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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. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. 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 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. 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 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    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 nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. 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.

Complete los cambios en las concentraciones para cada una de las siguientes reacciones:

(a)
AgI(s)Ag+(aq)+I(aq)x_____AgI(s)Ag+(aq)+I(aq)x_____

(b)
CaCO3(s)Ca2+(aq)+CO32−(aq)____xCaCO3(s)Ca2+(aq)+CO32−(aq)____x

(c)
Mg(OH)2 (s)Mg2+(aq)+2OH(aq)x_____Mg(OH)2 (s)Mg2+(aq)+2OH(aq)x_____

(d)
Mg3(PO4)2 (s) 3Mg2+(aq)+ 2PO43−(aq) x _____ Mg3(PO4)2 (s) 3Mg2+(aq)+ 2PO43−(aq) x _____

(e)
Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2+(aq)+3PO43−(aq)+OH(aq)__________xCa5(PO4)3OH(s)5Ca2+(aq)+3PO43−(aq)+OH(aq)__________x

2.

Complete los cambios en las concentraciones para cada una de las siguientes reacciones:

(a)
BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO42−(aq)x_____BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO42−(aq)x_____

(b
Ag2SO4(s)2Ag+(aq)+SO42−(aq)_____xAg2SO4(s)2Ag+(aq)+SO42−(aq)_____x

(c)
Al(OH)3(s)Al3+(aq)+3OH(aq)x_____Al(OH)3(s)Al3+(aq)+3OH(aq)x_____

(d)
Pb(OH)Cl(s)Pb2+(aq)+OH(aq)+Cl(aq)_____x_____Pb(OH)Cl(s)Pb2+(aq)+OH(aq)+Cl(aq)_____x_____

(e)
Ca3(AsO4)2 (s)3Ca2+(aq)+2AsO43−(aq)3x_____Ca3(AsO4)2 (s)3Ca2+(aq)+2AsO43−(aq)3x_____

3.

¿Cómo son las concentraciones de Ag+ y CrO42−CrO42− en una solución saturada por encima de 1,0 g de Ag2CrO4 sólido cambian cuando se añaden 100 g de Ag2CrO4 sólido al sistema? Explique.

4.

¿Cómo cambian las concentraciones de Pb2+ y S2– cuando se añade K2S a una solución saturada de PbS?

5.

¿Qué información adicional necesitamos para responder la siguiente pregunta? ¿Cómo se ve afectado el equilibrio del bromuro de plata sólido con una solución saturada de sus iones cuando se eleva la temperatura?

6.

¿Cuál de los siguientes compuestos ligeramente solubles tiene una solubilidad mayor que la calculada a partir de su producto de solubilidad debido a la hidrólisis del anión presente: CoSO3, CuI, PbCO3, PbCl2, Tl2S, KClO4?

7.

¿Cuál de los siguientes compuestos ligeramente solubles tiene una solubilidad mayor que la calculada a partir de su producto de solubilidad debido a la hidrólisis del anión presente: AgCl, BaSO4, CaF2, Hg2I2, MnCO3 y ZnS?

8.

Escriba la ecuación iónica de disolución y la expresión del producto de solubilidad (Ksp) para cada uno de los siguientes compuestos iónicos ligeramente solubles:

(a) PbCl2

(b) Ag2S

(c) Sr3(PO4)2

(d) SrSO4

9.

Escriba la ecuación iónica para la disolución y la expresión Ksp para cada uno de los siguientes compuestos iónicos ligeramente solubles:

(a) LaF3

(b) CaCO3

(c) Ag2SO4

(d) Pb(OH)2

10.

La página web Manual de Química y Física muestra las solubilidades de los siguientes compuestos en gramos por 100 mL de agua. Como estos compuestos son solo ligeramente solubles, suponga que el volumen no cambia en la disolución y calcule el producto de solubilidad para cada uno.

(a) BaSiF6, 0,026 g/100 mL (contiene iones de SiF62−SiF62−)

(b) Ce(IO3)4, 1,5 ×× 10–2 g/100 mL

(c) Gd2(SO4)3, 3,98 g/100 mL

(d) (NH4)2PtBr6, 0,59 g/100 mL (contiene iones de PtBr62−PtBr62−)

11.

La página web Manual de Química y Física muestra las solubilidades de los siguientes compuestos en gramos por 100 mL de agua. Como estos compuestos son solo ligeramente solubles, suponga que el volumen no cambia en la disolución y calcule el producto de solubilidad para cada uno.

(a) BaSeO4, 0,0118 g/100 mL

(b) Ba(BrO3)2·H2O, 0,30 g/100 mL

(c) NH4MgAsO4·6H2O, 0,038 g/100 mL

(d) La2(MoO4)3, 0,00179 g/100 mL

12.

Utilice los productos de solubilidad y prediga cuál de las siguientes sales es la más soluble, en términos de moles por litro, en agua pura: CaF2, Hg2Cl2, PbI2 o Sn(OH)2.

13.

Suponiendo que no hay equilibrios distintos a la disolución, calcule la solubilidad molar de cada uno de los siguientes elementos a partir de su producto de solubilidad:

(a) KHC4H4O6

(b) PbI2

(c) Ag4[Fe(CN)6], una sal que contiene el ion de Fe(CN)64–Fe(CN)64–

(d) Hg2I2

14.

Suponiendo que no hay equilibrios distintos a la disolución, calcule la solubilidad molar de cada uno de los siguientes elementos a partir de su producto de solubilidad:

(a) Ag2SO4

(b) PbBr2

(c) AgI

(d) CaC2O4·H2O

15.

Suponiendo que no intervienen otros equilibrios distintos de la disolución, calcule la concentración de todas las especies de solutos en cada una de las siguientes soluciones de sales en contacto con una solución que contiene un ion común. Demuestre que se pueden despreciar los cambios en las concentraciones iniciales de los iones comunes.

(a) AgCl(s) en 0,025 M de NaCl

(b) CaF2(s) en 0,00133 M de KF

(c) Ag2SO4(s) en 0,500 L de una solución que contiene 19,50 g de K2SO4

(d) Zn(OH)2(s) en una solución tamponada a un pH de 11,45

16.

Suponiendo que no intervienen otros equilibrios distintos de la disolución, calcule la concentración de todas las especies de solutos en cada una de las siguientes soluciones de sales en contacto con una solución que contiene un ion común. Demuestre que se pueden despreciar los cambios en las concentraciones iniciales de los iones comunes.

(a) TlCl(s) en 1,250 M de HCl

(b) PbI2(s) en 0,0355 M de CaI2

(c) Ag2CrO4(s) en 0,225 L de una solución que contiene 0,856 g de K2CrO4

(d) Cd(OH)2(s) en una solución tamponada a un pH de 10,995

17.

Suponiendo que no intervienen otros equilibrios distintos de la disolución, calcule la concentración de todas las especies de solutos en cada una de las siguientes soluciones de sales en contacto con una solución que contiene un ion común. Demuestre que no es adecuado despreciar los cambios en las concentraciones iniciales de los iones comunes.

(a) TlCl(s) en 0,025 M de TlNO3

(b) BaF2(s) en 0,0313 M de KF

(c) MgC2O4 en 2,250 L de una solución que contiene 8,156 g de Mg(NO3)2

(d) Ca(OH)2(s) en una solución no tamponada con un pH inicial de 12,700

18.

Explique por qué se pueden despreciar los cambios en las concentraciones de los iones comunes en el Ejercicio 15.17.

19.

Explique por qué no se pueden despreciar los cambios en las concentraciones de los iones comunes en el Ejercicio 15.18.

20.

Calcule la solubilidad del hidróxido de aluminio, Al(OH)3, en una solución tamponada a pH 11,00.

21.

Consulte en el Apéndice J los productos de solubilidad de las sales de calcio. Determine cuál de las sales de calcio enumeradas es más soluble en moles por litro y cuál es más soluble en gramos por litro.

22.

La mayoría de los compuestos de bario son muy venenosos; sin embargo, el sulfato de bario se administra a menudo internamente como ayuda en el examen de rayos X del tracto intestinal inferior (Figura 15.4). Este uso del BaSO4 es posible gracias a su baja solubilidad. Calcule la solubilidad molar del BaSO4 y la masa de bario presente en 1,00 L de agua saturada de BaSO4.

23.

Las normas del Servicio de Salud Pública para el agua potable establecen un máximo de 250 mg/L (2,60 ×× 10–3 M) de SO42−SO42− por su acción catártica (es un laxante). ¿El agua natural saturada de CaSO4 ("agua de yeso") que pasa por un suelo que contiene yeso, CaSO4·2H2O, cumple con estas normas? ¿Cuál es la concentración de SO42−SO42− en esta agua?

24.

Realice los siguientes cálculos:

(a) Calcula el [Ag+] en una solución acuosa saturada de AgBr.

(b) ¿Cuál será el [Ag+] cuando se haya añadido suficiente KBr para que [Br] = 0,050 M?

(c) ¿Cuál será el [Br] cuando se haya añadido suficiente AgNO3 para que el [Ag+] = 0,020 M?

25.

El producto de solubilidad del CaSO4·2H2O es 2,4 ×× 10–5. ¿Qué masa de esta sal se disolverá en 1,0 L de 0,010 M de SO42−?SO42−?

26.

Suponiendo que no intervienen otros equilibrios distintos de la disolución, calcule las concentraciones de iones en una solución saturada de cada uno de los siguientes elementos (vea el Apéndice J para los productos de solubilidad):

(a) TlCl

(b) BaF2

(c) Ag2CrO4

(d) CaC2O4·H2O

(e) el mineral anglesita, PbSO4

27.

Suponiendo que no intervienen otros equilibrios distintos de la disolución, calcule las concentraciones de iones en una solución saturada de cada uno de los siguientes elementos (vea el Apéndice J para los productos de solubilidad):

(a) AgI

(b) Ag2SO4

(c) Mn(OH)2

(d) Sr(OH)2·8H2O

(e) el mineral brucita, Mg(OH)2

28.

Las siguientes concentraciones se encuentran en mezclas de iones en equilibrio con sólidos poco solubles. A partir de las concentraciones dadas, calcule la Ksp para cada uno de los sólidos ligeramente solubles indicados:

(a) AgBr: [Ag+] = 5,7 ×× 10–7 M, [Br] = 5,7 ×× 10–7 M

(b) CaCO3: [Ca2+] = 5,3 ×× 10–3 M, [CO32−][CO32−] = 9,0 ×× 10–7 M

(c) PbF2: [Pb2+] = 2,1 ×× 10–3 M, [F] = 4,2 ×× 10–3 M

(d) Ag2CrO4: [Ag+] = 5,3 ×× 10–5 M, 3,2 ×× 10–3 M

(e) InF3: [In3+] = 2,3 ×× 10–3 M, [F] = 7,0 ×× 10–3 M

29.

Las siguientes concentraciones se encuentran en mezclas de iones en equilibrio con sólidos poco solubles. A partir de las concentraciones dadas, calcule la Ksp para cada uno de los sólidos ligeramente solubles indicados:

(a) TlCl: [Tl+] = 1,21 ×× 10–2 M, [Cl] = 1,2 ×× 10–2 M

(b) Ce(IO3)4: [Ce4+] = 1,8 ×× 10–4 M, [IO3][IO3] = 2,6 ×× 10–13 M

(c) Gd2(SO4)3: [Gd3+] = 0,132 M, [SO42−][SO42−] = 0,198 M

(d) Ag2SO4: [Ag+] = 2,40 ×× 10–2 M, [SO42−][SO42−] = 2,05 ×× 10–2 M

(e) BaSO4: [Ba2+] = 0,500 M, [SO42−][SO42−] = 4,6 ×× 10−8 M

30.

¿Cuál de los siguientes compuestos precipita de una solución que tiene las concentraciones indicadas? (Vea el Apéndice J para los valores de Ksp).

(a) KClO4: [K+] = 0,01 M, [ClO4][ClO4] = 0,01 M

(b) K2PtCl6: [K+] = 0,01 M, [PtCl62−][PtCl62−] = 0,01 M

(c) PbI2: [Pb2+] = 0,003 M, [I] = 1,3 ×× 10–3 M

(d) Ag2S: [Ag+] = 1 ×× 10–10 M, [S2–] = 1 ×× 10–13 M

31.

¿Cuál de los siguientes compuestos precipita de una solución que tiene las concentraciones indicadas? (Vea el Apéndice J para los valores de Ksp).

(a) CaCO3: [Ca2+] = 0,003 M, [CO32−][CO32−] = 0,003 M

(b) Co(OH)2: [Co2+] = 0,01 M, [OH] = 1 ×× 10–7 M

(c) CaHPO4: [Ca2+] = 0,01 M, [HPO42−][HPO42−] = 2 ×× 10–6 M

(d) Pb3(PO4)2: [Pb2+] = 0,01 M, [PO43−][PO43−]= 1 ×× 10–13 M

32.

Calcule la concentración de Tl+ cuando el TlCl apenas comienza a precipitar de una solución que es 0,0250 M en Cl.

33.

Calcule la concentración de ion de sulfato cuando el BaSO4 apenas comienza a precipitar de una solución que es 0,0758 M en Ba2+.

34.

Calcule la concentración de Sr2+ cuando el SrCro4 comienza a precipitar de una solución que es 0,0025 M en CrO42-.

35.

Calcule la concentración de PO43−PO43− cuando el Ag3PO4 comienza a precipitar de una solución que es 0,0125 M en Ag+.

36.

Calcule la concentración de F necesaria para iniciar la precipitación de CaF2 en una solución que es 0,010 M en Ca2+.

37.

Calcule la concentración de Ag+ necesaria para que comience la precipitación de Ag2CO3 en una solución de 2,50 ×× 10–6 M en CO32−.CO32−.

38.

¿Qué concentración de [Ag+] se necesita para reducir [CO32−][CO32−] a 8,2 ×× 10–4 M por precipitación de Ag2CO3?

39.

¿Qué concentración de [F] se necesita para reducir [Ca2+] a 1,0 ×× 10–4 M por precipitación de CaF2?

40.

Un volumen de 0,800 L de una solución 2 ×× 10–4-M de Ba(NO3)2 se añade a 0,200 L de 5 ×× 10–4 M de Li2SO4. ¿El BaSO4 precipita? Explique su respuesta.

41.

Realice estos cálculos para el carbonato de níquel(II). (a) ¿Con qué volumen de agua hay que lavar un precipitado que contiene NiCO3 para disolver 0,100 g de este compuesto? Supongamos que el agua de lavado se satura con NiCO3 (Ksp = 1,36 ×× 10–7).

(b) Si el NiCO3 fuera un contaminante en una muestra de CoCO3 (Ksp = 1,0 ×× 10–12), ¿qué masa de CoCO3 se habría perdido? Tenga en cuenta que tanto el NiCO3 como el CoCO3 se disuelven en la misma solución.

42.

Concentraciones de hierro superiores a 5,4 ×× 10–6 M en el agua utilizada para lavar la ropa puede causar manchas. ¿Qué concentración de [OH] se necesita para reducir el [Fe2+] a este nivel por precipitación de Fe(OH)2?

43.

Una solución tiene una concentración de 0,010 M tanto en Cu2+ como en Cd2+. ¿Qué porcentaje de Cd2+ queda en la solución cuando el 99,9% del Cu2+ se ha precipitado como CuS al añadir sulfuro?

44.

Una solución tiene una concentración de 0,15 M tanto en Pb2+ como en Ag+. Si se añade Cl a esta solución, ¿cuál es la concentración de [Ag+] cuando el PbCl2 empieza a precipitar?

45.

¿Qué reactivo podría utilizarse para separar los iones en cada una de las siguientes mezclas, que tienen una concentración de 0,1 M con respecto a cada ion? En algunos casos puede ser necesario controlar el pH. (Pista: Considere los valores de Ksp que aparecen en el Apéndice J)

(a) Hg22+Hg22+ y Cu2+

(b) SO42−SO42− y Cl

(c) Hg2+ y Co2+

(d) Zn2+ y Sr2+

(e) Ba2+ y Mg2+

(f) CO32−CO32− y OH

46.

Una solución contiene 1,0 ×× 10–5 mol de KBr y 0,10 mol de KCl por litro. A esta solución se le añade gradualmente AgNO3. ¿Qué se forma primero, el AgBr sólido o el AgCl sólido?

47.

Una solución contiene 1,0 ×× 10–2 mol de KI y 0,10 mol de KCl por litro. A esta solución se le añade gradualmente AgNO3. ¿Qué se forma primero, el AgI sólido o el AgCl sólido?

48.

Los iones de calcio del suero sanguíneo humano son necesarios para la coagulación (Figura 15.5). El oxalato de potasio, K2C2O4, se utiliza como anticoagulante cuando se extrae una muestra de sangre para pruebas de laboratorio, ya que elimina el calcio en forma de precipitado de CaC2O4·H2O. Es necesario eliminar todo el Ca2+ del suero, excepto el 1,0%, para evitar la coagulación. Si el suero sanguíneo normal con un pH tamponado de 7,40 contiene 9,5 mg de Ca2+ por 100 mL de suero, ¿qué masa de K2C2O4 se necesita para evitar la coagulación de una muestra de sangre de 10 mL que tiene un 55% de suero en volumen? (Todos los volúmenes tienen una precisión de dos cifras significativas. Tenga en cuenta que el volumen de suero en una muestra de sangre de 10 mL es de 5,5 mL. Suponga que el valor de Ksp para el CaC2O4 en el suero es el mismo que en el agua).

49.

Alrededor del 50% de los cálculos urinarios (piedras en el riñón) están formados por fosfato de calcio, Ca3(PO4)2. El contenido de medio rango normal de calcio excretado en la orina es de 0,10 g de Ca2+ al día. El contenido de medio rango normal de orina que se expulsa puede considerarse como 1,4 L al día. ¿Cuál es la concentración máxima de iones de fosfato que puede contener la orina antes de que se forme un cálculo?

50.

El pH de la orina normal es de 6,30, y la concentración total de fosfato ([PO43−]([PO43−] + [HPO42−][HPO42−] + [H2PO4][H2PO4] + [H3PO4]) es de 0,020 M. ¿Cuál es la concentración mínima de Ca2+ necesaria para inducir la formación de cálculos renales? (Para más información, vea el Ejercicio 15.49)

51.

El magnesio metálico (un componente de las aleaciones utilizadas en los aviones y un agente reductor utilizado en la producción de uranio, titanio y otros metales activos) se aísla del agua de mar mediante la siguiente secuencia de reacciones:

Mg 2+ ( a q ) + Ca(OH) 2 ( a q ) Mg(OH) 2 ( s ) + Ca 2+ ( a q ) Mg 2+ ( a q ) + Ca(OH) 2 ( a q ) Mg(OH) 2 ( s ) + Ca 2+ ( a q )

Mg(OH) 2 ( s ) + 2HCl( a q ) MgCl 2 ( s ) + 2H 2 O ( l ) Mg(OH) 2 ( s ) + 2HCl( a q ) MgCl 2 ( s ) + 2H 2 O ( l )

MgCl 2 ( l ) electrólisis Mg ( s ) + Cl 2 ( g ) MgCl 2 ( l ) electrólisis Mg ( s ) + Cl 2 ( g )

El agua de mar tiene una densidad de 1,026 g/cm3 y contiene 1,272 partes por millón de magnesio como Mg2+(aq) en masa. ¿Qué masa, en kilogramos, de Ca(OH)2 se necesita para precipitar el 99,9% del magnesio en 1,00 ×× 103 L de agua de mar?

52.

Se burbujea sulfuro de hidrógeno en una solución que tiene una concentración de 0,10 M en Pb2+ y Fe2+ y 0,30 M en HCl. Una vez que la solución ha alcanzado el equilibrio, está saturada de H2S ([H2S] = 0,10 M). ¿Qué concentraciones de Pb2+ y Fe2+ quedan en la solución? Para una solución saturada de H2S podemos utilizar el equilibrio:

H 2 S ( a q ) + 2H 2 O ( l ) 2H 3 O + ( a q ) + S 2− ( a q ) K = 1,0 × 1 0 26 H 2 S ( a q ) + 2H 2 O ( l ) 2H 3 O + ( a q ) + S 2− ( a q ) K = 1,0 × 1 0 26

(Pista: El [H3O+][H3O+] cambia al precipitar los sulfuros metálicos).

53.

Realice los siguientes cálculos con las concentraciones de iones de yodato:

(a) La concentración de iones de yodato de una solución saturada de La(IO3)3 resultó ser de 3,1 ×× 10–3 mol/L. Calcule la Ksp.

(b) Calcule la concentración de iones de yodato en una solución saturada de Cu(IO3)2 (Ksp = 7,4 ×× 10–8).

54.

Calcule la solubilidad molar del AgBr en 0,035 M de NaBr (Ksp = 5 ×× 10–13).

55.

¿Cuántos gramos de Pb(OH)2 se disolverán en 500 mL de una solución de 0,050-M de PbCl2 (Ksp = 1,2 ×× 10–15)?

56.

Utilice la simulación del enlace anterior para completar el siguiente ejercicio. Utilizando 0,01 g de CaF2, indique los valores de Ksp calculados en una solución 0,2-M de cada una de las sales. Discuta por qué los valores cambian cuando se cambian las sales solubles.

57.

¿Cuántos gramos de leche de magnesia, Mg(OH)2 (s) (58,3 g/mol), serían solubles en 200 mL de agua? Ksp = 7,1 ×× 10–12. Incluya en su respuesta la reacción iónica y la expresión de Ksp (Kw = 1 ×× 10–14 = [H3O+][OH])

58.

Dos sales hipotéticas, LM2 y LQ, tienen la misma solubilidad molar en H2O. Si la Ksp para LM2 es de 3,20 ×× 10–5, ¿cuál es el valor de la Ksp para LQ?

59.

La concentración de iones de carbonato se incrementa gradualmente en una solución que contiene concentraciones iguales de los cationes divalentes de magnesio, calcio, estroncio, bario y manganeso. ¿Cuál de los siguientes carbonatos precipitará primero? ¿Cuál será el último en precipitarse? Explique.

(a) MgCO3 3H2OKsp=1×105MgCO3 3H2OKsp=1×105

(b) CaCO3Ksp=8,7×109CaCO3Ksp=8,7×109

(c) SrCO3Ksp=7×1010SrCO3Ksp=7×1010

(d) BaCO3Ksp=1,6×109BaCO3Ksp=1,6×109

(e) MnCO3Ksp=8,8×1011MnCO3Ksp=8,8×1011

60.

¿Cuántos gramos de Zn(CN)2(s) (117,44 g/mol) serían solubles en 100 mL de H2O? Incluya en su respuesta la reacción balanceada y la expresión de Ksp. El valor Ksp para el Zn(CN)2(s) es de 3,0 ×× 10–16.

61.

Aunque el Ca(OH)2 es una base barata, su solubilidad limitada restringe su uso. ¿Cuál es el pH de una solución saturada de Ca(OH)2?

62.

¿En qué circunstancias, si las hay, se disuelve completamente una muestra de AgCl sólido en agua pura?

63.

Explique por qué la adición de NH3 o HNO3 a una solución saturada de Ag2CO3 en contacto con el Ag2CO3 sólido aumenta la solubilidad del sólido.

64.

Calcule la concentración de iones de cadmio, [Cd2+], en una solución preparada mezclando 0,100 L de 0,0100 M Cd(NO3)2 con 0,150 L de 0,100 de NH3(aq).

65.

Explique por qué la adición de NH3 o HNO3 a una solución saturada de Cu(OH)2 en contacto con el Cu(OH)2 sólido aumenta la solubilidad de este.

66.

A veces, los equilibrios de los iones complejos se describen en términos de constantes de disociación, Kd. Para el ion complejo AlF63−AlF63− la reacción de disociación es:

AlF63−Al3++6FAlF63−Al3++6F y Kd=[Al3+][F]6[AlF63−]=2×1024Kd=[Al3+][F]6[AlF63−]=2×1024

Calcule el valor de la constante de formación, Kf, para AlF63−.AlF63−.

67.

Utilizando el valor de la constante de formación del ion complejo Co(NH3)62+,Co(NH3)62+, calcule la constante de disociación.

68.

Utilizando la constante de disociación, Kd = 7,8 ×× 10–18, calcule las concentraciones de equilibrio de Cd2+ y CN en una solución 0,250-M de Cd(CN)42−.Cd(CN)42−.

69.

Utilizando la constante de disociación, Kd = 3,4 ×× 10–15, calcule las concentraciones de equilibrio de Zn2+ y OH en una solución de 0,0465-M de Zn(OH)42−.Zn(OH)42−.

70.

Utilizando la constante de disociación, Kd = 2,2 ×× 10–34, calcule las concentraciones de equilibrio de Co3+ y NH3 en una solución de 0,500-M de Co(NH3)63+.Co(NH3)63+.

71.

Utilizando la constante de disociación, Kd = 1 ×× 10–44, calcule las concentraciones de equilibrio de Fe3+ y CN en una solución 0,333 M de Fe(CN)63−.Fe(CN)63−.

72.

Calcule la masa de ion de cianuro de potasio que debe añadirse a 100 mL de solución para disolver 2,0 ×× 10–2 mol de cianuro de plata, AgCN.

73.

Calcule la concentración mínima de amoníaco necesaria en 1,0 L de solución para disolver 3,0 ×× 10–3 mol de bromuro de plata.

74.

Un rollo de película fotográfica de 35 mm en blanco y negro contiene unos 0,27 g de AgBr sin exponer antes del revelado. ¿Qué masa de Na2S2O3·5H2O (tiosulfato de sodio pentahidratado o hipo) en 1,0 L de revelador se necesita para disolver el AgBr como Ag(S2O3)23−Ag(S2O3)23− (Kf = 4,7 ×× 1013)?

75.

Hemos visto una definición introductoria de un ácido: Un ácido es un compuesto que reacciona con el agua y aumenta la cantidad de iones de hidronio presentes. En el capítulo sobre ácidos y bases, vimos dos definiciones más de ácidos: un compuesto que dona un protón (un ion de hidrógeno, H+) a otro compuesto se llama ácido de Brønsted-Lowry, y un ácido de Lewis es cualquier especie que puede aceptar un par de electrones. Explique por qué la definición introductoria es una definición macroscópica, mientras que la definición de Brønsted-Lowry y la definición de Lewis son definiciones microscópicas.

76.

Escriba las estructuras de Lewis de los reactivos y del producto de cada una de las siguientes ecuaciones, e identifique el ácido de Lewis y la base de Lewis en cada una de ellas:

(a) CO2+OHHCO3CO2+OHHCO3

(b) B(OH)3+OHB(OH)4B(OH)3+OHB(OH)4

(c) I+I2I3I+I2I3

(d) AlCl3+ClAlCl4AlCl3+ClAlCl4 (utilice enlaces simples de Al-Cl)

(e) O2−+SO3SO42−O2−+SO3SO42−

77.

Escriba las estructuras de Lewis de los reactivos y del producto de cada una de las siguientes ecuaciones, e identifique el ácido de Lewis y la base de Lewis en cada una de ellas:

(a) CS2+SHHCS3CS2+SHHCS3

(b) BF3+FBF4BF3+FBF4

(c) I+SnI2SnI3I+SnI2SnI3

(d) Al(OH)3+OHAl(OH)4Al(OH)3+OHAl(OH)4

(e) F+SO3OFS3F+SO3OFS3

78.

Utilizando las estructuras de Lewis, escriba ecuaciones balanceadas para las siguientes reacciones:

(a) HCl(g)+PH3(g)HCl(g)+PH3(g)

(b) H3O++CH3H3O++CH3

(c) CaO+SO3CaO+SO3

(d) NH4++C2H5ONH4++C2H5O

79.

Calcule [HgCl42−][HgCl42−] en una solución preparada añadiendo 0,0200 mol de NaCl a 0,250 L de una solución 0,100-M de HgCl2.

80.

En una titulación del ion de cianuro, se añaden 28,72 mL de 0,0100 M de AgNO3 antes de que comience la precipitación [La reacción de Ag+ con CN llega a completarse, produciendo el complejo Ag(CN)2 Ag(CN)2 ]. La precipitación de AgCN sólido tiene lugar cuando se añade un exceso de Ag+ a la solución, por encima de la cantidad necesaria para completar la formación de Ag(CN)2 .Ag(CN)2 . ¿Cuántos gramos de NaCN había en la muestra original?

81.

¿Cuáles son las concentraciones de Ag+, CN y Ag(CN)2 Ag(CN)2 en una solución saturada de AgCN?

82.

En solución acuosa diluida, el HF actúa como un ácido débil. Sin embargo, el HF líquido puro (punto de ebullición = 19,5 °C) es un ácido fuerte. En el HF líquido, el HNO3 actúa como una base y acepta protones. La acidez del HF líquido puede aumentarse añadiendo uno de los diversos fluoruros inorgánicos que son ácidos de Lewis y aceptan el ion de F (por ejemplo, BF3 o SbF5). Escriba ecuaciones químicas balanceadas para la reacción del HNO3 puro con el HF puro y del HF puro con el BF3.

83.

El aminoácido más simple es la glicina, H2NCH2CO2H. La característica común de los aminoácidos es que contienen los grupos funcionales: un grupo amina, –NH2, y un grupo ácido carboxílico, –CO2H. Un aminoácido puede funcionar como ácido o como base. En el caso de la glicina, la fuerza ácida del grupo carboxilo es aproximadamente la misma que la del ácido acético, CH3CO2H, y la fuerza básica del grupo amino es ligeramente mayor que la del amoníaco, NH3.

(a) Escriba las estructuras de Lewis de los iones que se forman cuando la glicina se disuelve en 1 M de y en 1 M de KOH.

(b) Escriba la estructura de Lewis de la glicina cuando este aminoácido se disuelve en agua. (Pista: Considere la fuerza relativa de las bases del –NH2 y los grupos CO2CO2).

84.

El ácido bórico, H3BO3, no es un ácido de Brønsted-Lowry sino un ácido de Lewis.

(a) Escriba una ecuación para su reacción con el agua.

(b) Prediga la forma del anión formado de esta manera.

(c) ¿Cuál es la hibridación en el boro consistente con la forma que ha predicho?

85.

Se dice que una solución saturada de un electrolito poco soluble en contacto con parte del electrolito sólido es un sistema en equilibrio. Explique. ¿Por qué este sistema se llama equilibrio heterogéneo?

86.

Calcule la concentración de equilibrio de Ni2+ en una solución 1,0-M de [Ni(NH3)6](NO3)2.

87.

Calcule la concentración de equilibrio del Zn2+ en una solución 0,30-M de Zn(CN)42−.Zn(CN)42−.

88.

Calcule la concentración de equilibrio de Cu2+ en una solución inicialmente con 0,050 M de Cu2+ y 1,00 M de NH3.

89.

Calcule la concentración de equilibrio de Zn2+ en una solución inicialmente con 0,150 M de Zn2+ y 2,50 M de CN.

90.

Calcule la concentración de equilibrio de Fe3+ cuando se añade 0,0888 mol de K3[Fe(CN)6] a una solución con 0,00010 M de CN.

91.

Calcule la concentración de equilibrio de Co2+ cuando se añade 0,010 mol de[Co(NH3)6](NO3)2 a una solución con 0,25 M de NH3. Supongamos que el volumen es de 1,00 L.

92.

Calcule la solubilidad molar del Sn(OH)2 en una solución tampón que contiene concentraciones iguales de NH3 y NH4+.NH4+.

93.

Calcule la solubilidad molar del Al(OH)3 en una solución tampón con 0,100 M de NH3 y 0,400 M NH4+.NH4+.

94.

¿Cuál es la solubilidad molar del CaF2 en una solución de 0,100-M de HF? Ka para HF = 6,4 ×× 10–4.

95.

¿Cuál es la solubilidad molar del BaSO4 en una solución de 0,250-M de NaHSO4? Ka para HSO4HSO4 = 1,2 ×× 10–2.

96.

¿Cuál es la solubilidad molar del Tl(OH)3 en una solución 0,10-M de NH3?

97.

¿Cuál es la solubilidad molar del Pb(OH)2 en una solución 0,138-M de CH3NH2?

98.

Una solución 0,075 M de CoBr2 está saturada de H2S ([H2S] = 0,10 M). ¿Cuál es el pH mínimo al que empieza a precipitar el CoS?

CoS(s) Co2+(aq) +S2−(aq) Ksp=2,3× 1027CoS(s) Co2+(aq) +S2−(aq) Ksp=2,3× 1027

H2S(aq)+2 H2O(l)2H3O+ (aq) +S2− (aq) K=8,9×10-27H2S(aq)+2 H2O(l)2H3O+ (aq) +S2− (aq) K=8,9×10-27

99.

Una solución 0,125-M de Mn(NO3)2 está saturada de H2S ([H2S] = 0,10 M). ¿A qué pH empieza a precipitar el MnS?

MnS(s)Mn2+(aq)+S2−(aq) Ksp=2,3×10-13MnS(s)Mn2+(aq)+S2−(aq) Ksp=2,3×10-13

H 2 S ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) 2 H 3 O + ( a q ) + S 2− ( a q ) K = 1,0 × 10 -26 H 2 S ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) 2 H 3 O + ( a q ) + S 2− ( a q ) K = 1,0 × 10 -26

100.

Tanto el AgCl como el AgI se disuelven en NH3.

(a) ¿Qué masa de AgI se disuelve en 1,0 L de 1,0 M de NH3?

(b) ¿Qué masa de AgCl se disuelve en 1,0 L de 1,0 M de NH3?

101.

La siguiente pregunta fue tomada de un examen de Química de nivel avanzado y se utiliza con el permiso del Educational Testing Service.

Resuelva el siguiente problema:

MgF 2 ( s ) Mg 2+ ( a q ) + 2 F ( a q ) MgF 2 ( s ) Mg 2+ ( a q ) + 2 F ( a q )

En una solución saturada de MgF2 a 18 °C, la concentración de Mg2+ es de 1,21 ×× 10–3 M. El equilibrio viene representado por la ecuación anterior.

(a) Escriba la expresión de la constante de solubilidad-producto, Ksp, y calcula su valor a 18 °C.

(b) Calcule la concentración de equilibrio de Mg2+ en 1,000 L de solución saturada de MgF2 a 18 °C a la que se han añadido 0,100 mol de KF sólido. El KF se disuelve completamente. Supongamos que el cambio de volumen es insignificante.

(c) Prediga si se formará un precipitado de MgF2 cuando 100,0 mL de una solución 3,00 ×× 10–3-M de Mg(NO3)2 se mezcla con 200,0 mL de una solución 2,00 ×× 10–3-M de NaF a 18 °C. Muestre los cálculos para respaldar su predicción.

(d) A 27 °C la concentración de Mg2+ en una solución saturada de MgF2 es de 1,17 ×× 10–3 M. ¿La disolución de MgF2 en agua es un proceso endotérmico o exotérmico? Dé una explicación para respaldar su conclusión.

102.

¿Cuál de los siguientes compuestos, cuando se disuelve en una solución 0,01-M de HClO4, tiene una solubilidad mayor que en el agua pura: CuCl, CaCO3, MnS, PbBr2, CaF2? Explique su respuesta.

103.

¿Cuál de los siguientes compuestos, cuando se disuelve en una solución 0,01-M de HClO4, tiene una solubilidad mayor que en el agua pura: AgBr, BaF2, Ca3(PO4)2, ZnS, PbI2? Explique su respuesta.

104.

¿Cuál es el efecto sobre la cantidad de Mg(OH)2 sólido que se disuelve y las concentraciones de Mg2+ y OH cuando se añade cada uno de los siguientes elementos a una mezcla de Mg(OH)2 sólido y agua en equilibrio?

(a) MgCl2

(b) KOH

(c) HClO4

(d) NaNO3

(e) Mg(OH)2

105.

¿Cuál es el efecto sobre la cantidad de CaHPO4 que se disuelve y las concentraciones de Ca2+ y HPO42−HPO42− cuando se añade cada uno de los siguientes elementos a una mezcla de CaHPO4 sólido y agua en equilibrio?

(a) CaCl2

(b) HCl

(c) KClO4

(d) NaOH

(e) CaHPO4

106.

Identifique todas las especies químicas presentes en una solución acuosa de Ca3(PO4)2 y enumere estas especies en orden decreciente de sus concentraciones. (Pista: Recuerde que el ion de PO43−PO43− es una base débil).

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