Capítulo 18

Todos los metales alcalinos tienen un solo electrón s en su capa más externa. En cambio, los metales alcalinotérreos tienen una subcapa s completa en su capa más externa. En general, los metales alcalinos reaccionan más rápidamente y son más reactivos que los correspondientes metales alcalinotérreos en el mismo periodo.

$\begin{array}{l}\text{Na}+{\text{I}}_2⟶\text{2NaI}\\ \text{2Na}+\text{Se}⟶{\text{Na}}_2\text{Se}\\ \text{2Na}+{\text{O}}_2⟶{\text{Na}}_2{\text{O}}_2\end{array}$
$\begin{array}{l}\text{Sr}+{\text{I}}_2⟶{\text{SrI}}_2\\ \text{Sr}+\text{Se}⟶\text{SrSe}\\ \text{2Sr}+{\text{O}}_2⟶\text{2SrO}\end{array}$
$\begin{array}{l}\text{2Al}+{\text{3I}}_2⟶{\text{2AlI}}_3\\ \text{2Al}+\text{3Se}⟶{\text{Al}}_2{\text{Se}}_3\\ \text{4Al}+{\text{3O}}_2⟶{\text{2Al}}_2{\text{O}}_3\end{array}$

Las posibles formas de distinguir entre los dos incluyen la espectroscopia infrarroja por comparación de compuestos conocidos, una prueba de llama que da el color amarillo característico para el sodio (el estroncio tiene una llama roja), o la comparación de sus solubilidades en agua. A 20 °C, el NaCl se disuelve hasta $\frac{\text{35,7 g}}{\text{100 mL}}$ en comparación con $\frac{\text{53,8 g}}{\text{100 mL}}$ para SrCl₂. El calentamiento a 100 °C proporciona una prueba fácil, ya que la solubilidad del NaCl es $\frac{\text{39,12 g}}{\text{100 mL}},$ pero la del SrCl₂ es $\frac{\text{100,8 g}}{\text{100 mL}}.$ La determinación de la densidad en un sólido es a veces difícil, pero hay suficiente diferencia (2,165 g/mL del NaCl y 3,052 g/mL del SrCl₂) como para que este método sea viable y quizás la prueba más fácil y menos costosa de realizar.

(a) $\text{2Sr}(s)+{\text{O}}_2(g)⟶\text{2SrO}(s);$ (b) $\text{Sr}(s)+\text{2HBr}(g)⟶{\text{SrBr}}_2(s)+{\text{H}}_2(g);$ (c) $\text{Sr}(s)+{\text{H}}_2(g)⟶{\text{SrH}}_2(s);$ (d) $\text{6Sr}(s)+{\text{P}}_4(s)⟶{\text{2Sr}}_3{\text{P}}_2(s);$ (e) $\text{Sr}(s)+{\text{2H}}_2\text{O}(l)⟶\text{Sr}{(\text{OH})}_2(aq)+{\text{H}}_2(g)$

11 lb

Sí, el estaño reacciona con el ácido clorhídrico para producir hidrógeno gaseoso.

En el PbCl₂, el enlace es iónico, como indica su punto de fusión de 501 °C. En el PbCl₄, el enlace es covalente, como lo demuestra que sea un líquido inestable a temperatura ambiente.

$\text{2CsCl}(l)+\text{Ca}(g)\stackrel{\begin{array}{l}\text{columna de}\\ \text{fraccionamiento a}\\ \text{contracorriente}\end{array}}{\to }\text{2Cs}(g)+{\text{CaCl}}_2(l)$

Cátodo (reducción): ${\text{2Li}}^{+}+{\text{2e}}^{–}⟶\text{2Li}(l)\text{;}$ Ánodo (oxidación): ${\text{2Cl}}^{–}⟶{\text{Cl}}_2(g)+{\text{2e}}^{\text{–}};$ Reacción global: ${\text{2Li}}^{+}+{\text{2Cl}}^{–}⟶\text{2Li}(l)+{\text{Cl}}_2(g)$

0,5035 g H₂

A pesar de su reactividad, el magnesio puede utilizarse en la construcción incluso cuando va a entrar en contacto con una llama, ya que se forma una capa de óxido protectora que impide la oxidación bruta. Una llama de alta intensidad provocará su rápida combustión solo si el metal está finamente subdividido o se presenta en una lámina fina.

Extracción del mineral: $\text{AlO}(\text{OH})(s)+\text{NaOH}(aq)+{\text{H}}_2\text{O}(l)⟶\text{Na}\left[\text{Al}{(\text{OH})}_4\right](aq)$
Recuperación: $\text{2Na}\left[\text{Al}{(\text{OH})}_4\right](s)+{\text{H}}_2{\text{SO}}_4(aq)⟶\text{2Al}{(\text{OH})}_3(s)+{\text{Na}}_2{\text{SO}}_4(aq)+{\text{2H}}_2\text{O}(l)$
Sinterización: $\text{2Al}{(\text{OH})}_3(s)⟶{\text{Al}}_2{\text{O}}_3(s)+{\text{3H}}_2\text{O}(g)$
Disuelva en Na₃AlF₆(l) y electrolice: ${\text{Al}}^{\mathrm{3+}}+{\text{3e}}^{–}⟶\text{Al}(s)$

25.83%

39 kg

(a) H₃BPH₃:

(b) ${\text{BF}}_4{}^{\text{–}}:$

(c) BBr₃:

(d) B(CH₃)₃:

(e) B(OH)₃:

1s²2s²2p⁶3s²3p²3d⁰.

(a) (CH₃)₃SiH: enlace sp³ sobre el Si; la estructura es tetraédrica; (b) ${\text{SiO}}_4{}^{\text{4−}}:$ enlace sp³ sobre el Si; la estructura es tetraédrica; (c) Si₂H₆: enlace sp³ sobre cada Si; la estructura es lineal a lo largo del enlace Si-Si; (d) Si(OH)₄: enlace sp³ sobre el Si; la estructura es tetraédrica; (e) ${\text{SiF}}_6{}^{\text{2−}}:$ enlace sp³d² sobre el Si; la estructura es octaédrica

(a) no polar; (b) no polar; (c) polar; (d) no polar; (e) polar

(a) dióxido de teluro u óxido de teluro(IV); (b) sulfuro de antimonio(III); (c) fluoruro de germanio(IV); (d) hidruro de silano o de silicio(IV); (e) hidruro de germanio(IV)

El boro solo dispone de orbitales s y p, que pueden albergar un máximo de cuatro pares de electrones. A diferencia del silicio, el boro no dispone de orbitales d.

(a) ΔH° = 87 kJ; ΔG° = 44 kJ; (b) ΔH° = -109,9 kJ; ΔG° = -154,7 kJ; (c) ΔH° = -510 kJ; ΔG° = -601,5 kJ

Una solución suave de ácido fluorhídrico disolvería el silicato y no dañaría el diamante.

En la molécula de N₂, los átomos de nitrógeno tienen un enlace σ y dos enlaces π que mantienen unidos a los dos átomos. La presencia de tres enlaces fuertes hace del N₂ una molécula muy estable. El fósforo es un elemento del tercer periodo y, como tal, no forma enlaces π de manera eficiente; por lo tanto, debe cumplir su requisito de enlace formando tres enlaces σ.

(a) H = 1+, C = 2+, y N = 3-; (b) O = 2+ y F = 1-; (c) As = 3+ y Cl = 1-

S < Cl < O < F

La electronegatividad de los no metales es mayor que la del hidrógeno. Por lo tanto, la carga negativa está mejor representada en el no metal, que tiene mayor tendencia a atraer electrones en el enlace hacia sí mismo.

El hidrógeno solo tiene un orbital con el que se puede unir a otros átomos. En consecuencia, solo se puede formar un enlace de dos electrones.

0,43 g de H₂

(a) $\text{Ca}{(\text{OH})}_2(aq)+{\text{CO}}_2(g)⟶{\text{CaCO}}_3(s)+{\text{H}}_2\text{O}(l);$ (b) $\text{CaO}(s)+{\text{SO}}_2(g)⟶{\text{CaSO}}_3(s);$
(c) ${\text{2NaHCO}}_3(s)+{\text{NaH}}_2{\text{PO}}_4(aq)⟶{\text{Na}}_3{\text{PO}}_4(aq)+{\text{2CO}}_2(g)+{\text{2H}}_2\text{O}(l)$

(a) NH^2-:

(b) N₂F₄:

(c) ${\text{NH}}_2{}^{\text{–}}:$

(d) NF₃:

(e) ${\text{N}}_3{}^{\text{–}}:$

El amoníaco actúa como una base de Brønsted porque acepta fácilmente protones y como una base de Lewis porque tiene un par de electrones que donar.
Base de Brønsted: ${\text{NH}}_3+{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}⟶{\text{NH}}_4{}^{+}+{\text{H}}_2\text{O}$
Base de Lewis: ${\text{2NH}}_3+{\text{Ag}}^{+}⟶{{\text{[H}}_3\text{N}–\text{Ag}–{\text{NH}}_3]}^{+}$

(a) NO₂:

El nitrógeno está hibridado sp². La molécula tiene una geometría doblada con un ángulo de enlace del ONO de aproximadamente 120°.
(b) ${\text{NO}}_2{}^{\text{–}}:$

El nitrógeno está hibridado sp². La molécula tiene una geometría doblada con un ángulo de enlace del ONO ligeramente inferior a 120°.
(c) ${\text{NO}}_2{}^{\text{+}}:$

El nitrógeno está hibridado sp. La molécula tiene una geometría lineal con un ángulo de enlace del ONO de 180°.

El nitrógeno no puede formar una molécula NF₅ porque no tiene orbitales d para enlazar con los dos átomos de flúor adicionales.

(a)

(b)

(c)

(d)

(e)

(a) ${\text{P}}_4(s)+\text{4Al}(s)⟶\text{4AlP}(s);$ (b) ${\text{P}}_4(s)+\text{12Na}(s)⟶{\text{4Na}}_3\text{P}(s);$ (c) ${\text{P}}_4(s)+{\text{10F}}_2(g)⟶{\text{4PF}}_5(l);$ (d) ${\text{P}}_4(s)+{\text{6Cl}}_2(g)⟶{\text{4PCl}}_3(l)$ o ${\text{P}}_4(s)+{\text{10Cl}}_2(g)⟶{\text{4PCl}}_5(l);$ (e) ${\text{P}}_4(s)+{\text{3O}}_2(g)⟶{\text{P}}_4{\text{O}}_6(s)$ o ${\text{P}}_4(s)+{\text{5O}}_2(g)⟶{\text{P}}_4{\text{O}}_{10}(s);$ (f) ${\text{P}}_4{\text{O}}_6(s)+{\text{2O}}_2(g)⟶{\text{P}}_4{\text{O}}_{10}(s)$

291 mL

28 toneladas

(a)

(b)

(c)

(d)

(a) P = 3+; (b) P = 5+; (c) P = 3+; (d) P = 5+; (e) P = 3-; (f) P = 5+

FrO₂

(a) $\text{2Zn}(s)+{\text{O}}_2(g)⟶\text{2ZnO}(s);$ (b) ${\text{ZnCO}}_3(s)⟶\text{ZnO}(s)+{\text{CO}}_2(g);$ (c) ${\text{ZnCO}}_3(s)+2{\text{CH}}_3\text{COOH}(aq)⟶\text{Zn}{({\text{CH}}_3\text{COO})}_2(aq)+{\text{CO}}_2(g)+{\text{H}}_2\text{O}(l);$ (d) $\text{Zn}(s)+\text{2HBr}(aq)⟶{\text{ZnBr}}_2(aq)+{\text{H}}_2(g)$

$\text{Al}{(\text{OH})}_3(s)+3{\text{H}}^{\text{+}}(aq)⟶{\text{Al}}^{\mathrm{3+}}+3{\text{H}}_2\text{O}(l);$ $\text{Al}{(\text{OH})}_3(s)+{\text{OH}}^{–}⟶{\left[\text{Al}{(\text{OH})}_4\right]}^{\text{–}}(aq)$

(a) ${\text{Na}}_2\text{O}(s)+{\text{H}}_2\text{O}(l)⟶\text{2NaOH}(aq);$ (b) ${\text{Cs}}_2{\text{CO}}_3(s)+\text{2HF}(aq)⟶\text{2CsF}(aq)+{\text{CO}}_2(g)+{\text{H}}_2\text{O}(l);$ (c) ${\text{Al}}_2{\text{O}}_3(s)+6{\text{HClO}}_4(aq)⟶\text{2Al}{({\text{ClO}}_4)}_3(aq)+3{\text{H}}_2\text{O}(l);$ (d) ${\text{Na}}_2{\text{CO}}_3(aq)+\text{Ba}{({\text{NO}}_3)}_2(aq)⟶2{\text{NaNO}}_3(aq)+{\text{BaCO}}_3(s);$ (e) ${\text{TiCl}}_4(l)+\text{4Na}(s)⟶\text{Ti}(s)+\text{4NaCl}(s)$

El HClO₄ es el ácido más fuerte porque, en una serie de oxiácidos con fórmulas similares, cuanto más alta es la electronegatividad del átomo central, más fuerte es la atracción del átomo central por los electrones del oxígeno(s). La mayor atracción del electrón del oxígeno se traduce en una mayor atracción del oxígeno por los electrones del enlace O-H, lo que hace que el hidrógeno se libere más fácilmente. Cuanto más débil sea este enlace, más fuerte será el ácido.

Como el H₂SO₄ y el H₂SeO₄ son oxiácidos y sus átomos centrales tienen el mismo número de oxidación, la fuerza del ácido depende de la electronegatividad relativa del átomo central. Como el azufre es más electronegativo que el selenio, el H₂SO₄ es el ácido más fuerte.

SO₂, sp² 4+; SO₃, sp², 6+; H₂SO₄, sp³, 6+

SF₆: S = 6+; SO₂F₂: S = 6+; KHS: S = 2-

El azufre solo puede formar dobles enlaces a altas temperaturas (condiciones sustancialmente endotérmicas), lo que no ocurre con el oxígeno.

Hay muchas respuestas posibles, entre ellas: $\text{Cu}(s)+2{\text{H}}_2{\text{SO}}_4(l)⟶{\text{CuSO}}_4(aq)+{\text{SO}}_2(g)+2{\text{H}}_2\text{O}(l)$ y $\text{C}(s)+2{\text{H}}_2{\text{SO}}_4(l)⟶{\text{CO}}_2(g)+2{\text{SO}}_2(g)+2{\text{H}}_2\text{O}(l)$

5,1$\times$ 10⁴ g

El SnCl₄ no es una sal porque está enlazado covalentemente. Una sal debe tener enlaces iónicos.

En los oxiácidos con fórmulas similares, la fuerza del ácido aumenta a medida que aumenta la electronegatividad del átomo central. El HClO₃ es más fuerte que el HBrO₃; el Cl es más electronegativo que el Br.

(a)

(b)

(c)

(d)

(e)

(a) trifluoruro de bromo; (b) bromato de sodio; (c) pentabromuro de fósforo; (d) perclorato de sodio; (e) hipoclorito de potasio

(a) I: 7+; (b) I: 7+; (c) Cl: 4+; (d) I: 3+; Cl: 1-; (e) F: 0

(a) hibridado sp³d; (b) hibridado sp³d²; (c) hibridado sp³; (d) hibridado sp³; (e) hibridado sp³d²;

(a) no polar; (b) no polar; (c) polar; (d) no polar; (e) polar

La fórmula empírica es XeF₆, y las reacciones balanceadas son: $\begin{array}{}\\ \\ \text{Xe}(g)+{\text{3F}}_2(g)\stackrel{\text{Δ}}{\to }{\text{XeF}}_6(s)\\ {\text{XeF}}_6(s)+{\text{3H}}_2(g)⟶\text{6HF}(g)+\text{Xe}(g)\end{array}$