Enlaces y estructura de Lewis (I)

Símbolos de Lewis.

8.7 (a) ¿Qué son los electrones de valencia? (b) ¿Cuántos electrones de valencia posee un átomo de nitrógeno?(c) Un átomo tiene la siguiente configuración electrónica 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p² ¿Cuántos electrones de valencia tiene el átomo?

(a) Son los electrones de la capa externa de los orbitales atómicos y que además están involucrados en el enlace químico.

(b) 5

(c) 4

8.8 (a) ¿Cuál es la regla del octeto? (b) ¿Cuántos electrones debe ganar un átomo de azufre para alcanzar un octeto en su capa de valencia? (c) Si un átomo tiene la configuración electrónica 1s²2s²2p³. ¿Cuántos electrones debe ganar para alcanzar un octeto?

(a) la regla establece que los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta que se encuentran rodeados por ocho electrones de valencia.

(b) 2 electrones

(c) 5 electrones

8.9 Escriba la configuración electrónica del fósforo. Identifique los electrones de valencia en esta configuración, y los electrones que no son de valencia. Desde el punto de vista de la reactividad química, ¿cuál es la diferencia importante entre ellos?

1s²2s²2p⁶3s²3p³ los electrones de valencia son 3, ya que participan en el enlace químico

8.10 (a) Escriba la configuración electrónica del elemento titanio, Ti. ¿Cuántos electrones de valencia posee este átomo? (b) El hafnio, Hf, se encuentra también en el grupo 4B. Escriba la configuración electrónica del Hf. (c) Tanto el Ti como el Hf se comportan como si tuvieran el mismo número de electrones de valencia. ¿Cuáles subcapas de la configuración electrónica del Hf se comportan como orbitales de valencia? ¿Cuáles se comportan como orbitales internos?

(a) Ti=22 [Ar]4s²3d² Tiene 4 electrones de Valencia.

(b) Hf=72 [Xe]4f¹⁴5d²6s² Tiene 4 electrones de valencia

(c) Capa d y s y la capa f como orbital interno.

8.11 Escriba el símbolo de Lewis para los átomos de cada uno de los siguientes elementos: (a) Al, (b) Br, (c) Ar, (d) Sr.

8.12 Escriba el símbolo de Lewis para cada uno de los siguientes átomos o iones: (a) Ca, (b) P, (c) Mg²⁺, (d) S^2-.

Enlaces Químicos

8.13 Por medio de los símbolos de Lewis, represente la reacción entre los átomos de magnesio y de oxígeno para formar la sustancia iónica MgO.

 

8.14 Utilice los símbolos de Lewis para representar la reacción que ocurre entre los átomos de Ca y de F.

 

8.15 Prediga la fórmula química del compuesto iónico formado entre los siguientes pares de elementos: (a) Al y F, (b) K y S, (c) Y y O, (d) Mg y N.

(a)AlF₃

(b)K₂S

(c)Y₂O₃

(d)Mg₃N₂

8.16 ¿Qué compuesto iónico espera que se forme al combinar los siguientes pares de elementos: (a) bario y flúor, (b) cesio y cloro, (c) litio y nitrógeno, (d) aluminio y oxígeno?

(a)BF₃

(b)CsCl

(c)LiN

(d)Al₂O₃

8.17 Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes iones, y determine cuáles tienen configuraciones electrónicas de gas noble: (a) Sr²⁺, (b) Ti²⁺, (c) Se^2-, (d) Ni²⁺, (e) Br^-, (f) Mn³⁺.

(a)  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶

(b)  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²

(c)  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶

(d)  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²

(e)  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶

(f)   1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d²4s²

 Las configuraciones sombreadas cumplen con la configuración de gas noble.

8.18 Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes iones, y determine cuáles tienen configuraciones de gas noble: (a) Zn²⁺, (b) Te^2-, (c) Sc³⁺, (d) Rh³⁺, (e) Tl⁺, (f) Bi³⁺.

(a) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁸4s²

(b) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶

(c) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

(d) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d³5s²

(e) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²

(f) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p²

Las configuraciones sombreadas cumplen con la configuración electrónica de un gas noble

8.19 (a) Defina el término energía de red. (b) ¿Qué factores determinan la magnitud de la energía de red de un compuesto iónico?

(a) Es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos

(b) La interacción atractiva entre dos iones con cargas opuestas aumenta cuando las magnitudes de sus cargas aumentan, y cuando la distancia entre sus centros disminuye

8.20 El NaCl y el KF tienen la misma estructura cristalina. La única diferencia entre los dos es la distancia que separa a los cationes de los aniones, (a) Las energías de red del NaCl y del KF están dadas en la tabla 8.2. De acuerdo con las energías de red, ¿cuál distancia esperaría que fuera mayor la del Na-Cl o la del K-F? (b) Utilice los radios iónicos que aparecen en la figura 7.8 para estimar las distancias Na-Cl y K-F. ¿Concuerda esta estimación con la predicción que hizo mediante las energías de red?

(a)K-F

(b) si concuerda ya que es más corta la distancia entre el KF que con el NaCl.

8.21 Las sustancias iónicas KF, CaO y ScN son isoelectrónicas (tienen el mismo número de electrones). Consulte en la tabla 8.2 las energías de red para estas sustancias, y explique las tendencias que observa.

KF=808

CaO=3414

ScN=7547

Se observa un incremento en la energía de acuerdo a como va incrementando el número de carga de cada elemento.

8.22 (a) ¿La energía de red de un sólido iónico aumenta o disminuye cuando (i) aumentan las cargas de los iones, (ii) aumentan los tamaños de los iones? (b) Mediante la tabla periódica, clasifique las siguientes sustancias de acuerdo Con sus energías de red esperadas, presentándolas de la energía de red más baja a la más alta: ScN, KBr, MgO, NaF. Compare su lista con los datos de la tabla 8.2.

(a) (i) aumentan de acuerdo al aumento de la cargas y (ii) disminuye cuando los iones aumentan.

(b)NaF

8.23 Las energías de red del KBr y del CsCl son casi iguales (Tabla 8.2). ¿Qué puede concluir con respecto a esta observación?

KBr sus enlaces pueden estar ligeramente separados comprado con CsCl.

8.24 Explique las siguientes tendencias de la energía de red:(a) CaF₂ > BaF₂ (b) NaCl > RbBr > CsBr;

(c) BaO > KF. Mayor número de carga en el oxigeno

(a) CaF₂ > BaF₂ enlaces más cortos en el CaF₂

(b) NaCl > RbBr > CsBr cargas iguales pero enlaces más cortos en NaCl

(c) BaO > KF carga mayor en el BaO

8.25 Se necesita energía para eliminar dos electrones del Ca para formar Ca2+, y se requiere agregar dos electrones al O para formar O2 -. Entonces, ¿por qué el CaO es estable con relación a los elementos libres?

Por la atracción de las cargas estas se estabilizan y además forman un compuesto estable conforme a la estructuras de Lewis.

Modelo de Bohr: ondas de materia

6.33 Cuando ocurren las siguientes transiciones electrónicas en el átomo de hidrógeno, ¿se absorbe o se emite energía?(a) de n = 4 a n = 2, (b) de un orbital de radio 2.12 Å a uno de radio 8.46 Å, (c) un electrón se adhiere al ion H⁺ y termina en la capa n = 3?

(a) Emite energía

(b)Absorbe energía

(c)Emite Energía  

6.34 Indique si se absorbe o se emite energía cuando ocurren las siguientes transiciones electrónicas en el átomo de hidrógeno (a) de n = 2 a n = 6 , (b) de una órbita de radio 4.76 Á a una de radio 0529 Á, (c) del estado n = 6a n  = 9.

(a) Absorbe

(b)Emite

(c)Emite

6.35(a) Mediante el uso de la ecuación 6 5, calcule la energía de un electrón en el átomo de hidrógeno cuando n = 2y cuando n = 6. Calcule la longitud de onda de la radiación liberada cuando el electrón se mueve de n = 6 a n = 2. ¿Está la línea en la región visible del espectro electromagnético? Si es así, ¿de qué color es? (b) Calcule las energías de un electrón en el átomo de hidrógeno para n = 1 y para n = (∞). De acuerdo con Bohr, ¿cuánta energía se requiere para mover un electrón completamente fuera del átomo (de n = 1 a n = ∞)? Escriba su respuesta en kj/mol. (c) A la energía para el proceso H + energía àH⁺ + e^- se le conoce como energía de ionización del hidrógeno. El valor de la energía de ionización del hidrógeno determinado experimentalmente es 1310 kj/mol. ¿Cómo se compara esto con su cálculo?

            (a)     Para n=2 y n=6

 

 

6.36 Para cada uno de los siguientes transiciones electrónicas en el átomo de hidrógeno, calcule la energía, frecuencia y longitud de onda de la radiación asociada, y determine si la radiación se emite o se absorbe durante la transición:(a) de n = 4 a n = 1, (b) de n = 5 a n = 2, (c) de n = 3 a n = 6. ¿Alguna de estas transiciones absorbe o emite luz visible?
 
 

6.37 Todas las líneas de emisión visibles observadas por Balmer involucraban a n_f = 2. (a) Explique por qué sólo se observaron en la región visible del espectro electromagnético las líneas con n_f = 2. (b) Calcule las longitudes de onda de las tres primeras líneas en la serie de Balmer (aquellas para las que n_i = 3, 4 y 5) e identifique estas líneas en el espectro de emisión que aparece en la figura 6.13.

a). Se observan en la región visible porque de acuerdo la frecuencia y longitud calculada caen dentro del rango visible 400 a 700 nm como se observan en los siguientes ejemplos.

6.38 La serie de Lyman de las líneas de emisión del átomo de hidrógeno son aquellas en las cuales n_f= 1. (a) Determine la región del espectro electromagnético en la que se pueden observar las líneas de la serie de Lyman. (b) Calcule las longitudes de onda de las tres primeras líneas en la serie de Lyman (aquellas para las cuales n_i= 2,3 y 4.

(a) De acuerdo a la longitud de onda caen dentro del rango ultravioleta.

 

6.39 Una de las líneas de emisión del átomo de hidrógeno tiene una longitud de onda de 93.8 nm. (a) ¿En qué región del espectro electromagnético se encuentra esta emisión? (b) Determinó los valores inicial y final de n asociados con esta emisión.

(a) Ultravioleta.

 

6.40El átomo de hidrógeno puede absorber luz con una longitud de onda de 2626 nm. (a) ¿En qué región del espectro electromagnético se encuentra esta absorción? (b) Determine los valores inicial y final de n asociados con esta absorción.

(a) Infrarrojo

 

De acuerdo al valor de la energía para la longitud de onda dada n tiene que ser un número mayor a 1, en este caso lo calcule sustituyendo lo valores de n a partir de n=3 Sin embargo los valores que obtuve fue de n_i=4 y n_f=6 y como se predice en el valor de la energía los valores de n estarían separados del núcleo.