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Copia De Ejercicio Copia De Ejercicio Document Transcript

  • 1 1. ¿Cuáles de los siguientes son conjuntos permitidos de números cuánticos para un electrón en un átomo de hidrógeno? a) n = 2, l = 1, m = 1 b) n = 1, l = 0, m = 1 c) n = 4, l = 2, m = 2 d) n = 3, l = 3, m = 0 R: a, c 2. Para valores del número cuántico principal desde n = 1 hasta n = 4, complete la información de la siguiente tabla. n Posibles Designación Posibles Número Numero Número Valores del subnivel Valores de total de total de de, l de, m orbitales orbitales electrones en el en el en el subnivel subnivel nivel 1 2 3 4 3. Determine el número máximo de electrones en un átomo con los siguientes números cuánticos.
  • 2 a) n = 3 b) n = 4, l = 3, m = 2 c) n = 2, l = 1, m = 0, s =½ R: a) 18 b) 2 c) 1 4. ¿Cuáles son los valores de n y l para los siguientes subniveles? a) 1s b) 4d c) 6p d) 5f R: a) n = 1, l = 0 b) n = 4, l = 2 c) n = 6, l = 1 d) n = 5, l = 3 5. a) Escriba la configuración electrónica del estado fundamental de los elementos con los siguientes números atómicos (Z): 23, 33, 40, 37, 53, 62, 92, 26 b) Clasifíquelo como un elemento representativo (bloque s o p), transición, transición interna. 6. Para los elementos indicados a continuación: 35 121 80 132 17 Cl, 51 Sb, Se, 34 55 Cs Escriba: a) Configuración electrónica del estado fundamental. b) Grupo y período al cual pertenece. c) Número de electrones de valencia.
  • 3 d) Número de protones, electrones y neutrones que constituyen el átomo. 7. Clasifique cada una de las siguientes configuraciones electrónicas atómicas como: i) un estado fundamental, ii) un estado excitado, iii) un estado prohibido. Justifique su respuesta. a) 1s2 2s2 2px2 b) [Kr]4d105s3 c) 1s22s22p63s23d84s2 d) 1s22s22p63d1 e) 1s22s22p103s23p5 f) [Kr]5s24d105p1 8. Identifique el conjunto de elementos al que corresponde cada una de las siguientes configuraciones electrónicas generalizadas: a) [gas noble] ns2np5 b) [gas noble] ns2(n-1) d2 c) [gas noble] ns2(n-1) d10 np1 d) [gas noble] ns2 (n-2) f6 R: a) Grupo 7A, halógenos b) Grupo 4B c) Grupo 3A d) Grupo 8B, elementos de transición interna. 9. Escriba las configuraciones electrónicas para los siguientes iones: Ca2+, S2-, Ag+, Fe2+, Pb4+, N3-
  • 4 10.Seleccione los iones o átomos de los siguientes conjuntos que sean isoelectrónicos entre si: a) K+, Rb+, Ca2+ b) Cu+, Ca2+, Sc3+ c) S2-, Se2-, Ar d) Fe2+, Co3+, Mn2+ R: a) K+, Ca2+ b) Ca2+, Sc3+ c) S2-, Ar d) Fe2+, Co3+ 11.Sin hacer uso de la tabla periódica, clasifique cada uno de los siguientes elementos como un gas noble, un elemento representativo (bloque s o p), un elemento de transición o de transición interna; también establezca si el elemento es un metal, metaloide o no metal. Rb(Z = 37), N(Z = 7), Ni(Z = 28), Nd(Z = 60) Ne(Z = 10), Ge(Z = 32) 12.Para cada uno de los pares siguientes, ¿cuál elemento tendrá mayor carácter metálico? Justifique su respuesta. a) Li o Be b) Li o Na c) Sn o Pb d) B o Al e) Ag o In R: Li b) Na c) Pb d) Al e) Ag 13.a) Explique porqué la carga nuclear efectiva que experimenta un electrón 2s en el boro (B), es mayor que la que experimenta un electrón 2p. b) ¿Quién experimenta una carga nuclear efectiva mayor, un electrón 2p en un átomo de oxígeno (O) o un electrón 2p en un átomo de neón (Ne).
  • 5 c) Explique porqué la carga nuclear efectiva que experimenta un electrón 3s en el magnesio (Mg) es mayor que la que experimenta un electrón 3s en el sodio (Na). 14.a) ¿Qué es generalmente mayor: el cambio en el radio atómico al desplazarnos hacia la derecha en un período de la tabla periódica o al desplazarnos hacia abajo en un grupo? b) ¿Quiénes muestran por lo general mayor variación en el radio atómico, los elementos representativos o los metales de transición? c) Acomode los átomos siguientes en orden creciente de radio atómico: i) B, Ca, Ga, Cs ii) F, P, S y As R: c) i. B < Ga < Ca < Cs ii. F < S < P < As 15.Disponga los átomos y/o iones de cada uno de los conjuntos siguientes en orden de tamaño atómico creciente: a) O2-, Se2-, Te2- b) Co3+, Fe2+, Fe3+ c) I-, I, I+ d) Na+, H+, Cl-, Br- e) Be2+, Na+, Ne f) Ca, Ti4+, Sc3+ R: b) Co3+ < Fe3+ < Fe2+ 16.¿Cuál es la relación habitual entre radios atómicos y primera energía de ionización y entre carga nuclear efectiva y primera energía de ionización, siendo igual los demás factores? 17.Para cada uno de los siguientes pares, indique cuál elemento tiene la primera energía de ionización mayor: a) P y Cl b) Al y Ga c) Si y N d) O y Ne e) K y Cr F) Mg y Sr
  • 6 En cada caso proporcione una explicación en términos de configuración electrónica y carga nuclear efectiva. R: a) Cl b) Al c) N d) Ne e) Cr f) Mg 18.Asigne el valor correspondiente de radio atómico (r) y primera energía de ionización (I), al siguiente conjunto de elementos. 11Na, 19 K, 17Cl, 9F r (Aº): 1,96; 1,54; 0,71; 0,99 I (Kcal/mol): 300; 100; 402; 118 Justifique claramente su respuesta. R: Na: 1,54 y 118; K: 1,96 y 100; Cl: 0,99 y 300; F: 0,71 y 402 19.Explique los siguientes hechos: a) Un átomo de zinc (Zn), absorbe más energía que uno de calcio (Ca), para ionizar un electrón 4s. b) La afinidad electrónica del flúor (F) es negativa, mientras que la del neón (Ne) es positiva.
  • 7 c) La segunda energía de ionización de un elemento es siempre mayor que la primera. d) Todas las segundas afinidades electrónicas poseen valores positivos. 21.De todos los elementos del tercer período, a) ¿cuál tiene: i) mayor radio atómico, ii) mayor energía de ionización? b) ¿Cuál es el metal: i) menos activo, ii) más reactivo? c) ¿Cuántos son metales? R: a) i. Na, ii. Ar b) i. Al, ii. Na c) 3 (Na, Mg, Al) 22.Compare los siguientes pares de elementos con respecto a las propiedades siguientes: a) Carga iónica más común b) primera energía de ionización c) radio atómico d) afinidad electrónica. Explique las diferencias. i) K y Ca ii) F y Cl iii) F y O 23.Prediga la fórmula química más simple del compuesto iónico formado entre los pares de elementos siguientes: a) Ca y F b) Na y S c) Ca y N d) Al y O e) Ca y C 24.Acomode los miembros de cada conjunto en orden creciente de electronegatividad. Justifique su respuesta. a) O, F y S b) C, Al, Si c) Be, C, Ca d) Ga, Ge, As, Se e) S, Cl, Se, Br R: a) S < O < F b) Al < Si < C c) Ca < Be < C d) Ga < Ge < As < Se e) Se < S < Br < Cl
  • 8 25. Clasifique el enlace entre los siguientes pares de elementos como iónico, covalente polar o covalente no polar: a) Na y Br b) Br y I c) Na y H d) O y O e) H y O f) P y S g) Cl y O h) Si y Cl i) P y O j) C y H Justifique su respuesta. R: iónico: a,c; covalente polar: b, e, f, g, h, i; covalente no polar: d, j 26. Predecir cuales de los siguientes compuestos presentan enlaces iónico, covalente polar o covalente no polar: SnCl2, BaO, HCl, NH3, Rb2O, SO2, CCl4, CO2, N2, F2, FeCl3, AgCl, C2H6. Justifique su respuesta. R: Iónico: BaO, Rb2O, FeCl3, AgCl Covalente polar: SnCl2, HCl, NH3, SO2, CCl4, CO2 Covalente no polar: N2, F2, C2H6 27. Escriba estructuras de Lewis incluyendo las cargas formales para los siguientes iones o compuestos: a) C2H6 b) N2 c) C2H2 d) PF3 e) SiH4 f) SF2 g) NH2OH (N y O están unidos entre si) h) HOBr i) HCN j) H2CO (ambos átomos de H unidos a C) k) HCOOH (ambos átomos de O unidos a C) m) H3O+ n) NH4+ o) HSO4 - (H unido a O) p) H2NNH2 q) HNNH r) H3CCONH2 (O unido a C). 28. Escriba las estructuras de Lewis de cada uno de los siguientes iones o compuestos. Identifique los que no obedecen la regla del octeto: BH3, BH4-, O2-, GeF4, ClO2, AlCl3, PCl5, AlF4-, AsF5, SF6, NO2.
  • 9 29. Escriba las estructuras de resonancia y el híbrido de resonancia para los siguientes iones o compuestos. Seleccione las estructuras más contribuyentes al híbrido de resonancia: O3, N2O, CO32-, HCO2-, (H y ambos átomos de O unidos a C), SCN-, NO3-, HNO2, N2O4 (cada átomo de N está unido a dos átomos de O y otro N), CH3N2 (H3CNN), HSO3-, NaNO3, CaSO4, Li2CO3, KNO2, Mg(NO3)2, NaOCl. 30. a) ¿Qué compuesto tendrá los enlaces azufre-oxígeno más cortos SO2 o SO3? b) Prediga el orden de las longitudes de enlace carbono-oxígeno en CO2, CO y CO32-. R: a) iguales b) CO32- > CO2 > CO 31. Represente una estructura de Lewis aceptable para las siguientes moléculas (incluya las cargas formales): a) O2NF b) ONF c) OSF2 d) NSF e) FNNF g) H2NCN ¿Podría alguna de las estructuras que usted ha escrito, constituir una forma de resonancia de un híbrido de resonancia? 32. Represente las formas de resonancia y el híbrido de resonancia de las siguientes moléculas: NPNH, HONS, HNSO, O2NCl, OPN. 33. En la molécula de benceno, C6H6, donde los átomos de carbono están unidos entre si formando un hexágono regular, como explica usted el hecho de que los seis enlaces carbono-carbono, son de la misma longitud, además de ser más cortos que un enlace simple carbono-carbono, pero más largos que un enlace doble carbono-carbono.
  • 10 34.El ácido fórmico, HCOOH, tiene dos enlaces carbono-oxígeno de longitudes diferentes uno es de 1,23 Aº y el otro 1,36 Aº; mientras que, el formiato de sodio, HCOONa; tiene dos enlaces carbono-oxígeno de la misma longitud (1,27 Aº). Explique estos hechos experimentales. 35.a) El ácido cíanico (HOCN) y el ácido isociánico (HNCO), no son formas o estructuras de resonancia ¿porqué? b) La pérdida del protón del ácido cíanico forma el mismo anión que cuando se pierde el protón del ácido isociánico. Explique la causa de este fenómeno. 36.¿Qué diferencia existe entre la geometría de pares de electrones o electrónica y la geometría molecular? 37. Supongamos que A representa un átomo central, B representa un átomo unido por un enlace simple a A y E representa un par de electrones libres en A. ¿Qué formas geométricas esperaría para: AB2, AB3, AB4, AB3E y AB2E2? R: AB2 (lineal) AB3 (plana triangular) AB4 (tetraédrica) AB3 (pirámide triangular) AB2F2 (angular) 38. Escriba las estructuras de Lewis e indique la geometría electrónica y molecular o iónica de: a) CO2 b) AlH4- c) NH4+ d) PCl3 e) Cl2CO f) SO2Cl2 (S átomo central) g) SO3 h) H3O+ i) NO2- j) SnCl4 k) SnCl2 l) BeF4-.
  • 11 39. El cloro forma cuatro oxianiones; ClO-, ClO2-, ClO3- y ClO4-. Escriba la estructura de Lewis para cada uno de ellos y compare la geometría iónica de esos oxianiones. 40. Indique el conjunto de orbitales atómicos híbridos empleado por el átomo central, así como la geometría en cada uno de los siguientes iones o moléculas: BH4-, NF3, H3O+, BI3, CS2, CF4, CH2Cl2, NO2+, NH4+, SOCl2, NO3-. 41.Considere la estructura de Lewis de la glicina, el más sencillo de los aminoácidos: : : H O ¨ | ¨ || H–N–C–C–O-H ¨ | | H H a) Determine los ángulos de enlace aproximados alrededor de cada uno de los átomos de carbono y la hibridación de cada uno de ellos. b) Determine las hibridaciones de los orbitales de los átomos de oxígeno y nitrógeno, así como los ángulos de enlace aproximados en el nitrógeno. c) ¿Cuántos enlaces σ y cuántos π hay en toda la molécula? 42.Dibuje una proyección espacial de acuerdo a los tipos de orbitales atómicos que utiliza cada uno de los átomos que forman los compuestos siguientes:
  • 12 a) Metanal o formaldehído, H2CO b) Cianuro de hidrógeno, HCN c) Butadieno, H2C = CH – CH = CH2 d) Diacetileno, HC ≡ C – C ≡ CH e) Aleno, H2C = C = CH2, ¿es esta molécula plana? Indique en cada caso el tipo de enlace σ o π formado. 43. a) Los átomos X e Y tiene diferente electronegatividad, ¿la molécula diatómica, X – Y, necesariamente es polar? Explique. b) Los átomos A y B tienen diferente electronegatividad, ¿la molécula AB3 necesariamente es polar? Explique. c) Dos moléculas diatómicas tienen la misma longitud de enlace, ¿los momentos dipolares de las dos moléculas necesariamente son iguales? Explique. R: a) Si b) No c) No 44. Indique si las siguientes moléculas son polares o no polares: CCl4, CS2, SO3, NF3, SiCl4, H2, CO, CO2, BeF2, H2S. R: Polares: NF3, CO, H2S 45.¿Cuáles de los siguientes enunciados son verdaderos? Justifique su respuesta. a) Todas las moléculas diatómicas son lineales. b) Todas las moléculas diatómicas son polares. c) Tanto el amoníaco, NH3, como el tricloruro de boro, BCl3, son moléculas polares.
  • 13 d) Todas las moléculas diatómicas polares están constituidas por dos elementos diferentes. e) Todas las moléculas del tipo AB4 son polares. R: a, d 46. Correlacione cada uno de los siguientes compuestos con su respectivo momento dipolar (µ). COMPUESTO µ (D) ClF 0,57 BrF 0,62 ICl 0,88 BrCl 1,29 R: CIF(0,88); BrF(1,29); ICl(0,62); BrCl(0,57) 47. a) La molécula de N2O tiene un momento dipolar permanente, en base a ello prediga cuál de las siguiente estructuras lineales es correcta: NNO o NON. b) A pesar de la mayor diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados, el BeCl2(g) no tiene momento dipolar, pero el SCl2(g) si. Explique esta diferencia de polaridad.
  • 14 48. Cada uno de los compuestos siguientes tiene un enlace nitrógeno-nitrógeno: N2, N2H4, N2F2. Haga corresponder cada compuesto con una de las longitudes de enlaces siguientes: 110 pm, 122 pm, 145 pm. Describa la geometría alrededor de cada uno de los átomos de nitrógeno en cada compuesto. ¿Qué orbitales atómicos híbridos se necesitan para describir los enlaces? 1pm = un picométro 1pm = 10-12m R: N2 (110 pm); N2H4 (145 pm); N2F2 (122 pm) 49. El dicloroetileno, C2H2Cl2, tiene las siguientes geometrías (isómeros), cada una de las cuales representa una sustancia distinta. H H H Cl H Cl a) C =C b) C=C c) C = C Cl Cl Cl H H Cl Experimentalmente se determina que una muestra pura de una de estas sustancias tiene un momento dipolar nulo. ¿Cuál es? Justifique su respuesta. 50. Explique lo siguiente: a) El ión peróxido, O22-, tiene un enlace más largo que el ión superóxido, O2- b) El enlace en el N2- es más largo y débil que en el N2 c) Esperamos que exista Ne2+ pero no Ne2.
  • 15 51. a) ¿Qué diferencia existe entre un enlace π localizado y uno deslocalizado? b) ¿Cómo podemos determinar si una molécula o ión exhibe enlaces π deslocalizados? c) El enlace π del NO2-, ¿es localizado o deslocalizado? R: c) Deslocalizado 52. a) Describa el enlace π deslocalizado para el ion carbonato, CO32-. ¿Cuál es la hibridación del átomo de carbono y de cada átomo de oxígeno? b) Haga lo mismo para el benceno C6H6 (átomos de carbono unidos entre si en forma cíclica) R: a y b (sp2) 53. Utilice fórmulas de Lewis para describir las estructuras resonantes de las siguientes especies desde el punto de vista de enlace valencia y después dibuje los orbitales moleculares para los sistemas π deslocalizados: a) SO2 b) HCO3- c) HCO2 d) O3 e) NO3- 54.La molécula inestable llamada diimina, HNNH, tiene un momento dipolar igual a cero. a) Escriba una estructura de Lewis de la molécula compatible con ese hecho y dibuje una representación tridimensional de la molécula donde indique, orbitales atómicos híbridos utilizados por el nitrógeno y la geometría molecular. 55.Escriba las estructuras de Lewis para los compuestos que se pueden formar entre los elementos A y B y entre B y C,
  • 16 indicando en ambos casos si los enlaces son covalentes o iónicos. Justifique sus respuestas. CONFIURACION ELECTRÓNICA DEL ELEMENTO ÚLTIMO NIVEL DE ENERGIA A 2s1 B 2s22p4 C 2s22p2 R: a) iónicos b) covalentes 56.De acuerdo a la información siguiente: C(Z = 6); F(Z = 9); N(Z = 7); O(Z = 8) a) Construya una molécula con los cuatro elementos (existe más de una posibilidad). b) Escriba las posibles estructuras de resonancia para dicha molécula. c) Dibuje la proyección espacial de la estructura de resonancia más contribuyente al híbrido de resonancia, indicando los tipos e orbitales utilizados por cada átomo y el tipo de enlace (σ o π). 57.Utilizando la información siguiente: Element Electronegativida Configuració Posibles
  • 17 o d n electrónica hibridacione Hipotétic último nivel s o de energía A 1,0 ns2 No tiene 1 B 0,8 ns No tiene Q 2,1 ns1 No tiene 2 2 Z 2,5 ns np sp, sp2, sp3 Y 4,0 ns2np5 No tiene 2 5 X 3,0 ns np No tiene Escriba la fórmula de Lewis más simple de los compuestos que se formarán cuando se enlacen los elementos: a) Q, Z y X (varias posibilidades) b) B y X c) A e Y Indique en cada caso lo siguiente: i) Si el compuesto es iónico o covalente. ii) La geometría molecular de los compuestos covalentes. iii) Momento dipolar de los compuestos (µ = O o µ ≠ O) Justifique sus respuestas.