Ejercicios resueltos de enlace químico

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👉 Ejemplos <Ejercicios Propios de la página> (Pulse aquí)

👉 Matamala y González <Libro de texto Ediciones Cultural - 1976> (Pulse aquí)

👉 Química general de Chang <Libro de texto de Raymond Chang> (Pulse aquí)

👉 Química la ciencia central <Libro de texto de Theodore E. Brown> (Pulse aquí)

Demostraciones

( 1.1 ) Expresar la función de cálculo de la energía de reticular de un enlace iónico en términos de las cargas relativas de los iones, y expresar el cálculo en términos de una constante única que nos arroje el resultado en unidades de energía molar o energía estándar J/mol

Ejemplos

( 2.1 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del NaCl

( 2.2 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del CaO

( 2.3 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del Ca₃N₂

( 2.4 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para Fe₂O₃

( 2.5 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para FeO

( 2.6 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para H₂O

( 2.7 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para NI₃

( 2.8 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para CO

( 2.9 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para H₂O₂

( 2.10 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para NaClO

( 2.11 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis sin octeto extendido para H₂SO₄

( 2.12 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis con octeto expandido para H₂SO₄.

( 2.13 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis sin octeto extendido para H₃PO₄

( 2.14 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis con octeto expandido para H₃PO₄.

( 2.15 ) ejemplo. Determinar las posibles estructuras de Lewis y su representación de resonancia.

( 2.16 ) ejemplo. Determinar las estructuras de resonancia el anión NO₃(-)

( 2.17 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para sin octeto extendido Na₂SO₄

( 2.18 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis con octeto expandido para Na₂SO₄.

( 2.19 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para BF₃ asumiendo octeto normal, y octeto anormal, y calcule las cargas formales de las dos estructuras.

( 2.20 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para PF₅

( 2.21 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del CO₂

( 2.22 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del Cl₂O

( 2.23 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del Cl₂O₃

( 2.24 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del Cl₂O₅

( 2.25 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del Cl₂O₇

( 2.26 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del SO

( 2.27 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del SO₂

( 2.28 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del SO₆

( 2.29 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del H₂CO₃

( 2.30 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del H₂SO₂

( 2.31 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del H₂SO₃ sin octeto expandido

( 2.32 ) ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del H₂SO₃ con octeto expandido

LibreChem

( 3.1 ) LibreChem 4.1.0. Calcule la cantidad de energía liberada cuando se forma 1 mol de pares de iones Na(+) y Cl(-) gaseosos a partir de los iones separados. Asuma que la distancia internuclear observada en la fase gaseosa es de 236 pm.

( 3.2 ) LibreChem 4.1.1. Calcule la cantidad de energía liberada cuando se forma 1 mol de pares de iones Li+F− gaseosos a partir de los iones separados. La distancia internuclear observada en la fase gaseosa es de 156 pm.

( 3.3 ) LibreChem 4.1.2. Calcule la cantidad de energía liberada cuando se forma 1 mol de pares de iones MgO gaseosos a partir de los iones separados. La distancia internuclear en la fase gaseosa es de 175 pm.

Química General de Chang

Química la Ciencia Central

( 6.1 ) muestra 8.1. Ordene los compuestos iónicos NaF, CsI y CaO en orden creciente de energía reticular.

Brown13 Práctica 8.1.1. Determine cual de los siguientes órdenes de energía reticular es correcto. (a) NaCl > MgO > CsI > ScN, (b) ScN > MgO > NaCl > CsI, (c) NaCl > CsI > ScN > CaO, (d) MgO > NaCl > ScN > CsI, (e) ScN > CsI > NaCl > MgO.

( 6.2 ) Práctica 8.1.2. ¿Qué sustancia espera que tenga la mayor energía reticular: MgF2, CaF2 o ZrO2?

( 6.3 ) muestra 8.2. Prediga el ion generalmente formado por (a) Sr, (b) S, (c) Al

( 6.4 )  muestra 8.2.1. ¿Cuál de estos elementos es más probable que forme iones con una carga de 2+? (a) Li, (b) Ca, (c) O, (d) P, (e) Cl.

Brown13 muestra 8.2.2. Prediga las cargas de los iones formados cuando el magnesio reacciona con el nitrógeno.

( 6.5 )  muestra 8.3. Dibuje la estructura de Lewis para el compuesto binario estable (un compuesto formado por dos elementos) que se forma cuando el nitrógeno reacciona con el flúor.

( 6.6 ) práctica 8.3.1. ¿Cuál de estas moléculas tiene el mismo número de pares de electrones compartidos que pares de electrones no compartidos? (a) HCl, (b) H2S, (c) PF₃, (d) CCl₂F₂ (e) Br₂.

( 6.7 ) práctica 8.3.2. Compare el símbolo de Lewis para el neón con la estructura de Lewis para el metano, CH₄. ¿Cuántos electrones de valencia hay en cada estructura? ¿Cuántos pares enlazantes y cuántos pares no enlazantes tiene cada estructura?

( 6.8 ) Muestra 8.4a. ¿Cuál enlace es más polar? B - Cl o C - Cl. Indique en cada caso qué átomo tiene la carga negativa parcial.

( 6.9 ) Muestra 8.4b. ¿Cuál enlace es más polar? P - F o P - Cl. Indique en cada caso qué átomo tiene la carga negativa parcial.

( 6.10 ) Práctica 8.4.1. ¿Cuál de los siguientes enlaces es el más polar? (a) H-F, (b) H-I, (c) Se-F, (d) N-P, (e) Ga-Cl.

( 6.11 ) Práctica 8.4.2. ¿Cuál de los siguientes enlaces es más polar: S-Cl, S-Br, Se-Cl o Se-Br?

( 6.12 ) ejemplo página 312 Calcular la magnitud del momento dipolar debyes (D) para una carga Q yo igual a carga elemental del electrón, y una distancia de 1.00 Armstrong. Los momentos dipolares se pueden medir experimentalmente y generalmente se expresan en debyes (D), una unidad que equivale a 3.34 x 10^-30 C-m (coulomb-metros). Para las moléculas, normalmente medimos la carga en unidades de la carga electrónica elemental 1.60 x 10^-19 C, y la distancia en angstroms.

( 6.13 ) muestra 8.5a La longitud del enlace en la molécula de HCl es de 1.27 Å. Calcule el momento dipolar, en debyes, que resulta si las cargas en los átomos de H y Cl fueran 1+ y 1- respectivamente.

( 6.14 ) muestra 8.5b La longitud del enlace en la molécula de HCl es de 1.27 Å. El momento dipolar de HCl(g) medido experimentalmente es 1.08 D. ¿Qué magnitud de carga, en unidades de e, en los átomos de H y Cl conduce a este momento dipolar?

( 6.15 ) práctica 8.5.1 Calcule el momento dipolar para HF (longitud de enlace 0.917 Aº), suponiendo que el enlace es completamente iónico. (a) 0.917 D, (b) 1.91 D, (c) 2.75 D, (d) 4.39 D, (e) 7.37 D

( 6.16 ) práctica 8.5.2 El momento dipolar del monofluoruro de cloro, ClF(g), es 0.88 D. La longitud de enlace de la molécula es 1.63 Å. (a) ¿Qué átomo se espera que tenga la carga negativa parcial? (b) ¿Cuál es la carga de ese átomo en unidades de e?

( 6.17 ) muestra 8.6. Dibuje la estructura de Lewis para el tricloruro de fósforo, PCl3.

( 6.18 ) práctica 8.6.1. ¿Cuál de estas moléculas tiene una estructura de Lewis con un átomo central que no tiene pares de electrones no enlazantes? (a) CO₂, (b) H₂S, (c) PF₃, (d) SiF₄, (e) más de uno de a, b, c, d.

( 6.19 ) práctica 8.6.2. (a) ¿Cuántos electrones de valencia deberían aparecer en la estructura de Lewis para CH₂Cl₂? (b) Dibuje la estructura de Lewis.

( 6.20 ) muestra 8.7. Dibujar la estructura de Lewis para HCN

( 6.21 ) práctica 8.7.1. Dibuja la(s) estructura(s) de Lewis para la molécula con la fórmula química C₂H₃N, donde el N está conectado a solo otro átomo. ¿Cuántos dobles enlaces hay en la estructura de Lewis correcta? (a) cero, (b) uno, (c) dos, (d) tres, (e) cuatro.

( 6.22 ) práctica 8.7.2. Dibuje la estructura de Lewis para (a) ion NO+, (b) C₂H₄.

( 6.23 ) muestra 8.8. Dibuje la estructura de Lewis para el ion BrO₃^-.

( 6.24 ) práctica 8.8.1. ¿Cuántos pares de electrones no enlazantes hay en la estructura de Lewis del ion peróxido, O₂^2-? (a) 7, (b) 6, (c) 5, (d) 4, (e) 3.

( 6.25 ) práctica 8.8.2. Dibuje la estructura de Lewis para (a) ClO₂^-, (b) PO₄^3- .

( 6.26 ) ejemplo página 318. Determinar la estructura de Lewis dominante para el CO₂ (dadas en la figura).

( 6.27 ) muestra 8.9. Tres posibles estructuras de Lewis para el ion tiocianato, NCS-, estan dadas en la figura adjunta. Determinar cual es la estructura de Lewis dominante. (pulse en la figura)

( 6.28 ) práctica 8.9.1. El oxicloruro de fósforo tiene la fórmula química POCl₃, con P como átomo central. Para minimizar la carga formal, ¿cuántos enlaces hace el fósforo con los otros átomos de la molécula? (Cuente cada enlace simple como uno, cada enlace doble como dos y cada enlace triple como tres). (a) 3, (b) 4, (c) 5, (d) 6, (e) 7.

( 6.29 ) práctica 8.9.2. El ion cianato, NCO^-, tiene tres posibles estructuras de Lewis. (a) Dibuje estas tres estructuras y asigne cargas formales en cada una. (b) ¿Qué estructura de Lewis es dominante?

( 6.30 )  Muestra 8.10. ¿Cuál se prevé que tenga los enlaces azufre-oxígeno más cortos, SO₃ o SO₃^2- ?

( 6.31 )  Práctica 8.10.2. Dibuje dos estructuras de resonancia equivalentes para el ion formiato, HCO₂^-.