Chapter Questions
(a) ¿Qué son electrones de valencia? (b) ¿Cuántos electrones de valencia posee un átomo de nitrógeno? (c) Un átomo tiene la configuración electrónica $1 s^2 2 s^2 2 p^6 3 s^2 3 p^2$. ¿Cuántos electrones de valencia tiene?
(a) Enuncie la regla del octeto. (b) ¿Cuántos electrones debe ganar un átomo de azufre para alcanzar un octeto en su capa de valencia? (c) Un átomo tiene la configuración electrónica $1 s^2 2 s^2 2 p^3$. ¿Cuántos electrones debe ganar $\mathrm{pa}$ ra alcanzar un octeto?
Escriba la configuración electrónica del fósforo. Identifique un electrón de valencia y uno de no valencia en esa configuración. Desde el punto de vista de la reactividad química, ¿qué diferencia importante hay entre ellos?
Escriba la configuración electrónica del elemento escandio, Sc. ¿Cuántos electrones de valencia tiene este átomo? ¿Qué distingue a estos electrones de valencia de los demás electrones del átomo?
Escriba el símbolo de Lewis para cada uno de los elementos siguientes: (a) $\mathrm{Ca}$; (b) $\mathrm{P}$; (c) $\mathrm{Ne}$; (d) $\mathrm{B}$.
Escriba el símbolo de Lewis para cada uno de los átomos o iones siguientes: (a) $\mathrm{Mg}$; (b) $\mathrm{As}$; (c) $\mathrm{Sc}^{3+}$; (d) $\mathrm{Se}^{2-}$.
Utilizando símbolos de Lewis, represente la reacción entre átomos de magnesio y oxígeno para formar la sustancia iốnica $\mathrm{MgO}$.
Utilice símbolos de Lewis para representar la reacción que ocurre entre átomos de $\mathrm{Mg}$ y de $\mathrm{Br}$.
Al reaccionar con cloro, el elemento potasio sólo pierde un electrón por átomo, mientras que el calcio pierde dos electrones por átomo al reaccionar con cloro. Explique esto en términos de consideraciones energéticas.
Al reaccionar con metales, el elemento bromo acepta un electrón para formar el ion $\mathrm{Br}^{-}$. Por ello, tenemos sustancias iónicas comunes como $\mathrm{KBr}$ o $\mathrm{CaBr}_2$. No encontramos compuestos como $\mathrm{K}_2 \mathrm{Br}$ ni $\mathrm{CaBr}$. Explique esto en términos de energías de los orbitales.
Prediga la fórmula química del compuesto iónico que se forma entre los pares de elementos siguientes: (a) Al y F; (b) K y S; (c) Y y O; (d) Mg y N.
¿Cuál compuesto iónico cabe esperar que se forme por la combinación de los pares de elementos siguientes: (a) rubidio y oxígeno; (b) bario y yodo; (c) litio y oxígeno; (d) cloro y magnesio?
Escriba la configuración electrónica de cada uno de los iones siguientes y determine cuáles de ellos poseen una configuración de gas noble: (a) $\mathrm{Sr}^{2+}$; (b) $\mathrm{Ti}^{2+}$; (c) $\mathrm{Se}^{2-}$; (d) $\mathrm{Ni}^{2+}$; (e) $\mathrm{Br}^{-}$; (f) $\mathrm{Mn}^{3+}$.
Escriba la configuración electrónica de los iones siguientes y determine cuáles tienen una configuración de gas noble: (a) $\mathrm{Zn}^{2+}$; (b) $\mathrm{Te}^{2-}$; (c) $\mathrm{Se}^{3+}$; (d) $\mathrm{Ru}^{2+}$; (e) $\mathrm{Tl}^{+}$; (f) $\mathrm{Au}^{+}$.
(a) Defina el término energía de red. (b) ¿Qué factores determinan la magnitud de la energía de red de un compuesto iónico?
(a) Las energías de red del $\mathrm{NaF}$ y el $\mathrm{MgO}$ se dan en la tabla 8.2. Explique la diferencia entre estas dos cantidades.(b) Explique la diferencia entre la energía de red de $\mathrm{MgCl}_2$ y la de $\mathrm{SrCl}_2$ (también están en la tabla).
Las sustancias iónicas $\mathrm{KF}, \mathrm{CaO}$ y $\mathrm{ScN}$ son isoelectrónicas (tienen el mismo número de electrones). Examine las energías de red de estas sustancias en la tabla 8.2 y explique las tendencias que observe.
(a) ¿La energía de red de un sólido iónico aumenta o disminuye (i) al aumentar las cargas de los iones; (ii) al aumentar el tamaño de los iones? (b) Utilizando una tabla periódica, ordene las sustancias siguientes según su energía de red esperada, de la más baja a la más alta: $\mathrm{LiCl}$, $\mathrm{NaBr}, \mathrm{RbBr}, \mathrm{MgO}$. Compare su lista con los datos de la tabla 8.2.
Las energías de red del $\mathrm{KBr}$ y del $\mathrm{CsCl}$ son casi iguales (Tabla 8.2). ¿Qué conclusión saca de esta observación?
Explique las siguientes tendencias en la energía de red: (a) $\mathrm{MgO}>\mathrm{MgCl}_2$ (b) $\mathrm{NaCl}>\mathrm{RbBr}>\mathrm{CsBr}$; (c) $\mathrm{BaO}>\mathrm{KF}$.
Se requiere energía para quitarle dos electrones al Ca y formar $\mathrm{Ca}^{2+}$, y también para agregar dos electrones al $\mathrm{O}$ $\mathrm{y}$ formar $\mathrm{O}^{2-}$. ¿Por qué entonces el $\mathrm{CaO}$ es estable en comparación con los elementos libres?
Enumere los pasos que se siguen al construir un ciclo de Born-Haber para la formación de $\mathrm{CaBr}_2$ a partir de los elementos. ¿Cuáles de estos pasos cabe esperar que sean exotérmicos?
Utilice datos del apéndice C, la figura 7.11 y la tabla 7.4 para calcular la energía de red del $\mathrm{RbCl}$. ¿Este valor es mayor o menor que la energía de red del $\mathrm{NaCl}$ ? Explique.
Utilizando datos del apéndice C, la figura 7.11, la tabla 7.5 y el valor de la energía de la segunda energía de ionización del $\mathrm{Ca}, 1145 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}$, calcule la energía de red de $\mathrm{CaCl}_2 \cdot$ ¿Este valor es mayor o menor que el de la energía de red del $\mathrm{NaCl}$ ? Explique.
(a) ¿Qué significa el término enlace coculente? (b) Dé tres ejemplos de enlaces covalentes. (c) Una sustancia XY, que se forma a partir de dos elementos distintos, hace ebullición a $-33^{\circ} \mathrm{C}$. ¿Es probable que $\mathrm{XY}$ sea una sustancia covalente o iónica? Explique.
¿Cuál de estos elementós es poco probable que forme enlaces covalentes: S, H, K, Ar, Si? Explique su decisión.
Utilice símbolos de Lewis y estructuras de Lewis para representar la formación de $\mathrm{SiCl}_4$ a partir de átomos de $\mathrm{Si}$ $\mathrm{y} \mathrm{Cl}$.
Utilice símbolos de Lewis y estructuras de Lewis para representar la formación de $\mathrm{NCl}_3$ a partir de átomos de $\mathrm{N} \mathrm{y} \mathrm{Cl}$.
(a) Construya una estructura de Lewis para el $\mathrm{O}_2$ en la que cada átomo alcance un octeto de electrones. (b) Explique por qué es necesario formar un doble enlace en la estructura de Lewis. (c) $\mathrm{El}$ enlace $\mathrm{O}-\mathrm{O}$ en el $\mathrm{O}_2$ es más corto que en los compuestos que contienen un enlace $\mathrm{O}-\mathrm{O}$ sencillo. Explique esta observación.
La longitud de los enlaces $\mathrm{C}$ - S en el disulfuro de carbono, $\mathrm{CS}_2$, es más corta que la esperada para los enlaces $\mathrm{C}-\mathrm{S}$ sencillos. Utilice una estructura de Lewis para explicar esta observación.
(a) ¿Qué significa el término electronegatividad? (b) En la escala de Pauling, cuánto abarca la gama de valores de electronegatividad de los elementos? (c) ¿Qué elemento tiene la electronegatividad más alta? (d) ¿Y la más baja?
(a) ¿Qué tendencia muestra la electronegatividad de izquierda a derecha en las filas de la tabla periódica? (b) ¿Cómo varían generalmente los valores de electronegatividad conforme bajamos por una columna de la tabla periódica? (c) ¿Qué relación hay entre las tendencias periódicas de la electronegatividad y las de la energía de ionización y la afinidad electrónica?
Utilizando sólo la tabla periódica como guía, escoja el átomo más electronegativo de cada uno de los conjuntos siguientes: (a) P, S, As, Se; (b) Be, B, C, Si; (c) Zn, Ga, Ge, As; (d) $\mathrm{Na}, \mathrm{Mg}, \mathrm{K}, \mathrm{Ca}$.
Consultando únicamente la tabla periódica, escoja (a) el elemento más electronegativo del Grupo 6A; (b) el elemento menos electronegativo del grupo $\mathrm{Al}, \mathrm{Si}, \mathrm{P}$; (c) el elemento más electronegativo del grupo $\mathrm{Ga}, \mathrm{P}, \mathrm{Cl}, \mathrm{Na}$; (d) el elemento del grupo K, C, Zn, F con mayor probabilidad de formar un compuesto iónico con el $\mathrm{Ba}$.
¿Cuáles de los enlaces siguientes son polares: (a) $\mathrm{P}-\mathrm{O}$; (b) $\mathrm{S}-\mathrm{F}$; (c) $\mathrm{Br}-\mathrm{Br}$; (d) $\mathrm{O}-\mathrm{Cl}$ ? ¿Cuál es el átomo más electronegativo en cada enlace polar?
Acomode los enlaces de cada uno de los conjuntos siguientes en orden de polaridad creciente: (a) $\mathrm{C}-\mathrm{F}, \mathrm{O}-\mathrm{F}, \mathrm{Be}-\mathrm{F}$; (b) $\mathrm{N}-\mathrm{Br}, \mathrm{P}-\mathrm{Br}, \mathrm{O}-\mathrm{Br}$; (c) $\mathrm{C}-\mathrm{S}, \mathrm{B}-\mathrm{F}, \mathrm{N}-\mathrm{O}$.
(a) ¿En qué difiere una molécula polar de una no polar?(b) Los átomos X y Y tienen diferente electronegatividad. ¿La molécula diatómica $X-Y$ necesariamente es polar? Explique. (c) ¿Qué factores afectan la magnitud del momento dipolar de una molécula diatómica?
¿Cuál de las moléculas siguientes cree que tendría un momento dipolar distinto de cero? En cada caso, explique su respuesta. (a) $\mathrm{ClF}$; (b) $\mathrm{CO}$; (c) $\mathrm{CO}_2$ (una molécula lineal); (d) $\mathrm{H}_2 \mathrm{O}$.
A partir de los datos de la tabla 8.3, calcule las cargas efectivas en los átomos de $\mathrm{H}$ y $\mathrm{F}$ de la molécula del $\mathrm{HF}$, en unidades de la carga del electrón, $e$.
La molécula de monobromuro de yodo, $\mathrm{IBr}$, tiene una longitud de enlace de 2.49 A y un momento dipolar de $1.21 \mathrm{D}$. (a) ¿Qué átomo de la molécula cabe esperar que ten-ga carga negativa? Explique. (b) Calcule las cargas efectivas de los átomos de I y Br en el $\mathrm{IBr}$, en unidades de la carga del electrón, $e$.
Dé el nombre o la fórmula química, según corresponda, de cada una de las sustancias siguientes, y prediga, en cada caso, si los enlaces se describen mejor con el modelo de enlace iónico o el de enlace covalente: (a) óxido de manganeso(IV); (b) sulfuro de fósforo(III); (c) óxido de cobalto(II); (d) $\mathrm{Cu}_2 \mathrm{~S}$; (e) $\mathrm{ClF}_3$; (f) $\mathrm{VF}_5$.
Dé el nombre o la fórmula química, según corresponda, de cada una de las sustancias siguientes, y prediga, en cada caso, si los enlaces se describen mejor con el modelo de enlace iónico o el de enlace covalente: (a) fluoruro de manganeso(III); (b) óxido de cromo(VI); (c) bromuro de arsénico(V); (d) $\mathrm{SF}_4$; (e) $\mathrm{MoCl}_4$; (f) $\mathrm{ScCl}_3$.
Dibuje estructuras de Lewis para lo siguiente: (a) $\mathrm{SiH}_4$;(b) $\mathrm{CO}$; (c) $\mathrm{SF}_2$; (d) $\mathrm{H}_2 \mathrm{SO}_4$ (H está unido a O); (e) $\mathrm{ClO}_2{ }^{-}$; (f) $\mathrm{NH}_2 \mathrm{OH}$
Dibuje estructuras de Lewis para lo siguiente: (a) $\mathrm{H}_2 \mathrm{CO}$ (ambos átomos de $\mathrm{H}$ están unidos a C); (b) $\mathrm{H}_2 \mathrm{O}_2$; (c) $\mathrm{C}_2 \mathrm{~F}_6$ (contiene un enlace $\mathrm{C}-\mathrm{C}$ ); (d) $\mathrm{AsO}_3{ }^{3-}$; (e) $\mathrm{H}_2 \mathrm{SO}_3$ (H está unido a $\mathrm{O})$; (f) $\mathrm{C}_2 \mathrm{H}_2$.
Escriba estructuras de Lewis que obedezcan la regla del octeto para cada una de estas especies, y asigne cargas formales a cada átomo: (a) $\mathrm{NO}^{+}$; (b) $\mathrm{POCl}_3$ (P está unido a tres $\mathrm{Cl}$ y alO); (c) $\mathrm{ClO}_4^{-}$; (d) $\mathrm{HClO}_3$ (H está unido a O).
Para cada una de las moléculas o iones de azufre y oxigeno siguientes, escriba una sola estructura de Lewis que obedezca la regla del octeto y calcule las cargas formales de todos los átomos: (a) $\mathrm{SO}_2$; (b) $\mathrm{SO}_3$; (c) $\mathrm{SO}_3{ }^{2-}$; (d) $\mathrm{SO}_4{ }^{2-}$.
(a) Escriba una o más estructuras apropiadas de Lewis para el ion nitrito, $\mathrm{NO}_2^{-}$. (b) ¿Con qué compuesto de oxigeno es isoelectrónico? (c) ¿Qué pronóstico haría para las longitudes de los enlaces en esta especie, en comparación con los enlaces sencillos $\mathrm{N}-\mathrm{O}$ ?
Considere el catión nitrilo, $\mathrm{NO}_2^{+}$. (a) Escriba una o más estructuras de Lewis apropiadas para esta especie. (b) ¿Se requieren estructuras de resonancia para describir la estructura? (c) ¿Con qué especie conocida es isoelectrónico?
Prediga el orden de las longitudes de los enlaces $\mathrm{C}-\mathrm{O}$ en $\mathrm{CO}, \mathrm{CO}_2$ y CO${ }_3{ }^{2-}$.
Con base en las estructuras de Lewis, prediga el orden de las longitudes de los enlaces $\mathrm{N}-\mathrm{O}$ en $\mathrm{NO}^{+}, \mathrm{NO}_2^{-}$y NO $3^{-}$.
(a) Use el concepto de resonancia para explicar por qué los seis enlaces $\mathrm{C}-\mathrm{C}$ del benceno tienen la misma longitud. (b) La longitud de los enlaces $\mathrm{C}-\mathrm{C}$ en el benceno es más corta que la de los enlaces $\mathrm{C}-\mathrm{C}$ sencillos pero más larga que la de los enlaces $\mathrm{C}=\mathrm{C}$ dobles. Utilice el modelo de resonancia para explicar esta observación.
Las bolas de naftalina están hechas de naftaleno, $\mathrm{C}_{10} \mathrm{H}_8$, cuya estructura consiste en dos anillos de seis miembros de carbono fusionados a lo largo de una arista, como se muestra en la estructura de Lewis incompleta siguiente: FIGURE CAN'T COPY.(a) Escriba dos diferentes estructuras completas de Lewis para el naftaleno. (b) Las longitudes de enlace $\mathrm{C}-\mathrm{C}$ observadas en la molécula son intermedias entre las de los enlaces $\mathrm{C}-\mathrm{C}$ sencillos y $\mathrm{C}=\mathrm{C}$ dobles. Explique esto. (c) Represente la resonancia en el naftaleno de forma análoga a como se representó en el benceno.
(a) Plantee la regla del octeto. (b) ¿La regla del octeto es válida para compuestos iónicos, además de los covalentes? Explique con la ayuda de ejemplos, si es apropiado.
Considerando los no metales representativos, ¿qué relación hay entre el número de grupo de un elemento (el carbono, por ejemplo, pertenece al grupo 14; ver la tabla periódica en el interior de la portada) y el número de enlaces covalentes sencillos que ese elemento necesita formar para cumplir con la regla del octeto?
¿Cuál es la excepción más común a la regla del octeto? Dé dos ejemplos.
La regla del octeto con frecuencia no se cumple para los elementos de la tercera fila de la tabla periódica en adelante. ¿Qué factores suelen citarse para explicar este hecho?
Dibuje las estructuras de Lewis de cada uno de los iones o moléculas siguientes. Identifique los que no obedecen la regla del octeto y explique por qué no lo hacen. (a) $\mathrm{CO}_3{ }^{2-}$; (b) $\mathrm{BH}_3$; (c) $\mathrm{I}_3^{-}$; (d) $\mathrm{GeF}_4$; (e) $\mathrm{AsF}_6{ }^{-}$.
Dibuje las estructuras de Lewis de cada una de las moléculas o iones siguientes. Identifique los que no obedecen la regla del octeto y explique por qué no lo hacen. (a) $\mathrm{NO}$; (b) $\mathrm{ICl}_2^{-}$; (c) $\mathrm{SO}_2$; (d) $\mathrm{BCl}_3$; (e) $\mathrm{XeF}_4$.
En la fase de vapor, el $\mathrm{BeCl}_2$ existe como molécula discreta. (a) Dibuje la estructura de Lewis de esta molécula, utilizando sólo enlaces sencillos. ¿La estructura que dibujó satisface la regla del octeto? (b) ¿Qué otras formas de resonancia puede haber que satisfagan la regla del octeto?(c) Utilizando cargas formales, escoja la forma de resonancia más importante, de entre todas las estructuras de Lewis, para describir el $\mathrm{BeCl}_2$.
(a) Describa la molécula del dióxido de cloro, $\mathrm{ClO}_2$, en términos de tres posibles estructuras de resonancia. (b) ¿Alguna de esas estructuras satisface la regla del octeto para todos los átomos de la molécula? ¿Por qué sí o por qué no? (c) Utilizando cargas formales, escoja la o las estructuras de resonancia que sean más importantes.
Utilizando las entalpías de enlace tabuladas en la tabla 8.4, estime $\Delta H$ para cada una de las reacciones en fase gaseosa siguientes:(a) FIGURE CAN'T COPY.(b) FIGURE CAN'T COPY.(c) FIGURE CAN'T COPY.
Utilizando entalpías de enlace (Tabla 8.4), estime $\Delta H$ para las reacciones en fase gaseosa siguientes:(a) FIGURE CAN'T COPY.(b) FIGURE CAN'T COPY.(c) FIGURE CAN'T COPY.
Utilizando entalpías de enlace (Tabla 8.4), estime $\Delta H$ para las reacciones siguientes:(a) $2 \mathrm{NBr}_3(g)+3 \mathrm{~F}_2(\mathrm{~g}) \longrightarrow 2 \mathrm{NF}_3(\mathrm{~g})+3 \mathrm{Br}_2(\mathrm{~g})$(b) $\mathrm{CO}(\mathrm{g})+2 \mathrm{H}_2(\mathrm{~g}) \longrightarrow \mathrm{CH}_3 \mathrm{OH}(\mathrm{g})$(c) $\mathrm{H}_2 \mathrm{~S}(\mathrm{~g})+3 \mathrm{~F}_2(\mathrm{~g}) \longrightarrow \mathrm{SF}_4(\mathrm{~g})+2 \mathrm{HF}(\mathrm{g})$
Utilice entalpías de enlace (Tabla 8.4) para estimar el cambio de entalpía en cada una de las reacciones siguientes:(a) $\mathrm{H}_2 \mathrm{C}=\mathrm{O}(\mathrm{g})+\mathrm{NH}_3(\mathrm{~g}) \longrightarrow \mathrm{H}_2 \mathrm{C}=\mathrm{NH}+\mathrm{H}_2 \mathrm{O}(\mathrm{g})$(b) $\mathrm{SiH}_3 \mathrm{Cl}(\mathrm{g})+\mathrm{CH}_4(\mathrm{~g}) \longrightarrow \mathrm{SiH}_3 \mathrm{CH}_3(\mathrm{~g})+\mathrm{HCl}(\mathrm{g})$.(c) $8 \mathrm{H}_2 \mathrm{~S}(\mathrm{~g}) \longrightarrow 8 \mathrm{H}_2(\mathrm{~g})+\mathrm{S}_8(\mathrm{~s})$(Véase la Figura 7.28.) En términos estrictos, los valores de entalpía promedio de enlace son válidos para especies en la fase gaseosa. El calor de formación de $\mathrm{S}_8(\mathrm{~g})$ es de 102.3 $\mathrm{kJ} / \mathrm{mol}$. Aplique la corrección necesaria para estimar el cambio de entalpía de la reacción tal como se muestra.
El amoniaco se produce directamente a partir de nitrógeno e hidrógeno mediante el proceso Haber. La reacción química es$$\mathrm{N}_2(\mathrm{~g})+3 \mathrm{H}_2(\mathrm{~g}) \longrightarrow 2 \mathrm{NH}_3(\mathrm{~g})$$(a) Utilice entalpías de enlace (Tabla 8.4) para estimar el cambio de entalpía de esta reacción y decidir si es exotérmica o endotérmica. (b) Compare el cambio de entalpía calculado en (a) con el verdadero cambio de entalpía que se calcula utilizando valores de $\Delta H_f^{\circ}$.
(a) Utilice entalpias de enlace para estimar el cambio de entalpía de la reacción entre hidrógeno y eteno:$$\mathrm{H}_2(\mathrm{~g})+\mathrm{C}_2 \mathrm{H}_4(\mathrm{~g}) \longrightarrow \mathrm{C}_2 \mathrm{H}_6(\mathrm{~g})$$(b) Calcule el cambio estándar de entalpía de esta reacción utilizando calores de formación. ¿Por qué difiere este valor del calculado en (a)?
Dadas las energías de disociación de enlaces siguientes, calcule la entalpía de enlace promedio del enlace $\mathrm{Ti}-\mathrm{Cl}$.TABLE CAN'T COPY.
(a) Utilizando valores medios de entalpía de enlace, prediga cuál de las reacciones siguientes es más exotérmica:(i) $\mathrm{C}(\mathrm{g})+2 \mathrm{~F}_2(\mathrm{~g}) \longrightarrow \mathrm{CF}_4(\mathrm{~g})$(ii) $\mathrm{CO}(\mathrm{g})+3 \mathrm{~F}_2 \longrightarrow \mathrm{CF}_4(\mathrm{~g})+\mathrm{OF}_2(\mathrm{~g})$(iii) $\mathrm{CO}_2(\mathrm{~g})+4 \mathrm{~F}_2 \longrightarrow \mathrm{CF}_4(\mathrm{~g})+2 \mathrm{OF}_2(\mathrm{~g})$(b) Explique la relación, si existe, entre qué tan exotérmica es una reacción y el grado en que el átomo de carbono está unido a oxígeno.
En cada uno de los ejemplos de símbolo de Lewis siguientes, indique el grupo de la tabla periódica al que pertenece el elemento $\mathrm{X}$ : (a) $\cdot \mathrm{X}=$; (b) $\cdot \mathrm{X} \cdot$; (c): $\mathrm{X}$
(a) Explique la siguiente tendencia en la energía de $\mathrm{kJ} / \mathrm{mol}^{\mathrm{SrH}} \mathrm{S}_2, 2250 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}^{\mathrm{BaH}} 2,2121 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}$. (b) $\mathrm{La}$ energía de red del $\mathrm{ZnH}_2$ es de $2870 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}$. Con base en los datos dados en la parte (a), ¿cuál radio de un elemento del grupo $2 \mathrm{~A}$ se espera que sea más cercano al radio del ion $\mathrm{Zn}^{2+}$ ?
A partir de los radios iónicos dados en la figura 7.6, calcule la energía potencial de un par de iones $\mathrm{K}^{+}$y F $^{-}$que apenas se están tocando (la magnitud de la carga electrónica se da en el interior de la contraportada). Calcule la energía de un mol de tales pares. Compare este valor con la energía de red del KF (Tabla 8.2). Explique la diferencia.
A partir de la ecuación 8.4 y los radios iónicos dados en la Figura 7.6, calcule la energía potencial de los siguientes pares de iones. Suponga que los iones están separados por una distancia igual a la suma de sus radios iónicos: (a) $\mathrm{Na}^{+}, \mathrm{Br}^{-}$; (b) $\mathrm{Rb}^{+}, \mathrm{Br}^{-}$; (c) $\mathrm{Sr}^{2+}, \mathrm{S}^{2-}$.
Con base en datos de la tabla 8.2, estime (con un error de $30 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}$ ) la energía de red de cada una de las sustancias iónicas siguientes: (a) $\mathrm{LiBr}$; (b) $\mathrm{CsBr}$; (c) $\mathrm{CaCl}_2$.
¿Cabe esperar que el elemento rodio $(\mathrm{Rh})$ tenga estados de ion positivo con una configuración de gas noble? Utilice energías de ionización y energías de red para explicar su respuesta.
(a) La triazina, $\mathrm{C}_3 \mathrm{H}_3 \mathrm{~N}_3$, se parece al benceno, excepto que cada segundo grupo $\mathrm{C}-\mathrm{H}$ se cambia por un átomo de nitrógeno. Dibuje la(s) estructura(s) de Lewis para esta molécula. (b) Estime las distancias carbono-nitrógeno en el anillo.
¿Cuáles de las moléculas o iones siguientes contienen enlaces polares (a) $\mathrm{P}_4$; (b) $\mathrm{H}_2 \mathrm{~S}$; (c) $\mathrm{NO}_2^{-}$; (d) $\mathrm{S}_2{ }^{2-}$ ?
Del conjunto de elementos no metálicos O, P, Te, I B, (a) ¿cuáles dos de ellos formarían el enlace sencillo más polar? (b) ¿Cuáles dos formarian el enlace sencillo más largo? (c) ¿Cuáles dos probablemente formarían un compuesto con fórmula $\mathrm{XY}_2$ ? (d) ¿Cuáles combinaciones de elementos probablemente darían un compuesto con fórmula empírica $\mathrm{X}_2 \mathrm{Y}_3$ ? En cada caso, explique su respuesta.
Con base en las electronegatividades de Cl y F, estime las cargas parciales en los átomos de la molécula $\mathrm{Cl}-\mathrm{F}$. Utilizando esas cargas parciales y los radios atómicos dados en la figura 7.6, estime el momento dipolar de la molécula. El momento dipolar medido es de $0.88 \mathrm{D}$.
Calcule la carga formal del átomo que se indica en cada una de las moléculas o iones siguientes: (a) el átomo de oxígeno central en $\mathrm{O}_3$; (b) el fósforo en $\mathrm{PF}_6{ }^{-}$; (c) el nitrógeno en $\mathrm{NO}_2$; (d) el yodo en $\mathrm{ICl}_3$; (e) el cloro en $\mathrm{HClO}_4$ (el hidrógeno está unido al $\mathrm{O}$ ).
(a) Determine la carga formal del átomo de cloro en el ion hipodorito, $\mathrm{ClO}^{-}$, y en el ion perclorato, $\mathrm{ClO}_4^{-}$, si el átomo de $\mathrm{Cl}$ tiene un octeto. (b) Determine el número de oxidación del cloro en $\mathrm{ClO}^{-} \mathrm{y} \mathrm{ClO}_4^{-}$. (c) ¿Qué diferencias fundamentales en las definiciones de carga formal y número de oxidación dan pie a las diferencias en sus respuestas a las partes (a) y (b)?
Tres estructuras de Lewis que podemos dibujar para el $\mathrm{N}_2 \mathrm{O}$ son: FIGURE CAN'T COPY.(a) Utilizando cargas formales, determine cuál de estas tres formas de resonancia tiene mayor probabilidad de presentarse. (b) La longitud del enlace $\mathrm{N}-\mathrm{N}$ en el $\mathrm{N}_2 \mathrm{O}$ es de $1.12 \AA$, un poco más grande que un enlace $\mathrm{N} \equiv \mathrm{N}$ típico, y la longitud del enlace del $\mathrm{N}-\mathrm{O}$ es de $1.19 \mathrm{~A}^{\circ}$, ligeramente más corta que el típico enlace $\mathrm{N}=\mathrm{O}$. (Véase la Tabla 8.5.) Explique estas observaciones en términos de las estructuras de resonancia mostradas y lo que haya concluido en (a).
Aunque se conoce el ion $\mathrm{I}_3{ }^{-}$, no se conoce $\mathrm{el}_3{ }^{-}$. Utilice estructuras de Lewis para explicar por qué no se forma $\mathrm{elF}_3{ }^{-}$.
Una reacción importante para la conversión de gas natural en otros hidrocarburos útiles es la conversión de metano en etano:$$2 \mathrm{CH}_4(\mathrm{~g}) \longrightarrow \mathrm{C}_2 \mathrm{H}_6(\mathrm{~g})+\mathrm{H}_2(\mathrm{~g})$$en la práctica, esta reacción se efectúa en presencia de oxígeno, que convierte el hidrógeno producido en agua:$$2 \mathrm{CH}_4(\mathrm{~g})+\frac{1}{2} \mathrm{O}_2(\mathrm{~g}) \longrightarrow \mathrm{C}_2 \mathrm{H}_6(\mathrm{~g})+\mathrm{H}_2 \mathrm{O}(\mathrm{g})$$Utilice entalpías de enlace (Tabla 8.4) para estimar $\Delta H$ en estas dos reacciones. ¿Por qué es más favorable la conversión de metano en etano si se emplea oxígeno?
Dos compuestos son isómeros si tienen la misma fórmula quimica pero un acomodo diferente de los átomos. Utilice entalpias de enlace (Tabla 8.4) para estimar $\Delta H$ en cada una de las siguientes reacciones de isomerización en fase gaseosa, e indique cuál isómero tiene la entalpía más baja:GRAPH CAN'T COPY.
Con referencia al recuadro de "La química en acción" sobre explosivos: (a) Utilice entalpías de enlace para estimar el cambio de entalpía durante la explosión de $1.00 \mathrm{~g}$ de nitroglicerina. (b) Escriba una ecuación balanceada para la descomposición del TNT. Suponga que, al hacer explosión, el TNT se descompone en $\mathrm{N}_2(\mathrm{~g}), \mathrm{CO}_2(\mathrm{~g}), \mathrm{H}_2 \mathrm{O}(\mathrm{g})$ y C(s).
Las longitudes de los enlaces carbono-carbono, carbononitrógeno, carbono-oxígeno y nitrógeno-nitrógeno sencillos, dobles y triples se dan en la tabla 8.5. Grafique la entalpía de enlace (Tabla 8.4) contra la longitud de enlace para estos enlaces. ¿A qué conclusión llega respecto a la relación entre la longitud de enlace y la entalpía de enla$\mathrm{ce}$ ? ¿A qué conclusión llega respecto a las fuerzas relativas de los enlaces $\mathrm{C}-\mathrm{C}, \mathrm{C}-\mathrm{N}, \mathrm{C}-\mathrm{O}$ y $\mathrm{N}-\mathrm{N}$ ?
Utilice los datos de la tabla 8.5 y los datos siguientes: distancia S-S en $\mathrm{S}_8=2.05 \AA$; distancia S-O en $\mathrm{SO}_2=1.43$ $\AA$, para contestar las preguntas siguientes: (a) Prediga la distancia de un enlace $\mathrm{S}-\mathrm{N}$ sencillo. (b) De un enlace $\mathrm{S}-\mathrm{O}$ sencillo. (c) ¿Por qué la distancia del enlace S-O en el $\mathrm{SO}_2$ es considerablemente más corta que el valor predicho en (b) para el enlace sencillo $S-O$ ? (d) Cuando se oxida cuidadosamente azufre elemental, $\mathrm{S}_8$, se forma el compuesto $\mathrm{S}_8 \mathrm{O}$, en el que uno de los átomos de azufre del anillo $\mathrm{S}_8$ se une a un átomo de oxígeno. La distancia $\mathrm{S}-\mathrm{O}$ en este compuesto es de $1.48 \AA$. Con base en esta información, escriba estructuras de Lewis que puedan explicar la distancia del enlace $S-O$ observada. ¿El azufre unido al oxigeno en este compuesto obedece la regla del octeto?
El ion $\mathrm{Ti}^{2+}$ es isoelectrónico con el átomo de Ca. (a) ¿Hay diferencias en las configuraciones electrónicas del $\mathrm{Ti}^{2+}$ y del Ca? (b) Con referencia a la figura 6.22 , comente los cambios en el ordenamiento de las subcapas $4 s$ y $3 d$ en $\mathrm{el}$ Ca y el $\mathrm{Ti}^{2+}$. (c) ¿El Ca y el Ti ${ }^{2+}$ tienen el mismo número de electrones no apareados? Explique.
(a) Escriba las ecuaciones químicas que se emplean para calcular la energía de red de $\mathrm{SrCl}_2(s)$ mediante un ciclo Born-Haber. (b) La energía de segunda ionización de $\mathrm{Sr}(\mathrm{g})$ es de $1064 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}$. Utilice este hecho, junto con datos del apéndice C, la figura 7.10, la figura 7.11 y la tabla 8.2, para calcular $\Delta H_f^{\circ}$ para el $\mathrm{SrCl}_2(s)$.
La afinidad electrónica del oxígeno es de $-141 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}$, y corresponde a la reacción$$\mathrm{O}(\mathrm{g})+\mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{O}^{-}(\mathrm{g})$$
La energía de red del $\mathrm{K}_2 \mathrm{O}(\mathrm{s})$ es de $2238 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}$. Utilice este hecho, junto con datos del apéndice $\mathrm{C}$ y de la figura 7.10, para calcular la "segunda afinidad electrónica" del oxígeno, que corresponde a la reacción$$\mathrm{O}^{-}(\mathrm{g})+\mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{O}^{2-}(\mathrm{g})$$
El compuesto hidrato de cloral, muy socorrido en los relatos de detectives como ardid para dejar inconsciente a alguien, se compone de $14.52 \% \mathrm{C}, 1.83 \% \mathrm{H}, 64.30 \% \mathrm{Cl}$ y $19.35 \%$ O por masa, y tiene una masa molar de 165.4 $\mathrm{g} / \mathrm{mol}$. (a) Determine la fórmula empírica de esta sustancia. (b) Determine la fórmula molecular de esta sustancia. (c) Dibuje la estructura de Lewis de la molécula, suponiendo que los átomos de $\mathrm{Cl}$ se unen a un solo átomo de $C$ y que hay un enlace $\mathrm{C}-\mathrm{C}$ y dos enlaces $\mathrm{C}-\mathrm{O}$ en $\mathrm{el}$ compuesto.
El acetileno $\left(\mathrm{C}_2 \mathrm{H}_2\right)$ y el nitrógeno $\left(\mathrm{N}_2\right)$ contienen un triple enlace, pero difieren considerablemente en sus propiedades químicas. (a) Escriba las estructuras de Lewis de las dos sustancias. (b) Consultando el índice de este libro, busque las propiedades químicas del acetileno y el nitrógeno y compare sus reactividades. (c) Escriba ecuaciones químicas balanceadas para la oxidación total de $\mathrm{N}_2$ con formación de $\mathrm{N}_2 \mathrm{O}_5(\mathrm{~g})$, y de acetileno para formar $\mathrm{CO}_2(\mathrm{~g})$ y $\mathrm{H}_2 \mathrm{O}(\mathrm{g})$. (d) Calcule la entalpía de oxidación por mol de $\mathrm{N}_2$ y de $\mathrm{C}_2 \mathrm{H}_2$ (la entalpía de formación de $\mathrm{N}_2 \mathrm{O}_5(\mathrm{~g})$ es $11.30 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}$ ). ¿Qué relación tienen estos valores comparativos con su respuesta a la parte (b)? Tanto $\mathrm{N}_2$ como $\mathrm{C}_2 \mathrm{H}_2$ poseen triples enlaces con entalpías de enlace muy altas (Tabla 8.4). ¿Qué aspecto de los enlaces químicos de estas moléculas o de sus productos de oxidación parece explicar las diferencias en su reactividad química?
La azida de bario se compone de $62.04 \%$ Ba y $37.96 \% \mathrm{~N}$. Cada ion azida tiene una carga neta de $1-$. (a) Determine la fórmula química del ion azida. (b) Escriba tres estructuras de resonancia para el ion azida. (c) ¿Cuál estructura es más importante? (d) Prediga las longitudes de los enlaces del ion azida.
En condiciones especiales, el azufre reacciona con amoniaco anhidro líquido para formar un compuesto binario de azufre y nitrógeno. Se determina que el compuesto consta de $69.6 \%$ S y $30.4 \%$ de N, y que tiene una masa molar de $184.3 \mathrm{~g} / \mathrm{mol}^{-1}$. Ocasionalmente, el compuesto detona si se le golpea o se le calienta rápidamente. Los átomos de azufre y nitrógeno de la molécula forman un anillo. Todos los enlaces del anillo tienen la misma longitud. (a) Calcule las fórmulas empírica y molecular de la sustancia. (b) Escriba estructuras de Lewis para la molécula, basadas en la información dada. (Sugerencia: Deberá encontrar un número relativamente pequeño de estructuras de Lewis que dominen.) (c) Prediga las distancias de enlace entre los átomos del anillo. (Nota: La distancia S-S en el anillo de $\mathrm{S}_8$ es de 2.05 A.) (d) Se estima que la entalpía de formación del compuesto es de $480 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol} . \Delta H_f^{\circ}$ de S $(g)$ es $222.8 \mathrm{kj} / \mathrm{mol}^{-1}$. Estime la entalpía promedio de enlace del compuesto.
Utilice entalpías de enlace (Tabla 8.4), afinidades electrónicas (Figura 7.11) y la energía de ionización del hidrógeno $(1312 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol})$ para estimar $\Delta H$ en las siguientes reacciones de ionización en fase gaseosa:(a) $\mathrm{HF}(\mathrm{g}) \longrightarrow \mathrm{H}^{+}(\mathrm{g})+\mathrm{F}^{-}(\mathrm{g})$(b) $\mathrm{HCl}(\mathrm{g}) \longrightarrow \mathrm{H}^{+}(\mathrm{g})+\mathrm{Cl}^{-}(\mathrm{g})$(c) $\mathrm{HBr}(\mathrm{g}) \longrightarrow \mathrm{H}^{+}(\mathrm{g})+\mathrm{Br}^{-}(\mathrm{g})$
Considere el benceno, $\mathrm{C}_6 \mathrm{H}_6$, en la fase gaseosa. (a) Escriba la reacción para la ruptura de todos los enlaces de $\mathrm{C}_6 \mathrm{H}_6(\mathrm{~g})$ y utilice datos del apéndice $\mathrm{C}$ para determinar el cambio de entalpía en esa reacción. (b) Escriba una reacción que corresponda a la ruptura de todos los enlaces carbono-carbono de $\mathrm{C}_6 \mathrm{H}_6(\mathrm{~g})$. (c) Combinando sus respuestas a las partes (a) y (b) y utilizando la entalpía promedio de enlace para $\mathrm{C}-\mathrm{H}$ de la tabla 8.4 , calcule la entalpía promedio de enlace para los enlaces carbonocarbono en $\mathrm{el}_6 \mathrm{H}_6(\mathrm{~g})$. (d) Comente su respuesta a la parte (c) comparándola con los valores que se dan para los enlaces $\mathrm{C}-\mathrm{C}$ sencillos y $\mathrm{C}=\mathrm{C}$ dobles en la Tabla 8.4.
Las entalpías promedio de enlace generalmente se definen para moléculas en fase gaseosa. Muchas sustancias son liquidos en su estado estándar. (Sección 5.7) Utilizando datos termoquímicos apropiados del apéndice $\mathrm{C}$, calcule las entalpías promedio de enlace en el estado líquido para los siguientes enlaces, y compare estos valores con los valores en fase gaseosa que se dan en la tabla 8.4: (a) $\mathrm{Br}-\mathrm{Br}$, en el $\mathrm{Br}_2$ (l); (b) $\mathrm{C}-\mathrm{Cl}$, en el $\mathrm{CCl}_4(l)$; (c) $\mathrm{O}-\mathrm{O}$, en el $\mathrm{H}_2 \mathrm{O}_2(l$ ) (suponga que la entalpía del enlace $\mathrm{O}-\mathrm{H}$ es la misma que en la fase gaseosa). (d) ¿A qué conclusión llega usted acerca del proceso de romper enlaces en la fase líquida, en comparación con la fase gaseosa? Explique la diferencia en los valores de $\Delta H$ entre las dos fases.
La reacción del indio con azufre da lugar a tres compuestos binarios (de dos elementos) distintos, que supondremos son puramente iónicos. Los tres compuestos tienen las propiedades siguientes:$$\begin{array}{lll}\hline \text { Compuesto } & \text { \% en masa de In } & \text { Punto de fusión }\left({ }^{\circ} \mathrm{C}\right) \\\hline \mathrm{A} & 87.7 & 653 \\\mathrm{~B} & 78.2 & 692 \\\mathrm{C} & 70.5 & 1050 \\\hline\end{array}$$(a) Determine las fórmulas empíricas de los compuestos A, B y C. (b) Dé el estado de oxidación del In en cada uno de los tres compuestos. (c) Escriba la configuración electrónica del ion In en cada uno de los tres compuestos. ¿Alguna de estas configuraciones corresponde a una configuración de gas noble? (d) ¿En cuál compuesto cabe esperar que sea menor el radio iónico del In? Explique. (e) El punto de fusión de los compuestos iónicos suele estar correlacionado con la energía de red. Explique las tendencias en los puntos de fusión de los compuestos $\mathrm{A}$, B y C en estos términos.
En el ejercicio 8.18 (a) se evalúan por separado los efectos del tamafio iónico y la carga iónica sobre la energía de red. Si tanto el tamaño como la carga presentan marcadas diferencias, se requiere un enfoque más cuantitativo para comparar las energías de red. Utilice los radios iónicos de la Tabla 8.5 y la actividad Ley de Coulomb (Coulomb's Law, eCapitulo 8.2) para determinar cuál tiene más energía de red, el CaSe o el LiF.
Se pueden formar enlaces covalentes cuando dos átomos están lo bastante cerca como para compartir electrones. El vídeo Formación del enlace de $\mathrm{H}_2\left(\mathrm{H}_2\right.$ Bond Formation, eCapítulo 8.4) describe este proceso para la formación de un solo enlace entre dos átomos de hidrógeno. También pueden formarse enlaces de esta manera entre átomos de nitrógeno. Sin embargo, a diferencia de los átomos de hidrógeno, los de nitrógeno pueden formar más de un enlace: $\mathrm{N}-\mathrm{N}, \mathrm{N}=\mathrm{N}$, y $\mathrm{N} \equiv \mathrm{N}$. En la Sección 8.3 vimos que la longitud de un enlace disminuye al aumentar el número de pares de electrones compartidos entre dos átomos. Por tanto, el enlace $\mathrm{N} \equiv \mathrm{N}$ es el más corto de los tres. Explique esto en términos de la información proporcionada en el vídeo.
La actividad Polaridad molecular (Molecular Polarity, eCapítulo 8.5) permite determinar la polaridad de enlaces y moléculas. (a) ¿Cómo es posible que una molécula que contiene enlaces polares sea no polar? (b) ¿Una molécula que sólo contiene enlaces no polares puede ser polar? Explique.
Uno de los elementos que pueden violar la regla del octeto es el boro. Un ejemplo de compuesto en el que el boro tiene menos de ocho electrones a su alrededor es $\mathrm{el}_{\mathrm{BF}}$. La molécula de $\mathrm{BF}_3$ (Chime $\mathbf{B F}_3$, eCapitulo 8.7) ilustra la estructura de resonancia más importante de la molécula. (a) ¿Qué características del boro le permiten existir con menos de un octeto completo? (b) El boro puede obedecer la regla del octeto en sustancias como la molécula $\mathbf{F}_3 \mathbf{B}$ - $\mathbf{N H}_3$ (Chime $\mathbf{F}_3 \mathbf{B}$ - $\mathbf{N H}_3$, eCapitulo 8.7) ¿Las cargas formales del boro y el nitrógeno son totalmente congruentes con las electronegatividades de los dos elementos? (¿Puede dibujar una estructura de resonancia en la que, en su opinión, sean más congruentes?)
Otro elemento que viola la regla del octeto es el berilio. La molécula $\mathrm{BeCl}_2$ (Chime $\mathrm{BeCl}_2$, eCapftulo 8.7) ilustra la estructura de resonancia más importante de esta molécula. ¿El berilio puede dar cabida a un octeto completo, como hace el boro, mediante la formación de un aducto? Apoye su respuesta con un análisis de carga formal de tal aducto.