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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

2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica

1.

En el siguiente dibujo, las esferas verdes representan átomos de un determinado elemento. Las esferas moradas representan átomos de otro elemento. Si las esferas de diferentes elementos se tocan, forman parte de una sola unidad de un compuesto. El siguiente cambio químico representado por estas esferas puede violar una de las ideas de la teoría atómica de Dalton. ¿Cuál?

Esta ecuación contiene los materiales de partida de una sola esfera verde más dos esferas púrpuras más pequeñas enlazadas entre sí. Al sumar los materiales de partida, los productos del cambio son una esfera púrpura enlazada a una esfera verde y una esfera púrpura enlazada a una esfera verde.
2.

¿Qué postulado de la teoría de Dalton es coherente con la siguiente observación relativa a los pesos de los reactivos y los productos? Cuando se calientan 100 gramos de carbonato de calcio sólido, se producen 44 gramos de dióxido de carbono y 56 gramos de óxido de calcio.

3.

Identifique qué postulado de la teoría de Dalton es violado por las siguientes observaciones: 59,95 % de una muestra de dióxido de titanio es titanio; el 60,10 % de otra muestra de dióxido de titanio es titanio.

4.

Se analizan muestras del compuesto X, Y y Z, y los resultados se muestran aquí.

CompuestoDescripciónMasa de carbonoMasa de hidrógeno
Xlíquido claro, incoloro, con fuerte olor1,776 g0,148 g
Ylíquido claro, incoloro, con fuerte olor1,974 g0,329 g
Zlíquido claro, incoloro, con fuerte olor7,812 g0,651 g

¿Proporcionan estos datos ejemplos de la ley de las proporciones definidas, de la ley de las proporciones múltiples, de ninguna de ellas o de ambas? ¿Qué le dicen estos datos sobre los compuestos X, Y y Z?

2.2 Evolución de la teoría atómica

5.

La existencia de isótopos viola una de las ideas originales de la teoría atómica de Dalton. ¿Cuál?

6.

¿En qué se parecen los electrones y los protones? ¿En qué se diferencian?

7.

¿En qué se parecen los protones y los neutrones? ¿En qué se diferencian?

8.

Predecir y probar el comportamiento de las partículas α disparadas a un átomo modelo "pudín de pasas".

(a) Prediga las trayectorias que siguen las partículas α que se disparan a los átomos con una estructura del modelo del pudín de pasas de Thomson. Explique por qué espera que las partículas α tomen estas trayectorias.

(b) Si se disparan partículas α de mayor energía que las de (a) a los átomos de pudín de pasas, prediga en qué se diferenciarán sus trayectorias de las de las partículas α de menor energía. Explique su razonamiento.

(c) Compruebe ahora sus predicciones de (a) y (b). Abra la simulación de dispersión de Rutherford y seleccione la pestaña “Plum Pudding Atom” ("Átomo de pudín de pasas"). Ajuste la “Alpha Particles Energy” ("Energía de las partículas alfa") en "min", y seleccione “show traces” (“mostrar la trayectoria"). Haga clic en el cañón para empezar a disparar partículas α. ¿Coincide esto con su predicción de (a)? Si no es así, explique por qué la trayectoria real sería la que se muestra en la simulación. Pulse el botón de pausa o “Reset All” (Reiniciar todo). Ajuste “Alpha Particles Energy” ("Energía de las partículas alfa") en "max", y empiece a disparar partículas α. ¿Coincide esto con su predicción de (b)? Si no es así, explique el efecto del aumento de la energía en las trayectorias reales que se muestran en la simulación.

9.

Predecir y probar el comportamiento de las partículas α disparadas en un modelo de átomo de Rutherford.

(a) Prediga las trayectorias que siguen las partículas α que se disparan a los átomos con una estructura de modelo de átomo de Rutherford. Explique por qué espera que las partículas α tomen estas trayectorias.

(b) Si se disparan partículas α de mayor energía que las de (a) a los átomos de Rutherford, prediga en qué se diferenciarán sus trayectorias de las de las partículas α de menor energía. Explique su razonamiento.

(c) Prediga cómo diferirán las trayectorias que siguen las partículas α si se disparan contra átomos de Rutherford de elementos distintos del oro. ¿Qué factor espera que cause esta diferencia en las trayectorias, y por qué?

(d) Compruebe ahora sus predicciones de (a), (b) y (c). Abra la simulación de dispersión Rutherford y seleccione la pestaña “Rutherford Atom” ("Átomo Rutherford"). Debido a la escala de la simulación, es mejor empezar con un núcleo pequeño, así que seleccione "20" tanto para los protones como para los neutrones, "min" para la energía, “show traces” (“mostrar la trayectoria”) y luego empiece a disparar partículas α. ¿Coincide esto con su predicción de (a)? Si no es así, explique por qué la trayectoria real sería la que se muestra en la simulación. Pause o reinicie, ajuste la energía al "máx" y comience a disparar partículas α. ¿Coincide esto con su predicción de (b)? Si no es así, explique el efecto del aumento de la energía en la trayectoria real tal y como se muestra en la simulación. Pause o reinicie, seleccione "40" para protones y neutrones, "min" para la energía, “show traces” (“mostrar la trayectoria”) y dispare. ¿Coincide esto con su predicción de (c)? Si no es así, explique por qué la trayectoria real sería la que se muestra en la simulación. Repita esta operación con un número mayor de protones y neutrones. ¿Qué generalización puede hacer con respecto al tipo de átomo y el efecto en la trayectoria de las partículas α? Sea claro y específico.

2.3 Estructura atómica y simbolismo

10.

¿En qué sentido son siempre diferentes los isótopos de un mismo elemento? ¿En qué sentido son siempre iguales?

11.

Escriba el símbolo de cada uno de los siguientes iones:

(a) el ion con carga 1+, número atómico 55 y número de masa 133

(b) el ion con 54 electrones, 53 protones y 74 neutrones

(c) el ion de número atómico 15, número de masa 31 y carga 3−

(d) el ion con 24 electrones, 30 neutrones y una carga 3+

12.

Escriba el símbolo de cada uno de los siguientes iones:

(a) el ion con carga 3+, 28 electrones y un número de masa de 71

(b) el ion con 36 electrones, 35 protones y 45 neutrones

(c) el ion con 86 electrones, 142 neutrones y una carga 4+

(d) el ion con carga 2+, número atómico 38 y número de masa 87

13.

Abra la simulación de Construir un átomo y haga clic en el ícono del átomo.

(a) Escoja uno de los 10 primeros elementos que le gustaría construir e indique su símbolo.

(b) Arrastre protones, neutrones y electrones a la plantilla del átomo para formar un átomo de su elemento.
Indique el número de protones, neutrones y electrones de su átomo, así como la carga neta y el número de masa.

(c) Haga clic en "Carga neta" y "Número de masa", compruebe sus respuestas a la (b) y corríjalas, si es necesario.

(d) Prediga si su átomo será estable o inestable. Explique su razonamiento.

(e) Marque la casilla “Estable/Inestable". ¿Su respuesta de la letra (d) era correcta? Si no es así, primero prediga lo que puede hacer para crear un átomo estable de su elemento, y luego constrúyalo y revise si funciona. Explique su razonamiento.

14.

Abra la simulación de Construir un átomo.

(a) Arrastre protones, neutrones y electrones a la plantilla de átomos para hacer un átomo neutro de Oxígeno-16 y escriba el símbolo del isótopo para este átomo.

(b) Añada ahora dos electrones más para formar un ion y escriba el símbolo del ion que ha creado.

15.

Abra la simulación de Construir un átomo.

(a) Arrastre protones, neutrones y electrones a la plantilla del átomo para formar un átomo neutro de Litio-6 y escriba el símbolo del isótopo para este átomo.

(b) Ahora elimine un electrón para formar un ion y escriba el símbolo del ion que ha creado.

16.

Determine el número de protones, neutrones y electrones en los siguientes isótopos que se utilizan en los diagnósticos médicos:

(a) número atómico 9, número de masa 18, carga de 1-

(b) número atómico 43, número de masa 99, carga de 7+

(c) número atómico 53, número de masa atómica 131, carga de 1-

(d) número atómico 81, número de masa atómica 201, carga de 1+

(e) Nombre los elementos de las partes (a), (b), (c) y (d).

17.

A continuación, se presentan las propiedades de los isótopos de dos elementos esenciales en nuestra dieta. Determine el número de protones, neutrones y electrones de cada uno y nómbrelos.

(a) número atómico 26, número de masa 58, carga de 2+

(b) número atómico 53, número de masa 127, carga de 1-

18.

Indique el número de protones, electrones y neutrones en los átomos neutros de cada uno de los siguientes isótopos:

(a) 510B510B

(b) 80199Hg80199Hg

(c) 2963Cu2963Cu

(d) 613C613C

(e) 3477Se3477Se

19.

Indique el número de protones, electrones y neutrones en los átomos neutros de cada uno de los siguientes isótopos:

(a) 37Li37Li

(b) 52125Te52125Te

(c) 47109Ag47109Ag

(d) 715N715N

(e) 1531P1531P

20.

Haga clic en el sitio y seleccione la pestaña “Mix Isotopes” (Mezcla de isótopos), oculte las casillas “Percent Composition” (Composición porcentual) y “Average Atomic Mass” (Masa atómica promedio) y luego seleccione el elemento boro.

(a) Escriba los símbolos de los isótopos del boro que se muestran como naturales en cantidades significativas.

(b) Prediga las cantidades relativas (porcentajes) de estos isótopos de boro que se encuentran en la naturaleza. Explique los motivos de su elección.

(c) Añada isótopos a la caja negra para hacer una mezcla que coincida con su predicción en (b). Puede arrastrar los isótopos desde sus bandejas o hacer clic en "Más" y luego mover los deslizadores a las cantidades adecuadas.

(d) Revele las casillas "Composición porcentual" y "Masa atómica promedio". ¿En qué medida coincide su mezcla con su predicción? Si es necesario, ajuste las cantidades de isótopos para que coincidan con su predicción.

(e) Seleccione la mezcla de isótopos de la "Naturaleza" y compárela con su predicción. ¿Qué tan bien se compara su predicción con la mezcla que se produce de forma natural? Explique. Si es necesario, ajuste sus cantidades para que se parezcan lo más posible a las de la "Naturaleza".

21.

Repita el Ejercicio 2.20 utilizando un elemento que tenga tres isótopos naturales.

22.

Un elemento tiene las siguientes abundancias naturales y masas isotópicas: 90.92 % de abundancia con 19,99 u, 0,26 % de abundancia con 20,99 u y 8,82 % de abundancia con 21,99 u. Calcule la masa atómica promedio de este elemento.

23.

Las masas atómicas promedio indicadas por la IUPAC se basan en un estudio de resultados experimentales. El bromo tiene dos isótopos, 79Br y 81Br, cuyas masas (78,9183 y 80,9163 u, respectivamente) y abundancias (50,69 % y 49,31 %, respectivamente) se determinaron en experimentos anteriores. Calcule la masa atómica promedio del bromo a partir de estos experimentos.

24.

Se pueden observar variaciones en la masa atómica promedio de los elementos obtenidos de diferentes fuentes. El litio es un ejemplo de ello. La composición isotópica del litio de los minerales naturales es del 7,5 % de 6Li y del 92,5 % de 7Li, que tienen masas de 6,01512 u y 7,01600 u, respectivamente. Una fuente comercial de litio, reciclada de una fuente militar, tenía un 3,75 % de 6Li (y el resto de 7Li). Calcule los valores medios de masa atómica para cada una de estas dos fuentes.

25.

Las masas atómicas promedio de algunos elementos pueden variar, dependiendo de las fuentes de sus minerales. El boro natural consta de dos isótopos con masas conocidas con exactitud ((10B, 10,0129 u y 11B, 11,00931 u). La masa atómica real del boro puede variar entre 10,807 y 10,819, dependiendo de si la fuente mineral es de Turquía o de los Estados Unidos. Calcule las abundancias porcentuales que conducen a los dos valores de las masas atómicas promedio del boro de estos dos países.

26.

La relación de abundancia 18O:16O en algunos meteoritos es mayor que la utilizada para calcular la masa atómica promedio del oxígeno en la Tierra. ¿La masa media de un átomo de oxígeno en estos meteoritos es mayor, menor o igual que la de un átomo de oxígeno terrestre?

2.4 Fórmulas químicas

27.

Explique por qué difieren el símbolo de un átomo del elemento oxígeno y la fórmula de una molécula de oxígeno.

28.

Explique por qué difieren el símbolo del elemento azufre y la fórmula de una molécula de azufre.

29.

Escriba las fórmulas moleculares y empíricas de los siguientes compuestos:

(a)

La figura A muestra un átomo de carbono que forma dos dobles enlaces separados con dos átomos de oxígeno.


(b)

La figura B muestra un átomo de hidrógeno que forma un enlace simple con un átomo de carbono. El átomo de carbono forma un triple enlace con otro átomo de carbono. El segundo átomo de carbono forma un enlace simple con un átomo de hidrógeno.


(c)

La figura C muestra un átomo de carbono formando un doble enlace con otro átomo de carbono. Cada átomo de carbono forma un enlace simple con dos átomos de hidrógeno.


(d)

La figura D muestra un átomo de azufre formando enlaces simples con cuatro átomos de oxígeno. Dos de los átomos de oxígeno forman un enlace simple con un átomo de hidrógeno.
30.

Escriba las fórmulas moleculares y empíricas de los siguientes compuestos:

(a)

La figura A muestra un diagrama estructural de cuatro átomos de carbono enlazados en una cadena. Los dos átomos de carbono de la izquierda forman un doble enlace entre sí. Todos los átomos de carbono restantes forman enlaces simples entre sí. El carbono más a la izquierda también forma enlaces simples con dos hidrógenos. El segundo carbono de la cadena forma un enlace simple con un átomo de hidrógeno. El tercer carbono de la cadena forma un enlace simple con dos átomos de hidrógeno cada uno. El carbono más a la derecha forma un enlace simple con tres átomos de hidrógeno cada uno.


(b)

La figura B muestra un diagrama estructural de una molécula que tiene una cadena de cuatro átomos de carbono. El átomo de carbono más a la izquierda forma un enlace simple con tres átomos de hidrógeno y un enlace simple con el segundo átomo de carbono. El segundo átomo de carbono forma un triple enlace con el tercer átomo de carbono. El tercer átomo de carbono forma un enlace simple con el cuarto átomo de carbono. El cuarto átomo de carbono forma un enlace simple con tres átomos de hidrógeno cada uno.


(c)

La figura C muestra un diagrama estructural de dos átomos de silicio unidos con un enlace simple. Cada uno de los átomos de silicio forma enlaces simples con dos átomos de cloro cada uno y un átomo de hidrógeno.


(d)

La figura D muestra un diagrama estructural de un átomo de fósforo que forma un enlace simple con cuatro átomos de oxígeno cada uno. Tres de los átomos de oxígeno tienen cada uno un enlace simple con un átomo de hidrógeno.
31.

Determine las fórmulas empíricas de los siguientes compuestos:

(a) cafeína, C8H10N4O2

(b) sacarosa, C12H22O11

(c) peróxido de hidrógeno, H2O2

(d) glucosa, C6H12O6

(e) ácido ascórbico (vitamina C), C6H8O6

32.

Determine las fórmulas empíricas de los siguientes compuestos:

(a) ácido acético, C2H4O2

(b) ácido cítrico, C6H8O7

(c) hidracina, N2H4

(d) nicotina, C10H14N2

(e) butano, C4H10

33.

Escriba las fórmulas empíricas de los siguientes compuestos:

(a)

La figura A muestra un diagrama estructural de dos átomos de carbono que forman un enlace simple entre sí. El átomo de carbono de la izquierda forma enlaces simples con cada uno de los átomos de hidrógeno. El carbono derecho forma un doble enlace con un átomo de oxígeno. El carbono derecho también forma un enlace simple con otro átomo de oxígeno. Este átomo de oxígeno también forma un enlace simple con un átomo de hidrógeno.


(b)

La figura B muestra un diagrama estructural que contiene un carbono más a la izquierda que forma enlaces simples con cada uno de los tres átomos de hidrógeno. Este carbono más a la izquierda también forma un enlace simple con un segundo átomo de carbono. El segundo átomo de carbono forma un doble enlace con un átomo de oxígeno. El segundo carbono también forma un enlace simple con un segundo átomo de oxígeno. Este átomo de oxígeno forma un enlace simple con un tercer átomo de carbono. Este tercer átomo de carbono forma enlaces simples con cada uno de los dos átomos de hidrógeno, así como un enlace simple con otro átomo de carbono. El átomo de carbono más a la derecha forma un enlace simple con cada uno de los tres átomos de hidrógeno.
34.

Abra la simulación “Build a Molecule” (Construir una molécula) y seleccione la pestaña “Larger Molecules” (Moléculas más grandes). Seleccione el "Kit" de un átomo apropiado para construir una molécula con dos átomos de carbono y seis de hidrógeno. Arrastre los átomos al espacio sobre el "Kit" para hacer una molécula. Un nombre aparecerá cuando haya hecho una molécula real que exista (aunque no sea la que quiere). Puede utilizar la herramienta de tijera para separar los átomos si quiere cambiar las conexiones. Presione en “3D” para ver la molécula y observe las posibilidades de rellenar el espacio y de esfera y barra.

(a) Dibuje la fórmula estructural de esta molécula e indique su nombre.

(b) ¿Puede ordenar estos átomos de alguna manera para hacer un compuesto diferente?

35.

Utilice la simulación de Construir una molécula para repetir Ejercicio 2.34, pero construya una molécula con dos carbonos, seis hidrógenos y un oxígeno.

(a) Dibuje la fórmula estructural de esta molécula e indique su nombre.

(b) ¿Puede ordenar estos átomos para formar una molécula diferente? Si es así, dibuje su fórmula estructural e indique su nombre.

(c) ¿En qué coinciden las moléculas dibujadas en (a) y (b)? ¿En qué se diferencian? ¿Cómo se llaman (el tipo de relación entre estas moléculas, no sus nombres)?

36.

Utilice la simulación de Construir una molécula para repetir el Ejercicio 2.34, pero construya una molécula con tres carbonos, siete hidrógenos y un cloro.

(a) Dibuje la fórmula estructural de esta molécula e indique su nombre.

(b) ¿Puede ordenar estos átomos para formar una molécula diferente? Si es así, dibuje su fórmula estructural e indique su nombre.

(c) ¿En qué coinciden las moléculas dibujadas en (a) y (b)? ¿En qué se diferencian? ¿Cómo se llaman (el tipo de relación entre estas moléculas, no sus nombres)?

2.5 La tabla periódica

37.

Según la tabla periódica, clasifique cada uno de los siguientes elementos como metal o no metal, y luego clasifique cada uno como elemento del grupo principal (representativo), metal de transición o metal de transición interna:

(a) uranio

(b) bromo

(c) estroncio

(d) neón

(e) oro

(f) americio

(g) rodio

(h) azufre

(i) carbono

(j) potasio

38.

Según la tabla periódica, clasifique cada uno de los siguientes elementos como metal o no metal, y luego clasifique cada uno como elemento del grupo principal (representativo), metal de transición o metal de transición interna:

(a) cobalto

(b) europio

(c) yodo

(d) indio

(e) litio

(f) oxígeno

(g) cadmio

(h) terbio

(i) renio

39.

Según la tabla periódica, identifique el miembro más ligero de cada uno de los siguientes grupos:

(a) gases nobles

(b) metales alcalinotérreos

(c) metales alcalinos

(d) calcógenos

40.

Según la tabla periódica, identifique el miembro más pesado de cada uno de los siguientes grupos:

(a) metales alcalinos

(b) calcógenos

(c) gases nobles

(d) metales alcalinotérreos

41.

Utilice la tabla periódica para dar el nombre y el símbolo de cada uno de los siguientes elementos:

(a) el gas noble en el mismo periodo que el germanio

(b) el metal alcalinotérreo en el mismo periodo que el selenio

(c) el halógeno en el mismo periodo que el litio

(d) el calcógeno en el mismo periodo que el cadmio

42.

Utilice la tabla periódica para dar el nombre y el símbolo de cada uno de los siguientes elementos:

(a) el halógeno en el mismo periodo que el metal alcalino con 11 protones

(b) el metal alcalinotérreo en el mismo periodo con el gas noble neutro con 18 electrones

(c) el gas noble de la misma fila que un isótopo con 30 neutrones y 25 protones

(d) el gas noble en el mismo periodo que el oro

43.

Escriba un símbolo para cada uno de los siguientes isótopos neutros. Incluya el número atómico y el número de masa de cada uno.

(a) el metal alcalino con 11 protones y un número de masa de 23

(b) el elemento de gas noble con 75 neutrones en su núcleo y 54 electrones en el átomo neutro

(c) el isótopo con 33 protones y 40 neutrones en su núcleo

(d) el metal alcalinotérreo con 88 electrones y 138 neutrones

44.

Escriba un símbolo para cada uno de los siguientes isótopos neutros. Incluya el número atómico y el número de masa de cada uno.

(a) el calcógeno con un número de masa de 125

(b) el halógeno cuyo isótopo más longevo es radiactivo

(c) el gas noble, utilizado en la iluminación, con 10 electrones y 10 neutrones

(d) el metal alcalino más ligero con tres neutrones

2.6 Compuestos iónicos y moleculares

45.

Según la tabla periódica, prediga si los siguientes cloruros son iónicos o covalentes: KCl, NCl3, ICl, MgCl2, PCl5, y CCl4.

46.

Según la tabla periódica, prediga si los siguientes cloruros son iónicos o covalentes: SiCl4, PCl3, CaCl2, CsCl, CuCl2, y CrCl3.

47.

Para cada uno de los siguientes compuestos, indique si es iónico o covalente. Si es iónico, escriba los símbolos de los iones implicados:

(a) NF3

(b) BaO

(c) (NH4)2CO3

(d) Sr(H2PO4)2

(e) IBr

(f) Na2O

48.

Para cada uno de los siguientes compuestos, indique si es iónico o covalente, y si es iónico, escriba los símbolos de los iones implicados:

(a) KClO4

(b) Mg(C2H3O2)2

(c) H2S

(d) Ag2S

(e) N2Cl4

(f) Co(NO3)2

49.

Para cada uno de los siguientes pares de iones, escriba la fórmula del compuesto que formarán:

(a) Ca2+, S2-

(b) NH4+,NH4+, SO42−SO42−

(c) Al3+, Br-

(d) Na+, HPO42−HPO42−

(e) Mg2+, PO43−PO43−

50.

Para cada uno de los siguientes pares de iones, escriba la fórmula del compuesto que formarán:

(a) K+, O2-

(b) NH4+,NH4+, PO43−PO43−

(c) Al3+, O2-

(d) Na+, CO32−CO32−

(e) Ba2+, PO43−PO43−

2.7 Nomenclatura química

51.

Nombre los siguientes compuestos:

(a) CsCl

(b) BaO

(c) K2S

(d) BeCl2

(e) HBr

(f) AlF3

52.

Nombre los siguientes compuestos:

(a) NaF

(b) Rb2O

(c) BCl3

(d) H2Se

(e) P4O6

(f) ICl3

53.

Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos:

(a) bromuro de rubidio

(b) seleniuro de magnesio

(c) óxido de sodio

(d) cloruro de calcio

(e) fluoruro de hidrógeno

(f) fosfuro de galio

(g) bromuro de aluminio

(h) sulfato de amonio

54.

Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos:

(a) carbonato de litio

(b) perclorato de sodio

(c) hidróxido de bario

(d) carbonato de amonio

(e) ácido sulfúrico

(f) acetato de calcio

(g) fosfato de magnesio

(h) sulfito de sodio

55.

Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos:

(a) dióxido de cloro

(b) tetraóxido de dinitrógeno

(c) fosfuro de potasio

(d) sulfuro de plata(I)

(e) fluoruro de aluminio trihidratado

(f) dióxido de silicio

56.

Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos:

(a) cloruro de bario

(b) nitruro de magnesio

(c) dióxido de azufre

(d) tricloruro de nitrógeno

(e) trióxido de dinitrógeno

(f) cloruro de estaño(IV)

57.

Cada uno de los siguientes compuestos contiene un metal que puede presentar más de una carga iónica. Nombre estos compuestos:

(a) Cr2O3

(b) FeCl2

(c) CrO3

(d) TiCl4

(e) CoCl2·6H2O

(f) MoS2

58.

Cada uno de los siguientes compuestos contiene un metal que puede presentar más de una carga iónica. Nombre estos compuestos:

(a) NiCO3

(b) MoO3

(c) Co(NO3)2

(d) V2O5

(e) MnO2

(f) Fe2O3

59.

Los siguientes compuestos iónicos se encuentran en productos domésticos comunes. Escriba las fórmulas de cada compuesto:

(a) fosfato de potasio

(b) sulfato de cobre(II)

(c) cloruro de calcio

(d) óxido de titanio(IV)

(e) nitrato de amonio

(f) bisulfato de sodio (nombre común del hidrogenosulfato de sodio)

60.

Los siguientes compuestos iónicos se encuentran en productos domésticos comunes. Nombre cada uno de los compuestos:

(a) Ca(H2PO4)2

(b) FeSO4

(c) CaCO3

(d) MgO

(e) NaNO2

(f) KI

61.

¿Cuáles son los nombres de la IUPAC de los siguientes compuestos?

(a) dióxido de manganeso

(b) cloruro de mercurio (Hg2Cl2)

(c) nitrato férrico [Fe(NO3)3]

(d) tetracloruro de titanio

(e) bromuro cúprico (CuBr2)

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