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Química 2ed

Capítulo 13

Química 2edCapítulo 13

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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
1.

La reacción puede proceder tanto de manera directa como inversa.

3.

Cuando un sistema ha alcanzado el equilibrio no se producen más cambios en las concentraciones de reactivos y productos; las reacciones directa e inversa siguen su curso, pero a igual velocidad.

5.

No necesariamente. Un sistema en equilibrio se caracteriza por tener concentraciones constantes de reactivo y producto, pero los valores de las concentraciones de reactivo y producto no tienen por qué ser iguales.

7.

El equilibrio no puede establecerse entre la fase líquida y la gaseosa si se retira la tapa de la botella porque el sistema no está cerrado; uno de los componentes del equilibrio, el vapor de Br2, escaparía de la botella hasta que todo el líquido desapareciera. Por lo tanto, se evaporaría más líquido del que puede condensarse de la fase gaseosa a la fase líquida.

9.

(a) Kc = [Ag+][Cl] < 1. El AgCl es insoluble, por lo que las concentraciones de iones son muy inferiores a 1 M; (b) Kc=1[Pb2+][Cl]2Kc=1[Pb2+][Cl]2 > 1 porque el PbCl2 es insoluble y la formación del sólido reducirá la concentración de iones a un nivel bajo (<1 M).

11.

Dado que Kc=[C6H6][C2H2]3,Kc=[C6H6][C2H2]3, un valor de Kc ≈ 10 significa que el C6H6 predomina sobre el C2H2. En tal caso, la reacción sería comercialmente viable si la velocidad hasta el equilibrio es adecuada.

13.

Kc > 1

15.

(a) Qc=[CH3Cl][HCl][CH4][Cl2];Qc=[CH3Cl][HCl][CH4][Cl2]; (b) Qc=[NO]2[N2 ][O2];Qc=[NO]2[N2 ][O2]; (c) Qc=[SO3]2[SO2]2[O2];Qc=[SO3]2[SO2]2[O2]; (d) Qc = [SO2]; (e) Qc=1[P4][O2]5;Qc=1[P4][O2]5; (f) Qc=[Br]2[Br2];Qc=[Br]2[Br2]; (g) Qc=[CO2][CH4][O2]2;Qc=[CO2][CH4][O2]2; (h) Qc = [H2O]5

17.

(a) Qc 25 procede a la izquierda; (b) QP 0,22 procede a la derecha; (c) Qc indefinido procede a la izquierda; (d) QP 1,00 procede a la derecha; (e) QP 0 procede a la derecha; (f) Qc 4 procede a la izquierda

19.

El sistema se desplazará hacia los reactivos para alcanzar el equilibrio.

21.

a) homogéneo; b) homogéneo; c) homogéneo; d) heterogéneo; e) heterogéneo; f) homogéneo; g) heterogéneo; h) heterogéneo

23.

Esta situación se da en (a) y (b).

25.

(a) KP = 1,6 ×× 10−4; (b) KP = 50,2; (c) Kc = 5,34 ×× 10−39; (d) Kc = 4,60 ×× 10−3

27.

K P = P H 2 O = 0,042 . K P = P H 2 O = 0,042 .

29.

Q c = [ NH 4 + ] [ OH ] [ NH 3 ] Q c = [ NH 4 + ] [ OH ] [ NH 3 ]

31.

La cantidad de CaCO3 debe ser tan pequeña que PCO2PCO2 sea menor que el valor de KP cuando el CaCO3 se ha descompuesto completamente. En otras palabras, la cantidad inicial de CaCO3 no puede generar completamente la PCO2PCO2 necesaria para el equilibrio.

33.

Se puede utilizar el cambio de entalpía. Si la reacción es exotérmica, el calor producido puede considerarse como un producto. Si la reacción es endotérmica, el calor añadido puede considerarse como un reactivo. El calor adicional desplazaría una reacción exotérmica hacia los reactivos, pero desplazaría una reacción endotérmica hacia los productos. Enfriar una reacción exotérmica hace que la reacción se desplace hacia el lado del producto; enfriar una reacción endotérmica haría que se desplazara hacia el lado de los reactivos.

34.

No, no está en equilibrio. Como el sistema no está confinado, los productos escapan continuamente de la región de la llama; también se añaden reactivos continuamente desde el quemador y la atmósfera circundante.

36.

Añadir N2; añadir H2; disminuir el volumen del recipiente; calentar la mezcla.

38.

(a) T aumenta = desplazamiento a la derecha, V disminuye = desplazamiento a la izquierda; (b) T aumenta = desplazamiento a la derecha, V = sin efecto; (c) T aumenta = desplazamiento a la izquierda, V disminuye = desplazamiento a la izquierda; (d) T aumenta = desplazamiento a la izquierda, V disminuye = desplazamiento a la derecha.

40.

(a) Kc=[CH3OH][H2]2[CO];Kc=[CH3OH][H2]2[CO]; (b) [H2] aumenta, [CO] disminuye, [CH3OH] aumenta; (c), [H2] aumenta, [CO] disminuye, [CH3OH] disminuye; (d), [H2] aumenta, [CO] aumenta, [CH3OH] aumenta; (e), [H2] aumenta, [CO] aumenta, [CH3OH] aumenta; (f), no hay cambios.

42.

(a) Kc=[CO][H2][H2O];Kc=[CO][H2][H2O]; (b) [H2O] no hay cambio, [CO] no hay cambio, [H2] no hay cambio; (c) [H2O] disminuye, [CO] disminuye, [H2] disminuye; (d) [H2O] aumenta, [CO] aumenta, [H2] disminuye; (e) [H2O] disminuye, [CO] aumenta, [H2] aumenta. En (b), (c), (d) y (e), la masa de carbono cambiará, pero su concentración (actividad) no cambiará.

44.

Solo (b)

46.

Añada a la solución NaCl o alguna otra sal que produzca Cl. El enfriamiento de la solución fuerza el equilibrio hacia la derecha, precipitando más AgCl(s).

48.

Aunque la solución esté saturada, la naturaleza dinámica del equilibrio de solubilidad significa que los procesos opuestos de disolución y precipitación de sólidos siguen ocurriendo (solo que a velocidades iguales, lo que significa que las concentraciones de iones disueltos y la cantidad de sólidos no disueltos permanecen constantes). Los iones radiactivos de Ag+ detectados en la fase de solución provienen de la disolución del sólido añadido y su presencia se contrarresta con la precipitación de Ag+ no radiactivo.

50.

Kc=[C]2[A][B]2 .Kc=[C]2[A][B]2 . [A] = 0,1 M, [B] = 0,1 M, [C] = 1 M; y [A] = 0,01, [B] = 0,250, [C] = 0,791.

52.

Kc = 6,00 ×× 10−2

54.

Kc = 0,50

56.

KP = 1,9 ×× 103

58.

KP = 3,06

60.

(a) −2x, +2x; (b) 43x43x, 23x23x, −2x; (c) −2x, 3x; (d) x, –x, −3x; (e) +x; (f) 14x14x

62.

Las actividades de los sólidos cristalinos puros son iguales a 1 y son constantes; sin embargo, la masa de Ni sí cambia.

64.

[NH3] = 9,1 ×× 10−2 M

66.

PBrCl = 4,9 ×× 10−2 atm

68.

[CO] = 2,04 ×× 10−4 M

70.

P H 2 O = 3,64 × 10 -3 atm P H 2 O = 3,64 × 10 -3 atm

72.

Calcule Q en base a las concentraciones calculadas y vea si es igual a Kc. Como Q es igual a 4,32, el sistema debe estar en equilibrio.

74.

(a) [NO2] = 1,17 ×× 10−3 M; [N2O4] = 0,128 M; (b) La suposición de que x es insignificante en comparación con 0,129 se confirma comparando la concentración inicial del N2O4 con su concentración de equilibrio (difieren solo en 1 en el lugar del dígito menos significativo).

76.

(a) [H2S] = 0,810 atm, [H2] = 0,014 atm, [S2] = 0,0072 atm. (b) La suposición de que 2x es insignificante en comparación con 0,824 se confirma al comparar la concentración inicial del H2S con su concentración de equilibrio (0,824 atm versus 0,810 atm, una diferencia inferior al 2%).

78.

[PCl5] = 1,80 M; [Cl2] = 0,195 M; [PCl3] = 0,195 M.

79.

507 g

81.

330 g

84.

(a) 0,33 mol. (b) [CO2] = 0,50 M. El H2 añadido forma algo de agua como resultado de un desplazamiento hacia la izquierda después de añadir el H2.

86.

(a) Kc=[NH3]4[O2]7[NO2]4[H2O]6.Kc=[NH3]4[O2]7[NO2]4[H2O]6. (b) [NH3] debe aumentar para que Qc alcance Kc. (c) El aumento del volumen del sistema reduciría las presiones parciales de todos los reactivos (incluido el NO2). (d) PO2=49torrPO2=49torr

88.

P N 2 O 3 = 1,90 atm y P NO = P NO 2 = 1,90 atm P N 2 O 3 = 1,90 atm y P NO = P NO 2 = 1,90 atm

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