Guia 3 de Quimica (2014)

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Elemento Símbolo químico Estructura de Lewis

Sodio

Carbono

Helio

Silicio

Neón

Calcio

Potasio

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Guía III (primera

parte) Química CBC

2014

Ejercicio 3.1: Escribir los símbolos químicos de Lewis de los átomos siguientes…


2 2

Nitrógeno

Bromo

Azufre

Magnesio

Oxígeno

Fósforo

Flúor

Antes de comenzar, vamos a recordar cómo varía la electronegatividad a lo largo de la

tabla periódica, aumenta al movernos de izquierda a derecha dentro de un mismo período y de

abajo hacia arriba al movernos dentro de un mismo grupo.

Observación: Mirando la tabla, nos damos cuenta de que los metales tienen menos

electronegatividad que los no metales. Esto está relacionado con la tendencia de los metales a

Ejercicio 3.2: Ordenar los átomos de los elementos siguientes…


3 3

formar cationes y de los no metales a formar aniones. Menor negatividad implica menor tendencia

a acaparar (retener) los electrones.

a) de menor a mayor (sentido creciente)

Primero ubiquemos los elementos en la tabla. Los cuatro elementos son halógenos. Como

repasamos recién antes de empezar el ejercicio, la electronegatividad aumenta de abajo hacia

arriba dentro del mismo grupo. Por lo tanto, vamos a ordenar los elementos como están en el

grupo, para poder comparar.

El flúor está primero y más arriba en el grupo, por lo tanto, es el de mayor

electronegatividad. De la misma manera, el cloro que está segundo, tiene menos

electronegatividad y así sucesivamente.

Pero el enunciado pide ordenar de menor a mayor, así que vamos vuelta todo:

b) en sentido decreciente

En este caso, todos los elementos pertenecen al mismo período. Como dijimos en la

introducción del ejercicio, la electronegatividad aumenta cuando nos movemos hacia la derecha

dentro del mismo grupo. Por lo tanto, alcanza con ubicar los elementos dentro del grupo mirando

la tabla. Nos queda lo siguiente:

c) en sentido creciente

En este caso, no tenemos la ventaja de tener a todos los elementos en el mismo grupo o

período. Comenzamos identificando qué tipo de elementos tenemos: y son metales y y

son no metales. Ahora es más fácil comparar, porque (según lo que dijimos en la observación de la

introducción), como regla general, los metales tienen menor electronegatividad que los no

metales. Por lo tanto, y tienen menor electronegatividad que y .

Ahora, faltaría compararlos entre sí. La electronegatividad del oxígeno es mayor que la del

carbono porque se encuentra más a la derecha dentro del mismo período. Y el se encuentra

más a la derecha y arriba que el y, por lo tanto, es más electronegativo. Finalmente, nos queda:


4 4

Para saber cuál es más polar, lo que tenemos que ver es cuál es la diferencia de

electronegatividad entre los dos elementos. Mientras mayor sea la diferencia de

electronegatividad, mayor será la polaridad.

a) Vamos a ver, de cada par de elemento, cuál es el elemento que se encuentra más a la derecha

dentro de la tabla periódica. Los valores de electronegatividad de cada elemento se encuentran en

la tabla periódica. Recordemos que si nos movemos hacia la derecha de la tabla, la

electronegatividad aumenta. Para calcular la diferencia de electronegatividad, solo tenemos que

restar los valores de electronegatividad de cada elemento del par, obteniendo estos datos de la

tabla periódica.

b) En base a lo que calculamos en la tercera columna del punto anterior:

( ) ( ) ( ) ( )

Recordemos que la diferencia de electro negatividad entre los dos átomos determina la polaridad

del enlace.

Observación: Como la polaridad de un enlace está determinada por la diferencia de

electronegatividad, es esperable que si la unión ocurre entre átomos del mismo elemento, el

enlace será no polar.

Para ver de qué tipo de enlace se trata, vamos a ver la diferencia de electronegatividades. En

general, cuando la diferencia de electronegatividades es grande, se trata de uniones iónicas y,

cuando la diferencia de electronegatividad es baja, de uniones covalentes como se ve en la

siguiente tabla:

Vamos a los puntos del ejercicio:

Compuesto Comentario Tipo de enlace

Diferencia de elecronegatividad alta,

Iónico

Par: Elemento más electronegativo: Diferencia de electronegatividad del par:

Cloro | |

Oxígeno | |

Flúor | |

Oxígeno | |

Diferencia de electronegatividad Tipo de enlace

( ) iónica

( ) covalente

Ejercicio 3.3: Dados los siguientes…

Ejercicio 3.4: Responder a qué tipo de enlace…


5 5

No hay diferencia de electronegatividad nula (no hay polaridad permanente),

Covalente no polar

Diferencia de electronegatividad baja,

Covalente polar

Al igual que en el caso del cloro, no hay diferencia de electronegatividad nula (no hay polaridad permanente),

Covalente no polar

Diferencia de electronegatividad baja,

Covalente polar

Para definir esto, vamos a ver la diferencia de electronegatividad entre los átomos dentro de cada

molécula.

En el enlace es iónico, existe una importante diferencia de electronegatividad.

En habrá uniones covalentes, existe poca diferencia de electronegatividad.

En H el enlace es iónico, existe una importante diferencia de electronegatividad.



Ejercicio 3.5: Indicar qué tipo de enlace…

Ejercicio 3.6: Escribir una estructura de Lewis…


6 6

Regla del octeto:

Explica la tendencia de los iones de completar la capa más externa con ocho electrones, de forma

de alcanzar una configuración estable, tendiendo a la configuración del gas noble más cercano.

Comenzamos con el ejercicio,

Se cumple la regla del octeto (observar cantidad de electrones del boro central). El flúor tiene siete

electrones en su capa externa, en cambio el boro únicamente tres. Cada flúor llega a completar el

octeto de la siguiente manera:

Ejercicio 3.7: Escribir la estructura de Lewis…


7 7

No se cumple la regla del octeto (observar cantidad de electrones del azufre central). El azufre

tiene seis electrones en su capa externa y el fósforo siete.

No se cumple la regla del octeto (observar cantidad de electrones del fósforo central). El cloro

tiene siete electrones en su capa más externa y el fósforo tiene siete.

Estado de oxidación (o número de oxidación): es la carga (positiva o negativa) que tiene

cada átomo dentro de un compuesto como resultado de poner en juego una cantidad de

electrones en el enlace químico. Un mismo átomo puede tener varios números de oxidación

porque puede interactuar de maneras diferentes según el compuesto que forma.

Algunos tips:

Ejercicio 3.8: Determinar el estado de oxidación…


8 8

En un compuesto, la suma de los números de oxidación de los elementos, multiplicados

por las cantidades, tiene que dar cero;

En un ion, la carga es igual al número de oxidación;

Los átomos de sustancias simples tienen número de oxidación cero;

El hidrógeno siempre actúa con número de oxidación , excepto que se encuentre

formando hidruros, en cuyo caso, actúa con número de oxidación ;

El oxígeno actúa siempre con número de oxidación , excepto que se encuentro

formando peróxidos, en cuyo caso, actúa con número de oxidación .

a)

Especie Estado de oxidación (número de oxidación)

: Pertenece al grupo de los alcalinos (grupo I A), siempre actúa con carga : Forma un hidruro, con carga *

: En este caso, actúa con carga : Puede actuar con diferentes cargas pero en este caso, tiene que actuar con estado de oxidación .

( )

: En este caso, actúa con carga : En general, actúa con carga (vamos a suponer que no es una excepción) : Lo podemos obtener asumiendo que la molécula es neutra: ⏟

⏟

⏟

Finalmente,

( )

: Tiene carga : Con la misma lógica del compuesto anterior,

Finalmente,

Oxígeno: Tiene carga Nitrógeno: Para que la molécula sea neutra, tiene que ser

Calcio: Es un elemento alcalinotérreo (grupo II A), tiene que tener carga Flúor: Es un halógeno (grupo VII A), tiene carga


9 9

*Recordar que el hidrógeno puede tener carga o . En este caso, solo puede tener carga

negativa, para que la molécula sea neutra.

b)

Para dibujar la estructura de Lewis, se dibujan los electrones de la . Es útil tener a

mano los valores de los números de oxidación, estos nos dan la cantidad de electrones del átomo

que participan en la unión. Esto nos sirve como verificación, dado que la suma de todos los

números de oxidación, que es la carga del compuesto, tiene que ser cero porque la molécula es

neutra.

Lo que hay que hacer para resolver este ejercicio es ir probando con distintas cantidad de

cada elemento hasta llegar a un compuesto con carga nula. Lo más importante es llegar a que la

carga del compuesto sea cero.

Especie Número de oxidación

Oxígeno: Azufre: como hicimos antes, hacemos un balance de cargas: ⏟

Como en el caso del magnesio, el número de oxidación es directamente la carga,

Con la misma lógica del punto anterior, la carga es

Como hicimos para el , hacemos un balance de cargas (tomando que la carga del

hidrógeno es )

Nuevamente, hacemos un balance de cargas: ( )

Ejercicio 3.9: La mayoría de los elementos…


10 10

a)

Dióxido de azufre ( ). Hagamos el balance de cargas: ( )⏟

( )⏟

Trióxido de azufre ( ). Hacemos también el balance de cargas: ( ) ( )

b) Seguimos con la misma metodología del punto anterior.

Compuesto Fórmula molecular Balance de cargas Estructura de Lewis

Óxido de nitrógeno ( ) ( ) ( )

Óxido de nitrógeno ( )

( ) ( )

c)


Óxido de cloro ( )

( ) ( )

Óxido de cloro ( )

( ) ( )

d)


Óxido de calcio

( ) ( )


11 11

e)


Óxido de sodio

( ) ( )

f)


Óxido de hierro ( )

( ) ( )

Óxido de hierro ( )

( ) ( )

En cuanto a los óxidos predominantemente iónicos, serán los del , y , que corresponden

a mayores diferencias de electronegatividad. Para los casos de , y , las diferencias de

electronegatividad son menores y serán predominantemente covalentes.

Lo completaremos en la próxima unidad, por el momento no prestes atención a este punto, no te

va a aportan nada nuevo.

a) Cloruro de hierro ( )

b)

c)

d) Cloruro de cobalto ( )

e)

f) Sulfuro de cinc

Ejercicio 3.10: La mayoría de los elementos…

Ejercicio 3.11: Según corresponda…


12 12

g) Ioduro de potasio

h)

Polaridad permanente: Cuando existe una diferencia grande de electronegatividad entro

átomos, existe mayor tendencia de uno de ellos de atraer los electrones que participan en

la unión. Esto genera una polaridad en la molécula.

El vector apunta hacia el átomo más electronegativo que hacia donde se desplaza la nube

electrónica, generando una carga. Como siempre se compara contra el hidrógeno, el que tenga el

átomo con mayor electronegatividad será el que tenga un dipolo permanente más grande.

a) y b)

Los elementos más electronegativos tienen a tener mayor densidad de carga (negativa),

porque la nube electrónica se concentra en ellos. Esto es así porque la electronegatividad implica

la tendencia de los elementos de atraer los electrones. En este punto, F, I y Cl son elementos muy

electronegativos comparados con el hidrógeno. El resultado será que el hidrógeno quedará con

déficit de carga (carga positiva) y los elementos F, I y Cl quedarán con una carga neta negativa.

c) Ordenamos según polaridad creciente (miramos en tabla cuáles son los átomos más

electronegativos):

d) Las moléculas diatómicas homonucleares no tienen polaridad, porque no hay ningún átomo que

tengas más tendencia a atraer la nube electrónica porque tienen la misma electronegatividad.

Ejercicio 3.12: Dadas las moléculas siguientes…


13 13

Antes de comenzar cada punto, vamos a escribir la estructura de Lewis.

a) :

En este caso, el átomo central es el carbono que no tiene pares electrónicos libres y tiene

dos átomos a su alrededor. Por lo tanto, para que los átomos de azufre tienden a ubicarse lo más

lejos posible, la geometría es lineal con ángulos de enlace .

b) :

El átomo central en este caso es el azufre, que no tiene pares electrónicos libres y tiene

tres átomos a su alrededor. La geometría es plana triangular, con ángulos de enlace de .

c) Vamos a ver el caso del metano que es igual :

En este caso, tenemos un carbono como átomo central y cuatro átomos de hidrógeno

unidos que tienden a mantenerse lo más alejados que les sea posible. Esto lo logran colocándose

Ejercicio 3.13: Para describir una geometría molecular…


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en los vértices de un tetraedro regular. Por lo tanto, la geometría es tetraédrica, con ángulos de

enlace de .

a) El carbono del metano ( )es el átomo central. No tiene pares electrónicos libres, por lo

tanto, su estructura es tetraédrica. Los ángulos en el tetraedro son de .

b) A diferencia del metano, el amoníaco ( ), el átomo central es el nitrógeno, que sí tiene un

par de electrones libres. La geometría es tetraédrica. El par electrónico libre del átomo central

ejerce una repulsión mayor y, por lo tanto, el ángulo se reduce a .

c) En la molécula, el átomo central es el oxígeno, que tiene dos pares de electrones libres. Cada

uno, genera repulsión. En este caso, el ángulo será de .

a) es lineal, no hay pares de repulsión.

b) es piramidal.

c) es angular, queda un par electrónico libre.

a) Lineal

Como vemos, no quedan pares electrónicos libre que distorsionen el enlace.

b) Piramidal

Ejercicio 3.14: Justificar, en base a la TREPEV…

Ejercicio 3.15: Unir los pares…

Ejercicio 3.16: Predecir, en base a la TREPEV…


15 15

c) Angular, existen electrones que deforman el enlace.

d) Tetraédrica, no quedan pares electrónicos libres.

Tanto el como el tienen momento dipolar no nulo.

a)

Vamos a hacer cada punto verificando que la suma de las cargas no de cero.

Compuesto Fórmula química Verificación Estructura de Lewis

Ácido sulfuroso

( ) ( ) ( )

Ácido sulfúrico

( ) ( ) ( )

b)


Ejercicio 3.17: Escribir la fórmula química y nombrar…


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Ácido nitroso

( ) ( ) ( )

Ácido nítrico

( ) ( ) ( )

c)


Ácido hipocloroso

( ) ( ) ( )

Ácido clórico

( ) ( ) ( )

d)


Ácido carbónico

( ) ( ) ( )

Se trata de compuestos covalentes.

Hasta aquí llegamos con la primera parte de la guía. Vamos a seguir trabajando esta semana en la

siguiente publicación. Gracias por seguirnos!

Guia 3 de Quimica (2014)

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