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Química 2ed

Capítulo 9

Química 2edCapítulo 9

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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.

El filo de un cuchillo afilado tiene una superficie menor que un cuchillo sin filo. Dado que la presión es la fuerza por unidad de superficie, un cuchillo afilado ejercerá una mayor presión con la misma cantidad de fuerza y cortará el material con mayor eficacia.

3.

Estar tumbado distribuye tu peso sobre una superficie mayor, ejerciendo menos presión sobre el hielo en comparación con estar de pie. Si se ejerce menos presión, es menos probable que se rompa el hielo fino.

5.

0,809 atm; 82,0 kPa

7.

2,2 ×× 102 kPa

9.

Tierra: 14,7 lb in–2; Venus: 1,30 × 103 lb in−2

11.

(a) 101,5 kPa; (b) 51 torr de caída

13.

(a) 264 torr; (b) 35.200 Pa; (c) 0,352 bar

15.

(a) 623 mm Hg; (b) 0,820 atm; (c) 83,1 kPa

17.

Con un manómetro de extremo cerrado, no se observaría ningún cambio, ya que el líquido vaporizado contribuiría con presiones iguales y opuestas en ambos brazos del tubo del manómetro. Sin embargo, con un manómetro abierto, se obtendría una lectura de la presión del gas más alta de lo esperado, ya que Pgas = Patm + Pvol líquido.

19.

A medida que las burbujas suben, la presión disminuye, por lo que su volumen aumenta como sugiere la ley de Boyle.

21.

(a) El número de partículas del gas aumenta simultáneamente con el volumen. (b) la temperatura, la presión

23.

La curva estaría más a la derecha y más arriba, pero con la misma forma básica.

25.

Unos 12,5 L

27.

3,40 ×× 103 torr

29.

12,1 L

31.

217 L

33.

8,190 ×× 10–2 mol; 5,553 g

35.

(a) 7,24 ×× 10–2 g; (b) 23,1 g; (c) 1,5 ×× 10–4 g

37.

5.561 L

39.

46,4 g

41.

En un gas que presenta un comportamiento ideal:

Se muestran cuatro gráficos. En a, el volumen está en el eje horizontal y la presión en el vertical. Se muestra una tendencia descendente con una tasa de cambio decreciente mediante una línea curva. La marca n, P cons se muestra en el gráfico. En b, la temperatura está en el eje horizontal y el volumen en el vertical. Una tendencia lineal creciente se muestra mediante un segmento de línea recta. La marca n, P cons se muestra en el gráfico. En c, la temperatura está en el eje horizontal y la presión en el vertical. Una tendencia lineal creciente se muestra mediante un segmento de línea recta. La marca n, P cons se muestra en el gráfico. En d, el volumen está en el eje horizontal y 1 dividido por la presión está en el eje vertical. Se muestra una tendencia lineal creciente mediante un segmento de línea recta en el gráfico. La marca n, P cons se muestra en el gráfico.
43.

(a) 1,85 L CCl2F2; (b) 4,66 L CH3CH2F

45.

0,644 atm

47.

La presión se reduce en un factor de 3.

49.

4.64 g L−1

51.

38,8 g

53.

72,0 g mol−1

55.

88,1 g mol−1; PF3

57.

141 atm, 107.000 torr, 14.300 kPa

59.

CH4: 276 kPa; C2H6: 27 kPa; C3H8: 3,4 kPa

61.

63.

740 torr

65.

(a) Determine los moles de HgO que se descomponen; utilizando la ecuación química, determine los moles de O2 producidos por la descomposición de esta cantidad de HgO; y determine el volumen de O2 a partir de los moles de O2, la temperatura y la presión. (b) 0,308 L

67.

(a) Determine la masa molar del CCl2F2. A partir de la ecuación balanceada, calcule los moles de H2 necesarios para la reacción completa. A partir de la ley de los gases ideales, convierta los moles de H2 en volumen. (b) 3,72 ×× 103 L

69.

(a) Balancee la ecuación. Determine los gramos de CO2 producidos y el número de moles. A partir de la ley de los gases ideales, determine el volumen del gas. (b) 7,43 ×× 105 L

71.

42,00 L

73.

(a) 18,0 L; (b) 0,533 atm

75.

10,57 L O2

77.

5,40 ×× 105 L

79.

XeF4

81.

4,2 horas

83.

La efusión puede definirse como el proceso por el que un gas se escapa a través de un agujero en el vacío. La ley de Graham establece que con una mezcla de dos gases A y B: (tasa Atasa B)=(masa molar de Bmasa molar de A)1/2 .(tasa Atasa B)=(masa molar de Bmasa molar de A)1/2 . Tanto A como B están en el mismo recipiente a la misma temperatura, y por lo tanto tendrán la misma energía cinética:
KEA=KEB KE=12mv2KEA=KEB KE=12mv2
Por lo tanto, 12mAvA2 =12mBvB212mAvA2 =12mBvB2
vA2vB2 =mBmAvA2vB2 =mBmA
(vA2vB2)1/2 =(mBmA)1/2(vA2vB2)1/2 =(mBmA)1/2
vAvB=(mBmA)1/2 vAvB=(mBmA)1/2

85.

F2, N2O, Cl2, H2S

87.

1,4; 1,2

89.

51,7 cm

91.

Sí. En cualquier instante dado, hay un rango de valores de velocidades moleculares en una muestra de gas. Cualquier molécula puede acelerar o ralentizar su velocidad al chocar con otras moléculas. La rapidez media de todas las moléculas es constante a temperatura constante.

93.

H2O. El enfriamiento reduce la velocidad de los átomos de He, lo que hace que se comporten como si fueran más pesados.

95.

(a) El número de colisiones por unidad de superficie de la pared del contenedor es constante. (b) La energía cinética media se duplica. (c) La velocidad media cuadrática aumenta a 22 veces su valor inicial; urms es proporcional a KEavg.KEavg.

97.

(a) igual; (b) menor que; (c) 29,48 g mol−1; (d) 1,0966 g L−1; (e) 0,129 g/L; (f) 4,01 ×× 105 g; capacidad de elevación neta = 384 lb; (g) 270 L; (h) 39,1 kJ min−1

99.

Gases C, E y F

101.

El comportamiento del gas más parecido a un gas ideal se producirá en las condiciones de (b). Las moléculas tienen altas velocidades y se mueven a través de mayores distancias entre colisiones; también tienen tiempos de contacto más cortos y las interacciones son menos probables. Las desviaciones se producen con las condiciones descritas en (a) y (c). En las condiciones de (a), algunos gases pueden licuarse. En las condiciones de (c), la mayoría de los gases se licúan.

103.

SF6

105.

(a) Una línea recta horizontal a 1,0; (b) Cuando los gases reales están a bajas presiones y altas temperaturas, se comportan lo suficientemente cerca de los gases ideales como para aproximarse a ellos; sin embargo, en algunos casos, vemos que a una presión y temperatura altas, la aproximación del gas ideal se rompe y es significativamente diferente de la presión calculada por la ecuación del gas ideal. (c) Cuanto mayor sea la compresibilidad, más importa el volumen. A bajas presiones, el factor de corrección de las atracciones intermoleculares es más importante, y el efecto del volumen de las moléculas del gas sobre Z sería una pequeña disminución de la compresibilidad. A presiones más altas, el efecto del volumen de las propias moléculas del gas sobre Z aumentaría la compresibilidad (vea la Figura 9.35). (d) Una vez más, a bajas presiones, el efecto de las atracciones intermoleculares sobre Z sería más importante que el factor de corrección del volumen de las propias moléculas del gas, aunque quizá siga siendo pequeño. A mayores presiones y bajas temperaturas, el efecto de las atracciones intermoleculares sería mayor. Vea la Figura 9.35. (e) Bajas temperaturas

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