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Química 2ed

Ejercicios

Química 2edEjercicios

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

18.1 Periodicidad

1.

¿En qué se diferencian los metales alcalinos de los alcalinotérreos en cuanto a estructura atómica y propiedades generales?

2.

¿Por qué la reactividad de los metales alcalinos disminuye del cesio al litio?

3.

Prediga las fórmulas de los nueve compuestos que pueden formarse cuando cada especie de la columna 1 de la tabla reacciona con cada especie de la columna 2.

1 2
Na I
Sr Se
Al O
4.

Prediga la mejor opción en cada una de los siguientes. Puede revisar el capítulo sobre la estructura electrónica para ver ejemplos relevantes.

(a) el más metálico de los elementos Al, Be y Ba

b) el más covalente de los compuestos NaCl, CaCl2 y BeCl2

(c) la menor primera energía de ionización entre los elementos Rb, K y Li

(d) el más pequeño entre Al, Al+ y Al3+

(e) el más grande entre Cs+, Ba2+ y Xe

5.

El cloruro de sodio y el cloruro de estroncio son sólidos blancos. ¿Cómo se puede distinguir uno de otro?

6.

La reacción de la cal viva, CaO, con el agua produce cal apagada, Ca(OH)2, que se utiliza ampliamente en la industria de la construcción para hacer mortero y yeso. La reacción de la cal viva y el agua es altamente exotérmica:
CaO(s)+H2O(l)Ca(OH)2 (s)ΔH=-350 kJmol-1CaO(s)+H2O(l)Ca(OH)2 (s)ΔH=-350 kJmol-1

(a) ¿Cuál es la entalpía de reacción por gramo de cal viva que reacciona?

(b) ¿Cuánto calor, en kilojulios, está asociado a la producción de 1 tonelada de cal apagada?

7.

Escriba una ecuación balanceada para la reacción del estroncio elemental con cada uno de los siguientes elementos:

(a) oxígeno

(b) bromuro de hidrógeno

(c) hidrógeno

(d) fósforo

(e) el agua

8.

¿Cuántos moles de especies iónicas están presentes en 1,0 L de una solución marcada como 1,0 M de nitrato de mercurio(I)?

9.

¿Cuál es la masa de pescado, en kilogramos, que habría que consumir para obtener una dosis mortal de mercurio, si el pescado contiene 30 partes por millón de mercurio en peso? (Supongamos que todo el mercurio del pescado termina como cloruro de mercurio(II) en el cuerpo y que una dosis mortal es de 0,20 g de HgCl2). ¿Cuántos kilos de pescado son?

10.

Los elementos sodio, aluminio y cloro se encuentran en el mismo periodo.

(a) ¿Cuál tiene la mayor electronegatividad?

(b) ¿Cuál de los átomos es más pequeño?

(c) Escriba la estructura de Lewis para el compuesto covalente más sencillo que se puede formar entre el aluminio y el cloro.

(d) ¿El óxido de cada elemento será ácido, básico o anfótero?

11.

¿Reacciona el estaño metálico con el HCl?

12.

¿Qué es la plaga del estaño, también conocida como enfermedad del estaño?

13.

Compare la naturaleza de los enlaces del PbCl2 con la de los enlaces del PbCl4.

14.

¿La reacción del rubidio con el agua es más o menos vigorosa que la del sodio? ¿Cómo se compara la velocidad de reacción del magnesio?

18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos

15.

Escriba una ecuación para la reducción del cloruro de cesio por el calcio elemental a alta temperatura.

16.

¿Por qué es necesario mantener separados el cloro y el sodio, resultantes de la electrólisis del cloruro de sodio, durante la producción de sodio metálico?

17.

Proporcione ecuaciones balanceadas para la reacción global en la electrólisis del cloruro de litio fundido y para las reacciones que se producen en los electrodos. Quizás quiera repasar el capítulo sobre electroquímica para ver ejemplos relevantes.

18.

La electrólisis del cloruro de sodio fundido o del cloruro de sodio acuoso produce cloro.

Calcule la masa de cloro producida a partir de 3,00 kg de cloruro de sodio en cada caso. Quizás quiera repasar el capítulo sobre electroquímica para ver ejemplos relevantes.

19.

¿Qué masa, en gramos, de hidrógeno gaseoso se forma durante la reacción completa de 10,01 g de calcio con agua?

20.

¿Cuántos gramos de oxígeno gaseoso son necesarios para reaccionar completamente con 3,01 ×× 1021 átomos de magnesio para producir óxido de magnesio?

21.

El magnesio es un metal activo; arde en forma de polvo, cintas y filamentos para proporcionar destellos de luz brillante. ¿Por qué es posible utilizar el magnesio en la construcción?

22.

¿Por qué es posible que un metal activo como el aluminio sea útil como metal estructural?

23.

Describa la producción de aluminio metálico por reducción electrolítica.

24.

¿Cuál es el mineral común del estaño y cómo se separa el estaño de él?

25.

Una química disuelve una muestra de 1,497 g de un tipo de metal (una aleación de Sn, Pb, Sb y Cu) en ácido nítrico, y se precipita el ácido metano, H2SnO3. Calienta el precipitado para expulsar el agua, lo que deja 0,4909 g de óxido de estaño(IV). ¿Cuál era el porcentaje de estaño en la muestra original?

26.

Considere la producción de 100 kg de sodio metálico utilizando una corriente de 50.000 A, suponiendo un rendimiento del 100 %.

(a) ¿Cuánto tiempo se tarda en producir los 100 kg de sodio metálico?

(b) ¿Qué volumen de cloro se forma a 25 °C y 1,00 atm?

27.

¿Qué masa de magnesio se forma al hacer pasar 100.000 A por una masa fundida de MgCl2 durante 1,00 h si el rendimiento de magnesio es el 85 % del rendimiento teórico?

18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides

28.

Indique la hibridación del metaloide y la geometría molecular para cada uno de los siguientes compuestos o iones. Puede revisar los capítulos sobre enlace químico y enlace covalente avanzado para ver ejemplos relevantes.

(a) GeH4

(b) SbF3

(c) Te(OH)6

(d) H2Te

(e) GeF2

(f) TeCl4

(g) SiF62−SiF62−

(h) SbCl5

(i) TeF6

29.

Escriba una estructura de Lewis para cada una de las siguientes moléculas o iones. Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico.

(a) H3BPH3

(b) BF4BF4

(c) BBr3

(d) B(CH3)3

(e) B(OH)3

30.

Describa la hibridación del boro y la estructura molecular sobre el boro en cada uno de los siguientes:

(a) H3BPH3

(b) BF4BF4

(c) BBr3

(d) B(CH3)3

(e) B(OH)3

31.

Utilizando solo la tabla periódica, escriba la configuración de electrones completa del silicio, incluyendo los orbitales vacíos en la capa de valencia. Quizás quiera repasar el capítulo sobre la estructura de electrones.

32.

Escriba una estructura de Lewis para cada una de las siguientes moléculas e iones:

(a) (CH3)3SiH

(b) SiO44−SiO44−

(c) Si2H6

(d) Si(OH)4

(e) SiF62−SiF62−

33.

Describa la hibridación del silicio y la estructura molecular de las siguientes moléculas e iones:

(a) (CH3)3SiH

(b) SiO44−SiO44−

(c) Si2H6

(d) Si(OH)4

(e) SiF62−SiF62−

34.

Describa la hibridación y el enlace de un átomo de silicio en el silicio elemental.

35.

Clasifique cada una de las siguientes moléculas como polares o no polares. Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico.

(a) SiH4

(b) Si2H6

(c) SiCl3H

(d) SiF4

(e) SiCl2F2

36.

El silicio reacciona con el azufre a temperaturas elevadas. Si 0,0923 g de silicio reaccionan con el azufre para dar 0,3030 g de sulfuro de silicio, determine la fórmula empírica del sulfuro de silicio.

37.

Nombre cada uno de los siguientes compuestos:

(a) TeO2

(b) Sb2S3

(c) GeF4

(d) SiH4

(e) GeH4

38.

Escriba una ecuación balanceada para la reacción del boro elemental con cada uno de los siguientes elementos (la mayoría de estas reacciones requieren alta temperatura):

(a) F2

(b) O2

(c) S

(d) Se

(e) Br2

39.

¿Por qué el boro está limitado a un número de coordinación máximo de cuatro en sus compuestos?

40.

Escriba la fórmula para cada uno de los siguientes compuestos:

(a) dióxido de silicio

(b) tetrayoduro de silicio

(c) silano

(d) carburo de silicio

(e) siliciuro de magnesio

41.

A partir de los datos del Apéndice G, determine el cambio de entalpía estándar y el cambio de energía libre estándar para cada una de las siguientes reacciones:

(a) BF3(g)+3H2O(l)B(OH)3(s)+3HF(g)BF3(g)+3H2O(l)B(OH)3(s)+3HF(g)

(b) BCl3(g)+3H2O(l)B(OH)3(s)+3HCl(g)BCl3(g)+3H2O(l)B(OH)3(s)+3HCl(g)

(c) B2H6(g)+6H2O(l)2B(OH)3(s)+6H2(g)B2H6(g)+6H2O(l)2B(OH)3(s)+6H2(g)

42.

Un hidruro de silicio preparado por la reacción de Mg2Si con ácido ejerció una presión de 306 torr a 26 °C en un bulbo con un volumen de 57,0 mL. Si la masa del hidruro era de 0,0861 g, ¿cuál es su masa molecular? ¿Cuál es la fórmula molecular del hidruro?

43.

Supongamos que descubre un diamante completamente encerrado en una roca de silicato. ¿Cómo se puede liberar químicamente el diamante sin dañarlo?

18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales

44.

El carbono forma una serie de alótropos, dos de los cuales son el grafito y el diamante. El silicio tiene una estructura de diamante. ¿Por qué no existe ningún alótropo del silicio con estructura de grafito?

45.

El nitrógeno en la atmósfera existe como moléculas diatómicas muy estables. ¿Por qué el fósforo forma moléculas P4 menos estables en lugar de moléculas P2?

46.

Escriba ecuaciones químicas balanceadas para la reacción de los siguientes anhídridos de ácido con agua:

(a) SO3

(b) N2O3

(c) Cl2O7

(d) P4O10

(e) NO2

47.

Determine el número de oxidación de cada elemento en cada uno de los siguientes compuestos:

(a) HCN

(b) OF2

(c) AsCl3

48.

Determine el estado de oxidación del azufre en cada uno de los siguientes:

(a) SO3

(b) SO2

(c) SO32−SO32−

49.

Ordene los siguientes elementos en orden de aumento de electronegatividad: F; Cl; O; y S.

50.

¿Por qué el fósforo blanco está formado por moléculas tetraédricas P4 mientras que el nitrógeno está formado por moléculas diatómicas N2?

18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno

51.

¿Por qué el hidrógeno no presenta el estado de oxidación 1- cuando se une a los no metales?

52.

La reacción del hidruro de calcio, CaH2, con el agua puede caracterizarse como una reacción ácido-base de Lewis:
CaH2(s)+2H2O(l)Ca(OH)2 (aq)+2H2(g)CaH2(s)+2H2O(l)Ca(OH)2 (aq)+2H2(g)

Identifique el ácido de Lewis y la base de Lewis entre los reactivos. La reacción es también una reacción de reducción-oxidación. Identifique el agente oxidante, el agente reductor y los cambios en el número de oxidación que se producen en la reacción.

53.

Al dibujar las estructuras de Lewis, aprendemos que un átomo de hidrógeno solo forma un enlace en un compuesto covalente. ¿Por qué?

54.

¿Qué masa de CaH2 es necesaria para reaccionar con el agua y proporcionar suficiente hidrógeno gaseoso para llenar un globo a 20 °C y 0,8 atm de presión con un volumen de 4,5 L? La ecuación balanceada es:
CaH2(s)+2H2O(l)Ca(OH)2 (aq)+2H2(g)CaH2(s)+2H2O(l)Ca(OH)2 (aq)+2H2(g)

55.

¿Qué masa de hidrógeno gaseoso resulta de la reacción de 8,5 g de KH con agua?
KH+H2OKOH+H2KH+H2OKOH+H2

18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos

56.

El carbono forma el ion de CO32−CO32−, sin embargo el silicio no forma un ion análogo de SiO32−SiO32−. ¿Por qué?

57.

Complete y balancee las siguientes ecuaciones químicas:

(a) endurecimiento del yeso que contiene cal apagada
Ca(OH)2 +CO2Ca(OH)2 +CO2

(b) eliminación del dióxido de azufre de los gases de combustión de las plantas eléctricas
CaO+SO2CaO+SO2

(c) reacción del polvo de hornear que produce gas de dióxido de carbono y hace que el pan crezca
NaHCO3+NaH2PO4NaHCO3+NaH2PO4

58.

Calentar una muestra de Na2CO3xH2O que pesa 4,640 g hasta la eliminación del agua de hidratación deja 1,720 g de Na2CO3 anhidro. ¿Cuál es la fórmula del compuesto hidratado?

18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno

59.

Escriba las estructuras de Lewis para cada una de las siguientes:

(a) NH2−

(b) N2F4

(c) NH2NH2

(d) NF3

(e) N3N3

60.

Para cada una de las siguientes, indique la hibridación del átomo de nitrógeno (para N3,N3, el nitrógeno central).

(a) N2F4

(b) NH2NH2

(c) NF3

(d) N3N3

61.

Explique cómo el amoníaco puede funcionar tanto como una base de Brønsted como una base de Lewis.

62.

Determine el estado de oxidación del nitrógeno en cada uno de los siguientes. Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico para ver ejemplos relevantes.

(a) NCl3

(b) ClNO

(c) N2O5

(d) N2O3

(e) NO2NO2

(f) N2O4

(g) N2O

(h) NO3NO3

(i) HNO2

(j) HNO3

63.

Para cada una de las siguientes, dibuje la estructura de Lewis, prediga el ángulo de enlace del ONO y dé la hibridación del nitrógeno. Quizás quiera repasar los capítulos sobre enlace químico y las teorías avanzadas del enlace covalente para ver ejemplos relevantes.

(a) NO2

(b) NO2NO2

(c) NO2+NO2+

64.

¿Cuántos gramos de amoníaco gaseoso producirá la reacción de 3,0 g de hidrógeno gaseoso y 3,0 g de nitrógeno gaseoso?

65.

Aunque el PF5 y el AsF5 son estables, el nitrógeno no forma moléculas de NF5. Explique esta diferencia entre los miembros de un mismo grupo.

66.

El punto de equivalencia para la valoración de una muestra de 25,00 mL de solución de CsOH con 0,1062 M de HNO3 está en 35,27 mL. ¿Cuál es la concentración de la solución de CsOH?

18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo

67.

Escriba la estructura de Lewis para cada uno de los siguientes. Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico y geometría molecular.

(a) PH3

(b) PH4+PH4+

(c) P2H4

(d) PO43−PO43−

(e) PF5

68.

Describa la estructura molecular de cada una de las siguientes moléculas o iones enumerados. Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico y geometría molecular.

(a) PH3

(b) PH4+PH4+

(c) P2H4

(d) PO43−PO43−

69.

Complete y balancee cada una de las siguientes ecuaciones químicas. (En algunos casos, puede haber más de una respuesta correcta).

(a) P4+AlP4+Al

(b) P4+NaP4+Na

(c) P4+F2P4+F2

(d) P4+Cl2P4+Cl2

(e) P4+O2P4+O2

(f) P4O6+O2P4O6+O2

70.

Describa la hibridación del fósforo en cada uno de los siguientes compuestos: P4O10, P4O6, PH4I (un compuesto iónico), PBr3, H3PO4, H3PO3, PH3, y P2H4. Quizás quiera repasar el capítulo sobre las teorías avanzadas del enlace covalente.

71.

¿Qué volumen de 0,200 M de NaOH es necesario para neutralizar la solución producida al disolver 2,00 g de PCl3 es un exceso de agua? Observe que cuando se valora el H3PO3 en estas condiciones, solo reacciona un protón de la molécula de ácido.

72.

¿Qué cantidad de POCl3 puede formarse a partir de 25,0 g de PCl5 y la cantidad adecuada de H2O?

73.

¿Cuántas toneladas de Ca3(PO4)2 son necesarios para preparar 5,0 toneladas de fósforo si el rendimiento es del 90 %?

74.

Escriba ecuaciones que muestren la ionización secuencial del ácido fosforoso.

75.

Dibuje las estructuras de Lewis y describa la geometría de los siguientes:

(a) PF4+PF4+

(b) PF5

(c) PF6PF6

(d) POF3

76.

¿Por qué el ácido fosforoso solo forma dos series de sales, a pesar de que la molécula contiene tres átomos de hidrógeno?

77.

Asigna un estado de oxidación al fósforo en cada uno de los siguientes casos:

(a) NaH2PO3

(b) PF5

(c) P4O6

(d) K3PO4

(e) Na3P

(f) Na4P2O7

78.

El ácido fosfórico, uno de los ácidos utilizados en algunas bebidas de cola, se produce por la reacción del óxido de fósforo(V), un óxido acídico, con el agua. El óxido de fósforo(V) se prepara mediante la combustión del fósforo.

(a) Escriba la fórmula empírica del óxido de fósforo(V).

(b) ¿Cuál es la fórmula molecular del óxido de fósforo(V) si la masa molar es de aproximadamente 280.

(c) Escriba ecuaciones balanceadas para la producción de óxido de fósforo(V) y ácido fosfórico.

(d) Determine la masa de fósforo necesaria para hacer 1,00 ×× 104 kg de ácido fosfórico, suponiendo un rendimiento del 98,85 %.

18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno

79.

Prediga el producto de la combustión del francio en el aire.

80.

Describa mediante ecuaciones la reacción del agua con el potasio y con el óxido de potasio.

81.

Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las siguientes reacciones:

(a) zinc metálico calentado en una corriente de oxígeno gaseoso

(b) carbonato de zinc calentado hasta que deje de perder masa

(c) carbonato de zinc añadido a una solución de ácido acético, CH3CO2H

(d) zinc añadido a una solución de ácido bromhídrico

82.

Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las siguientes reacciones:

(a) cadmio quemado en el aire

(b) cadmio elemental añadido a una solución de ácido clorhídrico

(c) hidróxido de cadmio añadido a una solución de ácido acético, CH3CO2H

83.

Ilustre la naturaleza anfótera del hidróxido de aluminio citando las ecuaciones adecuadas.

84.

Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las siguientes reacciones:

(a) aluminio metálico quemado en el aire

(b) aluminio elemental calentado en una atmósfera de cloro

(c) aluminio calentado en bromuro de hidrógeno gaseoso

(d) hidróxido de aluminio añadido a una solución de ácido nítrico

85.

Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las siguientes reacciones:

(a) óxido de sodio añadido al agua

(b) carbonato de cesio añadido a un exceso de una solución acuosa de HF

(c) óxido de aluminio añadido a una solución acuosa de HClO4

(d) una solución de carbonato de sodio añadida a una solución de nitrato de bario

(e) titanio metálico resultante de la reacción del tetracloruro de titanio con el sodio elemental

86.

¿Qué volumen de solución de 0,250 M del H2SO4 se necesita para neutralizar una solución que contiene 5,00 g de CaCO3?

87.

¿Cuál ácido es más fuerte, HClO4 o HBrO4? ¿Por qué?

88.

Escriba una ecuación química balanceada para la reacción de un exceso de oxígeno con cada uno de los siguientes elementos. Recuerde que el oxígeno es un fuerte agente oxidante y tiende a oxidar un elemento hasta su máximo estado de oxidación.

(a) Mg

(b) Rb

(c) Ga

(d) C2H2

(e) CO

89.

¿Cuál es el ácido más fuerte, H2SO4 o H2SeO4? ¿Por qué? Quizás quiera repasar el capítulo sobre el equilibrio ácido-base.

18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre

90.

Explique por qué el sulfuro de hidrógeno es un gas a temperatura ambiente, mientras que el agua, que tiene una masa molecular menor, es un líquido.

91.

Indique la hibridación y el estado de oxidación del azufre en el SO2, en el SO3 y en el H2SO4.

92.

¿Cuál ácido es más fuerte, NaHSO3 o NaHSO4?

93.

Determine el estado de oxidación del azufre en el SF6, SO2F2 y KHS.

94.

¿Cuál ácido es más fuerte, el ácido sulfuroso o el ácido sulfúrico? ¿Por qué?

95.

El oxígeno forma dobles enlaces en el O2, pero el azufre forma enlaces simples en el S8. ¿Por qué?

96.

Indique la estructura de Lewis de cada uno de los siguientes elementos:

(a) SF4

(b) K2SO4

(c) SO2Cl2

(d) H2SO3

(e) SO3

97.

Escriba dos ecuaciones químicas balanceadas en las que el ácido sulfúrico actúe como agente oxidante.

98.

Explique por qué el ácido sulfúrico, H2SO4, que es una molécula covalente, se disuelve en agua y produce una solución que contiene iones.

99.

¿Cuántos gramos de sales de Epsom (MgSO4⋅7H2O) se formarán a partir de 5,0 kg de magnesio?

18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos

100.

¿Qué significa que los haluros de mercurio(II) son electrolitos débiles?

101.

¿Por qué el SnCl4 no está clasificado como una sal?

102.

Todas las reacciones siguientes son similares a las de los productos químicos industriales. Complete y balancee las ecuaciones de estas reacciones:

(a) reacción de una base débil y un ácido fuerte
NH3+HClO4NH3+HClO4

(b) preparación de una sal de plata soluble para el revestimiento de plata
Ag2CO3+HNO3Ag2CO3+HNO3

(c) preparación de hidróxido de estroncio por electrólisis de una solución de cloruro de estroncio
SrCl2(aq)+H2O(l)electrólisisSrCl2(aq)+H2O(l)electrólisis

103.

¿Cuál ácido es más fuerte, HClO3 o HBrO3? ¿Por qué?

104.

¿Cuál es la hibridación del yodo en IF3 e IF5?

105.

Prediga las geometrías moleculares y dibuje las estructuras de Lewis para cada uno de los siguientes. Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico y geometría molecular.

(a) IF5

(b) I3I3

(c) PCl5

(d) SeF4

(e) ClF3

106.

¿Qué halógeno tiene la mayor energía de ionización? ¿Es esto lo que podría predecir basándose en lo que ha aprendido sobre las propiedades periódicas?

107.

Nombre cada uno de los siguientes compuestos:

(a) BrF3

(b) NaBrO3

(c) PBr5

(d) NaClO4

(e) KClO

108.

Explique por qué, a temperatura ambiente, el flúor y el cloro son gases, el bromo es un líquido y el yodo es un sólido.

109.

¿Cuál es el estado de oxidación del halógeno en cada uno de los siguientes?

(a) H5IO6

(b) IO4IO4

(c) ClO2

(d) ICl3

(e) F2

110.

La concentración fisiológica de suero salino (es decir, la concentración de cloruro de sodio en nuestro cuerpo) es de aproximadamente 0,16 M. La solución salina para las lentes de contacto se prepara para que coincida con la concentración fisiológica. Si compra 25 mL de solución salina para lentes de contacto, ¿cuántos gramos de cloruro sódico ha comprado?

18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles

111.

Indique la hibridación del xenón en cada uno de los siguientes casos. Quizás quiera revisar el capítulo sobre las teorías avanzadas del enlace covalente.

(a) XeF2

(b) XeF4

(c) XeO3

(d) XeO4

(e) XeOF4

112.

¿Cuál es la estructura molecular de cada una de las siguientes moléculas? Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico y geometría molecular.

(a) XeF2

(b) XeF4

(c) XeO3

(d) XeO4

(e) XeOF4

113.

Indique si cada una de las siguientes moléculas es polar o no polar. Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico y geometría molecular.

(a) XeF2

(b) XeF4

(c) XeO3

(d) XeO4

(e) XeOF4

114.

¿Cuál es el estado de oxidación del gas noble en cada uno de los siguientes? Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico y geometría molecular.

(a) XeO2F2

(b) KrF2

(c) XeF3+XeF3+

(d) XeO64−XeO64−

(e) XeO3

115.

Se calentó una mezcla de xenón y flúor. Una muestra del sólido blanco que se formó reaccionó con hidrógeno para dar 81 mL de xenón (a STP) y fluoruro de hidrógeno, que se recogió en agua, dando una solución de ácido fluorhídrico. Se tituló la solución de ácido fluorhídrico y se necesitaron 68,43 mL de 0,3172 M de hidróxido de sodio para alcanzar el punto de equivalencia. Determine la fórmula empírica del sólido blanco y escriba ecuaciones químicas balanceadas para las reacciones en las que interviene el xenón.

116.

Las soluciones básicas de Na4XeO6 son potentes oxidantes. ¿Qué masa de Mn(NO3)2•6H2O reacciona con 125,0 mL de una solución básica de 0,1717 M de Na4XeO6 que contiene un exceso de hidróxido de sodio si los productos incluyen Xe y solución de permanganato de sodio?

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