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Química 2ed

Capítulo 8

Química 2edCapítulo 8

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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.

Similitudes: Ambos tipos de enlaces son el resultado de la superposición de orbitales atómicos en átomos adyacentes y contienen un máximo de dos electrones. Diferencias: los enlaces σ son más fuertes y resultan de la superposición de extremo a extremo y todos los enlaces simples son enlaces σ; los enlaces π entre los mismos dos átomos son más débiles porque resultan de la superposición de lado a lado, y los enlaces múltiples contienen uno o más enlaces π (además de un enlace σ).

3.

La longitud de enlace media específica es la distancia con la energía más baja. A distancias inferiores a la longitud de enlace, las cargas positivas de los dos núcleos se repelen y la energía global aumenta.

5.

Enlace: Un enlace σ y un enlace π. Los orbitales s están llenos y no se superponen. Los orbitales p se superponen a lo largo del eje para formar un enlace σ y de lado a lado para formar el enlace π

Esta figura muestra los orbitales de dos átomos que se suman al formar enlaces. Los dos átomos se muestran por separado a la derecha, cada uno de ellos con dos orbitales en forma de maní situados perpendicularmente entre sí. Una flecha hacia la derecha muestra que los dos se acercaron y ahora las porciones superior e inferior de los orbitales verticales en forma de maní se muestran como fusionados por encima y por debajo del plano de la molécula, mientras que los orbitales horizontales en forma de maní se superponen entre los dos núcleos.
7.

No, dos de los orbitales p (uno en cada N) estarán orientados extremo a extremo y formarán un enlace σ.

Dos átomos de nitrógeno se muestran tanto en una estructura de Lewis como en un diagrama. La estructura de Lewis representa los dos átomos de nitrógeno unidos por un triple enlace. El diagrama muestra dos átomos de nitrógeno y sus tres orbitales p en forma de maní. Uno de los orbitales se encuentra en posición horizontal y se superpone entre los dos núcleos. Está marcado como "enlace sigma". Los otros dos se sitúan verticalmente y en el plano z de la página. Se superponen por encima y por debajo y dentro y fuera de la página en relación con los núcleos. Cada uno está marcado como "enlace pi".
9.

La hibridación explica la geometría de los orbitales de enlace en la teoría del enlace de valencia.

11.

No hay orbitales d en la capa de valencia del carbono.

13.

trigonal plana, sp2; trigonal piramidal (un par solitario en A) sp3; en forma de T (dos pares solitarios en A sp3d, o (tres pares solitarios en A) sp3d2.

15.

(a) Cada S tiene una geometría doblada (109°), sp3
.

Se muestra una estructura de Lewis en la que ocho átomos de azufre, cada uno con dos pares solitarios de electrones, están unidos en un anillo de ocho lados.


(b) Doblado (120°), sp2

Se muestran dos estructuras de Lewis, conectadas por una flecha de doble punta. La estructura de la izquierda muestra un átomo de azufre con un par solitario de electrones con enlace doble a un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones a la izquierda y un enlace simple a un átomo de oxígeno con tres pares solitarios de electrones a la derecha. La estructura de la derecha muestra la misma molécula, excepto que el oxígeno con doble enlace está a la derecha del azufre y el oxígeno con enlace simple está a la izquierda del azufre.


(c) Trigonal plana, sp2

Se muestra una estructura de Lewis de un átomo de azufre unido individualmente a dos átomos de oxígeno, cada uno con tres pares solitarios de electrones, y doblemente unido a un tercer átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones.


(d) Tetraédrica, sp3

Se muestra una estructura de Lewis en la que un átomo de azufre está unido con enlace simple a cuatro átomos de oxígeno. Dos de los átomos de oxígeno tienen tres pares solitarios de electrones, mientras que los otros dos tienen dos pares solitarios de electrones cada uno y están unidos con enlace simple a un átomo de hidrógeno.
17.

(a) XeF2
(b)

Se muestra una estructura de Lewis en la que un átomo de xenón que tiene tres pares solitarios de electrones está unido con enlace simple a dos átomos de flúor, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones.


(c) lineal (d) sp3d

19.

(a)

Se muestran dos estructuras de Lewis; la de la izquierda representa tres átomos de fósforo unidos con enlace simple para formar un triángulo. Cada fósforo se une a un átomo de azufre mediante un enlace simple vertical y cada uno de esos átomos de azufre se une a un único átomo de fósforo, de modo que se crea un anillo de seis lados con un azufre en el centro. Cada átomo de azufre en esta estructura tiene dos pares solitarios de electrones mientras que cada fósforo tiene un par solitario. La segunda estructura de Lewis muestra un átomo de cloro con un par solitario de electrones unido con enlace simple a tres átomos de oxígeno, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones.


(b) Átomos de P, piramidal trigonal; átomos de S, doblados, con dos pares solitarios; átomos de Cl, piramidal trigonal; (c) La hibridación sobre P, S y Cl es, en todos los casos, sp3; (d) Estados de oxidación P +1, S113,113, Cl +5, O –2. Cargas formales: P 0; S 0; Cl +2: O –1

21.
Se muestran dos estructuras de Lewis. La estructura de la izquierda muestra un átomo de nitrógeno con un par solitario de electrones unido con enlace simple a tres átomos de flúor, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones. La estructura de la derecha muestra un átomo de fósforo unido con enlace simple a cinco átomos de flúor, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones.

El fósforo y el nitrógeno pueden formar híbridos sp3 para formar tres enlaces y mantener un par solitario en PF3 y NF3, respectivamente. Sin embargo, el nitrógeno no tiene orbitales de valencia d, por lo que no puede formar un conjunto de orbitales híbridos sp3d para unir cinco átomos de flúor en el NF5. El fósforo tiene orbitales d y puede unir cinco átomos de flúor con orbitales híbridos sp3d en PF5.

23.

Un triple enlace está formado por un enlace σ y dos enlaces π. Un enlace σ es más fuerte que un enlace π debido a una mayor superposición.

25.

(a)

Se muestra una estructura de Lewis en la que un átomo de carbono está unido por enlaces simples a tres átomos de hidrógeno. También está unido por un enlace simple a un átomo de carbono que tiene un triple enlace con un átomo de nitrógeno con un par solitario de electrones. Debajo de la estructura hay una flecha orientada hacia la derecha con su cabeza cerca del nitrógeno y su cola, que parece un signo de suma, situada cerca de los átomos de carbono. La flecha está marcada como "momento dipolar".


(b) El átomo de carbono terminal utiliza orbitales híbridos sp3, mientras que el átomo de carbono central está hibridado sp. (c) Cada uno de los dos enlaces π está formado por la superposición de un orbital 2p del carbono y un orbital 2p del nitrógeno.

27.

(a) sp2; (b) sp; (c) sp2; (d) sp3; (e) sp3; (f) sp3d; (g) sp3

29.

(a) sp2, deslocalizado; (b) sp, localizado; (c) sp2, deslocalizado; (d) sp3, deslocalizado.

31.
Se muestra un diagrama en dos partes, conectadas por una flecha hacia la derecha marcada como "Hibridación". El diagrama de la izquierda muestra una flecha hacia arriba marcada como "E". En la parte inferior derecha de la flecha hay una línea corta y horizontal marcada como "2 s", que tiene dos medias flechas verticales orientadas hacia arriba y hacia abajo. En la parte superior derecha de la flecha hay una serie de tres líneas horizontales cortas marcadas como "2 p". Sobre ambos conjuntos de líneas aparece la frase "Orbitales en un átomo de C aislado". En dos de estas líneas hay dos flechas hacia arriba. El lado derecho del diagrama muestra dos líneas horizontales cortas colocadas a mitad de camino en el espacio y cada una marcada como "s p". En cada línea se dibuja verticalmente una media flecha hacia arriba. Por encima de estas líneas hay otras dos cortas y horizontales, cada una de ellas marcada como "2 p", y que tienen dos flechas orientadas hacia arriba. Sobre ambos conjuntos de líneas se encuentra la frase: "Orbitales en el s p hibridado C en C O subíndice 2"

Cada uno de los cuatro electrones está en un orbital separado y se superpone con un electrón de un átomo de oxígeno.

33.

(a) Similitudes: Ambos son orbitales de enlace que pueden contener un máximo de dos electrones. Diferencias: los orbitales σ son combinaciones de extremo a extremo de los orbitales atómicos, mientras que los orbitales π se forman por superposición de orbitales lado a lado. (b) Similitudes: Ambas son construcciones mecánicas cuánticas que representan la probabilidad de encontrar el electrón sobre el átomo o la molécula. Diferencias: ψ para un orbital atómico describe el comportamiento de un solo electrón a la vez en función del átomo. Para una molécula, ψ representa una combinación matemática de orbitales atómicos. (c) Similitudes: Ambos son orbitales que pueden contener dos electrones. Diferencias: Los orbitales de enlace permiten mantener unidos dos o más átomos. Los orbitales de antienlace tienen el efecto de desestabilizar cualquier enlace que se haya producido.

35.

Un número impar de electrones nunca puede estar emparejado, independientemente de la disposición de los orbitales moleculares. Siempre será paramagnético.

37.

Los orbitales de enlace tienen la densidad de electrones muy cerca de más de un núcleo. La interacción entre los núcleos cargados positivamente y los electrones cargados negativamente estabiliza el sistema.

39.

El emparejamiento de los dos electrones enlazados reduce la energía del sistema en relación con la energía de los electrones no enlazados.

41.

(a) Orden de enlace H2 = 1, H2+H2+ orden de enlace = 0,5, H2H2 orden de enlace = 0,5, el enlace más fuerte es el H2; (b) orden de enlace del O2 = 2, O22+O22+ orden de enlace = 3 O22−O22− orden de enlace = 1, el enlace más fuerte es O22+;O22+; (c) Orden de enlace Li2 = 1, Be2+Be2+ orden de enlace = 0,5, Be2 orden de enlace = 0, el enlace más fuerte es Li2Li2;(d) orden de enlace F2 = 1, F2 +F2 + orden de enlace = 1,5, F2F2 orden de enlace = 0,5, el enlace más fuerte es F2 +;F2 +; (e) Orden de enlace N2 = 3, N2+N2+ orden de enlace = 2,5, N2 N2 orden de enlace = 2,5, el enlace más fuerte es N2

43.

(a) H2; (b) N2; (c) O; (d) C2; (e) B2

45.

Sí, el flúor es un átomo más pequeño que el Li, por lo que los átomos en el orbital 2s están más cerca del núcleo y son más estables.

47.

2+

49.

N2 tiene mezcla s-p, por lo que los orbitales π son los últimos en llenarse N22+.N22+. El O2 no tiene mezcla s-p, por lo que el orbital σp se llena antes que los orbitales π.

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