química inorganica- seminario

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QUÍMICA 
INORGÁNICA 
 
 
Guía de Seminarios 
 
 
 
 
 
 
 
Personal Docente 
 
Prof. Asoc. Dr. Pablo R. Dalmasso 
Prof. Adj.Esp. Ing. Griselda V. González Mercado 
Dra. Ing. Virginia M. Vaschetti 
Esp. Ing. Marianela P. Zannier 
 
 
 
 
 
 
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UNIDAD 5: QUÍMICA DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS (bloque "s") 
 
Hidrógeno 
 
1) Escriba la configuración electrónica del H, y en base a ello discuta las siguientes 
propiedadesdel elementos y/o sus iones: 
a) Potencial de ionización (I1). 
b) Afinidad electrónica 
c) Estados de oxidación. 
d) Radio atómico e iónico. 
e) Punto de fusión y ebullición. 
g) Potencial de reducción (poder reductor en solución acuosa). 
h) Energía de disociación de enlace. 
i) Electronegatividad. 
 
2) Indique qué enlace será el más fuerte: a) S–H∙∙∙O o O–H∙∙∙S; b) F–H∙∙∙Cl o Cl–H∙∙∙F; 
c) N–H∙∙∙O o O–H∙∙∙N; d) C–H∙∙∙N o C–H∙∙∙O. 
 
3) Comente la importancia de la presencia de enlaces de hidrógeno en los sistemas 
biológicos. 
 
4) Nombre y clasifique los siguientes compuestos de hidrógeno: a) RbH2, b) SnH4, c) AsH3, 
d) PdH0,9, e) HI, f) NH3. 
 
5) Expliquelas siguientes afirmaciones: 
a) El H2 puede generarse por medio de la reacción de Zn con ácido mineral diluido pero 
no a partir de Cu con ácido diluido. 
b) En fase gaseosa, los momentos dipolaresde NH3 y de NH2OH son 1,47 D y 0,59 D, 
respectivamente. 
c) Soluciones sólidas de fluoruro de amonio adoptan estructuras similares al hielo. 
d) LiH es más estable que los otros hidruros del grupo 1. 
 
Grupo 1 
 
6) Escriba la configuración electrónica de los elementos del grupo 1, y en base a ello 
discuta las siguientes propiedades de los elementos y/o sus iones: 
a) Potencial de ionización (I1, I2). 
b) Estados de oxidación. 
c) Radio atómico e iónico. 
d) Punto de fusión y ebullición. 
e) ΔH de hidratación (ΔHhidr). 
 
7) a) Cuando el electrón externo de un átomo de Li pasa del orbital 2s al 2p le corresponde 
una transición espectroscópica de un número de onda (𝜈 = 1 / λ) de 14904 cm-1. Calcule 
la diferencia de energía entre esos dos estados. 
b) Cuando ese electrón vuelve a su estado fundamental emite un fotón. Calcule la 
longitud de onda (λ) del fotón emitido e indique el color observado. 
 
8) a) Explique por qué los metales alcalinos son blandos y tienen bajos puntos de fusión y 
ebullición. 
b) Determine el ΔH de M(s)  M+(ac) + e- para los metales alcalinos considerando I1, 
ΔHsublimación y ΔHhidr, y ordene a los mismos de acuerdo a su carácter reductor. 
 
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9) Explique cómo varía la energía reticular de un halogenuro alcalino: 
a) A medida que varía el número atómico (Z) del halógeno. 
b) A medida que varía Z del catión. 
 
10) Indique, empleando el siguiente ciclo termodinámico, si es posible obtener alguna/s 
conclusión/es con respecto a la solubilidad de los halogenuros alcalinos. JSR. 
 
 
11) Utilizando el ciclo de Born-Haber calcule la energía reticular del CsF y compárela (sin 
hacer cálculos) con las energías reticulares para LiF y CsI. 
 
12) IndiqueJSR si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: 
a) El litio es un metal de baja densidad por lo tanto se lo puede usar en la construcción 
de aeronaves. 
b) Todos los halogenuros alcalinos son muy solubles en agua. 
c) El potasio se obtiene por electrólisis de KCl(ac). 
d) El enlace del NaCl(g) es más covalente que el de NaI(g). 
e) El CsI tiene mayor ΔHhidr que el LiF. 
f) La reacción del oxígeno con los metales alcalinos da óxidos de fórmula general M2O. 
 
Grupo 2 
 
13) Escriba la configuración electrónica de los elementos del grupo 2, y en base a ello 
discuta las siguientes propiedades de los elementos y/o sus iones: 
a) Potencial de ionización (I1, I2). 
b) Estados de oxidación. 
c) Radio atómico e iónico. 
d) Punto de fusión y ebullición. 
e) ΔH de hidratación (ΔHhidr). 
Adicionalmente, compare dichas propiedades con las del grupo 1. 
 
14) a) Indique por qué los elementos del grupo 1 y del grupo 2 no se encuentran en la 
natura-leza en la forma metálica. 
 b) Indique cuáles son los métodos de obtención de los elementos metálicos puros. 
 
15) Explique por qué los halogenuros de berilio son poliméricos. 
 
16) Indique cómo varía la estabilidad térmica de los carbonatos de metales alcalino-térreos 
y compárela con la de los carbonatos de metales alcalinos. 
 
M+(g) + X-(g) 
ΔHhidr(M
+) + ΔHhidr(X
-) 
M+(ac) + X-(ac) 
ΔHsolub (MX) U 
MX(s) 
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17) a) Determine el ∆H°reacción para las reacciones de SrO y BaO con agua, teniendo en 
cuenta que los valores de ∆H°f para SrO(s), BaO(s), Sr(OH)2(s), Ba(OH)2(s), y H2O(l) 
son: -592, -553,5, -959, -944,7 y -285,5 kJ/mol, respectivamente. 
 b) Compare estos valores de ∆H°reacción con el ∆H°reacción de CaO con H2O y comente los 
factores que contribuyen a la tendencia de los valores. 
 
18) Analice cómo varía la solubilidad de los hidróxidos, sulfatos y cromatos de los metales 
alcalino-térreos. Compárela con la de los mismos compuestos de los elementos del 
grupo 1. 
 
19) Mencione cuáles son los compuestos de coordinación más estables que pueden formar 
los cationes de estos grupos. 
 
20) El metal X del grupo 2 se encuentra en gran abundancia como carbonato. El metal X 
reacciona con agua fría formando el compuesto D, el cuales una base fuerte. Las 
soluciones acuosas de D se utilizan en ensayos cualitativos para detectar CO2. 
Asimismo, X se combina con H2 para dar un hidruro salino que se utiliza como agente 
desecante. Identifique X y D y escriba las ecuaciones para la reacción de X con agua y 
la de hidruro de X con agua. 
 
21) Indique JSR si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: 
 a) El pH de una solución saturada dehidróxido de calcioes mayor que el pH de una 
solución saturada de hidróxido de estroncio. 
 b) El magnesio es más reductor que el estroncio. 
 c) La molécula de BeCl2 es angular y posee momento dipolar neto. 
 d) Todos los elementos del grupo 2 forman óxidoscon oxígeno molecular excepto 
elbario que formaperóxido.