La regla del octeto trata de explicar el
enlace químico, aludiendo a que los elementos tienden a rodearse de 8
electrones para adoptar una configuración electrónica de capa completa como la
de los gases nobles. Eso lo pueden conseguir los elementos de dos maneras,
ganando o perdiendo electrones, lo que los transforma en iones que luego se
pueden atraer produciendo compuestos iónicos, o compartiendo electrones con
otro elemento, de modo que ambos alcancen el octeto, lo que da enlaces y
compuestos covalentes.
18. Vuelve a revisar los ejercicios
10-16. Indica cuántos electrones de valencia tienen los elementos de los
siguientes grupos
a. Grupo 1
b. Grupo 2
c. Grupo 16
d. Grupo 17
19. Para que esos elementos adopten
el octeto, ¿cuántos electrones deben perder o ganar?:
a. Grupo 1
b. Grupo 2
c. Grupo 16
d. Grupo 17
20. ¿Qué carga resultaría en cada
caso?
a. Grupo 1
b. Grupo 2
c. Grupo 16
d. Grupo 17
21. De acuerdo a esto, ¿qué tienden
a formar los metales: cationes o aniones?, ¿y los no metales?
Los compuestos iónicos se forman entre
metales y no metales, dando los primeros a los segundos los electrones que les
“sobran”, transformándose en iones que luego se atraen eléctricamente.
22. Supón que combinamos un elemento
del grupo 1, Na, con otro del 17, F, ¿qué iones resultarían?, ¿cuál sería el
compuesto resultante?
23. ¿Qué pasaría si en lugar de un
no metal del 17, tomamos uno del 16, por ejemplo S?
24. El litio y el oxígeno forman un
óxido. Indica cuál de los siguientes es y por qué lo has elegido: LiO, Li2O,
LiO2.
25. Indica los electrones perdidos o
ganados y los iones resultantes de los elementos que forman los siguientes
compuestos iónicos: CaF2, MgO, Al2O3.
Estas son las estructuras Lewis de los
elementos del segundo periodo:
26. ¿Qué relación hay entre el
número de puntos y el de electrones de valencia?
27. Escribe las estructuras Lewis
para S, Cl y Na.
28. ¿Cuántos electrones del O están
en pares? ¿Cuántos solos? ¿Y del N?
29. En los compuestos bioquímicos,
el C puede formar 4 enlaces covalentes, el N, tres y el O, dos. ¿Cómo se relaciona
este hecho con las estructuras de Lewis anteriores, teniendo en cuenta la
respuesta anterior?
30. De los no metales anteriores del
segundo periodo, uno no forma moléculas covalentes, ¿por qué?
31. Estos esquemas muestran cómo
comparten electrones un par de elementos para formar una molécula covalente
En
HBr, ¿cuántos electrones en total comparte el Br en pares de enlace? ¿Cuántos
electrones forman pares de no enlace en el Br? ¿Cuántos pares de electrones hay
alrededor del Br, ya sean de enlace o de no enlace? ¿Cuál es el número de
electrones en pares de no enlace y de enlace compartidos por el H?
32. Repite las preguntas anteriores
para el H2S.
33. Teniendo en cuenta el modelo
atómico, ¿por qué Lewis propone dos electrones para el H, pero ocho para Br o
S?
34. Considera el fósforo. ¿Cuántos
electrones de valencia tiene? Dibuja su esquema de Lewis. ¿Cuántos electrones
le faltan para completar el octeto? ¿Cuál es la fórmula más probable de un
compuesto entre P e H? Escribe la estructura de Lewis.
35. Repite el ejercicio anterior
para el caso del carbono.
36. Considera los elementos Na y S,
¿qué compuesto formarán?, ¿será iónico o covalente?
37. Los siguientes esquemas
muestran algunas moléculas con enlace múltiple (doble o triple)
Trata
de escribir estructuras de Lewis para HCN, CO2 y H2CO.
38. A la vista de todo lo anterior,
escribe un método para hacer estructuras Lewis.
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