–) en estado gaseoso tiene un momento dipolar, determinado experimentalmente, de 3,34 x 10–29 C.m. La distancia internuclear en el par iónico K+ Cl– es igual a 2,67 x 10–10 m.
a) Calcule el momento dipolar, suponiendo totalmente iónico el enlace;
b) ¿cuál es el tanto por ciento de carácter iónico del enlace?
Dato: carga unitaria = 1,605 x l0–19 C.
Resp: a) m calculado = 4,28 x 10– C.m
b) 78 % de carácter iónico.
34. A partir de los datos siguientes de configuraciones electrónicas:
Átomo Configuración
A ns2 np5
B ns1
C ns2 np4
D ns2 np4
E ns2 np2
F 1s1
Combine dos de estos átomos para formar:
a) Un compuesto probablemente iónico,
b) Un compuesto covalente;
c) Una molécula diatómica apolar
d) Una molécula diatómica polar
e) Una molécula apolar con enlaces polares
f) Una molécula con hibridación sp3
35.Se dan los elementos siguientes:
A: Z = 11
B: Z = 9
C: Z = 20
D: Z = 8
F: Z = 17
a) Represente en cada caso la configuración electrónica y diga el grupo y período de la tabla periódica a que pertenecen;
b) Represente la fórmula de los probables compuestos entre; A y B. C y D, B y F;
c) Señale en cada caso, si el compuesto formado es probablemente iónico o covalente.