2.- Calcule el calor de formación del
acetileno (etino), conocidos los calores de formación del H2O (l) y
del CO2 (g), así como el calor de combustión del acetileno.
DATOS: DHformación agua líquida=
-285,8 KJ/mol; DHformación CO2 gas= -393,13 KJ/mol DHcombustión etino =
-1300 KJ/mol
3.- La entalpía de formación del
amoníaco es D H = -46,2
KJ/mol. Calcule el calor de reacción cuando se forman 3 litros de amoníaco,
medidos en condiciones normales.
4.- La gasolina puede ser considerada
como una mezcla de octanos (C8 H18). Sabiendo que los
calores de formación de : agua gas = -242 KJ/mol; dióxido de carbono = -394
KJ/mol; y octano líquido = -250 KJ/mol.
a) Escriba
la reacción de combustión de la gasolina
b) Calcule
la energía liberada en la combustión de 5 litros de gasolina sabiendo que su
densidad es de 800 Kg/m3.
c) ¿Qué
volumen de gas carbónico medido a 30ºC y presión atmosférica se generará en tal
combustión.
5.- El calor de formación del AgCl
(s), en condiciones normales, es -30,3 Kcal/mol y la entalpía de la reacción Pb
(s) + 2 AgCl (s) = PbCl2 (s) + 2 Ag (s) vale -25,1 Kcal en las
mismas condiciones. Calcula:
a) El calor
de formación del PbCl2 (s).
b) Calor que
se genera en el proceso cuando reaccionan 1,84 . 1024 átomos de Pb
(s).
DATOS : nº
de Avogadro 6,022.1023.
6.-Explique brevemente por qué muchas
reacciones endotérmicas transcurren espontáneamente a altas temperaturas.
7.- Explique de un modo razonado los
conceptos de entropía y entalpía así como la relación que existe entre ellos.
8.- Conocidas las siguientes
entalpías de formación del gas propano -183,8 KJ/mol, del dióxido de carbono
gaseoso es -393,5 KJ/mol y del agua líquida es -285,5 KJ/mol, y sabiendo
también que la capacidad calorífica del agua es de 4,18 KJ/Kg ºK. Calcule:
a) El calor
de combustión del propano a T=298ºK y 1,013.105 Pa.
b) Determine
la cantidad de propano necesaria para calentar, en las condiciones anteriores,
50 l de agua (densidad 1 g/ml) desde 10ºC hasta 70ºC suponiendo que el
rendimiento es del 70%.
9.- Los calores de combustión
estándar del carbono (s) y benceno (l) son, respectivamente, -393,7 KJ/mol y
-3267 KJ/mol, y el de formación del agua (l) -285,9 KJ/mol. Calcula:
a) El calor
de formación del benceno (l).
b) Las
calorías que se desprenden en la formación de 1 Kg de benceno (l).
10.- La entalpía de combustión del
propano es -526,3 Kcal. Las entalpías de formación estándar del dióxido de
carbono y del agua son respectivamente de -94,03 Kcal/mol y -68,30 Kcal/mol.
Calcular:
a) Entalpía
de formación del propano.
b) Los Kg de
carbón que serán necesarios quemar, siendo el rendimiento del 80%, para
producir la misma cantidad de energía que la obtenida en la combustión de 1 Kg
de propano.
DATOS:
entalpía de combustión del carbón: -5 Kcal/g. Masa atómica del C:12 O:16 H:1.
11.- a) Determinar el valor de las
entalpías de las siguientes reacciones:
1.-a) DG=DH – T DS; Donde DS = Dni . Si productos -S ni . Si
reactivos
DG = -1504,8 KJ luego el proceso es espontáneo en estas condiciones.
2.- DH = 227,94 KJ/mol Resultado que sale de sumar el
calor de formación del agua y el doble del de formación del dióxido de carbono
y restarlo al de combustión del etino.
3.- En condiciones normales 1 mol son
22,4 l y esto desprende 46,2 KJ. Luego de hacer una regla de tres sale 6,19 KJ.
4.- a) C8H18
(l) + 25/2 O2 (g) = 8 CO2 (g) + 9 H2O (l)
El calor de
reacción es DH = 8 DH CO2 + DH H2O – DH C8H18 =
-5080 KJ
b)
masa=densidad . volumen nº moles = masa /Peso molecular
De una regla
de tres se deduce que el calor liberado es 178246 KJ
c) conocido
el nº de moles de octano, por proporción de 1 a 8 se calculan los moles de CO2
y por la fórmula de los gases perfectos se halla el volumen que sale 6974,3 l.
5.-a) Ley de Hess: DH = -25,1-60,6 = -85,7 Kcal
b) Al
reaccionar un mol o sea 6,022.1023 átomos se desprenden 25,1 Kcal
luego por regla de tres sale un calor de -76,7 Kcal.
6.- La espontaneidad depende de la
energía libre de Gibbs: DG=D H – T DS. Si la reacción es endotérmica entonces D H es positivo luego para que
sea espontánea y DG sea negativo debe aumentarse la temperatura.
b) La
cantidad de calor viene dada por la expresión :
Q = masa .
(Capacidad calorífica o calor específico) . incremento de temperatura
Para
calentar los 50 litros se necesitan 12540 KJ y como un mol que son 44 g de
propano produce 2218,7 entonces serán necesarios 248,7 g de propano. Por último
aplicado el rendimiento del 70% serán precisos 355,3 g del mismo.
9.-a) De la ley de Hess :
DH = 6 . D H comb.C + 3. DHcomb.benceno – 1.DH form. benceno =47,1 KJ.
b) 144,9 Kcal.
10.-a) De la ley Hess:
D H = 4 .DH form. agua + 3 . DHcomb.carbon – 1. DH form.prop
= -28,99 Kcal.
b) 2990,2 g
de carbón.
11.- a) Para la primera reacción -198
KJ Para la segunda reacción 57,2 KJ
1. Considere los posibles tránsitos para el
electrón en el átomo de hidrógeno:
1s 2p;2s 3p2s 4p2p 3s
a) ¿Para cuál de ellos es necesario aportar
energía?
b) ¿Para cuáles de ellos es necesario aportar
la misma cantidad de energía?
c) ¿Para cuál o cuáles de ellos es necesario
aportar la mayor cantidad de energía?(P.A.U.)
2. Compara los elementos químicos Li, K, C y F
en cuanto a :
a) ¿Cual tendrá mayor radio atómico ?
b) ¿Cual tendrá mayor afinidad
electrónica ?
c) Ordénalos según valores crecientes de su
energía de ionización. (P.A.U.)
3. Indique :
a) Cual es la configuración electrónica para el
estado fundamental del elemento químico boro.
b) ¿Qué nº cuánticos asignaría a los electrones
de la última capa del citado elemento ?
c) Proponga una configuración para un estado
excitado del citado elemento.
4. ¿Cuál o cuáles de las siguientes
configuraciones electrónicas corresponden a un estado fundamental o a un estado
excitado para un átomo:
a) 1s2
2s2 ;b) 1s2
2s1 2p1 ; c) [Ne]
3s2 3p8 4s1 ;d)
[Ar] 4s2 3d3?
¿Alguna de las configuraciones anteriores contradice el
principio de exclusión de Pauli? (P.A.U.)
5. El elemento químico nitrógeno, de número
atómico 7, dispone de tres electrones situados en sus órbitas 2p. De las tres posibilidades
que a continuación se indican:a) ;b);c) indique razonadamente
cual considera la correcta y que principios o reglas incumplen las que
considere incorrectas.(P.A.U. Sep 90)
6. Las tres configuraciones electrónicas
siguientes están relacionadas con el elemento de número atómico Z=8(1s2 2s2 2 p4
) (1s2 2s2 2p3
3s1 )(1s2
2s2 2p3 ).Justifíquelo.(P.A.U.)
7. Conteste razonadamente a las siguientes
cuestiones:
a) ¿Qué valores del número cuántico l son
posibles para un valor de n=3?
b) ¿Cuáles son lo valores de n, l y m para un
orbital 4 s?
c) ¿Cómo se denominan los orbitales para los
que l =2? ¿Qué número de ellos son
posibles para este valor de número cuántico l? (P.A.U.)
8. ¿Cuál de las siguientes series de números
cuánticos están permitidas para un electrón en un átomo?
a) n = 3 l = 1m = ‑1
b) n = 2 l = 2m = 0
c) n = 3 l = 1m = 2
d) n = 4 l = 2m = 1
Para aquellas que considere permitidas, ¿en qué tipo de orbital
estaría situado el electrón?(P.A.U.)
9. Dos electrones se encuentran situados en el
mismo orbital atómico.
a) ¿Cuál o cuales de los números cuánticos de
esos dos electrones presentan el mismo valor?
b) ¿Cuál o cuales números cuánticos presentan
diferente valor?
c) ¿Podría un tercer electrón situarse en ese
orbital atómico?(P.A.U.
Jun 90)
10. Dadas las configuraciones electrónicas de
los átomos neutros
A (1s22s2
p63s1)yB
(1s22s2 p66p1) indica, razonándolo, si son
verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Se necesita energía para pasar de A a
B.
b) A y B
representan elementos distintos.
c) Se requiere una menor energía para arrancar
un electrón de B que de A.(P.A.U. Sep 91)
11. Considera las especies químicas en, F–,
N3-, Na+ :
a) ¿Qué tienen en común ?
b) ¿En qué se diferencian ?
c) Ordénalas de menor a mayor tamaño.(P.A.U. Junio 91)
12. Escribe las configuraciones electrónicas de
los elementos de nº atómicoZ= 11yZ=
35 e indica razonadamente :
a) Si son metálicos.
b) Si tienen tendencia a ganar o a perder
electrones.
c) Cuales pueden ser los valores de la energía
de ionización y de la afinidad electrónica 8altos o bajos).
d) El tipo de enlace que cabe esperar .(P.A.U. Sep. 91)
13. Dadas las configuraciones electrónicas de
los átomos neutros. A : 1s2 2s2 2p6 3s1y B : 1s2 2s2 2p6 6s1
indica razonadamente si son verdaderas o falsas las siguientes
afirmaciones :
a) Se necesita energía para pasar de AaB.
b) A y B representan elementos distintos.
c) se requiere una menor energía para arrancar
un electrón de B que de A .( P.A.U. Sep 91).
14. Dadas las configuracioneselectrónicas correspondientes alos átomos neutros que a continuación se
escriben :A : 1s2
2s2 2p3B: 1s2 2s2 2p5 ,C:1s2 2s2 2p6
3s2 3p6 4s1 ,D: 1s2 2s2 2p63s2 ,indique razonadamente :
a) grupo
y período al que pertenece cada elemento.
b) qué
elemento posee la mayor energía de ionización y cual la menor.
c) qué
elemento posee mayor radio atómico y cual menor.(
P.A.U. Junio 92 )
15. Explique el significado de cada uno de los
tres nº cuánticos que caracterizan un orbital y diga cuales de los siguientes
grupos(n, l, m) no son posibles,
indicando las causas de la imposibilidad : a) (3, 2, 2) ;b) (3, 0, -1) ;c) (4, 2, 1) ;d) (1, 1, 0) ;e) (2, -1, 0).(P.A.U. Junio 92)
16. Dadas las siguientes configuraciones que
corresponden a átomos neutros :A: !s2 2s2 2p3 B:1s22s22p5C: 1s2 2s2 2p6D: 1s2 2s2 2p6
3s1 E : 1s2
2s22p6 3s2
a) Ordénalas de forma que aumente gradualmente
el primer potencial de ionización, indicando la configuración electrónica de
cada átomo ionizado.
b) Indica el elemento cuyo 2º potencial de
ionización es el más elevado.
c) Indica la configuración electrónica del átomo
doblementeb ionizado.
d) Indica razonadamente el átomo con mayor
afinidad electrónica.
e) Indica el elemento más electronegativo.
f) Indica los elementos que presentan carácter
metálicoy ordénalos de mayor a
menor.(P.A.U. Sep. 92)
17. Conteste razonadamente a las siguientes
preguntas.
a) ¿Cual es el elemento que presenta la
siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6
3s2 3p4
b) ¿Cual es el elemento alcalino de mayor
tamaño ?
c) ¿Cual es el elemento cuyo ión dipositivo
posee la configuración electrónica(Kr)
4d6.(P.A.U.
Sep.95)
18. Considera los tres elementos cloro, bromo,
iodo. Escribe la configuración electrónica de los tres elementos.
a) Asigne, razonadamente, cada uno de los tres
valores siguientes del potencial de ionización a cada uno de los tres elementos : 10´4 ; 11´8 y 13´1eV.(P.A.U. Sep 95)
19. (a) Calcular el número de moléculas
contenido en 10 mL de agua pura.
(b)Desde un punto de vista electrónico ¿qué se entiende por
reductor? ¿cómo varía el carácter
reductor en el sistema de períodos? ¿y en el sistema de
grupos?.
(c) De los compuestos iónicos KBr y NaBr ¿cuál será el más
duro y cuál el de mayor
temperatura de fusión? ¿por qué?.Datos: N Ade
Avogadro (NA=6,02·
1023).
(P.A.U. sept 96)
Rta: a) 3´3·10 23moléculas
; C) NaBr en ambos casos
20. Para los elementos químicos A y B de números
atómicos 20 y 35, respectivamente. Indique razonadamente, para cada uno de ellos: (a) Configuración electrónica; (b) Carácter
metálico o no metálico; (c) Iones más estables; (d) Fórmula del compuesto
formado por A y B; (e) Propiedades de dicho compuesto.
(P.A.U. Jun 97)
21. Según la posición en el sistema periódico,
indique razonadamente cuál de los
elementos que secitan en cada caso, es el elemento que presenta:
a) Mayor potencial de ionización: Na ó Mg.
(b) Una electronegatividad más alta: Si ó Cl.
(e) Un mayor carácter metálico: K ó Ca.
(P.A.U. Sep 98
22. El primer y segundo potenciales de
ionización para el átomo de litio son respectivamente 520 y 7300 kJ/mol.
Razone: (a) La gran diferencia que existe entre ambos valores de energía (b)
¿Qué elemento del sistema periódico presenta la misma configuración electrónica
que el iónmonoatómico del Li (c) ¿Cómo
varía el potencial de ionización para los elementos de un mismo grupo?. (P.A.U. Sep 99)
1. Calcula
el peso de dióxido de carbono que se produce al quemar 640 g de metano. ¿Cuántos
gramos de oxígeno se consumirán? ¿Cuántos gramos de agua se formarán?
Rta.: 1760
g; 2560
g; 1440
g (P.A.U. Sep. 91)
2. Se
disuelven 2'14 g
de hidróxido de bario en agua de forma que se obtienen 250 mL de disolución.
a) ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
b) ¿Cuántos moles de ácido clorhídrico se
necesitan para neutralizar esta disolución?
c) Si la disolución de este ácido es de
concentración 0'1 M,
¿cuántos mL de dicha disolución son necesarios para dicha neutralización?
Rta.: 0'05
M; 0'025 mol HCl; 250 cm3(P.A.U.
Jun. 89)
3. Se desea
realizar una comprobación experimental de la ley de la conservación de la masa
a través de la reacción: Na2CO3(s) + 2 HCl(aq)®¡Error!Argumento de modificador no especificado.2 NaCl(aq) + CO2(g)
+H2O(l)y
en la que se parte de 1 g
de carbonato sódico. Indique el procedimiento a seguir, describa el material y
determine el número de litros de CO2 que, medidos en condiciones
normales, obtendría en el proceso.
Rta.: 0'21 dm3(P.A.U. Jun 89)
· RIQUEZA Y RENDIMIENTO
1. Dispone
de una muestra de 12 g
de un cinc comercial e impuro que se hace reaccionar con una disolución de
ácido clorhídrico del 35% en peso y 1’18 g/cm3 de densidad.
Como productos de la reacción se originan cloruro de cinc(II) e hidrógeno molecular.
a) Escriba la ecuación química del proceso.
b) Calcule la molaridad del ácido.
c) Si para la reacción del cinc contenido en la
muestra se han necesitado 30 cm3 del ácido, calcule el porcentaje de
pureza, en tanto por ciento, del cinc en la muestra inicial.
Rta.: 11'3 mol dm‑3; 92'5%(P.A.U.
Jun. 90)
2. Una
muestra comercial de 0'712 g
de carburo de calcio (CaC2) ha sido utilizada en la producción de
acetileno, mediante su reacción con exceso de agua, según:CaC2 + 2 H2O ®¡Error!Argumento de modificador no especificado. Ca(OH)2 + C2H2
Si
el volumen de gas C2H2 recogido, medido a 25ºC y 745 mm de Hg ha sido 0'25 L, determine:
a) Gramos de acetileno producidos.
b) Gramos de carburo de calcio que han
reaccionado.
c) Porcentaje de carburo de calcio puro en la
muestra original.
Rta.: 0'26 g;
0'64 g;
90%(P.A.U. Sep. 89)
3. El cinc
reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de cinc e hidrógeno. ¿Qué
volumen, medido en condiciones normales, de gas se obtendrá al reaccionar 2’23
g de cinc con 100 mL de una disolución de ácido clorhídrico 0’5 M?. Si se
obtienen 0’25 L de hidrógeno, medidos en condiciones normales, ¿cuál será el
rendimiento de la reacción?
Rta.: 0’56 dm3; 44’6%(P.A.U. Sep 91)
4. Se desean obtener 12 L de oxígeno en condiciones
normales por descomposición térmica de clorato de potasio del 98’5% en peso de
riqueza.
a) Escribir la reacción que tiene lugar.
b) Calcular la cantidad de clorato de potasio
necesario
c) Calcular la cantidad de cloruro de potasio
que se formará en la reacción
Rta.:44'4 g; 26’6 g(P.A.U. Sep 94)
· REACTIVO LIMITANTE
1. En un
generador portátil de hidrógeno se hacen reaccionar 30'0 g de hidruro de calcio con
30'0 g de agua,
según la reacción, sin ajustar, CaH2 + H2O ®¡Error!Argumento de modificador no especificado. Ca(OH)2 + H2Después de ajustar la reacción,
calcula:
a) qué reactivo sobra y en que cantidad;
b) el volumen de hidrógeno que se produce a 20°C y 745 mm de Hg;
c) el rendimiento de la reacción si el volumen
real producido fue de 34
litros.
Rta.: 4'3
g H2O, 35 L, 97% (P.A.U. Sep 92)
2. Una
mezcla gaseosa conteniendo 0'1 mol de hidrógeno y 0'12 mol de cloro reaccionan
para dar lugar a cloruro de hidrógeno.
a) Escriba el proceso químico que tiene lugar.
b) Determine la cantidad, en gramos, de cloruro
de hidrógeno que puede obtener, admitiendo un rendimiento del 100%.
Rta.: 7'3
g (P.A.U. Jun. 89)
3. Se hace
reaccionar, en un balón de un litro de capacidad y a una temperatura de 110ºC una mezcla gaseosa
compuesta por 5 g
de H2(g) y 10 g
de O2(g) para dar H2O(g).
a) Escriba la reacción que tiene lugar y
calcule la cantidad de agua que se forma.
b) Determine la composición de la mezcla
gaseosa después de la reacción expresada en porcentaje en peso e en fracción
molar.
c) Determine la presión parcial de cada uno de
los componentes después de la reacción y la presión total de la mezcla,
admitiendo un comportamiento ideal para los gases.
1. -Considerando que el trióxido de azufre es
gas en condiciones normales de presión y temperatura.
(a) ¿Qué volumen, en condiciones
normales de presión y temperatura, ocuparán 160 gramos de trióxido
de azufre.
(b) ¿Cuántas moléculascontienen?.
(c) ¿Cuántos átomos de
oxígeno?.Datos: Número de Avogadro (NA=
6,02xl023)
2. Un recipiente contiene 24
cm3de metanol. Indique:
(a) Número de moléculas que
contiene.
(b) Número de átomos de oxígeno y de
carbono que contiene
Datos: Densidad del metanol=0,8g/cm 3
y NA=6,023×1023.
-Sol: 3´61 ·1023
; b) 3´61 ·1023dey 3´61 ·1023 átomos de O
3. La combustión de 6,26 g de un hidrocarburo
(sólo contiene C e H) ha producido 18,36 g de dióxido de carbono y 11,27 g de agua. Por otra
parte, se ha comprobado que esos 6,26
g ocupan un volumen de 4,67 litros en
condiciones normales. Halle las fórmulas empírica y molecular de dicho
hidrocarburo.
Sol : a) CH 3 ; b)
C2 H6
4. Una muestra de oxígeno contenida en un
recipiente de 1 litro
ejerce una presión de 8OO mmHg a 250C.
En otro recipiente de 3
litros una muestra de nitrógeno ejerce una presión de
1,5 atmósferas a 500
C. Se mezclan las dos muestras introduciéndolas en un
frasco de 9 litros
a 400C .
Calcule:
(a) La presión parcial de cada gas
(b) La presión total
(c) La composición volumétrica de la
mezcla en %. Datos: 1 atm=760mmHg.
Sol -a) 0´48 g y 0´12 atm; b) 0´6 atm; c)20´2 % de
O2 y 79´8% de N2
5. A un vaso de precipitados que contiene 7,6 g de aluminio se le
añaden 100 mL de un ácido clorhídrico comercial del 36% (p/p) y densidad 1, 180
g/cm'. obteniéndose tricloruro de aluminio e hidrógeno.
a)Indique, después de realizar los
cálculos necesarios, cuál es el reactivo limitante.
(b) Calcule
qué volumen de hidrógeno se obtiene si las condiciones en las que se realiza el proceso son 25'C y 750
mmHg. Datos: 1 atm=760 mmHg.
– Sol : b) 10´4 l de H2
6. Se prepara una disolución disolviendo 88,75 gramos de
tricloruro de hierro en 228,23
gramos de agua, obteniéndose 0,25 L de disolución.
Expresar la concentración de la disolución resultante en:
(a) Molaridad, (b) Fracción
molar, (c) Porcentaje en peso.
Sol- a)2´19 M;
b) Xs= 0´04 y XD= 0´96 ; c) 28%
7. Se hacen reaccionar 6gramos de aluminio en polvo con 50 ml,
de una disolución acuosa de ácido tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno (ácido
sulfúrico) 0,15 M.
Determinar:
(a) El volumen de H2 que se recoge medido a 20º Cy 760 mmHg.
(b) Gramos de Tristetraoxosulfato (VI) de aluminio (sulfato
de aluminio) que se formarán.
c) ¿Cuál de los dos reaccionantes quedará en exceso y en qué
cantidad?.
Datos: R= 0,082L atm K-1mol-1 .
Sol-:
a) 0´18 l de H2; b)
0´85 g de Al2(SO4) 3; c) 5´86 g de Al
8. Calcular:
(a) La molaridad de un ácido sulfúrico comercial M 98%en peso y densidad
1,84glmL.
(b) ¿Qué volumen de¡ ácido anterior se necesita para
preparar 100 mL de ácido sulfúrico M
20% en peso y densidad 1,14g/mL. (c) ¿Qué volumen de la disolución anterior se
necesitará para neutralizar a 1,2gramos de hidróxido sódico?.
Sol: a) 0´18 M ; b) 12´6 ml;
c) 6´45 ml
9. Considerando que el trióxido de azufre es
gas en condiciones normales de presión y temperatura.
(a) ¿Qué volumen, en condiciones normales de presión y
temperatura, ocuparán 160
gramos de trióxido de azufre.
(b) ¿Cuántas moléculas contienen?.
(c) ¿Cuántos átomos de oxígeno?.
Datos: Número de Avogadro (NA= 6,02xl023)
10. Por combustión de 1, 17 gramos de un
hidrocarburo, CxHy. se obtienen 3,96 gramos de dióxido
de carbono y 0,81 gramos
de agua, obteniéndose un calor por su combustión en condiciones normales de
49,04 kJ. Si se determinó experimentalmente que la masa molecular del
hidrocarburo es 78 gramos.
Calcule:
(a) Fórmula
empírica y molecular.
(b) Escriba
la ecuación de combustión completa ajustada, expresando su entalpía de combustión.
1. Considere las etapas en la formación de un
compuesto iónico:
a) M(g) M+(g); b) X(g) X–(g); c) M+(g) +
X–(g) MX(s)
Indique y defina las magnitudes termodinámicas que se ponen en juego en cada
uno de los anteriores procesos. asignando el carácter endotérmico o exotérmico
a los mismos.
2. Comenta sobre cierto o falso las siguientes
proposiciones:
a)cuanto
mayor sea la diferencia de electronegatividad de dos átomos más fuerte es el
enlace entre ellos;
b)es
posible afirmar que los enlaces entre átomos son sólo iónicos puros o covalentes
puros;
c)los
enlaces covalentes son más propios entre átomos de electronegatividades muy
próximas que entre átomos de electronegatividades muy diferentes.
3. Explique el concepto de electronegatividad y
diga, para la serie de compuestos: bromuro de magnesio, bromuro de aluminio,
bromuro de silicio y bromuro de fósforo, cómo varía el carácter iónico de los
enlaces entre el bromo y el otro elemento. Razone la respuesta.
Rta.: MgBr2 >AlBr3>SiBr4>PBr3
4. Comente de forma razonada las siguientes
afirmaciones indicando si le parecen correctas o corrigiéndolas en su caso.
a)La
energía de red en un compuesto iónico incrementa al aumentar la distancia
interiónica.
b)La
energía de red de un compuesto iónico no depende de la carga de los iones.
c)Índice
de coordinación de un ion en la red es el número de iones de distinto signo que
rodean al citado ion y su valor es siempre igual para el anión y para el
catión.
5. ¿Cómo se verá afectado el enlace iónico
entre An+ y Bm- si:
a)se
duplica la carga de An+ o Bm-;
b)se
duplica la carga en ambos iones;
c)se
hace mitad el radio de uno de los iones;
d)se
hace mitad el radio de ambos.
6. Las moléculas que a continuación se indican:
SiH4; H3C-O-H; H3C-O-CH3; H-O-O-H presentan átomos de hidrógeno unidos
a diferentes elementos químicos.
a)¿En
cuál o cuáles de dichas moléculas puede predecir la existencia de enlaces de
hidrógeno?
b)¿A
qué atribuye la presencia de dichos enlaces en unas moléculas y en otras no?
c)¿Qué
influencia tiene la presencia de dichos enlaces en el valor de la temperatura
normal de ebullición de dichas especies?
7. El agua, a presión y temperatura normales,
es un líquido mientras que el sulfuro de hidrógeno, en las mismas condiciones,
es un gas.
a)¿Qué
tipo de interacciones intermoleculares son predominantes entre las moléculas de
agua líquida?
b)¿Qué
tipo de interacciones intermoleculares son predominantes entre el sulfuro de
hidrógeno gas?
c)¿Como
condiciona las propiedades físicas de estas dos especies el tipo de
interacciones moleculares que se establecen entre sus moléculas?
a)gas
covalente formado por moléculas tetraédricas;
b)sustancia
con enlaces de hidrógeno;
c)sólido
soluble en agua que, fundido, conduce la corriente eléctrica. Justifícalo.
9. Describe los tipos de fuerzas atractivas que
se deben vencer para que tengan lugar los siguites cambios:
a)ebullición
de la gasolina;
b)disolución
de azúcar en agua;
c)fusión
del diamante;
d)fusión
del hielo;
e)vaporización
del fluoruro de sodio
10.Escoja
de cada uno de los siguientes pares de sustancias, la que tenga mayor punto de
ebullición. Explique en cada caso la razón de la elección, basándose en los
tipos de fuerzas intermoleculares:
11.Indique
razonadamente para cuál o cuáles de las siguientes moléculas: CH4;
BCl3; PF5 y SF6, los ángulos de enlace son: a) 109'5°; b) 120°; c)
90°.
12.La
molécula de eteno (C2H4) es plana con ángulos de enlace
de 120°. Por su parte la molécula de acetileno o etino (C2H2)
es lineal. Indique:
a)Tipo
de hibridación que presenta el átomo de carbono en cada caso.
b)Número
de enlaces y existentes entre los átomos
de carbono en cada caso.
c)¿En
cuál de las dos moléculas la distancia entre átomos de carbono debe ser menor?
13.Considera
la molécula de acetileno C2H2. ¿Qué tipo de hibridación
asignarías al átomo de carbono? ¿Cuál sería la geometría de la molécula?
14.Prediga
la forma geométrica y posible polaridad de las moléculas de cloroformo (CHCl3)
y formaldehído (H2CO) e indique el tipo de hibridación del carbono
en ambas moléculas.
Rta.: casi tetraédrica (~109°), polar, sp3;
triangular (~120°), polar, sp2
15.Escribe
estructuras de Lewis (electrón-punto) para las moléculas de CO2 y F2O.
Explica su forma geométrica y su posible polaridad
17.Indicar
muy brevemente por qué el cloruro sódico se disuelve en agua y no en tetracloruro
de carbono.
18.Alguna
o algunas de las siguientes moléculas, NH3, NO, CH4, BF3,
no cumplen la regla del octeto, pudiéndose considerar excepciones a la
mencionada regla. Indique razonadamente:
a)Cuales
son las premisas básicas que establece la mencionada regla.
b)Cuales
son las estructuras puntuales de Lewis para estas moléculas.
c)Señale
qué moléculas cumplen la regla del octeto y cuales no.
19.Comente
las siguientes afirmaciones referidas al compuesto cloruro de cesio, indicando
razonadamente si le parecen correctas o corrigiéndolas en su caso:
a)Presenta
puntos de fusión y ebullición relativamente bajos.
b)Su
red está constituida por iones y en estado sólido es un buen conductor de la
corriente eléctrica.
c)Las
moléculas de CsCl están unidas entre sí por fuerzas de Van der Waals
20.De
los compuestos iónicos KBr y NaBr, ¿cuál seré el más duro y cuál el de mayor
temperatura de fusión? ¿Por qué?
21.De
las siguientes moléculas: F2, CS2, C2H4,
C2H2, H2O, NH3
a)¿Cuáles
presentan enlaces sencillos?.
b)¿En
cuáles existe algún doble enlace?.
c)¿En
cuáles existe algún triple enlace?. Explíquelo razonadamente.
22.Considérese
la molécula de acetileno. ¿Qué tipo de hibridación se asignaría a cada átomo de
carbono?. ¿Cuál sería la geometría de la molécula?.
23.Conteste
razonadamente:
a)¿Por
qué el agua es un líquido en condiciones normales y el sulfuro de hidrógeno es
un gas?
b)¿Cuál
de los siguientes compuestos tendrá mayor punto de fusión? fluoruro sódico,
bromuro potásico.
c)¿Cuál
de los siguientes compuestos será más soluble en agua? yoduro de cesio, óxido
de calcio.
1.2.‑(a) Calcular el número de
moléculas contenidos en 10 mL de agua pura, d= 1g/rnl.
(b) De los compuestos iónicos KBr
y NaBr ¿Cuál será el más duro? ¿Cuál será el de mayor temperatura de fusión?
Conteste razonadamente.
(c) Deduzca, aplicando la teoría
de la hibridación de orbitales, la geometría del etino (acetileno). Datos:
Número Avogadro (NA = 6,02xl023)
24.(a)
Escribir la fórmula del metil‑ 1 ‑propanol. Formular y nombrar tres isómeros
suyos: uno
de
posición, otro de cadena y otro de función.
(b)
Representar las estructuras de Lewis indicando la geometría molecular y el
momento
dipolar
de las siguientes moléculas: H2S; CCl, y BeC12.
25.Considere
las siguientes etapas en la formación de un compuesto iónico:
(a) M (g)à M+(g)(b) X (g)à X‑ (g)(c) M+(g)+ X‑ (g)à MX(s)
Indique y defina
las magnitudes termodinámicas que se ponen en juego en cada uno de los procesos
anteriores,
asignando el carácter endotérmico o exotérmico a los mismos.
26. Considérese la molécula 2‑buteno.
Conteste razonadamente:
(a) ¿Qué hibridación le
asignaría a cada uno de los átomos de carbono de dicha molécula?.
(b) Analice la posibilidad de isomería
geométrica (cis‑trans) para ella.
27.Explique
razonadamente la geometría molecular
de eteno, agua y dicloruro de berilio, a partir de un esquema de orbitales
híbridos.
Explique razonadamente,desde el punto de vista de la estructura, por qué:
(a)
El NaCl tiene punto de fusión mayor que el ICl.
(b)
El SiO2 tiene mayor punto de
fusión que el CO2 .
(e)
El H20 tiene mayor punto de ebullición que el H2S‑
28.(a)
Escribir la fórmula del metil‑ 1 ‑propanol. Formular y nombrar tres isómeros
suyos: uno
de
posición, otro de cadena y otro de función.
(b)
Representar las estructuras de Lewis indicando la geometría molecular y el
momento
dipolar
de las siguientes moléculas: H2S; CCl, y BeC12.
29.(a)
Calcular el número de moléculas contenidos en 10 mL de agua pura, d= 1g/rnl.
(b) De los compuestos iónicos KBr
y NaBr ¿Cuál será el más duro? ¿Cuál será el de mayor temperatura de fusión?
Conteste razonadamente.
(c) Deduzca, aplicando la teoría
de la hibridación de orbitales, la geometría del etino (acetileno). Datos:
Número Avogadro (NA = 6,02xl023)
MAS PROBLEMAS CON SUS RESPUESTAS
1.- Colocar las siguientes moléculas
por orden creciente de su polaridad: HBr, HF, HI y HCl. Justificar brevemente
la respuesta.
2.- Al comparar dos moléculas muy
similares como el CO2 y el SO2 se observa que en la
primera el momento dipolar es cero, mientras que en la segunda no. Justifique
esto de forma razonada.
3.- A partir de las configuraciones
electrónicas de los correspondientes átomos, dé las estructuras de Lewis de las
especies químicas : NF3 , NO2– y NO3–.
Justifique también sus estructura e indique si el trifluoruro de nitrógeno es o
no una molécula polar.
4.- Defina el Principio de exclusión
de Pauli y comente su interés.
Defina qué
se entiende por energía reticular y en qué tipo de compuestos tiene más
influencia.
5.- Explique razonadamente qué tipo
de enlace o fuerza intermolecular hay que vencer para fundir los siguientes
compuestos:
a) Cloruro
de sodio.
b) Dióxido
de carbono.
c) Agua.
d) Aluminio.
6.- Explique las razones que permiten
comprender la siguiente frase: "A temperatura ambiente el cloro es un gas
mientras que el cloruro de potasio es un sólido cristalino".
7.- Explique usando orbitales
híbridos, la estructura y enlace de la molécula de metano.
8.- Explica según la teoría del
enlace de valencia la existencia de moléculas de :
a)
Nitrógeno.
b)
Pentacloruro de fósforo.
9.- Usando la teoría de hibridación
de orbitales explique la geometría del acetileno (etino), amoníaco y agua.
10.- Defina qué entiende usted por
compuesto complejo en química. Ponga algún ejemplo. Establezca tres diferencias
importantes entre compuestos "covalentes e iónicos".
11.-¿Cuál de las sustancias siguientes
tiene las mayores fuerzas intermoleculares de atracción? ¿Porqué? 1) H2O;
2) H2S 3) H2Se; 4) H2Te; 5) H2
12.- Para las moléculas: agua, catión
amonio y fosfina (trihidruro de fósforo):
1) Escribir
las fórmulas de Lewis.
2) Razonar
cuál de ellas presenta un ángulo H – X – H mas abierto.
13.- Enlace metálico:
1)
Características del enlace.
2) Propiedades
de los metales.
14.-Comente razonadamente la
conductividad eléctrica de los siguientes sistemas: un hilo de Cu, un cristal
de Cu(NO3)2 y una disolución de Cu(NO3)2
15.-Describa las características del
enlace en las moléculas de cloruro de hidrógeno y ioduro de hidrógeno. Compare
la polaridad de ambas y prediga razonadamente, ¿cuál de ellas tendrá carácter
ácido más acusado?
16.-Describa la geometría de la
molécula HCº C-BH-CH3, indicando tipo
de hibridación de los distintos átomos implicados.
17.-La variación de las energías de
enlace para cloro, bromo y yodo sigue el orden Cl2 > Br2
> I2, mientras que para los puntos de fusión es I2
> Br2 > Cl2 . Razone este comportamiento.
18.- Defina el concepto de fuerzas
intermoleculares. Tomando como referencia los hidruros de los elementos
halógenos (Grupo 17 del Sistema Periódico), diferencie entre las interacciones
predominantes en el compuesto del elemento cabeza del Grupo y en los restantes,
indicando la variación de alguna propiedad física dependiente de las fuerzas
intermoleculares.
19.-Representar primero las fórmulas
electrónicas por puntos (estructuras de Lewis)para cada una de las
especies que se dan a continuación y luego, utilizando el Modelo de Repulsión
de los Pares de electrones de la Capa de Valencia (Teoría V.S.E.P.R.), predecir
la geometría de las mismas especies:
CO32-
SiH4 CO2 OF2
SOLUCIONES
1.- Cuando se unen mediante enlace
covalente dos átomos de diferente electronegatividad, los pares de electrones
no están igualmente compartidos, formando enlaces covalentes polares. Por
ejemplo, en el HCl existe una pequeña carga positiva en el H y otra negativa,
también pequeña, sobre el Cl, al ser este más electronegativo que el de H. En
general la polaridad aumenta al hacerlo la diferencia de electronegatividad
entre los átomos unidos. Por tanto como la electronegatividad sigue en los
halógenos el orden I < Br < Cl < F , la polaridad de las moléculas
será : HI < HBr < HCl > HF.
2.- La molécula de CO2 es
lineal, con dobles enlaces en los que el átomo de carbono tiene hibridación sp.
Al ser el oxigeno más electronegativo que el carbono, los enlaces serán
polares. Sin embargo los dipolos eléctricos son iguales pero de sentido
contrario y se anulan entre sí, por lo que la molécula será apolar.
La molécula
de SO2 tiene un átomo central de azufre con hibridación trigonal sp2,
con un par de electrones sin compartir, un doble enlace y un enlace covalente
coordinado o dativo que presenta dos estructuras resonantes. El par de
electrones sin compartir hará que por repulsión el ángulo de enlace sea
inferior al esperado de 120º. El oxigeno es más electronegativo que el azufre y
los dipolos ahora no se anulan, por lo que la molécula será polar.
3.- Las configuraciones electrónicas
son :
N: 1s2 2s2 2p3 O: 1s2 2s2
2p4 F: 1s2 2s2 2p5
El trifluoruro
de nitrógeno, tiene hibridación sp3 lo que le confiere una
geometría piramidal con ángulos ligeramente inferiores a los tetraédricos de
109,5º debido a la repulsión del par de electrones no compartidos. Será una
molécula polar con la parte positiva en el N y la negativa en el centro de los
F.
El ion
nitrito presenta una hibridación sp2 en el N lo que le da una
geometría angular de a < 120º por la repulsión del par no compartido.
El ion
nitrato tiene el átomo de N con hibridación sp2 y ángulos de
120º.
Tanto el ion
nitrito como el nitrato presentan enlaces pi entre orbitales p y además un
enlace dativo o covalente coordinado donde el N aporta los dos electrones del
mismo. Estas dos especies poseen formas resonantes, en las que varían la
disposición de esos enlaces.
4.- Ver libro de Texto.
5.- a) Esta sustancia presenta enlace
iónico, debido a la elevada diferencia de electronegatividad que existe entre
sus átomos.
b) El enlace
entre los átomos de C y O es covalente, sin embargo las fuerzas
intermoleculares de Van der Waals, tipo dipolo inducido- dipolo inducido, ya
que la molécula es de geometría lineal, son las que unen a las moléculas por
ser éstas apolares.
c) En el
agua hay un enlace covalente polarizado entre sus átomos, y al ser la molécula
polar debido a la geometría angular que posee, tiene momento dipolar. las
fuerzas intermoleculares serán por tanto dipolo-dipolo y además existen puentes
de hidrógeno.
d) El enlace
en el aluminio es metálico.
6.- El cloro es una sustancia
molecular, cuyas moléculas están unidas por débiles fuerzas de Van der Waals y
presenta por tanto puntos de fusión y ebullición bajos, por eso en condiciones
normales es un gas.
El cloruro
de potasio sin embargo es un compuesto iónico, y en consecuencia, tiene puntos
de fusión y ebullición altos.
7.- La estructura de la molécula de
metano se explica mediante hibridación tetraédrica o sp3 en el átomo
de carbono. (Hágase dibujo).
De la
combinación lineal de un orbital s y 3 p resultan cuatro orbitales híbridos sp3,
dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular, formando ángulos de
109,5º. Esta hibridación es característica de los átomos de carbono cuando
presentan enlaces sencillos en las moléculas orgánicas.
8.- a) La molécula de N2 se
origina al unirse dos átomos de nitrógeno. Se solapan frontalmente dos
orbitales p, cada uno de un átomo, formando un enlace s y los restantes orbitales p (2 por
cada átomo), se solapan lateralmente formando dos enlaces p . La gran estabilidad de esta molécula
se debe a la presencia de este triple enlace. (Hágase dibujo)
b) Las
estructuras electrónicas del fósforo y del cloro son:
P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
El átomo de
fósforo presenta hibridación sp3d con los enlaces P-Cl dirigidos
hacia los vértices de un pirámide trigonal. (Hágase dibujo).
9.- En el acetileno los átomos de
carbono presentan hibridación lineal. De la combinación lineal de un orbital s
y un orbital p surgen dos orbitales híbridos sp, que forman entre sí ángulos de
180º, lo que hace que la molécula sea lineal al estar los enlaces sigma en
línea recta. Que dan dos orbitales p en cada átomo de C, orientados
perpendicularmente uno respecto al otro, que son los que forman los enlaces pi.
(Hágase dibujo).
Los enlaces
de las moléculas de amoníaco y agua se describen mediante hibridación sp3,
pero con uno o dos pares de electrones no compartidos, respectivamente. En la
hibridación sp3 o tetraédrica los ángulos son de 109,5º, pero en
estas dos moléculas son ligeramente inferiores debido a la repulsión de los
pares no compartidos (uno en el amoníaco y dos en el agua) que repelen a los
pares compartidos con mayor intensidad que estos entre sí, disminuyendo los
ángulos de enlace. Resumiendo la molécula de agua es angular y la de amoníaco
es piramidal.
10.- Los compuestos de coordinación o
complejos son compuestos formados por un átomo o ion central, generalmente un
metal de transición, unido mediante enlaces covalentes coordinados a moléculas
o iones llamados ligandos.
Cada ligando
tiene como mínimo un par de electrones sin compartir, que le permiten formar un
enlace covalente coordinado con el ion o átomo central; éste debe tener
orbitales vacíos y de energía adecuada para aceptar la compartición de esos
electrones. Esta circunstancia se da fundamentalmente entre los metales de
transición, y por eso la mayoría de los complejos presentan como ion o átomo
central a un metal de transición.
El número de
enlace formado por el átomo central es superior al que podría esperarse,
considerando sus números de oxidación usuales.
Ejemplo: Dicianodihidrurocobaltato(III) de
sodio: Na[Co(CN)2H2] .
A
temperatura ambiente los compuestos iónicos son sólidos con puntos de fusión
altos, los compuestos covalentes moleculares son gases o líquidos. Los
compuestos iónicos son conductores de segunda clase (fundidos o disueltos), los
compuestos covalentes son malos conductores. Los sólidos iónicos son duros y
frágiles, los covalentes moleculares muy blandos.
11.-El agua presenta las mayores
fuerzas intermoleculares de atracción pues sus moléculas están unidas por
puentes de hidrógeno, al ser el oxígeno un átomo muy electronegativo y de
pequeño tamaño.
12.- El amoniaco presenta un
ángulo H-N-H más abierto. En él, el nitrógeno utiliza orbitales híbridos Sp3,
pero el par de electrones no compartidos repele a los pares enlazantes y reduce
los ángulos de enlace que son de 107° y no de 109° 28' característicos de la
estructura tetraédrica.
En el agua
los dos pares de electrones no compartidos originan una repulsión mayor y el
ángulo H-O-H es de 104,5°.
La molécula
de fosfina se explica mejor por solapamiento de los orbitales ls del
hidrógeno con los orbitales atómicos 3p del fósforo, por lo que su ángulo H-P-H
es próximo a 90º, concretmanente 93º.
13.-Los metales son elementos
electropositivos con pocos electrones de valencia, que están deslocalizados en
la red. Cristalizan en estructuras metálicas de elevado número de coordinación: Red cúbica centrada en el cuerpo con índice de coordinación 8, red
cúbica compacta y red hexagonal compacta con índices de coordinación 12.
Según Drude
y Lorentz los cationes del metal ocupan los nudos de la red y los electrones de
valencia circulan por los intersticios constituyendo el llamado "gas
electrónico".
La teoría de Enlace de Valencia explica el enlace metálico mediante un número elevado
de formas resonantes, pues no hay electrones de valencia suficientes para la
formación de todos los enlaces covalentes para tan elevados índices de
coordinación.
En la teoría
de Orbitales moleculares, el número de orbitales moleculares formados es
igual al de orbitales atómicos combinados. En los metales, al ser muy grande
este número, los niveles de energía se suceden de forma casi continua
originando bandas de energía. La teoría de las bandas explica la
existencia de conductores, semiconductores y aislantes. Los conductores tienen
una banda de energía que no está llena o una banda llena se superpone con otra
superior vacía, y los electrones pueden ocupar los distintos niveles vacíos de
la banda. En los aislantes, la banda llena está separada de la vacía por una
región extensa de energía, zona prohibida, que impide a los electrones ocupar
los niveles de la banda vacía. En los semiconductores la situación es
intermedia.
Como todos
los metales tienen estructuras muy semejantes, tienen también propiedades
comunes:
Son buenos
conductores de la electricidad y del calor.
Tienen
densidades elevadas.
Tienen
puntos de fusión y de ebullición altos, excepto el mercurio.
Presentan
color gris, excepto el cobre y el oro, y brillo metálico.
Son
dúctiles y maleables.
Producen
el efecto fotoeléctrico y el efecto termoiónico.
14.-El hilo de cobre conduce la
corriente eléctrica por ser un conductor metálico, en el que los electrones de
valencia gozan de libertad para moverse por entre los cationes de la red al
aplicar un campo eléctrico externo.
El cristal
de nitrato de cobre(II) no es conductor pues los iones NO3– y Cu2+ ocupan posiciones fijas en la red iónica. No pueden
desplazarse.
En la
disolución de Cu(NO3)2 los iones poseen suficiente
movilidad para desplazarse dentro de un campo eléctrico, conduciendo la
corriente (conductores de segunda especie).
15.- Ambos son compuestos covalentes.
El enlace se forma por compartición de un par de electrones desapareados.
Tanto el
cloro como el yodo son más electronegativos que el hidrógeno, por lo que el par
de electrones del enlace no está igualmente compartido, formándose un enlace
covalente polar. Como el Cl es más electronegativo que el I, la polaridad de la
molécula de HCI es mayor.
El HI tiene
un carácter ácido más acusado que el HCI, pues al ser el I menos
electronegativo que el Cl y de mayor tamaño cede el hidrógeno, como protón, con
más facilidad.
16.-Los dos primeros átomos de carbono
presentan hibridación sp, el átomo de boro hibridación sp2 y el tercer átomo de
carbono hibridación Sp3 .
17.-El solapamiento de orbitales
atómicos que se produce en la formación de los enlaces covalentes es más
intenso en los átomos de menor tamaño. Es, por tanto, más intenso en el cloro
que en el bromo y en éste más que en el yodo.
Las fuerzas
de dispersión de van der Waals, entre moléculas covalentes, aumentan con la
masa molecular. Por tanto, son más intensas en el yodo que en el bromo y en
éste más que en el cloro. A eso se debe que, en condiciones normales, el cloro
sea un gas, el bromo un líquido y el yodo un sólido.
18.- Son fuerzas que se manifiestan
entre moléculas neutras.
En los
hidruros de los halógenos, el hidrógeno se une con elementos más
electronegativos (F, Cl, Br, I) y se forman enlaces covalentes polares.
Por ser el
átomo de flúor de pequeño tamaño y muy electronegativo, las moléculas de HF se
unen mediante enlaces de hidrógeno, presentando por ello puntos de fusión
anormalmente elevados si se compara con el HCI, HBr y HI .
Las
moléculas de los restantes hidruros de los halógenos (HCI, HBr y HI) son
dipolos permanentes y existen entre ellas fuerzas intermoleculares de van der
Waals: fuerzas de orientación y de dispersión.
Las fuerzas
de dispersión aumentan al aumentar el tamaño de la molécula, al aumentar la
masa molecular, por ello los puntos de fusión aumentan en el siguiente orden:
HCI < HBr
< HI .
19.-
Ion
carbonato
Estructura
electrónica:
C: ls2
2s2 2p2; 0: ls2 2s2 2p4
N° de
electrones: 4 del C en su capa de valencia + 6 de los oxígenos (2 desapareados
en cada átomo) + 2 del ion = 12 e~.N° de direcciones: Como cada oxígeno
aporta 2 electrones desapareados, hay que situar 4 electrones en cada
dirección, por tanto, existen 3 direcciones. Geometría: Triangular plana.
Tetrahidruro
de silicio
Si: ls2
2s2 2p6 3s2 3p2; H: ls1
N° de
electrones: 4 del Si en su capa de valencia + 4 de los hidrógenos = 8 e-.
N° de
direcciones: 4 (cada átomo de hidrógeno aporta I electrón desapareado).
Geometría:
Molécula tetraédrica.
Dióxido de
carbono
N° de elect.
: 4 del C en su capa de valencia + 4 de los oxígenos (2 desapareados en cada
átomo) = 8 e-.
N° de
direcciones: como cada oxígeno aporta 2 electrones, hay que situar 4 electrones
en cada dirección, en consecuencia, existen 2 direcciones.
Geometría:
Molécula lineal.
Difluoruro
de oxígeno
F: ls2
2s2 2p5 N° de electrones: 6 del O + 2 de los átomos de
flúor = 8 e-.
N° de
direcciones: 4 (cada flúor aporta I electrón desapareado).
Geometría:
Molécula angular, en la que los dos pares de electrones no compartidos se
repelen entre sí y repelen a los pares de electrones enlazantes.
