Calculad la constante de Madelung para un cristal iónico unidimensional con iones positivos y negativos alternos separados por una distancia \( a \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por plantear la energía electrostática sobre un ion de referencia como suma sobre sus vecinos. A continuación identificaremos la serie numérica resultante. Para terminar sumaremos la serie y obtendremos la constante de Madelung.
Calculad: La energía reticular de un compuesto hipotético, \(\text{MgCl} \) suponiendo que: \( r_{\text{Mg}^+} = 0, 82 \text{ Å} \) \( r_{\text{Cl}^-} = 1, 81 \text{ Å} \) \( A = 1, 748 \) y \( n = 8 \)
Para resolver este apartado empezaremos por escribir la ecuación de Born-Landé con letras. A continuación listaremos explícitamente los datos particulares, calculando la distancia interiónica. Para terminar sustituiremos los valores y obtendremos la energía reticular.
Calculad la energía reticular del fluoruro de cesio a partir de los datos siguientes, en \(\text{kJ·mol}^{-1} \) \(\text{Cs}(s) \rightarrow \text{Cs}(g) \) ( \( 78, 8 \) ); \(\text{Cs}(g) \rightarrow \text{Cs}^+(g) + e^- \) ( \( 382, 4 \) ); \(\frac{1}{2}\text{F}_2(g) \rightarrow \text{F}(g) \) ( \( 79, 0 \) ); \(\text{F}(g) + e^- \rightarrow \text{F}^-(g) \) ( \(-349, 3 \) ); \(\text{Cs}(s) + \frac{1}{2}\text{F}_2(g) \rightarrow \text{CsF}(s) \) ( \(-530, 9 \) ).
Para resolver este ejercicio empezaremos por plantear el ciclo de Born-Haber para la formación del \(\text{CsF} \). A continuación listaremos explícitamente todos los datos particulares. Para terminar aplicaremos la ley de Hess y despejaremos la energía reticular.
Calculad: la energía reticular del hidruro amónico, \(\text{NH}_4\text{H}(s) \) mediante la ecuación de Kapustinskii. Datos: Radios iónicos, en \(\text{Å} \) \( r(\text{NH}_4^+) = 1, 44 \) \( r(\text{H}^-) = 1, 48 \) energías de enlace, en \(\text{kJ·mol}^{-1} \) \(\text{H-H} = 436 \) \(\text{N-H} = 390 \) \(\text{N} \equiv \text{N} = 946 \) potencial de ionización del \(\text{H} \) \( 1312 \text{ kJ·mol}^{-1} \) afinidad electrónica del \(\text{H} \) \( 84 \text{ kJ·mol}^{-1} \) entalpía de la reacción \(\text{NH}_3(g) + \text{H}^+(g) \rightarrow \text{NH}_4^+(g) \) \(\Delta H_0 = -895 \text{ kJ·mol}^{-1} \)
Para resolver este apartado empezaremos por escribir la ecuación de Kapustinskii con letras. A continuación listaremos explícitamente los datos particulares. Para terminar sustituiremos los valores y obtendremos la energía reticular.
Encontrad un ciclo de Born-Haber que permita determinar la entalpía de desproporción del trihaluro de un lantánido, \(\text{M} \) \( 2\text{MX}_3(s) \rightarrow \text{MX}_2(s) + \text{MX}_4(s) \) Datos: \( U(\text{MX}_2) = U_2 \) \( U(\text{MX}_3) = U_3 \) tercer potencial de ionización de \(\text{M} \) \( PI_3 \) cuarto potencial de ionización de \(\text{M} \) \( PI_4 \) \( U(\text{MX}_4) = U_4 \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por diseñar el ciclo de Born-Haber que conecta los reactivos con los productos a través de los iones gaseosos. A continuación calcularemos la entalpía de cada etapa del ciclo. Para terminar sumaremos las etapas con la ley de Hess y obtendremos la expresión de la entalpía de desproporción.
La entalpía de formación del \(\text{H}_2\text{O}(g) \) es \(-242, 21 \) \(\text{kJ/mol} \) y las entalpías de disociación del oxígeno y del hidrógeno son las siguientes: \(\text{1/2 O}_2(g) \rightarrow \text{O}(g) \) \(\Delta H^0_{298} = 249, 24 \) \(\text{kJ/mol} \) \(\text{1/2 H}_2(g) \rightarrow \text{H}(g) \) \(\Delta H^0_D = 218, 20 \) \(\text{kJ/mol} \) Calculad: la energía del enlace \(\text{O-H} \)
Para resolver este apartado empezaremos por calcular la entalpía de atomización de los reactivos a partir de los datos de disociación. A continuación construiremos el ciclo termoquímico de Hess que relaciona la entalpía de formación del agua con la formación de sus enlaces. Para terminar despejaremos la energía del enlace O-H y presentaremos el resultado con su conclusión.
Para calcular la energía del enlace \(\text{P-H} \) en el \(\text{PH}_3(g) \) se ha de conocer la entalpía de atomización del \(\text{PH}_3(g) \) \(\text{PH}_3(g) \rightarrow \text{P}(g) + 3\text{H}(g) \) A partir de las siguientes entalpías: \(\text{P}(s) \rightarrow \text{P}(g) \) \(\Delta H^0_s = 314, 5 \) \(\text{kJ mol}^{-1} \) \(\text{H}_2(g) \rightarrow 2\text{H}(g) \) \(\Delta H^0_D = 435, 9 \) \(\text{kJ mol}^{-1} \) \(\text{P}(s) + \frac{3}{2}\text{H}_2(g) \rightarrow \text{PH}_3(g) \) \(\Delta H^0_f = -9, 25 \) \(\text{kJ mol}^{-1} \) Determinad el valor de la energía de enlace \(\text{P-H} \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por calcular la entalpía de atomización de la fosfina aplicando la ley de Hess a las reacciones dadas. A continuación dividiremos dicha entalpía entre los tres enlaces P-H equivalentes. Para terminar compararemos el resultado con el valor indicado y presentaremos la conclusión.
El momento dipolar del \(\text{LiH} \) es \( 1, 964 \cdot 10^{-29} \) \(\text{C} \cdot \text{m} \) y su distancia interatómica es de \( 1, 596 \) \(\text{Å} \) ¿Cuál es el porcentaje de carácter iónico de esta molécula?
Para resolver este ejercicio empezaremos por calcular el momento dipolar que tendría la molécula si el enlace fuese cien por cien iónico. A continuación compararemos el momento dipolar medido experimentalmente con ese valor teórico. Para terminar expresaremos el cociente en forma de porcentaje y presentaremos la conclusión.
Razonad cuáles de las siguientes moléculas tienen momento dipolar: \(\text{I}_2 \) \(\text{ICl} \) \(\text{PCl}_3 \) \(\text{BF}_3 \) \(\text{POCl}_3 \) \(\text{BeCl}_2 \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por recordar el criterio general de polaridad molecular. A continuación analizaremos las moléculas diatómicas. Después estudiaremos las moléculas de geometría trigonal. Para terminar analizaremos las moléculas tetraédrica y lineal y presentaremos la conclusión.
La energía potencial entre dos iones de carga opuesta se puede representar por la expresión: \( E = -\frac{C}{r} + D e^{-r/\rho} \) donde \( r \) es la distancia entre iones, y \( C \) \( D \) y \(\rho \) son constantes. Encontrad una expresión de la energía mínima, \( E_0 \) en función de \( r_0 \) de \( C \) y de \(\rho \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por imponer la condición de mínimo de la energía respecto a la distancia. A continuación despejaremos la constante \( D \) en función de la distancia de equilibrio \( r_0 \). Para terminar sustituiremos \( D \) en la expresión de la energía para obtener \( E_0 \)
Mediante la ecuación de Born-Landé y sabiendo que el \(\text{MgO} \) tiene la estructura del \(\text{NaCl} \) calculad la energía reticular del óxido de magnesio. Datos: \( d_0 = 2, 10 \text{ Å} \) \( A = 1, 747558 \) \( n = 7 \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por escribir la ecuación de Born-Landé con letras. A continuación listaremos explícitamente todos los datos particulares, incluyendo las cargas de los iones. Para terminar sustituiremos los valores y calcularemos la energía reticular.
Calculad la variación de entalpía del proceso: \(\text{NaH}(s) + \text{H}_2\text{O}(g) \rightarrow \text{NaOH}(s) + \text{H}_2(g) \) Datos: \(\text{NaH} \) es un sólido iónico que tiene la estructura del \(\text{NaCl} \) \(\Delta H_{\text{sub}}(\text{Na}) = 110, 2 \text{ kJ·mol}^{-1} \) primeros potenciales de ionización, en \(\text{kJ·mol}^{-1} \) \(\text{H} = 1311, 9 \) \(\text{Na} = 495, 8 \) radios iónicos, en \(\text{pm} \) \(\text{H}^- = 149 \) \(\text{Na}^+ = 98 \) afinidades electrónicas, en \(\text{kJ·mol}^{-1} \) \(\text{H} = 84, 1 \) \(\text{OH} = 209 \) energías de enlace, en \(\text{kJ·mol}^{-1} \) \(\text{H-H} = 436, 0 \) \(\text{O=O} = 497, 3 \) \(\text{O-H} = 466, 9 \) \(\Delta H_f^0(\text{NaOH}(s)) = -449, 2 \text{ kJ·mol}^{-1} \) \( A(\text{NaCl}) = 1, 747558 \) \( n(\text{Ne}) = 7 \) \( n(\text{He}) = 5 \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por calcular la energía reticular del \(\text{NaH} \) con la ecuación de Born-Landé. A continuación obtendremos su entalpía de formación con el ciclo de Born-Haber y la del agua con las energías de enlace. Para terminar aplicaremos la ley de Hess a la reacción pedida.
Calculad la energía reticular del \(\text{MgS} \) en los dos casos: Sabiendo que el \(\text{MgS} \) tiene la estructura del \(\text{NaCl} \) ( \( A = 1, 747558 \) \( n = 8 \) ) y que su distancia intermolecular es \( d_{\text{Mg-S}} = 2, 59 \text{ Å} \)
Para resolver este apartado empezaremos por escribir la ecuación de Born-Landé con letras. A continuación listaremos explícitamente los datos particulares. Para terminar sustituiremos los valores y obtendremos la energía reticular.
El talio presenta dos estados de oxidación: \(+1 \) y \(+3 \) Mediante la ecuación de Kapustinskii, calculad la energía reticular del \(\text{TlF} \) y del \(\text{TlF}_3 \) Datos: \(\text{F}_2(g) \rightarrow 2\text{F}(g) \) ( \( 154 \text{ kJ·mol}^{-1} \) ); \(\text{F}(g) + e^- \rightarrow \text{F}^-(g) \) ( \(-322 \text{ kJ·mol}^{-1} \) ); \(\text{Br}_2(g) \rightarrow 2\text{Br}(g) \) ( \( 490 \text{ kJ·mol}^{-1} \) ); \(\text{Br}(g) + e^- \rightarrow \text{Br}^-(g) \) ( \(-324, 5 \text{ kJ·mol}^{-1} \) ); potenciales de ionización, en \(\text{kJ·mol}^{-1} \) \( PI_1 = 589, 3 \) \( PI_2 = 1971 \) \( PI_3 = 2878 \) radios iónicos, en \(\text{pm} \) \( r_{\text{Tl}^{3+}} = 95 \) \( r_{\text{Tl}^+} = 164 \) \( r_{\text{F}^-} = 136 \) \( r_{\text{Br}^-} = 195 \)
Para resolver este apartado empezaremos por escribir la ecuación de Kapustinskii con letras. A continuación listaremos los datos particulares de cada compuesto. Para terminar sustituiremos los valores y obtendremos ambas energías reticulares.
Dibujad las estructuras de Lewis de las siguientes especies químicas: \(\text{SO}_4^{2-} \) \(\text{PF}_6^{-} \) \(\text{XeOF}_4 \) \(\text{NO}_2 \) \(\text{SnI}_6^{2-} \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por recordar el método general de construcción de estructuras de Lewis y la fórmula de la carga formal. A continuación determinaremos la estructura de cada una de las cinco especies, contando sus electrones de valencia. Para terminar describiremos la disposición de enlaces y pares no enlazantes y comprobaremos las cargas formales.
Dibujad las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas indicando las formas resonantes más importantes: \(\text{TiCl}_4 \) \(\text{CO}_2 \) \(\text{C}_2\text{O}_4^{2-} \) \(\text{H}_2\text{O}_2 \) \(\text{ICl}_2^- \) \(\text{H}_3\text{BO}_3 \) \(\text{BrO}_3^- \) \(\text{IO}_2^- \) \(\text{FSO}_3^- \) \(\text{HIO} \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por recordar el método de construcción de estructuras de Lewis, el concepto de resonancia y la fórmula de la carga formal. A continuación analizaremos las especies que no presentan resonancia significativa. Después estudiaremos el dióxido de carbono y el ion oxalato. Para terminar analizaremos el ácido bórico, los oxoaniones de bromo y yodo y el ion fluorosulfato.
¿Cuál de las siguientes especies posibles en la ionosfera de la Tierra sería la más estable (enlace más fuerte) y cuál la menos estable? \(\text{OF}^+ \) \(\text{NO}^+ \) \(\text{PS}^+ \) \(\text{SCl}^+ \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por recordar la relación entre el orden de enlace y la estabilidad. A continuación calcularemos el orden de enlace de cada especie. Para terminar identificaremos la más estable y la menos estable.
Ordenad las siguientes especies químicas según la fuerza y la longitud de enlace: \(\text{NO}_2^+ \) \(\text{NO}^+ \) \(\text{NO} \) \(\text{NO}^- \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por recordar la relación entre el orden de enlace, la fuerza de enlace y la longitud de enlace. A continuación calcularemos el orden de enlace de cada una de las especies. Para terminar estableceremos el orden pedido de fuerza y de longitud de enlace.
Escribid las configuraciones electrónicas del estado fundamental de las siguientes moléculas: \(\text{Mg}_2 \) \(\text{F}_2 \) \(\text{MgH} \) \(\text{HCl} \) ¿Cuáles de estas moléculas es de prever que sean estables?
Para resolver este ejercicio empezaremos por recordar el criterio de estabilidad según la teoría de orbitales moleculares. A continuación escribiremos la configuración electrónica de cada molécula y calcularemos su orden de enlace. Para terminar decidiremos cuáles son estables.
Considerad las especies químicas: \(\text{O}_2^+ \) \(\text{O}_2^- \) \(\text{O}_2^{2-} \) y \(\text{O}_2 \) Nombradlas.
Para resolver este apartado empezaremos por recordar la nomenclatura de las especies derivadas del oxígeno molecular. A continuación asignaremos el nombre sistemático a cada especie. Para terminar presentaremos la lista completa de nombres.
Para el par iónico \(\text{Na}^+ \) y \(\text{Cl}^- \) las energías de atracción y repulsión, \( E_A \) y \( E_R \) respectivamente, son: \( E_A = -\frac{1, 436}{r} \text{ eV} \) \( E_R = \frac{7, 32 \cdot 10^{-6}}{r^8} \text{ eV} \) ( \( r \) en nanómetros). Determinad los valores de \( r \) para los cuales \( E_{\text{total}} = 0 \)
Para resolver este apartado empezaremos por escribir la energía total como suma de la atracción y la repulsión. A continuación impondremos la condición \( E_{\text{total}} = 0 \) y resolveremos la ecuación resultante. Para terminar interpretaremos físicamente las soluciones obtenidas.
Para el par iónico \(\text{Na}^+ \) y \(\text{Cl}^- \) las energías de atracción y repulsión, \( E_A \) y \( E_R \) respectivamente, son: \( E_A = -\frac{1, 436}{r} \text{ eV} \) \( E_R = \frac{7, 32 \cdot 10^{-6}}{r^8} \text{ eV} \) ( \( r \) en nanómetros). Determinad el valor de \( r \) para el cual \( E_{\text{total}} \) sea mínima.
Para resolver este apartado empezaremos por imponer la condición de mínimo de la energía total. A continuación resolveremos la ecuación resultante para \( r \). Para terminar comprobaremos que se trata efectivamente de un mínimo.
Calculad la afinidad electrónica del flúor a partir de los datos siguientes, \(\Delta H_0 \) en \(\text{kJ·mol}^{-1} \) \(\text{Rb}(s) \rightarrow \text{Rb}(g) \) ( \( 81, 6 \) ); \(\text{Rb}(g) \rightarrow \text{Rb}^+(g) + e^- \) ( \( 402, 9 \) ); \(\frac{1}{2}\text{F}_2(g) \rightarrow \text{F}(g) \) ( \( 79, 1 \) ); \(\frac{1}{2}\text{F}_2(g) + \text{Rb}(s) \rightarrow \text{RbF}(s) \) ( \(-551, 4 \) ); \(\text{Rb}^+(g) + \text{F}^-(g) \rightarrow \text{RbF}(s) \) ( \(-782, 4 \) ).
Para resolver este ejercicio empezaremos por plantear el ciclo de Born-Haber para la formación del \(\text{RbF} \). A continuación listaremos explícitamente todos los datos particulares. Para terminar aplicaremos la ley de Hess y despejaremos la afinidad electrónica.
Para resolver este apartado empezaremos por plantear el ciclo de Born-Haber para la formación del \(\text{MgCl} \). A continuación listaremos los datos particulares. Para terminar aplicaremos la ley de Hess y calcularemos la entalpía de formación.
Calculad: \(\Delta H_0 \) para la reacción: \( 2\text{MgCl}(s) \rightarrow \text{Mg}(s) + \text{MgCl}_2(s) \) sabiendo que \(\Delta H_f^0(\text{MgCl}_2) = -641, 8 \text{ kJ·mol}^{-1} \)
Para resolver este apartado empezaremos por escribir la expresión de la entalpía de reacción con la ley de Hess. A continuación listaremos las entalpías de formación necesarias. Para terminar sustituiremos y calcularemos.
Calculad la energía reticular del \(\text{MgS} \) en los dos casos: A partir de los datos siguientes, en \(\text{kJ·mol}^{-1} \) \(\text{Mg}(s) \rightarrow \text{Mg}(g) \) ( \( 146, 0 \) ); \(\text{Mg}(g) \rightarrow \text{Mg}^{2+}(g) + 2e^- \) ( \( 2179, 9 \) ); \(\text{S}(s) \rightarrow \text{S}(g) \) ( \( 272, 0 \) ); \(\text{S}(g) + 2e^- \rightarrow \text{S}^{2-}(g) \) ( \( 332, 2 \) ); \(\text{Mg}(s) + \text{S}(s) \rightarrow \text{MgS}(s) \) ( \(-347, 3 \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por plantear el ciclo de Born-Haber para la formación del \(\text{MgS} \). A continuación listaremos los datos particulares. Para terminar aplicaremos la ley de Hess y despejaremos la energía reticular.
Calculad: la entalpía de formación del \(\text{NH}_3(g) \) Datos: Radios iónicos, en \(\text{Å} \) \( r(\text{NH}_4^+) = 1, 44 \) \( r(\text{H}^-) = 1, 48 \) energías de enlace, en \(\text{kJ·mol}^{-1} \) \(\text{H-H} = 436 \) \(\text{N-H} = 390 \) \(\text{N} \equiv \text{N} = 946 \) potencial de ionización del \(\text{H} \) \( 1312 \text{ kJ·mol}^{-1} \) afinidad electrónica del \(\text{H} \) \( 84 \text{ kJ·mol}^{-1} \) entalpía de la reacción \(\text{NH}_3(g) + \text{H}^+(g) \rightarrow \text{NH}_4^+(g) \) \(\Delta H_0 = -895 \text{ kJ·mol}^{-1} \)
Para resolver este apartado empezaremos por plantear la formación del amoniaco a partir de sus elementos. A continuación expresaremos la entalpía con las energías de enlace. Para terminar sustituiremos los datos y calcularemos.
Calculad: la entalpía de formación del \(\text{NH}_4\text{H}(s) \) mediante un ciclo termodinámico adecuado. Datos: Radios iónicos, en \(\text{Å} \) \( r(\text{NH}_4^+) = 1, 44 \) \( r(\text{H}^-) = 1, 48 \) energías de enlace, en \(\text{kJ·mol}^{-1} \) \(\text{H-H} = 436 \) \(\text{N-H} = 390 \) \(\text{N} \equiv \text{N} = 946 \) potencial de ionización del \(\text{H} \) \( 1312 \text{ kJ·mol}^{-1} \) afinidad electrónica del \(\text{H} \) \( 84 \text{ kJ·mol}^{-1} \) entalpía de la reacción \(\text{NH}_3(g) + \text{H}^+(g) \rightarrow \text{NH}_4^+(g) \) \(\Delta H_0 = -895 \text{ kJ·mol}^{-1} \)
Para resolver este apartado empezaremos por diseñar el ciclo termodinámico desde los elementos hasta el sólido iónico. A continuación calcularemos la entalpía de cada etapa. Para terminar sumaremos las etapas con la ley de Hess.
La entalpía de formación del \(\text{H}_2\text{O}(g) \) es \(-242, 21 \) \(\text{kJ/mol} \) y las entalpías de disociación del oxígeno y del hidrógeno son las siguientes: \(\text{1/2 O}_2(g) \rightarrow \text{O}(g) \) \(\Delta H^0_{298} = 249, 24 \) \(\text{kJ/mol} \) \(\text{1/2 H}_2(g) \rightarrow \text{H}(g) \) \(\Delta H^0_D = 218, 20 \) \(\text{kJ/mol} \) Calculad: la energía del enlace \(\text{O-O} \) en la molécula \(\text{H}_2\text{O}_2 \) sabiendo que \(\Delta H^0_f(\text{H}_2\text{O}_2) = -133, 13 \) \(\text{kJ/mol} \)
Para resolver este apartado empezaremos por calcular la entalpía de atomización de los reactivos que forman el peróxido de hidrógeno. A continuación aplicaremos el ciclo de Hess a la formación del peróxido para obtener la entalpía total de formación de sus enlaces. Para terminar restaremos la contribución de los dos enlaces O-H, cuyo valor es conocido, y despejaremos la energía del enlace O-O.
Dibujad la estructura de Lewis y dad la geometría en el espacio (ángulos alrededor de los átomos de \(\text{C} \) \(\text{O} \) y \(\text{N} \) ) de las siguientes moléculas: Metilamina ( \(\text{CH}_3\text{NH}_2 \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por describir la estructura de Lewis de la metilamina con su recuento de electrones. A continuación aplicaremos el modelo VSEPR al átomo de carbono. Para terminar aplicaremos el modelo al átomo de nitrógeno y presentaremos los ángulos con su conclusión.
Dibujad la estructura de Lewis y dad la geometría en el espacio (ángulos alrededor de los átomos de \(\text{C} \) \(\text{O} \) y \(\text{N} \) ) de las siguientes moléculas: Dimetil éter ( \(\text{CH}_3\text{OCH}_3 \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por describir la estructura de Lewis del dimetil éter con su recuento de electrones. A continuación aplicaremos el modelo VSEPR a los átomos de carbono. Para terminar aplicaremos el modelo al átomo de oxígeno y presentaremos los ángulos con su conclusión.
Dibujad la estructura de Lewis y dad la geometría en el espacio (ángulos alrededor de los átomos de \(\text{C} \) \(\text{O} \) y \(\text{N} \) ) de las siguientes moléculas: Acetona ( \(\text{CH}_3\text{COCH}_3 \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por describir la estructura de Lewis de la acetona con su recuento de electrones. A continuación aplicaremos el modelo VSEPR al carbono carbonílico. Para terminar aplicaremos el modelo a los carbonos metílicos y presentaremos los ángulos con su conclusión.
Dibujad la estructura de Lewis y dad la geometría en el espacio (ángulos alrededor de los átomos de \(\text{C} \) \(\text{O} \) y \(\text{N} \) ) de las siguientes moléculas: Etanol ( \(\text{C}_2\text{H}_5\text{OH} \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por describir la estructura de Lewis del etanol con su recuento de electrones. A continuación aplicaremos el modelo VSEPR a los dos átomos de carbono. Para terminar aplicaremos el modelo al átomo de oxígeno y presentaremos los ángulos con su conclusión.
Dibujad la estructura de Lewis y dad la geometría en el espacio (ángulos alrededor de los átomos de \(\text{C} \) \(\text{O} \) y \(\text{N} \) ) de las siguientes moléculas: Ácido acético ( \(\text{CH}_3\text{COOH} \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por describir la estructura de Lewis del ácido acético con su recuento de electrones. A continuación aplicaremos el modelo VSEPR a los dos átomos de carbono. Para terminar aplicaremos el modelo al oxígeno hidroxílico y presentaremos los ángulos con su conclusión.
Dibujad la estructura de Lewis y dad la geometría en el espacio (ángulos alrededor de los átomos de \(\text{C} \) \(\text{O} \) y \(\text{N} \) ) de las siguientes moléculas: Naftaleno ( \(\text{C}_{10}\text{H}_8 \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por describir la estructura de Lewis del naftaleno con su recuento de electrones. A continuación analizaremos la hibridación de los átomos de carbono. Para terminar aplicaremos el modelo VSEPR y presentaremos los ángulos con su conclusión.
Dibujad la estructura de Lewis y dad la geometría en el espacio (ángulos alrededor de los átomos de \(\text{C} \) \(\text{O} \) y \(\text{N} \) ) de las siguientes moléculas: Acetato ( \(\text{CH}_3\text{COO}^- \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por describir la estructura de Lewis del ion acetato con su recuento de electrones. A continuación analizaremos la resonancia del grupo carboxilato. Para terminar aplicaremos el modelo VSEPR a los átomos de carbono y presentaremos los ángulos con su conclusión.
Considerad las especies químicas: \(\text{O}_2^+ \) \(\text{O}_2^- \) \(\text{O}_2^{2-} \) y \(\text{O}_2 \) Escribid sus configuraciones electrónicas.
Para resolver este apartado empezaremos por recordar el orden de llenado de los orbitales moleculares del oxígeno. A continuación escribiremos la configuración electrónica de cada especie. Para terminar presentaremos las cuatro configuraciones.
En la obtención de compuestos de flúor se emplea a menudo un método de sustitución. Partiendo de los datos que se dan a continuación, justificad si la siguiente reacción es favorable para obtener \(\text{AgF}(s) \) \(\text{AgCl}(s) + \text{KF}(s) \rightarrow \text{AgF}(s) + \text{KCl}(s) \) Radios iónicos, en \(\text{pm} \) \(\text{F}^- = 136 \) \(\text{Ag}^+ = 126 \) \(\text{Cl}^- = 181 \) \(\text{K}^+ = 133 \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por escribir la ecuación de Kapustinskii con letras. A continuación calcularemos la energía reticular de cada uno de los cuatro sólidos iónicos. Para terminar obtendremos la entalpía de reacción por diferencia de energías reticulares y decidiremos si es favorable.
Utilizando las energías medias de enlace, estimad el valor de \(\Delta H^0 \) de las siguientes reacciones en fase gas: \(\text{C}_2\text{H}_2(g) + 2\text{H}_2(g) \rightarrow \text{C}_2\text{H}_6(g) \) Comparad los resultados obtenidos con los obtenidos a partir de datos termodinámicos: \(\Delta H^0_f(\text{C}_2\text{H}_6) = -84, 64 \) \(\text{kJ mol}^{-1} \) \(\Delta H^0_f(\text{C}_2\text{H}_2) = 226, 73 \) \(\text{kJ mol}^{-1} \) \(\Delta H^0_f(\text{NH}_3) = -46, 11 \) \(\text{kJ mol}^{-1} \) Datos: Energías medias de enlace, en \(\text{kJ mol}^{-1} \) \(\text{C-H} \) \( 415 \) \(\text{C-C} \) \( 344 \) \(\text{C} \equiv \text{C} \) \( 812 \) \(\text{N} \equiv \text{N} \) \( 946 \) \(\text{N-H} \) \( 391 \) \(\text{H-H} \) \( 436 \)
Para resolver este apartado empezaremos por identificar y contar los enlaces que se rompen en los reactivos. A continuación contaremos los enlaces que se forman en los productos. Para terminar aplicaremos la fórmula de la entalpía a partir de energías de enlace y compararemos el resultado con el valor obtenido de los datos termodinámicos.
Utilizando las energías medias de enlace, estimad el valor de \(\Delta H^0 \) de las siguientes reacciones en fase gas: \(\text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightarrow 2\text{NH}_3(g) \) Comparad los resultados obtenidos con los obtenidos a partir de datos termodinámicos: \(\Delta H^0_f(\text{C}_2\text{H}_6) = -84, 64 \) \(\text{kJ mol}^{-1} \) \(\Delta H^0_f(\text{C}_2\text{H}_2) = 226, 73 \) \(\text{kJ mol}^{-1} \) \(\Delta H^0_f(\text{NH}_3) = -46, 11 \) \(\text{kJ mol}^{-1} \) Datos: Energías medias de enlace, en \(\text{kJ mol}^{-1} \) \(\text{C-H} \) \( 415 \) \(\text{C-C} \) \( 344 \) \(\text{C} \equiv \text{C} \) \( 812 \) \(\text{N} \equiv \text{N} \) \( 946 \) \(\text{N-H} \) \( 391 \) \(\text{H-H} \) \( 436 \)
Para resolver este apartado empezaremos por contar los enlaces que se rompen en el nitrógeno y en el hidrógeno. A continuación contaremos los enlaces que se forman en las dos moléculas de amoníaco. Para terminar calcularemos la entalpía de la reacción, la expresaremos por mol de amoníaco formado y la compararemos con el dato termodinámico.
Para cada una de las siguientes moléculas: \(\text{CH}_3\text{Cl} \) \(\text{NH}_3 \) \(\text{CH}_2\text{O} \) cis y trans \(\text{ClHC=CHCl} \) determinad: la estructura de Lewis.
Para resolver este apartado empezaremos por describir las estructuras de Lewis del clorometano y del amoníaco con sus recuentos de electrones. A continuación describiremos la del formaldehído. Para terminar describiremos las de los isómeros cis y trans del 1, 2-dicloroeteno y presentaremos la conclusión.
Responded los siguientes apartados: Explicad la hibridación de los átomos de \(\text{Be} \) y \(\text{B} \) que permite justificar el carácter apolar de las moléculas \(\text{BeI}_2 \) y \(\text{BCl}_3 \)
Para resolver este apartado empezaremos por determinar la hibridación del berilio en el BeI₂. A continuación determinaremos la hibridación del boro en el BCl₃. Para terminar relacionaremos ambas hibridaciones con el carácter apolar de las moléculas y presentaremos la conclusión.
Calculad: la entalpía de la reacción: \(\text{NH}_4\text{H}(s) \rightarrow \text{NH}_3(g) + \text{H}_2(g) \) ¿Qué se puede decir de la estabilidad de este hidruro? Datos: Radios iónicos, en \(\text{Å} \) \( r(\text{NH}_4^+) = 1, 44 \) \( r(\text{H}^-) = 1, 48 \) energías de enlace, en \(\text{kJ·mol}^{-1} \) \(\text{H-H} = 436 \) \(\text{N-H} = 390 \) \(\text{N} \equiv \text{N} = 946 \) potencial de ionización del \(\text{H} \) \( 1312 \text{ kJ·mol}^{-1} \) afinidad electrónica del \(\text{H} \) \( 84 \text{ kJ·mol}^{-1} \) entalpía de la reacción \(\text{NH}_3(g) + \text{H}^+(g) \rightarrow \text{NH}_4^+(g) \) \(\Delta H_0 = -895 \text{ kJ·mol}^{-1} \)
Para resolver este apartado empezaremos por aplicar la ley de Hess a la reacción de descomposición. A continuación sustituiremos las entalpías de formación. Para terminar interpretaremos el signo obtenido en términos de estabilidad.
El talio presenta dos estados de oxidación: \(+1 \) y \(+3 \) Predecid la estabilidad relativa de estos dos compuestos (¿se produce la reacción: \(\text{TlF}_3 \rightarrow \text{TlF} + \text{F}_2 \) ). Datos: \(\text{F}_2(g) \rightarrow 2\text{F}(g) \) ( \( 154 \text{ kJ·mol}^{-1} \) ); \(\text{F}(g) + e^- \rightarrow \text{F}^-(g) \) ( \(-322 \text{ kJ·mol}^{-1} \) ); \(\text{Br}_2(g) \rightarrow 2\text{Br}(g) \) ( \( 490 \text{ kJ·mol}^{-1} \) ); \(\text{Br}(g) + e^- \rightarrow \text{Br}^-(g) \) ( \(-324, 5 \text{ kJ·mol}^{-1} \) ); potenciales de ionización, en \(\text{kJ·mol}^{-1} \) \( PI_1 = 589, 3 \) \( PI_2 = 1971 \) \( PI_3 = 2878 \) radios iónicos, en \(\text{pm} \) \( r_{\text{Tl}^{3+}} = 95 \) \( r_{\text{Tl}^+} = 164 \) \( r_{\text{F}^-} = 136 \) \( r_{\text{Br}^-} = 195 \)
Para resolver este apartado empezaremos por diseñar el ciclo termodinámico para la reacción \(\text{TlF}_3(s) \rightarrow \text{TlF}(s) + \text{F}_2(g) \). A continuación calcularemos la entalpía de cada etapa. Para terminar sumaremos las etapas e interpretaremos el signo obtenido.
El talio presenta dos estados de oxidación: \(+1 \) y \(+3 \) Discutid si la estabilidad relativa del \(\text{TlBr} \) y del \(\text{TlBr}_3 \) es comparable a la de los fluoruros. Datos: \(\text{F}_2(g) \rightarrow 2\text{F}(g) \) ( \( 154 \text{ kJ·mol}^{-1} \) ); \(\text{F}(g) + e^- \rightarrow \text{F}^-(g) \) ( \(-322 \text{ kJ·mol}^{-1} \) ); \(\text{Br}_2(g) \rightarrow 2\text{Br}(g) \) ( \( 490 \text{ kJ·mol}^{-1} \) ); \(\text{Br}(g) + e^- \rightarrow \text{Br}^-(g) \) ( \(-324, 5 \text{ kJ·mol}^{-1} \) ); potenciales de ionización, en \(\text{kJ·mol}^{-1} \) \( PI_1 = 589, 3 \) \( PI_2 = 1971 \) \( PI_3 = 2878 \) radios iónicos, en \(\text{pm} \) \( r_{\text{Tl}^{3+}} = 95 \) \( r_{\text{Tl}^+} = 164 \) \( r_{\text{F}^-} = 136 \) \( r_{\text{Br}^-} = 195 \)
Para resolver este apartado empezaremos por calcular las energías reticulares de los bromuros con Kapustinskii. A continuación evaluaremos la entalpía de la reacción análoga \(\text{TlBr}_3(s) \rightarrow \text{TlBr}(s) + \text{Br}_2(g) \). Para terminar compararemos con el caso de los fluoruros.
Estimad las longitudes de enlace en las moléculas \(\text{CH}_3\text{OH} \) y \(\text{HCN} \) utilizando los siguientes valores de los radios de enlace en \(\text{\AA} \): \(\text{H} \) (Sencillo: \( 0, 30 \) ), \(\text{C} \) (Sencillo: \( 0, 77 \), Doble: \( 0, 67 \), Triple: \( 0, 60 \) ), \(\text{N} \) (Sencillo: \( 0, 70 \), Doble: \( 0, 60 \), Triple: \( 0, 55 \) ), \(\text{O} \) (Sencillo: \( 0, 66 \) ).
Para resolver este ejercicio empezaremos por establecer la relación teórica entre la longitud de un enlace y los radios de enlace de los átomos. A continuación calcularemos las longitudes de los enlaces de la molécula de metanol. Para terminar calcularemos las longitudes de los enlaces del cianuro de hidrógeno y presentaremos la conclusión.
El momento dipolar de una molécula diatómica es \( 3, 2 \cdot 10^{-30} \) \(\text{C} \cdot \text{m} \) y su longitud de enlace es de \( 200 \) \(\text{pm} \) Calculad: la fracción de carga electrónica que posee cada átomo.
Para resolver este apartado empezaremos por despejar la carga efectiva transferida a partir de la definición de momento dipolar. A continuación expresaremos la longitud de enlace en metros del Sistema Internacional. Para terminar expresaremos la carga obtenida como fracción de la carga elemental y presentaremos la conclusión.
El momento dipolar de una molécula diatómica es \( 3, 2 \cdot 10^{-30} \) \(\text{C} \cdot \text{m} \) y su longitud de enlace es de \( 200 \) \(\text{pm} \) Calculad: el porcentaje de carácter iónico del enlace.
Para resolver este apartado empezaremos por recordar la relación entre la fracción de carga transferida y el porcentaje de carácter iónico. A continuación multiplicaremos la fracción de carga transferida por cien. Para terminar presentaremos el resultado con su conclusión.
Utilizando las reglas VSEPR, dad la geometría de las siguientes especies químicas y comentad las longitudes y los ángulos de enlace: \(\text{CO}_3^{2-} \) \(\text{XeF}_4 \) \(\text{MnO}_4^- \) \(\text{SO}_3^{2-} \) \(\text{TeO}_4^{2-} \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por recordar las reglas del modelo de repulsión de pares electrónicos y la fórmula del número estérico. A continuación determinaremos la geometría del ion carbonato. Después analizaremos el tetrafluoruro de xenón. A continuación estudiaremos el ion permanganato. Después analizaremos el ion sulfito. Para terminar estudiaremos el ion telurato y presentaremos la conclusión.
Para cada una de las siguientes moléculas: \(\text{CH}_3\text{Cl} \) \(\text{NH}_3 \) \(\text{CH}_2\text{O} \) cis y trans \(\text{ClHC=CHCl} \) determinad: la geometría según la teoría VSEPR.
Para resolver este apartado empezaremos por determinar la geometría del clorometano y del amoníaco. A continuación determinaremos la del formaldehído. Para terminar determinaremos las de los isómeros cis y trans y presentaremos la conclusión.
Para cada una de las siguientes moléculas: \(\text{CH}_3\text{Cl} \) \(\text{NH}_3 \) \(\text{CH}_2\text{O} \) cis y trans \(\text{ClHC=CHCl} \) determinad: ¿tiene momento dipolar?
Para resolver este apartado empezaremos por recordar el criterio de polaridad molecular. A continuación analizaremos el clorometano y el amoníaco. Después analizaremos el formaldehído. Para terminar analizaremos los isómeros cis y trans y presentaremos la conclusión.
Para la molécula siguiente, ordenad en orden creciente las distancias \( a \) \( b \) \( c \) y los ángulos \(\alpha \) \(\beta \) \(\gamma \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por identificar la molécula representada en la figura y el orden de enlace de cada distancia señalada. A continuación ordenaremos las distancias según su orden de enlace y los ángulos según la hibridación de cada carbono. Para terminar presentaremos la ordenación creciente con su conclusión.
Responded los siguientes apartados: Discutid las diferencias estructurales de las moléculas \(\text{BCl}_3 \) y \(\text{NCl}_3 \)
Para resolver este apartado empezaremos por analizar la estructura electrónica del BCl₃. A continuación analizaremos la del NCl₃. Para terminar compararemos ambas moléculas y presentaremos la conclusión.
Responded los siguientes apartados: Discutid la relación que hay entre los enlaces de las moléculas \(\text{BF}_3 \) \(\text{F}_2\text{CO} \) y \(\text{FNO}_2 \)
Para resolver este apartado empezaremos por analizar los enlaces de la molécula de BF₃. A continuación analizaremos los de la molécula de F₂CO. Para terminar analizaremos los de la molécula de FNO₂ y presentaremos la relación entre ellas con su conclusión.
Responded los siguientes apartados: Creéis que en un futuro se podrá encontrar la molécula \(\text{O}_4 \) con geometría trigonal plana?
Para resolver este apartado empezaremos por plantear la estructura hipotética de un O₄ trigonal plano. A continuación analizaremos el recuento electrónico y la carga formal del oxígeno central. Para terminar concluiremos sobre la viabilidad de esta molécula.
La geometría de la molécula de aleno ( \(\text{CH}_2=\text{C}=\text{CH}_2 \) ) se muestra en la figura adjunta: determinad cuál es la hibridación de los átomos de carbono en esta molécula. Dibujad los orbitales como en el caso del problema anterior y, a partir de este dibujo, explicad la razón por la que los cuatro átomos de hidrógeno no están en un mismo plano.
Para resolver este ejercicio empezaremos por determinar la hibridación del carbono central y de los carbonos terminales. A continuación describiremos el dibujo de los orbitales con los dos enlaces pi perpendiculares. Para terminar explicaremos por qué los cuatro hidrógenos no son coplanarios y presentaremos la conclusión.
Describid mediante el modelo de orbitales híbridos la geometría de las moléculas siguientes: Benceno ( \(\text{C}_6\text{H}_6 \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por determinar la hibridación de los átomos de carbono del anillo. A continuación analizaremos la disposición espacial de los orbitales híbridos y del orbital p sin hibridar. Para terminar describiremos la geometría molecular resultante del benceno.
Describid mediante el modelo de orbitales híbridos la geometría de las moléculas siguientes: Fenol ( \(\text{C}_6\text{H}_5\text{-OH} \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por analizar la hibridación de los carbonos del anillo aromático. A continuación determinaremos la hibridación del oxígeno del grupo hidroxilo. Para terminar describiremos la geometría global del fenol.
Describid mediante el modelo de orbitales híbridos la geometría de las moléculas siguientes: Tolueno ( \(\text{C}_6\text{H}_5\text{-CH}_3 \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por determinar la hibridación de los carbonos del anillo aromático. A continuación analizaremos la hibridación del carbono del grupo metilo. Para terminar describiremos la geometría global del tolueno.
Describid mediante el modelo de orbitales híbridos la geometría de las moléculas siguientes: Metanol ( \(\text{CH}_3\text{OH} \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por determinar la hibridación del átomo de carbono. A continuación analizaremos la hibridación del átomo de oxígeno. Para terminar describiremos la geometría molecular del metanol.
Describid mediante el modelo de orbitales híbridos la geometría de las moléculas siguientes: Ácido fórmico ( \(\text{HCOOH} \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por determinar la hibridación del átomo de carbono. A continuación analizaremos la hibridación de los dos átomos de oxígeno. Para terminar describiremos la geometría del ácido fórmico.
Describid mediante el modelo de orbitales híbridos la geometría de las moléculas siguientes: Acetaldehído ( \(\text{CH}_3\text{CHO} \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por determinar la hibridación del carbono del grupo metilo. A continuación analizaremos la hibridación del carbono carbonílico y del oxígeno. Para terminar describiremos la geometría del acetaldehído.
Describid mediante el modelo de orbitales híbridos la geometría de las moléculas siguientes: Etilamina ( \(\text{CH}_3\text{CH}_2\text{NH}_2 \) ), nitrógeno piramidal.
Para resolver este apartado empezaremos por determinar la hibridación de los átomos de carbono. A continuación analizaremos la hibridación del átomo de nitrógeno. Para terminar describiremos la geometría de la etilamina.
Describid mediante el modelo de orbitales híbridos la geometría de las moléculas siguientes: Acetamida ( \(\text{CH}_3\text{CONH}_2 \) ), nitrógeno plano trigonal.
Para resolver este apartado empezaremos por determinar la hibridación de los carbonos y del oxígeno del grupo amida. A continuación analizaremos la hibridación del nitrógeno. Para terminar describiremos la geometría de la acetamida.
Para cada uno de los siguientes pares de moléculas, decid cuál tendrá la energía de disociación más pequeña: \(\text{Li}_2 \) ó \(\text{Li}_2^+ \)
Para resolver este apartado empezaremos por calcular el orden de enlace de ambas especies. A continuación compararemos dichos órdenes de enlace. Para terminar decidiremos cuál tiene menor energía de disociación.
Para cada uno de los siguientes pares de moléculas, decid cuál tendrá la energía de disociación más pequeña: \(\text{C}_2 \) ó \(\text{C}_2^+ \)
Para resolver este apartado empezaremos por calcular el orden de enlace de ambas especies. A continuación compararemos dichos órdenes de enlace. Para terminar decidiremos cuál tiene menor energía de disociación.
Para cada uno de los siguientes pares de moléculas, decid cuál tendrá la energía de disociación más pequeña: \(\text{F}_2 \) ó \(\text{F}_2^+ \)
Para resolver este apartado empezaremos por calcular el orden de enlace de ambas especies. A continuación compararemos dichos órdenes de enlace. Para terminar decidiremos cuál tiene menor energía de disociación.
Para cada uno de los siguientes pares de moléculas, decid cuál tendrá la energía de disociación más pequeña: \(\text{NO} \) ó \(\text{NO}^- \)
Para resolver este apartado empezaremos por calcular el orden de enlace de ambas especies. A continuación compararemos dichos órdenes de enlace. Para terminar decidiremos cuál tiene menor energía de disociación.
Para cada uno de los siguientes pares de moléculas, decid cuál tendrá la energía de disociación más pequeña: \(\text{BN} \) ó \(\text{BO} \)
Para resolver este apartado empezaremos por calcular el orden de enlace de ambas especies. A continuación compararemos dichos órdenes de enlace. Para terminar decidiremos cuál tiene menor energía de disociación.
Considerad las especies químicas: \(\text{O}_2^+ \) \(\text{O}_2^- \) \(\text{O}_2^{2-} \) y \(\text{O}_2 \) Ordenadlas en orden creciente de la longitud de enlace.
Para resolver este apartado empezaremos por calcular el orden de enlace de cada especie. A continuación aplicaremos la relación entre orden de enlace y longitud de enlace. Para terminar ordenaremos las especies por longitud creciente.
Considerad las especies químicas: \(\text{O}_2^+ \) \(\text{O}_2^- \) \(\text{O}_2^{2-} \) y \(\text{O}_2 \) Predecid su comportamiento magnético.
Para resolver este apartado empezaremos por recordar el criterio de comportamiento magnético. A continuación contaremos los electrones desapareados de cada especie. Para terminar clasificaremos cada especie como paramagnética o diamagnética.
Considerad las especies químicas: \(\text{O}_2^+ \) \(\text{O}_2^- \) \(\text{O}_2^{2-} \) y \(\text{O}_2 \) Representad gráficamente las siguientes energías de disociación en función del orden de enlace: \(\text{O}_2^+ \rightarrow \text{O}^+ + \text{O} \) ( \( 623 \) \(\text{kJ/mol} \) ); \(\text{O}_2 \rightarrow \text{O} + \text{O} \) ( \( 494 \) \(\text{kJ/mol} \) ); \(\text{O}_2^- \rightarrow \text{O} + \text{O} \) ( \( 351 \) \(\text{kJ/mol} \) ); \(\text{O}_2^{2-} \rightarrow \text{O} + \text{O} \) ( \( 205 \) \(\text{kJ/mol} \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por reunir los pares de valores de orden de enlace y energía de disociación. A continuación describiremos cualitativamente la gráfica resultante. Para terminar interpretaremos la tendencia observada.
Para la molécula de \(\text{Cl}_2 \) Determinad los orbitales moleculares.
Para resolver este apartado empezaremos por identificar los orbitales atómicos de valencia del cloro. A continuación aplicaremos las reglas de combinación de orbitales atómicos. Para terminar listaremos los orbitales moleculares resultantes.
Para la molécula de \(\text{Cl}_2 \) ¿Cuál es la configuración electrónica del estado fundamental?
Para resolver este apartado empezaremos por contar los electrones totales de la molécula. A continuación los distribuiremos en los orbitales moleculares por orden de energía. Para terminar escribiremos la configuración del estado fundamental.
Para la molécula de \(\text{Cl}_2 \) Interpretad por qué la ionización del \(\text{Cl}_2 \) ( \(\text{Cl}_2 \rightarrow \text{Cl}_2^+ + e^- \) ) reduce la distancia interatómica ( \( 199 \) \(\text{pm} \) → \( 189 \) \(\text{pm} \) ).
Para resolver este apartado empezaremos por identificar de qué orbital procede el electrón perdido en la ionización. A continuación calcularemos el orden de enlace del ion. Para terminar relacionaremos el cambio de orden de enlace con la distancia interatómica.
Para la molécula de \(\text{Cl}_2 \) ¿Cuál es la primera configuración excitada del \(\text{Cl}_2 \)
Para resolver este apartado empezaremos por identificar el orbital ocupado de mayor energía y el desocupado de menor energía. A continuación promoveremos un electrón entre ambos. Para terminar escribiremos la configuración excitada resultante.
A partir de los siguientes potenciales de ionización para el N y el O: \( 2s \): N ( \( 25, 5 \) \(\text{eV} \) ), O ( \( 32, 3 \) \(\text{eV} \) ); \( 2p \): N ( \( 13, 1 \) \(\text{eV} \) ), O ( \( 15, 9 \) \(\text{eV} \) ). Dibujad el diagrama de niveles energéticos del óxido nítrico, \(\text{NO} \)
Para resolver este apartado empezaremos por situar los niveles atómicos a partir de los potenciales de ionización. A continuación aplicaremos el criterio de combinación de orbitales. Para terminar describiremos el diagrama de niveles resultante.
A partir de los siguientes potenciales de ionización para el N y el O: \( 2s \): N ( \( 25, 5 \) \(\text{eV} \) ), O ( \( 32, 3 \) \(\text{eV} \) ); \( 2p \): N ( \( 13, 1 \) \(\text{eV} \) ), O ( \( 15, 9 \) \(\text{eV} \) ). Determinad su orden de enlace y discutid sus propiedades magnéticas.
Para resolver este apartado empezaremos por contar los electrones enlazantes y antienlazantes. A continuación calcularemos el orden de enlace. Para terminar discutiremos el comportamiento magnético.
A partir de los siguientes potenciales de ionización para el N y el O: \( 2s \): N ( \( 25, 5 \) \(\text{eV} \) ), O ( \( 32, 3 \) \(\text{eV} \) ); \( 2p \): N ( \( 13, 1 \) \(\text{eV} \) ), O ( \( 15, 9 \) \(\text{eV} \) ). ¿Es favorable la formación del ión nitrosil, \(\text{NO}^+ \)
Para resolver este apartado empezaremos por identificar el electrón que se pierde al formar el ion. A continuación calcularemos el orden de enlace del ion. Para terminar valoraremos si su formación es favorable.
A partir de los siguientes potenciales de ionización para el N y el O: \( 2s \): N ( \( 25, 5 \) \(\text{eV} \) ), O ( \( 32, 3 \) \(\text{eV} \) ); \( 2p \): N ( \( 13, 1 \) \(\text{eV} \) ), O ( \( 15, 9 \) \(\text{eV} \) ). Escribid la expresión matemática de cada uno de los orbitales moleculares.
Para resolver este apartado empezaremos por recordar el método de combinación lineal de orbitales atómicos. A continuación escribiremos la expresión de cada orbital molecular. Para terminar comentaremos el significado de los coeficientes.
El Hg ( \( Z = 80 \) ) pertenece al Grupo \( 12 \) del Sistema Periódico y su ion monopositivo existe en forma de dímero, \(\text{Hg}_2^{2+} \) Dibujad el diagrama de orbitales moleculares de este ion, suponiendo que los orbitales d no participan en el enlace.
Para resolver este apartado empezaremos por determinar la configuración electrónica de valencia del mercurio. A continuación aplicaremos el modelo de orbitales moleculares de una molécula \(\text{A}_2 \). Para terminar describiremos el diagrama de niveles resultante.
El Hg ( \( Z = 80 \) ) pertenece al Grupo \( 12 \) del Sistema Periódico y su ion monopositivo existe en forma de dímero, \(\text{Hg}_2^{2+} \) Escribid la configuración electrónica del ion y determinad su orden de enlace. Predecid qué pasará con el enlace Hg-Hg en el proceso de reducción: \(\text{Hg}_2^{2+} + 2e^- \)
Para resolver este apartado empezaremos por escribir la configuración electrónica del ion. A continuación calcularemos su orden de enlace. Para terminar analizaremos el efecto de la reducción sobre el enlace Hg-Hg.
El Hg ( \( Z = 80 \) ) pertenece al Grupo \( 12 \) del Sistema Periódico y su ion monopositivo existe en forma de dímero, \(\text{Hg}_2^{2+} \) Comparad el comportamiento de este ion y de la especie monomérica Hg en un campo magnético.
Para resolver este apartado empezaremos por recordar el criterio de comportamiento magnético. A continuación analizaremos el ion dímero. Para terminar analizaremos la especie monomérica y compararemos.
El Hg ( \( Z = 80 \) ) pertenece al Grupo \( 12 \) del Sistema Periódico y su ion monopositivo existe en forma de dímero, \(\text{Hg}_2^{2+} \) Escribid la expresión matemática del orbital molecular de menor energía.
Para resolver este apartado empezaremos por identificar el orbital molecular de menor energía. A continuación escribiremos su expresión como combinación lineal. Para terminar comentaremos su significado.
Ordenad en orden creciente de la temperatura de fusión los siguientes sólidos iónicos: a) \(\text{MgO} \) b) \(\text{NaBr} \) c) \(\text{NaCl} \) d) \(\text{CaO} \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por recordar la relación entre la energía reticular y la temperatura de fusión. A continuación analizaremos la carga y el tamaño de los iones de cada sólido. Para terminar estableceremos el orden creciente de temperaturas de fusión.
Para resolver este ejercicio empezaremos por recordar el método de la repulsión de los pares electrónicos de valencia y las fórmulas del número estérico. A continuación analizaremos las especies con geometría tetraédrica. Después estudiaremos las especies con geometría trigonal plana. Para terminar analizaremos las especies angulares y piramidales y las especies hipervalentes. Nota: el enunciado original contiene únicamente la lista de especies, sin verbo; se resuelve determinando la estructura de Lewis y la geometría molecular de cada una, que es la tarea habitual de este bloque de ejercicios.
Dibuja las estructuras de Lewis de las siguientes especies, indicando la resonancia cuando exista:
\(\text{ClO}_4^- \), \(\text{IO}_3^- \), \(\text{SOCl}_2 \), \(\text{N}_2\text{O}_4 \), \(\text{NO}_2^- \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por recordar el método de construcción de estructuras de Lewis, el concepto de resonancia y la fórmula de la carga formal. A continuación analizaremos los iones perclorato y yodato. Después estudiaremos el cloruro de tionilo. Para terminar analizaremos el tetróxido de dinitrógeno y el ion nitrito. Nota: el enunciado original contiene únicamente la lista de especies, sin verbo; se resuelve determinando la estructura de Lewis con sus formas resonantes más importantes y la geometría de cada una, que es la tarea habitual de este bloque de ejercicios.
Determina la geometría molecular y la polaridad de las siguientes especies:
\(\text{CHCl}_3 \), \(\text{SeF}_4 \), \(\text{SCl}_2 \), \(\text{CH}_2\text{Cl}_2 \), \(\text{NCl}_3 \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por recordar el método VSEPR y el criterio de polaridad molecular. A continuación analizaremos el cloroformo. Después estudiaremos el tetrafluoruro de selenio. A continuación analizaremos el dicloruro de azufre. Después estudiaremos el diclorometano. Para terminar analizaremos el tricloruro de nitrógeno y presentaremos la conclusión. Nota: el enunciado original contiene únicamente la lista de moléculas, sin verbo; se resuelve determinando la estructura de Lewis, la geometría VSEPR y la existencia de momento dipolar de cada una, que es la tarea habitual de este bloque de ejercicios.
Discutid la distribución electrónica de las siguientes moléculas: \(\text{Be}_2 \) \(\text{NO} \) \(\text{S}_2 \) \(\text{Br}_2 \) \(\text{CO} \) \(\text{FCl} \) \(\text{CN}^- \)
Para resolver este ejercicio empezaremos por recordar la teoría de orbitales moleculares y la definición de orden de enlace. A continuación aplicaremos este modelo a cada una de las moléculas propuestas. Para terminar compararemos los resultados obtenidos con los valores de orden de enlace dados.