Eudeba
Universidad de Buenos Aires
1a edición: marzo de 2014
© 2014
Editorial Universitaria de Buenos Aires Sociedad de Economía Mixta
Av. Rivadavia 1571/73 (1033) Ciudad de Buenos Aires Tel: 4383-8025 / Fax: 4383-2202
www.eudeba.com.ar
Composición general: Eudeba
Impreso en Argentina.
Hecho el depósito que establece la ley 11.723
No se permite la reproducción total o parcial de este libro, ni su almacenamiento en un sistema informático, ni su transmisión en cualquier forma o por cualquier medio, electrónico, mecánico, fotocopia u otros métodos, sin el permiso previo del editor.
de Buenos Aires : Eudeba, 2014.
E-Book. - (UBA XXI)
ISBN 978-950-23-2269-8
1. Química. I. Evelson, Pablo.
CDD 541.07
Rector Ruben Hallu
Vicerrector Alberto Edgardo Barbieri
Secretaria de Asuntos Académicos María Catalina Nosiglia
Subsecretaria de Innovación Marilina Lipsman
y Calidad Académica
PROGRAMA UBA XXI
Directora Claudia Lombardo
Vicedirectora Diana Mazza
Coordinación Desarrollo Pedagógico María Alejandra Codazzi
Procesamiento didáctico Andrea Pandolfo
Coordinación Producción Multimedial Liliana Castillo
Edición María Alejandra Batista
Ariadna Pou
Patricia Bucich
Diseño de tapa Ariel F. Guglielmo
Química en ejercicios
Contenidos Pablo Evelson, profesor titular
Marisa Repetto, profesora adjunta
Gabriela Mohina, profesora tutora
María Gabriela Muñoz, profesora tutora
Lidia Iñigo, profesora tutora
Acerca de UBA XXI ...
9Introducción ...10
1. Estructura atómica y clasificación periódica
...
132. Uniones químicas y nomenclatura ...
293. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas
de las sustancias ...
494. Magnitudes atómicas y moleculares ...
675. Gases ideales ...
856. Soluciones ...
997. Compuestos orgánicos
...
1178. Reacciones químicas ...
1479. Equilibrio químico ...
16710. Equilibrio ácido-base
...
185Anexo ...
221 Tabla periódica ...2219
Acerca de UBA XXI
UBA XXI es un programa de educación a distancia de la Universidad de Buenos Aires,
cuya propuesta, a lo largo de los años, desarrolla estrategias de enseñanza orientadas a
promover aprendizajes de calidad en los estudiantes que opten por continuar sus
estudios a través de esta modalidad.
En esta publicación,
Química en ejercicios,
se desarrollan multiplicidad de ejercicios
prácticos, con diferentes niveles de complejidad, que abordan e integran los conceptos
teóricos de la materia.
Este Programa ofrece distintos recursos para favorecer el cursado de la materia y
promover el estudio autónomo. Cabe destacar que frente a escenarios cambiantes y a la
proliferación de materiales en distintos soportes, uno de sus desafíos es favorecer la
integración de tales recursos en el marco de procesos pedagógicos, cada vez más
heterogéneos.
10
Introducción
La presente publicación,
Química en ejercicios
, es un material obligatorio para el
estudio de la materia Química que se dicta en el Programa de Educación a Distancia de
la Universidad de Buenos Aires, UBA XXI.
Este libro comprende una guía de ejercicios de todas las unidades del programa de
Química y, de esta manera, se constituye en material de la bibliografía obligatoria para
desarrollar la práctica. También, forma parte del conjunto de los recursos que el
Programa brinda a los alumnos para orientarlos en la organización del estudio y
acompañarlos en el cursado de la materia.
La resolución de ejercicios tiene como objetivo principal que los alumnos comprendan e
integren los diferentes contenidos teóricos que aprendan a lo largo de la cursada. Este
material está armado en base al programa de Química y, por lo tanto, se estructura en
diez capítulos que se corresponden con cada una de las unidades del programa. En cada
capítulo, se presentan ejercicios de complejidad creciente organizados en dos bloques.
Los ejercicios del
Bloque 1
hacen un recorrido secuencial y completo de los temas de
cada unidad, mientras que en el
Bloque 2
, se presenta una variedad de ejercicios con
distinto grado de dificultad para afianzar y continuar con la práctica.
Al comienzo de cada capítulo, se recomienda realizar un recorrido bibliográfico por los
principales contenidos teóricos que se deberán considerar para la resolución de los
ejercicios. Al final de de los mismos, se incluyen las respuestas y en el Anexo se
publican la Tabla periódica y el documento “Cifras significativas” que utilizamos en
UBA XXI.
Cabe destacar que la cátedra de Química de UBA XXI tiene como objetivo que los
alumnos logren desarrollar un nivel de análisis y comprensión de los temas que les
permita resolver ejercicios, en forma no automática y memorística. Se trata de
acercarlos al análisis químico a través de la resolución de los mismos.
11
Por último, se sugieren algunos pasos a tener en cuenta antes de comenzar la práctica:
Leer cuidadosamente el enunciado de cada ejercicio y establecer relaciones con
los conceptos teóricos de la unidad correspondiente.
Identificar los datos, los valores que puedan ser útiles y las incógnitas.
Recordar que es tan importante el número obtenido como las unidades en las que
se expresan los resultados.
Analizar si los resultados obtenidos son coherentes según los aspectos teóricos
estudiados y los datos del ejercicio. Verificar que la respuesta indique lo
solicitado.
Informar los resultados con tres cifras significativas. Se redondea solo el
resultado final. Consultar en el Anexo el documento “Cifras significativas”.
1. Estructura atómica y clasificación periódica
Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para afianzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos:
Las partículas fundamentales que constituyen un átomo.
Los conceptos de: composición nuclear, número atómico, número másico, nucleido, ion, anión, catión, isótopo, unidad de masa atómica y especies isoelectrónicas. El número atómico y el número másico (su simbolización).
Modelo atómico orbital: nivel, subnivel, orbital, configuración electrónica y configuración electrónica externa.
Clasificación de los elementos según su ubicación en la tabla periódica.
Radio atómico, energía de ionización y electronegatividad, y sus variaciones a lo largo de un grupo y de un período.
Bloque 1
1.
A partir de los símbolos de los siguientes nucleidos:Mg 24 12 Ba 130 56 Br 79 35 Si 28 14 K 40 19 Mg 25 12 F 19 9 Cr 52 24 K 39 19
a) determinen la composición nuclear y el número de electrones; b) indiquen cuáles de esos son isótopos.
RESPUESTA
2.
Representen con su símbolo a los siguientes iones formados por:a) 8 protones, 10 neutrones y 10 electrones; b) 14 neutrones, 13 protones y 10 electrones; c) 36 electrones, 49 neutrones y 37 protones; d) 92 protones, 143 neutrones, 90 electrones; e) 76 neutrones, 52 protones y 54 electrones.
RESPUESTA
3.
Completen el siguiente cuadro:Símbolo Z A Nº p Nº e Nº n Carga neta
Na 23 11 11 23 11 11 12 0 32 16 2- 197 79 0 10 14 3+ 2 40 20Ca 7 10 7 Li 7 3 RESPUESTA
15
4.
Indiquen si los siguientes enunciados son correctos (C) o incorrectos (I). Justifiquen las respuestas.a) En un átomo, el número de protones es siempre igual al número de neutrones. b) Los átomos son partículas eléctricamente neutras.
c) En los iones, el número de electrones es igual al número de protones. d) Los isótopos tienen distinto número de neutrones.
e) Todo anión tiene un número de electrones en la nube menor al número de protones del núcleo.
f) La carga nuclear de un átomo está determinada por el número de neutrones. g) Las especies 35Br-, 37Rb y 18Arson isoelectrónicas.
h) Los nucleidos 3517
X
yX
3717 son isótopos.
i) Si dos átomos tienen el mismo número másico, pertenecen al mismo elemento.
RESPUESTAS
5.
Un átomo del elemento M forma un catión divalente isoelectrónico con el ion 79Z– que posee 44 neutrones en su núcleo. Determinen el número atómico de M.RESPUESTA
6.
Una molécula de XO2 tiene en total 23 protones y 24 neutrones. Si se considera que los átomos de oxígeno corresponden a su isótopo más abundante, el 16O, determinen el número atómico y el número másico de X. Identifiquen al elemento X con su símbolo.RESPUESTA
7.
Escriban la configuración electrónica (CE) de los átomos de los elementos de número atómico (Z): 19, 34, 18, 56, 23, 14.RESPUESTA
8.
Escriban la CE de los siguientes iones, e indiquen el número de electrones en el último nivel energético: Li+ O2- Ba 2+ P3- Sr2+ Al3+RESPUESTA
9.
Escriban la configuración electrónica externa (CEE) de las siguientes especies:Na+ Te As3 – Rb+ I- Ne
Indiquen cuáles de estas son isoelectrónicas.
10.
Dadoslos elementos de Z: 11, 16, 20, 52 y 30, identifiquen con sus símbolos a: a) los metales;b) al/a los elemento/s de transición;
c) los elementos que pertenecen al mismo grupo; d) los elementos que pertenecen al mismo período.
RESPUESTA
11.
Clasifiquen a los elementos de Z = 2, 3, 9, 10, 12, 19, 38 y 53 en: halógenos, metales alcalinos, metales alcalino-térreos y gases nobles.
RESPUESTA
12.
Un átomo del quinto metal alcalino forma un ion isoelectrónico con el anión X2–. Identifiquen al elemento X con su símbolo.
RESPUESTA
13.
Indiquen si los siguientes enunciados son correctos (C) o incorrectos (I). Justifiquen las respuestas.a) Un electrón que se encuentra en el subnivel 4p tiene menor energía que uno que se encuentra en el subnivel 4f.
b) Un electrón que se encuentra en el subnivel 4s tiene menor energía que uno que se encuentra en el subnivel 5s.
c) La CEE del Mg 2+ es 3s2.
d) Los cationes divalentes que forman los átomos del segundo metal alcalino son isoelectrónicos con los aniones monovalentes que forman los átomos del segundo halógeno.
e) La CEE del ion que forma un átomo del cuarto halógeno es 4s2 4p6.
17
14.
La molécula RX4 está formada por 74 protones y por 78 neutrones. El elemento X es el segundo halógeno y el isótopo del elemento R posee el mismo número de protones que de neutrones.a)Identifiquen al elemento X con su símbolo.
b) Indiquen el número de neutrones presentes en el isótopo de X. c) Escriban la CE del átomo R.
RESPUESTA
15.
Para cada terna de elementos, ordenen en forma creciente el radio atómico:a) 12Mg 17Cl 14Si b) 19K 55Cs 3Li c) 4Be 7N 20Ca Justifiquen las respuestas.
RESPUESTA
16.
Se dispone de los siguientes valores de energía de primera ionización (Ei):a) 1008,5 KJ/mol b) 708,7 KJ/mol c) 1251,3 KJ/mol
Asignen a cada uno de los siguientes elementos: I, Cl y Sn, el valor que le corresponde. Justifiquen las respuestas.
RESPUESTA
17.
Ordenen en forma creciente el carácter metálico de los siguientes elementos:Sn Sr Ba Si RESPUESTA
18.
Dados los elementos R, Q, T, y los siguientes datos:- el isótopo 40R tiene 21 neutrones en su núcleo; - Q forma un anión divalente que tiene 18 electrones; - la CEE del átomo de T es 3s2.
Indiquen:
a) el símbolo del ion más estable de R;
b) el número de neutrones que tiene el núcleo del isótopo 34Q;
c) la notación adecuada del isótopo del elemento T que tiene 13 neutrones en su núcleo.
RESPUESTA
19.
Un átomo del elemento R forma un catión divalente isoelectrónico con la especie 37Q– cuyo núcleo tiene 20 neutrones. Indiquen:a) el símbolo y el número atómico de R y de Q; b) el número de neutrones de un átomo de 35Q; c) la CEE del catión divalente que forma R;
d) el símbolo de un elemento que pertenezca al mismo grupo que Q, cuyos átomos presenten mayor energía de primera ionización.
RESPUESTA
20.
Identifiquen con su símbolo a los átomos de los elementos que poseen las siguientes CEE:a) 3s2 3p3 b) 4s2 3d1 c) 5s1 d) 4s2 4p4 e) 6s24f3
19
Bloque 2
1.
Indiquen cuáles de estos datos, Z y/o A, se necesitan para calcular:a) el número de protones de un átomo; b) el número de neutrones;
c) el número de partículas positivas en el núcleo; d) el número de electrones en un anión monovalente.
RESPUESTA
2.
A partir de la siguiente información y de la tabla periódica, escriban los símbolos químicos de los nucleidos correspondientes:a)14 protones y 16 neutrones; b) 50 neutrones y Z = 37; c) 13 protones y 14 neutrones;
d) un átomo de cloro con 20 neutrones.
RESPUESTA
3.
Completen las ecuaciones de formación de los siguientes iones:a) F + _ _ _ → F – b) Ba → Ba2+ + _ _ _
RESPUESTA
4.
Se sabe que una partícula está formada por 15 protones, 18 electrones y 16 neutrones. Indiquen:a) si este conjunto de partículas subatómicas constituye a un átomo o a un ion; b) el símbolo de la especie correspondiente;
c) cuál de los siguientes iones es isoelectrónico con la partícula mencionada: Ca2+ F- Na+ S2-
RESPUESTA
5.
Un átomo del elemento E forma un anión divalente isoelectrónico con el catión monovalente que forma un átomo de potasio. Indiquen el número másico de E, si se sabe que tiene 17 neutrones en su núcleo.6.
Determinen el número másico de X, si se sabe que tiene 20 neutrones en su núcleo y forma un ion mononegativo que es isoelectrónico con 20R2+ .
RESPUESTA
7.
Los iones X3– y Sr2+ son isoelectrónicos. Identifiquen con su símbolo al elemento X.RESPUESTA
8.
Los átomos Q y R tienen el mismo número másico. Un átomo de R forma un catión trivalente constituido por 25 electrones y 30 neutrones. El átomo Q tiene dos protones menos que R.a) Indiquen el número atómico y el número másico de Q y de R. b) Calculen el número de neutrones de un átomo de Q.
c) Identifiquen con su símbolo a los elementos mencionados.
RESPUESTA
9.
Escriban la CE y la configuración electrónica externa (CEE) de los átomos de los siguientes elementos: Be Sr Zn Mn As
RESPUESTA
10.
A partir de las siguientes CEE, indiquen si los elementos son representativos o de transición, e identifíquenlos con sus símbolos.a) CEE: 4s2 4p3 b) CEE: 4s2 3d3 c) CEE: 6s1 d) CEE: 4s2 4p6
RESPUESTA
11.
El ion E2- es isoelectrónico con un átomo del tercer gas noble. Indiquen grupo y período al que pertenece el elemento E.RESPUESTA
12.
Escriban el símbolo del ion más estable que pueden formar los átomos de los siguientes elementos:a) Na b) N c) K d) I
21
13.
El elemento M es representativo y forma el catión M2+ cuya CEE es 4s2 4p6.a) Identifiquen a M con su símbolo e indiquen a qué grupo y período pertenece. b) Indiquen cuántos neutrones tiene en su núcleo el isótopo 88M.
RESPUESTA
14.
Una molécula de RX3 tiene en total 66 protones. Se sabe que R es un elementorepresentativo del tercer período que tiene 5 electrones en su CEE; determinen el grupo y período al que pertenece X.
RESPUESTA
15.
Un átomo del elemento T forma un anión monovalente isoelectrónico con el quinto gas noble.a) Identifiquen al elemento T con su símbolo.
b) Indiquen el número de neutrones del isótopo de T cuyo número másico es 131.
c) Ordenen de mayor a menor el carácter metálico de los elementos Ba, Sr y el elemento mencionado en el enunciado.
RESPUESTA
16.
Un átomo de 22X es isoelectrónico con el ion 24T2+. El núcleo de T2+ está formado por igual número de protones que de neutrones. Indiquen:a) la CEE de T;
b) el número de partículas sin carga eléctrica que constituye a un átomo de 22X; c) el grupo y el período al que pertenecen ambos elementos;
d) el símbolo de un elemento del mismo período que T, cuyos átomos tengan menor radio atómico.
17.
Los elementos M y Q pertenecen al segundo período. Q es un halógeno y M es un metal alcalino.Indiquen:
a) el símbolo del ion más estable que forma Q y su CEE; b) el símbolo de M y el grupo al que pertenece;
c) el tipo y número de partículas que hay en el núcleo de 7M;
d) el símbolo del átomo que presenta mayor energía de primera ionización.
RESPUESTA
18.
Dados los átomos de los elementos de número atómico 19, 16, 25 y 35, indiquen:a) el tipo y el número de partículas que componen al isótopo 8135X b) el símbolo del elemento de transición;
c) la CE del ion más estable que forma el átomo del elemento de Z= 16;
d) el símbolo del elemento de mayor carácter metálico que pertenece al período 4.
RESPUESTA
19.
El átomo del elemento T forma un anión divalente cuya CEE es 3s23p6. Un átomo de T forma con un átomo del elemento X el compuesto de fórmula XT que tiene 36 protones.a) Identifiquen a X con su símbolo.
b) Indiquen el número de neutrones de un átomo de 44X. c) Escriban la CE de T.
RESPUESTA
20.
Dada la fórmula del compuesto K2S, indiquen:a) el símbolo del átomo del elemento que es isoelectrónico con el anión y el catión que forman una unidad de fórmula de ese compuesto y escriban su CEE;
b) el número de neutrones que tiene el isótopo del elemento más electronegativo del compuesto dado, cuyo número másico es 34;
c) la CE del ion más estable que forma el potasio.
23
21.
Un átomo del elemento X forma un ion dipositivo isoelectrónico con 35R–. El elemento T está ubicado en el mismo período que R y en el mismo grupo que X.a) Indiquen los símbolos químicos correspondientes a los elementos X y T. b) Escriban la CEE de 35R–.
c) Determinen la composición nuclear del isótopo 87X.
RESPUESTA
22.
El ion 41R+ es isoelectrónico con el tercer gas noble. Otro elemento M posee un isótopo de número másico 34, cuyo núcleo tiene 4 neutrones menos que el isótopo 41R+.a) Indiquen el número de neutrones en el núcleo de 41R+. b) Escriban la CEE del átomo del elemento M.
c) Identifiquen a R con su símbolo y escriban su CE.
RESPUESTA
Respuestas
Bloque 1
Volver a los ejercicios del Bloque 1
1.
a)
b) Los isótopos son: 2412Mg y 2512Mg ; K
39 19 y K 40 19
2.
a) 188O2- b)2713Al3 c) 3786Rb d) 23592U2 e) 12852Te2-3.
Símbolo Z A Nº p Nº e Nº n Carga neta
Na 23 11 11 23 11 11 12 0 -2 32 16S 16 32 16 18 16 2- Au 197 79 79 197 79 79 118 0 3 27 13Al 13 27 13 10 14 3+ 2 40 20Ca 20 40 20 18 20 2+ -3 14 7N 7 14 7 10 7 3- Li 7 3 3 7 3 2 4 +
Nucleido Composición nuclear Número de electrones
Mg 24 12 12 p y 12 n 12 Ba 130 56 56 p y 74 n 56 Br 79 35 35 p y 44 n 35 Si 28 14 14 p y 14 n 14 K 40 19 19 p y 21 n 19 Mg 25 12 12 p y 13 n 12 F 19 9 9 p y 10 n 9 Cr 52 24 24 p y 28 n 24 K 39 19 19 p y 20 n 19
25
4.
a) I b) C c) I d) C e) I f) I g) I h) C i) I Elaboren las justificaciones correspondientes.5.
Z = 386.
Z = 7 A = 15; N 7. CE K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 CE Se: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 CE Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 CE Ba: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 CE V: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 CE Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p28.
9.
Especies isoelectrónicas: Na+ y Ne; As3 – y Rb+
Símbolo CE Electrones externos
Li+ 1s2 2 O2– 1s2 2s2 2p6 8 Ba2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 8 P3 – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 8 Sr2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 8 Al3+ 1s2 2s2 2p6 8 Símbolo CEE Na+ 2s2 2p6 Te 5s2 5p4 As3– 4s2 4p6 Rb+ 4s2 4p6 I- 5s2 5p6 Ne 2s2 2p6
10.
a) Na, Ca y Zn b) Zn c) S y Te d) Período 3: Na y S; período 4: Ca y Zn11.
Halógenos: 9F y 53I. Metales alcalinos: 3Li y 19K. Metales alcalino-térreos: 12Mg y 38Sr. Gases nobles:2He y 10Ne12.
X: Te13.
a) C b) C c) I d) I e) I . Elaboren las justificaciones correspondientes.14.
a) Cl b) 18 n c) CE: 1s2 2s2 2p215.
a) 17Cl, 14Si, 12Mg b) 3Li, 19K, 55Cs c) 7N, 4Be, 20Ca. Elaboren las justificaciones correspondientes.16.
Sn = 708,7 KJ/mol I = 1008,5 KJ/mol; Cl = 1251,3 KJ/mol. Elaboren las justificaciones correspondientes.17.
Si, Sn, Sr y Ba18.
a) K+ b) 18 c) 2512Mg19.
a) R: 20Ca y Q: 17Cl b)18 c) 3s 2 3p6 d) F20.
a) P b) Sc c) Rb d) Se e) PrBloque 2
Volver a los ejercicios del Bloque 2
1.
a) Z b) Z y A c) Z d) Z27
3.
a) F + 1e → F – b) Ba → Ba2+ + 2 e4.
a) Un ion. Anión trivalente b) 3115P3- c) Ca2+ y S2-5.
A = 336
. A = 377.
As8.
a) Z R = 28 y A R = 58; Z Q = 26 y A Q= 58 b) 32 n c) Fe y Ni9.
Símbolo CE CEE Be 1s2 2s2 2s2 Sr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 5s2 Zn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4s2 3d10 Mn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 4s2 3d5 As 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 4s2 4p310.
a) As, representativo b) V, transición c) Cs, representativo d) Kr, representativo11.
Grupo 16 y período 312.
a) Na+ b) N3– c) K+ d) I–13.
a) Sr, grupo 2 y período 5 b) 50 n14.
Grupo 17 y período 316.
a) CEE Mg: 3s2 b) 12 n c) X: Ne, grupo 18 y período 2 y T: Mg, grupo 2 y período 3 d) Cualquiera de los que se ubican en el período 3 que posean mayor número atómico que el magnesio, por ejemplo: Si.17.
a) F–, CEE: 2s2 2p6 b) Li, grupo 1 c) 3 p, 4 n d) F18.
a) 35 p, 35 e y 46 n b) Mn c) 1s2 2s2 2p6 3s23p6 d) K19.
a)Ca b) 24 n c)1s2 2s2 2p6 3s23p420.
a)Ar, 3s23p6 b)18 n c) 1s2 2s2 2p6 3s23p621.
a) X: Sr y T: Ca b) 4s24p6 c) 38 p y 49 n2. Uniones químicas y nomenclatura
Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para afianzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos:
Características de los distintos tipos de uniones químicas (iónica, covalente y metálica) y sus características.
Características generales de las sustancias iónicas, covalentes moleculares y metálicas. Representación de:
las fórmulas mínimas y las moleculares;
cada uno de los términos (símbolos, puntos o cruces, corchetes, etc.) utilizados en las estructuras de Lewis.
La polaridad de los enlaces y representación del momento dipolar, según el concepto de electronegatividad.
Bloque 1
1.
En cuál de los recipientes se representan:a) moléculas de NH3 b) moléculas de Cl2 c) un cristal de KCl
1 2 3 4 5 6
RESPUESTA
2.
Identifiquen el tipo de uniones involucradas en una unidad elemental (molécula o unidad de fórmula) de:a) BF3 b) K2O c) C2H6 d) SeO2 e) KBr f) CaCl2
RESPUESTA
3.
A partir de las siguientes fórmulas, indiquen el tipo de unión, el tipo de partículas que constituyen a las sustancias y dibujen sus estructuras de Lewis:a) NaF b) AsH3 c) SiCl4 d) LiCl e) PCl3 f) Ca3N2 g) SO2 h) Li2O i) N2O5
RESPUESTA
4.
Dibujen la estructura de Lewis de los siguientes iones:S2- ClO– H3O +
OH– PO34 SO23
31
5.
Determinen los números de oxidación de todos los elementos que forman las siguientes especies: MnO2 Fe 3+ S2- AsH3 Al2S3 NO2 Na2SO4 KMnO4 2 4CrO
NO
3NH
4 CuH RESPUESTA6.
Completen el siguiente cuadro:Fórmula
empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis
CaF2 sal binaria
trióxido de dinitrógeno LiBr heptóxido de dicloro H2S óxido de cesio RESPUESTA
7.
Completen el siguiente cuadro:RESPUESTA
Fórmula
empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis
Mg(OH)2
ácido clórico Co(NO2)3
hidróxido de cobre (I) H2SO4
carbonato de amonio
KHS hidrógeno sulfuro de potasio HNO3
8.
Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas.a) Todos los compuestos binarios constituidos por metales y no metales son iónicos.
b) Los átomos tienen mayor estabilidad al adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano.
c) En una unión covalente dativa, o coordinada, uno de los átomos es el que aporta el par de electrones que es compartido.
d) Los átomos de los elementos que presentan valores altos de energía de ionización pueden forman enlaces metálicos.
RESPUESTA
9.
Indiquen cuál/es de las siguientes representaciones y/o fórmulas es/son correcta/s para un compuesto formado por un elemento X, que pertenece al grupo 2, y otro elemento Y, que pertenece al grupo 16:a) b) X-Y-X c) d) XY e) X2Y f) X=Y
RESPUESTA
10.
Escriban la fórmula empírica, la estructura de Lewis y el nombre de:i. un hidróxido formado por un catión trivalente; ii. un hidróxido de un metal alcalino-térreo;
iii. una molécula formada por tres átomos de hidrógeno, un átomo de fósforo y cuatro átomos de oxígeno;
iv. un oxoácido en el que el no metal actúe con estado de oxidación: i) +1; ii) +4; iii) +5 respectivamente;
v. un oxoanión monovalente y uno divalente; vi. un oxoanión que presente:
i)
2 uniones covalentes simples y 1 unión covalente doble,ii)
1 unión covalente simple,iii)
1 unión covalente simple y 2 uniones covalentes dativas;vii. una oxosal en la que el metal actúe con estado de oxidación +3 y el no metal con estado de oxidación +4;
viii. una oxosal formada por un metal del grupo 2 y un no metal del grupo 17; ix. una oxosal formada por
PO
34 y K+.33
11.
Dados los números atómicos (Z) 9, 17, 55, 38 y 53, de diferentes átomos, indiquen:a)
los símbolos de los que solo presentan números de oxidación positivos;b)
el símbolo del que tiene el valor de electronegatividad más bajo;c)
el tipo de unión que predomina en el compuesto constituido por los elementos cuyos números atómicos son 9 y 55.RESPUESTA
12.
Representen el vector momento dipolar para cada uno de los siguientes enlaces:a)
Si Clb)
C Oc)
N Fd)
O Cle)
Si N RESPUESTA13.
a) Clasifiquen a las siguientes sustancias en iónicas o covalentes moleculares según corresponda:Rb2O P2O5 I2O Na2SiO3 Br2O7 HClO4 H2CO3 HCN Al(OH)3 Ca(IO2)2 b) Escriban sus estructuras de Lewis, indicando el tipo de uniones presentes en cada una. c) Indiquen el nombren de cada una de las sustancias.
RESPUESTA
Bloque 2
1.
Escriban la notación de Lewis para los átomos de los siguientes elementos: carbono, aluminio, sodio, argón, flúor, azufre y fósforo.RESPUESTA
2.
a) Elijan un metal alcalino e indiquen qué tipo de unión establece con:i) el nitrógeno, ii) el yodo.
b) Escriban las estructuras de Lewis y la fórmula empírica para las unidades
elementales de cada una de las sustancias del punto anterior.
RESPUESTA
3.
Representen las estructuras de Lewis y las fórmulas mínimas de las unidades elementales de los compuestos constituidos por los siguientes elementos: a) 19K y 17Cl b) 20Ca y 8O c) 3Li y 16S d) 13Al y 9F e) 12Mg y 35BrRESPUESTA
4.
a) Elijan un elemento del grupo 16 e indiquen qué tipo de unión establece con:i)
el carbono,ii)
el cloro.b) Escriban las estructuras de Lewis y las fórmulas moleculares para las unidades elementales de cada una de las sustancias del punto anterior.
RESPUESTA
5.
Indiquen cuál/es de las siguientes moléculas presenta/n, al menos, un enlace covalente dativo o coordinado:a) NH3 b) SO2 c) CS2 d) SO3
RESPUESTA
6.
Escriban las fórmulas de los óxidos que forman los siguientes elementos, con sus diferentes estados de oxidación: litio, bromo, hierro, cobre y selenio.35
7.
a) Indiquen el tipo de unión que predomina en los compuestos constituidos por los siguientes pares de elementos: i) P y I, ii) S y K, iii) H y C y iv) Al y O, y las unidades elementales (moléculas o unidades de fórmula) que constituyen cada una de las sustancias.b) Dibujen las estructuras de Lewis y escriban las fórmulas empíricas y las fórmulas desarrolladas de dichos compuestos, según corresponda.
RESPUESTA
8.
Completen el siguiente cuadro:Fórmula
empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis
MgO bromuro de hidrógeno K2Se pentóxido de dibromo Mg3N2 RESPUESTA
9. Un átomo del elemento R que pertenece al grupo 15 y al período 2, se une a átomos del segundo halógeno. Además, constituye otro compuesto de fórmula M3R, con el tercer metal alcalino.
a) Escriban las estructuras de Lewis de ambas unidades elementales. b) Clasifiquen ambos compuestos según el tipo de unión química.
RESPUESTA
10.
Escriban el nombre de los siguientes iones:CO
32BrO
4IO
NO
211.
a) Dibujen las estructuras de Lewis de las unidades elementales (moléculas o unidades de fórmula) de los siguientes compuestos:Cl2O3 SeO3 BH3 H2SO3 KOH Al(NO2)3 SF6
b) Indiquen en cuáles de las moléculas del punto anterior, los átomos centrales no cumplen la Regla del octeto.
RESPUESTA
12.
Completen el siguiente cuadro:RESPUESTA
13.
Escriban la fórmula y nombren la oxosal que se forma a partir del aniónNO
3 y el catión que forma el Fe (hierro) con su menor estado de oxidación.RESPUESTA
14.
Escriban la fórmula y nombren el oxoácido que forma el nitrógeno cuando actúa con estado de oxidación +3.RESPUESTA
Fórmula
empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis
Ca(OH)2 ácido hipobromoso Li2SO3 HClO2 nitrato de magnesio HIO4 sulfato de calcio NaHCO3
37
15.
Uno de los iones estables del plomo es tetravalente. Indiquen:a)
el símbolo del ion;b)
la fórmula del óxido correspondiente;c)
la fórmula del sulfato de plomo (IV).RESPUESTA
16.
Escriban las fórmulas mínimas y los nombres de las sustancias constituidas por los cationes, indicados en las columnas, y los aniones, indicados en las filas, como se muestra en el ejemplo.Iones Fe3+ Li+ Sr2+
O2-
Fe2O3
óxido de hierro (III)
F -OH- 2 4 SO 3 4 PO 3 HCO RESPUESTA
17.
Un átomo del elemento X forma con tres átomos de oxígeno un anión monovalente, en el que todos los átomos cumplen con la Regla del octeto. Además, se sabe que el número atómico de X es mayor que 3 y menor que 9. Escriban la estructura de Lewis y el nombre de dicho anión, identificando a X con su símbolo.RESPUESTA
18.
a) Escriban la fórmula y el nombre de la oxosal formada por anionesClO
3 yiones Cu2+.b) Dibujen la estructura de Lewis del anión.
19.
A partir de las fórmulas de las siguientes moléculas, indiquen cuáles presentan enlaces no polares:a) CO2 b) O2 c) CH4 d) Br2 e) CCl4
RESPUESTA
20. a) Escriban las estructuras de Lewis y el nombre de los siguientes oxoácidos:
i)
H3PO4ii)
H2SeO4b) Indiquen tipo y número de enlaces presentes en las moléculas de cada uno de
los ácidos del punto anterior. Clasifiquen los enlaces covalentes en polares y no
polares según corresponda.
39
Respuestas
Bloque 1
Volver a los ejercicios del Bloque 11. a) Recipiente 5 ; b) recipiente 3; c) recipiente 4.
2. a) Covalente; b) iónica; c) covalente; d) covalente ; e) iónica; f) iónica.
3.
Fórmula Tipo de unión Tipo de partículas Estructura de Lewis
NaF iónica cationes y aniones Dibujen la estructura de Lewis
AsH3 covalente moléculas
SiCl4 covalente moléculas
LiCl iónica cationes y aniones Dibujen la estructura de Lewis
PCl3 covalente moléculas
Ca3N2 iónica cationes y aniones
SO2 covalente moléculas
Dibujen la estructura de Lewis
Li2O iónica cationes y aniones
4.
Fórmula del ion Estructura de Lewis
H3O + OH– 3 4 PO 2 3 SO
Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes para: S2- y ClO–.
5.
MnO2 Fe 3+ S2- AsH3 Al2S3 NO2 +4 -2 +3 -2 -3 +1 +3 -2 +4 -2 Na2SO4 KMnO4 2 4 CrO NO3 NH4 CuH +1 +6 -2 +1 +7 -2 +6 -2 +5 -2 -3 +1 +1 -141
6.
Fórmula
empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis
CaF2 fluoruro de calcio sal binaria
N2O3 trióxido de dinitrógeno óxido de no metal Dibujen la estructura de Lewis
LiBr bromuro de litio sal binaria Dibujen la estructura de Lewis
Cl2O7 heptóxido de dicloro óxido de no metal
H2S sulfuro de hidrógeno hidrácido
Cs2O óxido de cesio óxido de metal Dibujen la estructura de Lewis
7.
Fórmula
empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis
Mg(OH)2 hidróxido de magnesio hidróxido
HClO3 ácido clórico oxoácido
Co(NO2)3 nitrito de cobalto (III) oxosal Dibujen la estructura de Lewis
CuOH
H2SO4 ácido sulfúrico oxoácido
(NH4)2CO3 carbonato de amonio sal cuaternaria
KHS hidrógeno sulfuro de
potasio hidrogenosal
HNO3 ácido nítrico oxoácido
Ni(HSO3)3
hidrógeno sulfito de
níquel (III) hidrógenoxosal
8.
a) I b) C c) C d) I . Elaboren las justificaciones correspondientes.9.
c y d10.
Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. En todas las respuestas dadas en forma general, M representa a un metal y X a un no metal.a) M(OH)3, por ejemplo: Al(OH)3 b) M(OH)2, por ejemplo: Ca(OH)2 c) H3PO4
d) i) HXO, por ejemplo: HBrO; ii) H2XO3, por ejemplo: H2CO3; iii) HXO3, por ejemplo: HNO3
43 e) XOb, por ejemplo: ClO2 y XO2b , por ejemplo: SO32
f) i) XO2b , por ejemplo: SiO32 ii) XO , por ejemplo: BrO iii) XOb, por ejemplo: IO3
g) M2(XO3)3, por ejemplo: Al2(SO3)3. h) M(XOb)2 , por ejemplo: Mg(ClO4)2. i) K3PO4
11.
a) Cs y Sr; b) Cs; c) iónica
12.
a) Si → Cl; b) C → O; c) N → F; d) O ← Cl; e) Si → N13.
Fórmula Tipo de
sustancia Estructura de Lewis
Tipo de unión en cada unidad elemental
Nombre
Rb
2O
iónica
Dibujen la estructura de
Lewis
iónica
óxido de
rubidio
P
2O
5molecular
Dibujen la estructura de
Lewis
covalentes
simples, dobles y
dativas
pentóxido de
difósforo
I
2O
molecular
covalentes
simples
monóxido de
diyodo
Na
2SiO
3iónica
Dibujen la estructura de
Lewis
iónica
silicato de
sodio
Br
2O
7molecular
Dibujen la estructura de
Lewis
covalentes
simples y dativas
heptóxido de
dibromo
HClO
4molecular
Dibujen la estructura de
Lewis
covalentes
simples y dativas
ácido
perclórico
H
2CO
3molecular
covalentes
simples y doble
ácido
carbónico
HCN
molecular
covalentes
simples y triple
cianuro de
hidrógeno
Al(OH)
3iónica
Dibujen la estructura de
Lewis
iónica
hidróxido de
aluminio
Ca(IO
2)
2iónica
iónica
yodito de
calcio
45
Respuestas
Bloque 2
Volver a los ejercicios del Bloque 21.
2.
a) i) iónica ii) iónica
b) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. La fórmula empírica puede
ser: M
3N y MI (M representa al metal elegido).
3.
a)
d)
Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes para b, c y e.
Fórmulas mínimas: a) KCl b) CaO c) Li
2S d) AlF
3e) MgBr
24.
a) i) covalente ii) covalenteb) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. Las fórmulas moleculares son CX2 y XCl2 (X representa al elemento elegido).
5.
b y d6.
Li2O, Br2O, Br2O3, Br2O5, Br2O7, FeO, Fe2O3, Cu2O, CuO, SeO2 y SeO3.7.
a) i) covalente, moléculasii) iónica, unidades de fórmula iii) covalente, moléculas
iv) iónica, unidades de fórmula
b) Dibujen las estructuras de Lewis y las fórmulas desarrolladas correspondientes. Las fórmulas empíricas son: i) PI3 ii) K2S iii) CH4 iv) Al2O3
8.
Fórmula
empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis
MgO óxido de magnesio óxido de metal Dibujen la estructura de Lewis
HBr bromuro de hidrógeno hidrácido Dibujen la estructura de Lewis
K2Se seleniuro de potasio sal binaria Dibujen la estructura de Lewis
Br2O5 pentóxido de dibromo óxido de no metal Dibujen la estructura de Lewis Mg3N2
nitruro de magnesio sal binaria Dibujen la estructura de Lewis
9.
a) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes.
b) NCl
3, covalente molecular y K
3N, iónico.
10.
CO23 : ion carbonato; BrO4: ion perbromato; IO : ion hipoyodito; NO2: ion nitrito11.
a) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes para: Cl
2O
3, SeO
3, H
2SO
3,
KOH,
SF
6.
47
12.
Fórmula
empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis
Ca(OH)2 hidróxido de calcio hidróxido Dibujen la estructura de Lewis
HBrO ácido hipobromoso oxoácido Dibujen la estructura de Lewis
Li2SO3 sulfito de litio oxosal Dibujen la estructura de Lewis
HClO2 ácido cloroso oxoácido Dibujen la estructura de Lewis
Mg(NO3)2 nitrato de magnesio oxosal Dibujen la estructura de Lewis
HIO4 ácido periódico oxoácido Dibujen la estructura de Lewis
CaSO4 sulfato de calcio oxosal Dibujen la estructura de Lewis
NaHCO3
hidrógeno carbonato de sodio (bicarbonato de
sodio)
hidrógenoxosal Dibujen la estructura de Lewis
13.
Fe(NO3)2, nitrato de hierro (II)14.
HNO2 , ácido nitroso16.
Iones Fe3+ Li+ Sr2+
O2- Fe2O3
óxido de hierro (III)
Li2O óxido de litio
SrO óxido de estroncio
F- FeF3
fluoruro de hierro (III)
LiF fluoruro de litio
SrF2
fluoruro de estroncio
OH- Fe(OH)3
hidróxido de hierro (III)
LiOH hidróxido de litio Sr(OH)2 hidróxido de estroncio 2 4 SO Fe2(SO4)3
sulfato de hierro (III)
Li2SO4 sulfato de litio SrSO4 sulfato de estroncio 3 4
PO ortofosfato de hierro (III) FePO4 ortofosfato de litio Li3PO4 ortofosfato de estroncio Sr3(PO4)2
3 HCO Fe(HCO3)3 hidrógeno carbonato de hierro (III) LiHCO3 hidrógeno carbonato de litio Sr(HCO3)2 hidrógeno carbonato de estroncio
17
. Dibujen la estructura de Lewis para NO3; nombre: anión nitrato.18.
a) Cu(ClO3)2 clorato cúprico o clorato de cobre (II) b)19
. b y d20.
a) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. i) ácido ortofosfórico
ii) ácido selénico
b) H3PO4; 6 uniones covalentes simples (tres enlaces O-H y tres enlaces P-O) y una unión covalente dativa (P→O). Los siete enlaces son covalentes polares.
H2SeO3; 4 uniones covalentes simples (dos enlaces O-H y dos enlaces Se-O) y dos uniones covalentes coordinadas o dativas (Se→O). Los seis enlaces son covalentes polares.
3.
Fuerzas de atracción entre partículas y
propiedades físicas de las sustancias
Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para afianzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos:
Teoría de repulsión de pares electrónicos de valencia.
Geometría electrónica, la geometría molecular y el ángulo de enlace. Polaridad de moléculas diatómicas y de moléculas de más de dos átomos.
Características de las fuerzas de atracción entre las partículas que constituyen a las distintas sustancias: iónicas, moleculares y metálicas.
Punto de ebullición y punto de fusión; propiedades físicas.
Relación entre la intensidad de las fuerzas de atracción, entre las partículas (átomos, iones o moléculas), y los puntos de ebullición y de fusión.
Solubilidad y el proceso de disolución a nivel submicroscópico.
Características que presenta un material para conducir la corriente eléctrica. Diferencias entre los puntos de fusión de las sustancias iónicas y de las sustancias moleculares.
Bloque 1
1.
Indiquen la geometría electrónica, la geometría molecular y el ángulo de enlace (α) que queda determinado entre el átomo central y dos de los átomos adyacentes de las siguientes moléculas:a) CO2 b) H2O c) SO2 d) BeCl2 e) Cl2O f) NH3 g) SO3 h) CH4 i) CHCl3 j) PCl3 k) SiBr4
RESPUESTA
2.
Indiquen la geometría electrónica, la geometría del ion y el ángulo de enlace que queda determinado entre el átomo central y dos de los átomos adyacentes en los siguientes iones:a)
CO
23 b)BrO
4 c)NO
2 d)NH
4 e)ClO
2 f)IO
3 g)SO
23 h)H
3O
RESPUESTA
3.
Dadas las fórmulas de las siguientes moléculas: Cl2 HCl NCl3 HClO a) dibujen las estructuras de Lewis;b) indiquen el estado de oxidación del cloro en cada una;
c) determinen la geometría molecular en cada caso y justifiquen utilizando TRePEV, según corresponda;
d) indiquen la polaridad de las distintas moléculas y de cada uno de los enlaces entre los átomos que las forman; justifiquen las respuestas.
RESPUESTA
4.
El selenio forma diferentes óxidos.a) Indiquen la fórmula del óxido constituido por moléculas de geometría angular. b) Escriban la estructura de Lewis del óxido cuyas moléculas presenten el mayor ángulo
de enlace.
c) Determinen cuál de los compuestos anteriores está formado por moléculas polares. Justifiquen la respuesta.
51
5.
A partir de los siguientes elementos: H Se O Cl Caa) escriban la fórmula de dos compuestos binarios cuyas moléculas presenten el mismo tipo de geometría molecular;
b) dibujen la estructura de Lewis del anión tretraatómico que forman el cloro y el oxígeno;
c) indiquen la fórmula y el nombre de un compuesto binario cuyas moléculas presenten t = 0 D.
RESPUESTA
6.
Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas.a) En una molécula diatómica el ángulo de enlace es de 180°.
b) Para determinar la polaridad de una molécula de tres o más átomos, es necesario conocer la geometría de la misma.
c) La geometría de una molécula siempre coincide con su geometría electrónica. d) Una molécula es polar si todos los momentos dipolares de los enlaces son iguales en
módulo.
e) La polaridad de las moléculas diatómicas coincide con la polaridad del enlace de los átomos que las forman.
RESPUESTA
7.
Indiquen el tipo de fuerzas intermoleculares presentes en cada una de las siguientes sustancias:a) CBr4 b) HNO2 c) CH2Cl2 d) Cl2 e) HBr f) CH3OH g) CH3Cl h) SeCl2 i) PI3
RESPUESTA
8.
En cada uno de los siguientes pares, seleccionen la sustancia que presente mayor punto de ebullición. Justifiquen las respuestas.a) CO2 y SO2 b) H2O y H2Se c) NaF y BF3 d) CH4 y SiH4
9.
Predigan el orden de las siguientes sustancias según sus puntos de ebullición crecientes. Justifiquen la respuesta.CCl4 CH3F CHI3
RESPUESTA
10.
A partir de las interacciones intermoleculares, ordenen las siguientes sustancias en forma creciente de solubilidad en agua:a) PCl3 b) NH3 c) SiH4
RESPUESTA
11.
Dadas las fórmulas de las sustancias Na2SO4,CO, CCl4, Fe, elijan: a) dos sustancias insolubles en agua;b) dos sustancias, que en estado líquido, conduzcan la corriente eléctrica; c) la de menor punto de fusión;
d) una sustancia formada por moléculas polares.
RESPUESTA
12.
Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas.a) Las fuerzas de London son siempre menos intensas que las otras fuerzas intermoleculares.
b) La energía necesaria para que una sustancia molecular en estado líquido se evapore, se utiliza para romper uniones entre los átomos dentro de las moléculas.
c) La intensidad de las fuerzas de London depende del tamaño de la nube electrónica. d) La energía necesaria para que una sustancia iónica funda, se utiliza para vencer las
fuerzas intermoleculares.
e) En las sustancias moleculares, la intensidad con que se atraen las moléculas depende de las contribuciones de todas las fuerzas de atracción entre estas.
f) En un sólido molecular, el extremo con densidad de carga positivo de una molécula se atrae con el extremo de densidad de carga negativo de otra molécula cercana.
53
13.
Se dispone de los siguientes pares de sustancias: A) CH4 y BF3 B) AsH3 y I2 C) FeO y H2Oa) Indiquen el tipo de sustancia, las partículas que las forman y el tipo de fuerzas de atracción que las mantiene unidas en estado sólido.
b) Determinen en cada par:
i) el nombre de la sustancia que presente mayor intensidad de las fuerzas de atracción entre sus partículas;
ii) la sustancia de menor punto de ebullición; iii) la/s que se disuelve/n en CCl4.
Justifiquen las respuestas del punto b).
RESPUESTA
14.
A partir de la siguiente información:- el elemento R es el tercer metal alcalino,
- un átomo del elemento T forma un anión monovalente isoelectrónico con el Ar, - X es el elemento más electronegativo del grupo 15.
a) Escriban la fórmula e indiquen el tipo de unión química presente en las unidades elementales de los compuestos formados por:
i) R y T ii) T y X
b) Indiquen cuál de los dos compuestos cumple con cada una de las siguientes condiciones:
i) Es un sólido cristalino a temperatura ambiente. ii) No conduce la corriente eléctrica.
iii) Está formado por moléculas polares.
Bloque 2
1.
Completen la siguiente tabla (en las fórmulas dadas, se indica en negrita el átomo central de cada molécula):Fórmula Estructura de Lewis Geometría molecular Ángulo de enlace (α) Momento dipolar (µT = ó µT≠ OD) CS2 NBr3 H2S SeO2 SCl2 SiF4 Cl2CO SiH3Cl NHCl2 RESPUESTA
2.
Indiquen la geometría y la polaridad de cada una de las moléculas formadas por:a) un átomo central, sin pares de electrones libres, unido a tres átomos idénticos; b) un átomo central, con un par de electrones libres, unido a tres átomos idénticos; c) un átomo central, sin pares de electrones libres, unido a dos átomos idénticos.
RESPUESTA
3.
Dadas las fórmulas de las siguientes moléculas, indiquen la que presente mayor ángulo de enlace entre el átomo central y dos de los átomos adyacentes: CI2O BeI2 AlBr355
4.
Un átomo del elemento fósforo forma con átomos del elemento oxígeno un anión trivalente cuyo átomo central no posee pares de electrones libres.a) Escriban la estructura de Lewis de dicho anión.
b) Indiquen la geometría y el ángulo de enlace. Justifiquen la respuesta en base a los postulados de TRePEV.
RESPUESTA
5.
Dados los elementos: H, C, S, O, Na, Br y P, escriban la fórmula de: a) un oxoanión con geometría triangular;b) una molécula binaria no polar;
c) un oxoanión con geometría tetraédrica; d) una molécula tetraatómica polar.
RESPUESTA
6.
Un átomo del elemento nitrógeno forma oxoaniones monovalentes. Escriban: a) la fórmula del oxoanión que posea geometría triangular;b) la estructura de Lewis del oxoanión cuyo ángulo de enlace sea menor que 120º; c) la fórmula de la oxosal que forma el anión del punto anterior con el tercer metal
alcalino-térreo.
RESPUESTA
7.
Dadas las fórmulas de los siguientes iones:NO
3SeO
32BrO
4 a) escriban la estructura de Lewis del que posee geometría tetraédrica; b) indiquen en cuál de estos, el ángulo de enlace es mayor;c) identifiquen al anión que posee geometría piramidal y justifiquen su respuesta en base a los postulados de TRePEV.
8.
El catión calcio forma una oxosal de fórmula Ca(BrO3)2 a) Dibujen la estructura de Lewis de la oxosal.b) Determinen la geometría y el valor aproximado del ángulo de enlace del anión que constituye al compuesto.
c) Escriban el nombre de la oxosal del compuesto del punto a).
RESPUESTA
9.
Dadas las fórmulas de las siguientes sustancias, indiquen en cuál o cuáles, las moléculas se atraen por la contribución de las fuerzas puente de hidrógeno, dipolo-dipolo y de London:a) CH3F b) BH3 c) CH3OH
RESPUESTA
10. Indiquen qué fuerzas de atracción hay que vencer para producir los siguientes cambios de estado:
a) fundir I2; b) hervir agua; c) fundir NaCl.
RESPUESTA
11.
Expliquen las siguientes afirmaciones: a) Los metales son dúctiles y maleables.b) Los compuestos iónicos conducen la corriente eléctrica cuando están fundidos y en solución acuosa.
RESPUESTA
12.
Un átomo de azufre forma con átomos de oxígeno un anión divalente que tiene 42 electrones.a) Dibujen la estructura de Lewis del anión.
57 c) Escriban la fórmula y el nombre de la sustancia que formará el anión mencionado
en el enunciado con el catión calcio.
d) Indiquen el tipo de fuerzas de atracción que hay que vencer para fundir la sustancia del punto c).
RESPUESTA
13.
A partir de los elementos Ca, Cl, N, B, escriban la fórmula de un compuesto binario para cada una de las siguientes condiciones:a) que sus moléculas presenten geometría molecular piramidal; b) que en solución acuosa conduzca la corriente eléctrica;
c) que presente entre sus moléculas, solamente, fuerzas de London.
RESPUESTA
14.
Dadas las fórmulas de las sustancias I2, NaOH, CO2 y HCN, indiquen: a) cuáles son solubles en CCl4;b) cuáles son solubles en agua. Justifiquen las respuestas.
RESPUESTA
15.
A partir de los valores dados en la tabla, justifiquen las diferencias de puntos de ebullición (PEb) entre las sustancias indicadas, teniendo en cuenta las fuerzas intermoleculares presentes. Sustancia PEb °C CH4 – 161 CF4 – 128 CCl4 77 RESPUESTA16.
Asignen a los compuestos H2S, Br2 y HF, los siguientes puntos de ebullición: - 60,7ºC 19,5ºC -34,0ºC. Justifiquen la respuesta.RESPUESTA
17.
Dadas las fórmulas de las sustancias: PCl3 SiH4 MgCl2a) predigan el orden creciente de sus puntos de ebullición; justifiquen la respuesta; b) escriban el nombre de la sustancia que puede conducir la corriente eléctrica
mencionando en qué condiciones;
c) indiquen la sustancia de menor solubilidad en agua.
RESPUESTA
18.
Justifiquen las siguientes afirmaciones:a) El punto de ebullición del CCl4 es mayor que el punto de ebullición del HF.
b) El punto de fusión del CaBr2 es mayor que el punto de fusión del H2O. c) El HCl es soluble en agua.
d) El punto de ebullición del NH3 (-33,0 ºC) es aproximadamente igual al punto de ebullición del Cl2 (- 33,9 ºC).
e) El cloruro de sodio es insoluble en tetracloruro de carbono.
59
Respuestas
Bloque 1
Volver a los ejercicios del Bloque 1
1.
Fórmula molecular Geometría electrónica Geometría molecular Ángulo de enlace (α) a) CO2 lineal lineal 180ºb) H2O tetraédrica angular se aproxima a 109,5º
c) SO2 triangular angular se aproxima a 120º
d) BeCl2 lineal lineal 180º
e) Cl2O tetraédrica angular e aproxima a 109,5º
f) NH3 tetraédrica piramidal se aproxima a 109,5º
g) SO3 triangular triangular 120º
h) CH4 tetraédrica tetraédrica 109,5º
i) CHCl3 tetraédrica tetraédrica se aproxima a 109,5º
j) PCl3 tetraédrica piramidal se aproxima a 109,5º
k) SiBr4 tetraédrica tetraédrica 109,5º
2.
Fórmula Geometría electrónica
Geometría del ion Ángulo de enlace (α) a) 2 3 CO triangular triangular 120º b) 4
BrO tetraédrica tetraédrica 109,5º
c)
2
NO triangular angular se aproxima a 120º
d)
4
NH tetraédrica tetraédrica 109,5º
e)
2
ClO
tetraédrica angular se aproxima a 109,5ºf)
3
IO tetraédrica piramidal se aproxima a 109,5º
g) 2
3
SO tetraédrica piramidal se aproxima a 109,5º
h) HO
3.
Fórmula Estructura de Lewis Estado de oxidación del cloro Geometría molecular Polaridad Cl2 0 lineal molécula no polar, un enlace Cl-Cl no polar
HCl -1 lineal molécula polar, un enlace H-Cl polar
NCl3 Dibujen la estructura de Lewis -1 piramidal molécula polar, tres enlaces N-Cl polares HClO +1 angular molécula polar, un enlace O-Cl polar y un enlace O-H polar
Elaboren la justificación correspondiente en cada caso.
4.
a) SeO2. b) Dibujen la estructura de Lewis de SeO3. c) SeO2 Elaboren la justificación correspondiente.5.
a) Las moléculas que presentan el mismo tipo de geometría molecular (angular) son: H2Se, SeO2, Cl2O, H2O. Por ejemplo, una respuesta posible es: SeO2 y Cl2O.b)
c) SeO3 , trióxido de selenio
6.
a) I b) C c) I d) I e) C61
7.
Fórmula Fuerzas intermoleculares
a) CBr4 London
b) HNO2 London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno
c) CH2Cl2 London y dipolo-dipolo
d) Cl2 London
e) HBr London y dipolo-dipolo
f) CH3OH London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno
g) CH3Cl London y dipolo-dipolo
h) SeCl2 London y dipolo-dipolo
i) PI3 London y dipolo-dipolo
8.
a) SO2; b) H2O; c) NaF; d) SiH4. Elaboren las justificaciones correspondientes.9.
CH3F < CCl4 < CHI3. Elaboren la justificación correspondiente.10.
El orden es: c) SiH4, a) PCl3 y b) NH311.
a) Fe y CCl4; b) Na2SO4 y Fe; c) CO; d) CO13.
a)
Fórmula Tipo de sustancia Partículas Fuerzas de atracción
CH4 BF3 covalente molecular covalente molecular moléculas moléculas London London AsH3 I2 covalente molecular covalente molecular moléculas moléculas London y dipolo-dipolo London
FeO iónica cationes y aniones electrostática entre iones
H2O covalente molecular moléculas
London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno
b)
i) A) trifloruro de boro; B) yodo; C) óxido de hierro (II) ii) A) CH4 B) AsH3 C) H2O
iii) A) CH4 BF3 B) I2
Elaboren las justificaciones correspondientes.
63
Respuestas
Bloque 2
Volver a los ejercicios del Bloque 2
1.
Fórmula Estructura de Lewis Geometría molecular Ángulo de enlace (α) Momento dipolar (µT= ó ≠ 0D) CS2 Dibujen la estructura de Lewis lineal 180º µT = 0 D NBr3 Dibujen la estructura de Lewis piramidal se aproxima a 109,5º µT ≠ 0 D H2S Dibujen la estructura de Lewis angular se aproxima a 109,5º µT ≠ 0 D SeO2 Dibujen la estructura de Lewis angular se aproxima a 120º µT ≠ 0 D SCl2 angular se aproxima a 109,5º µT ≠ 0 D SiF4 tetraédrica 109,5º µT = 0 D Cl2CO triangular se aproxima a 120º µT ≠ 0 D SiH3Cl tetraédrica se aproxima a 109,5º µT ≠ 0 D NHCl2 piramidal se aproxima a 109,5º µT ≠ 0 D2.
a) triangular, molécula no polar; b) piramidal, molécula polar; c) lineal, molécula no polar.3.
BeI24.
a)b) tetraédrica, α = 109,5º. Elaboren la justificación correspondiente.
5.
a)CO23 ; b) por ejemplo: SO3, CS2; c) por ejemplo: BrO4,2 4 SO , PO34 ; d) por ejemplo: PBr3, PH3
6.
a) NO3; b) c) Ca(NO2)27.
a) b) NO3 (α = 120º) c) SeO3265
8.
a)
b) BrO3, geometría piramidal, α se aproxima a 109,5º c) bromato de calcio
9.
c) CH3OH10.
a) London; b) London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno; c) fuerzas de atracción electrostática entre iones.11.
Elaboren las explicaciones correspondientes.12.
a)
b) menor; c) CaSO3, sulfito de calcio; d) fuerzas de atracción electrostática entre iones.
13.
a) NCl3; b) por ejemplo: CaCl2 ó Ca3N2; c) BCl314.
a) I2 y CO2; b) NaOH y HCN. Elaboren las justificaciones correspondientes.15.
Elaboren la justificación correspondiente.17.
a) El orden es SiH4, PCl3 yMgCl2. Elaboren la justificación correspondiente.b) Cloruro de magnesio, fundido o en solución acuosa. c) SiH4
4. Magnitudes atómicas y moleculares
Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para
afianzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos
teóricos:
Masa atómica, masa molecular, masa molar, volumen molar, mol.
Número de Avogadro.
Relación y diferencia entre:
la masa atómica, expresada en u, y la masa de un mol de átomos;
Bloque 1
1.
Calculen la masa atómica promedio del silicio y del cobre utilizando los valores que figuran en la siguiente tabla:RESPUESTA
2.
Indiquen la masa atómica promedio, expresada en unidades de masa atómica y en gramos, de los siguientes elementos: a) Be b) C c) Fe d) KrDato
: 1 u = 1,6605.10
–24g
RESPUESTA
3.
Indiquen la cantidad de átomos, expresada en moles, y el número de átomos presentes en: a) 46,0 g de sodio;b) 80,0 g de calcio; c) 1,00 Kg de aluminio; d) 1,00 mg de hierro.
RESPUESTA
Isótopo Masa atómica (u) % de abundancia
28 Si 27.9769 92,2297 29 Si 28,9765 4,6832 30 Si 29,9738 3,0872 63 Cu 62,9296 69,164 65 Cu 64,9278 30,826
