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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

2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica

1.

En el siguiente dibujo, las esferas verdes representan átomos de un determinado elemento. Las esferas moradas representan átomos de otro elemento. Si las esferas de diferentes elementos se tocan, forman parte de una sola unidad de un compuesto. El siguiente cambio químico representado por estas esferas puede violar una de las ideas de la teoría atómica de Dalton. ¿Cuál?

Esta ecuación contiene los materiales de partida de una sola esfera verde más dos esferas púrpuras más pequeñas enlazadas entre sí. Al sumar los materiales de partida, los productos del cambio son una esfera púrpura enlazada a una esfera verde y una esfera púrpura enlazada a una esfera verde.
2.

¿Qué postulado de la teoría de Dalton es coherente con la siguiente observación relativa a los pesos de los reactivos y los productos? Cuando se calientan 100 gramos de carbonato de calcio sólido, se producen 44 gramos de dióxido de carbono y 56 gramos de óxido de calcio.

3.

Identifique qué postulado de la teoría de Dalton es violado por las siguientes observaciones: 59,95 % de una muestra de dióxido de titanio es titanio; el 60,10 % de otra muestra de dióxido de titanio es titanio.

4.

Se analizan muestras del compuesto X, Y y Z, y los resultados se muestran aquí.

CompuestoDescripciónMasa de carbonoMasa de hidrógeno
Xlíquido claro, incoloro, con fuerte olor1,776 g0,148 g
Ylíquido claro, incoloro, con fuerte olor1,974 g0,329 g
Zlíquido claro, incoloro, con fuerte olor7,812 g0,651 g

¿Proporcionan estos datos ejemplos de la ley de las proporciones definidas, de la ley de las proporciones múltiples, de ninguna de ellas o de ambas? ¿Qué le dicen estos datos sobre los compuestos X, Y y Z?

2.2 Evolución de la teoría atómica

5.

La existencia de isótopos viola una de las ideas originales de la teoría atómica de Dalton. ¿Cuál?

6.

¿En qué se parecen los electrones y los protones? ¿En qué se diferencian?

7.

¿En qué se parecen los protones y los neutrones? ¿En qué se diferencian?

8.

Predecir y probar el comportamiento de las partículas α disparadas a un átomo modelo "pudín de pasas".

(a) Prediga las trayectorias que siguen las partículas α que se disparan a los átomos con una estructura del modelo del pudín de pasas de Thomson. Explique por qué espera que las partículas α tomen estas trayectorias.

(b) Si se disparan partículas α de mayor energía que las de (a) a los átomos de pudín de pasas, prediga en qué se diferenciarán sus trayectorias de las de las partículas α de menor energía. Explique su razonamiento.

(c) Compruebe ahora sus predicciones de (a) y (b). Abra la simulación de dispersión de Rutherford y seleccione la pestaña “Plum Pudding Atom” ("Átomo de pudín de pasas"). Ajuste la “Alpha Particles Energy” ("Energía de las partículas alfa") en "min", y seleccione “show traces” (“mostrar la trayectoria"). Haga clic en el cañón para empezar a disparar partículas α. ¿Coincide esto con su predicción de (a)? Si no es así, explique por qué la trayectoria real sería la que se muestra en la simulación. Pulse el botón de pausa o “Reset All” (Reiniciar todo). Ajuste “Alpha Particles Energy” ("Energía de las partículas alfa") en "max", y empiece a disparar partículas α. ¿Coincide esto con su predicción de (b)? Si no es así, explique el efecto del aumento de la energía en las trayectorias reales que se muestran en la simulación.

9.

Predecir y probar el comportamiento de las partículas α disparadas en un modelo de átomo de Rutherford.

(a) Prediga las trayectorias que siguen las partículas α que se disparan a los átomos con una estructura de modelo de átomo de Rutherford. Explique por qué espera que las partículas α tomen estas trayectorias.

(b) Si se disparan partículas α de mayor energía que las de (a) a los átomos de Rutherford, prediga en qué se diferenciarán sus trayectorias de las de las partículas α de menor energía. Explique su razonamiento.

(c) Prediga cómo diferirán las trayectorias que siguen las partículas α si se disparan contra átomos de Rutherford de elementos distintos del oro. ¿Qué factor espera que cause esta diferencia en las trayectorias, y por qué?

(d) Compruebe ahora sus predicciones de (a), (b) y (c). Abra la simulación de dispersión Rutherford y seleccione la pestaña “Rutherford Atom” ("Átomo Rutherford"). Debido a la escala de la simulación, es mejor empezar con un núcleo pequeño, así que seleccione "20" tanto para los protones como para los neutrones, "min" para la energía, “show traces” (“mostrar la trayectoria”) y luego empiece a disparar partículas α. ¿Coincide esto con su predicción de (a)? Si no es así, explique por qué la trayectoria real sería la que se muestra en la simulación. Pause o reinicie, ajuste la energía al "máx" y comience a disparar partículas α. ¿Coincide esto con su predicción de (b)? Si no es así, explique el efecto del aumento de la energía en la trayectoria real tal y como se muestra en la simulación. Pause o reinicie, seleccione "40" para protones y neutrones, "min" para la energía, “show traces” (“mostrar la trayectoria”) y dispare. ¿Coincide esto con su predicción de (c)? Si no es así, explique por qué la trayectoria real sería la que se muestra en la simulación. Repita esta operación con un número mayor de protones y neutrones. ¿Qué generalización puede hacer con respecto al tipo de átomo y el efecto en la trayectoria de las partículas α? Sea claro y específico.

2.3 Estructura atómica y simbolismo

10.

¿En qué sentido son siempre diferentes los isótopos de un mismo elemento? ¿En qué sentido son siempre iguales?

11.

Escriba el símbolo de cada uno de los siguientes iones:

(a) el ion con carga 1+, número atómico 55 y número de masa 133

(b) el ion con 54 electrones, 53 protones y 74 neutrones

(c) el ion de número atómico 15, número de masa 31 y carga 3−

(d) el ion con 24 electrones, 30 neutrones y una carga 3+

12.

Escriba el símbolo de cada uno de los siguientes iones:

(a) el ion con carga 3+, 28 electrones y un número de masa de 71

(b) el ion con 36 electrones, 35 protones y 45 neutrones

(c) el ion con 86 electrones, 142 neutrones y una carga 4+

(d) el ion con carga 2+, número atómico 38 y número de masa 87

13.

Abra la simulación de Construir un átomo y haga clic en el ícono del átomo.

(a) Escoja uno de los 10 primeros elementos que le gustaría construir e indique su símbolo.

(b) Arrastre protones, neutrones y electrones a la plantilla del átomo para formar un átomo de su elemento.
Indique el número de protones, neutrones y electrones de su átomo, así como la carga neta y el número de masa.

(c) Haga clic en "Carga neta" y "Número de masa", compruebe sus respuestas a la (b) y corríjalas, si es necesario.

(d) Prediga si su átomo será estable o inestable. Explique su razonamiento.

(e) Marque la casilla “Estable/Inestable". ¿Su respuesta de la letra (d) era correcta? Si no es así, primero prediga lo que puede hacer para crear un átomo estable de su elemento, y luego constrúyalo y revise si funciona. Explique su razonamiento.

14.

Abra la simulación Build an Atom

(a) Arrastre protones, neutrones y electrones a la plantilla de átomos para hacer un átomo neutro de Oxígeno-16 y colóquele el símbolo del isótopo para este átomo.

(b) Añada ahora dos electrones más para formar un ion y colóquele el símbolo del ion que creó.

15.

Abra la simulación Build an Atom

(a) Arrastre protones, neutrones y electrones a la plantilla del átomo para formar un átomo neutro de Litio-6 y colóquele el símbolo del isótopo para este átomo.

(b) Ahora elimine un electrón para formar un ion y escriba el símbolo del ion que ha creado.

16.

Determine el número de protones, neutrones y electrones en los siguientes isótopos que se utilizan en los diagnósticos médicos:

(a) número atómico 9, número de masa 18, carga de 1-

(b) número atómico 43, número de masa 99, carga de 7+

(c) número atómico 53, número de masa atómica 131, carga de 1-

(d) número atómico 81, número de masa atómica 201, carga de 1+

(e) Nombre los elementos de las partes (a), (b), (c) y (d).

17.

A continuación, se presentan las propiedades de los isótopos de dos elementos esenciales en nuestra dieta. Determine el número de protones, neutrones y electrones de cada uno y nómbrelos.

(a) número atómico 26, número de masa 58, carga de 2+

(b) número atómico 53, número de masa 127, carga de 1-

18.

Indique el número de protones, electrones y neutrones en los átomos neutros de cada uno de los siguientes isótopos:

(a) 510B510B

(b) 80199Hg80199Hg

(c) 2963Cu2963Cu

(d) 613C613C

(e) 3477Se3477Se

19.

Indique el número de protones, electrones y neutrones en los átomos neutros de cada uno de los siguientes isótopos:

(a) 37Li37Li

(b) 52125Te52125Te

(c) 47109Ag47109Ag

(d) 715N715N

(e) 1531P1531P

20.

Haga clic en el sitio y seleccione la pestaña “Mix Isotopes” (Mezcla de isótopos), oculte las casillas “Percent Composition” (Composición porcentual) y “Average Atomic Mass” (Masa atómica promedio) y luego seleccione el elemento boro.

(a) Escriba los símbolos de los isótopos del boro que se muestran como naturales en cantidades significativas.

(b) Prediga las cantidades relativas (porcentajes) de estos isótopos de boro que se encuentran en la naturaleza. Explique los motivos de su elección.

(c) Añada isótopos a la caja negra para hacer una mezcla que coincida con su predicción en (b). Puede arrastrar los isótopos desde sus bandejas o hacer clic en "Más" y luego mover los deslizadores a las cantidades adecuadas.

(d) Revele las casillas "Composición porcentual" y "Masa atómica promedio". ¿En qué medida coincide su mezcla con su predicción? Si es necesario, ajuste las cantidades de isótopos para que coincidan con su predicción.

(e) Seleccione la mezcla de isótopos de la "Naturaleza" y compárela con su predicción. ¿Qué tan bien se compara su predicción con la mezcla que se produce de forma natural? Explique. Si es necesario, ajuste sus cantidades para que se parezcan lo más posible a las de la "Naturaleza".

21.

Repita el Ejercicio 2.20 utilizando un elemento que tenga tres isótopos naturales.

22.

Un elemento tiene las siguientes abundancias naturales y masas isotópicas: 90.92 % de abundancia con 19,99 u, 0,26 % de abundancia con 20,99 u y 8,82 % de abundancia con 21,99 u. Calcule la masa atómica promedio de este elemento.

23.

Las masas atómicas promedio indicadas por la IUPAC se basan en un estudio de resultados experimentales. El bromo tiene dos isótopos, 79Br y 81Br, cuyas masas (78,9183 y 80,9163 u, respectivamente) y abundancias (50,69 % y 49,31 %, respectivamente) se determinaron en experimentos anteriores. Calcule la masa atómica promedio del bromo a partir de estos experimentos.

24.

Se pueden observar variaciones en la masa atómica promedio de los elementos obtenidos de diferentes fuentes. El litio es un ejemplo de ello. La composición isotópica del litio de los minerales naturales es del 7,5 % de 6Li y del 92,5 % de 7Li, que tienen masas de 6,01512 u y 7,01600 u, respectivamente. Una fuente comercial de litio, reciclada de una fuente militar, tenía un 3,75 % de 6Li (y el resto de 7Li). Calcule los valores medios de masa atómica para cada una de estas dos fuentes.

25.

Las masas atómicas promedio de algunos elementos pueden variar, dependiendo de las fuentes de sus minerales. El boro natural consta de dos isótopos con masas conocidas con exactitud ((10B, 10,0129 u y 11B, 11,00931 u). La masa atómica real del boro puede variar entre 10,807 y 10,819, dependiendo de si la fuente mineral es de Turquía o de los Estados Unidos. Calcule las abundancias porcentuales que conducen a los dos valores de las masas atómicas promedio del boro de estos dos países.

26.

La relación de abundancia 18O:16O en algunos meteoritos es mayor que la utilizada para calcular la masa atómica promedio del oxígeno en la Tierra. ¿La masa media de un átomo de oxígeno en estos meteoritos es mayor, menor o igual que la de un átomo de oxígeno terrestre?

2.4 Fórmulas químicas

27.

Explique por qué difieren el símbolo de un átomo del elemento oxígeno y la fórmula de una molécula de oxígeno.

28.

Explique por qué difieren el símbolo del elemento azufre y la fórmula de una molécula de azufre.

29.

Escriba las fórmulas moleculares y empíricas de los siguientes compuestos:

(a)

La figura A muestra un átomo de carbono que forma dos dobles enlaces separados con dos átomos de oxígeno.


(b)

La figura B muestra un átomo de hidrógeno que forma un enlace simple con un átomo de carbono. El átomo de carbono forma un triple enlace con otro átomo de carbono. El segundo átomo de carbono forma un enlace simple con un átomo de hidrógeno.


(c)

La figura C muestra un átomo de carbono formando un doble enlace con otro átomo de carbono. Cada átomo de carbono forma un enlace simple con dos átomos de hidrógeno.


(d)

La figura D muestra un átomo de azufre formando enlaces simples con cuatro átomos de oxígeno. Dos de los átomos de oxígeno forman un enlace simple con un átomo de hidrógeno.
30.

Escriba las fórmulas moleculares y empíricas de los siguientes compuestos:

(a)

La figura A muestra un diagrama estructural de cuatro átomos de carbono enlazados en una cadena. Los dos átomos de carbono de la izquierda forman un doble enlace entre sí. Todos los átomos de carbono restantes forman enlaces simples entre sí. El carbono más a la izquierda también forma enlaces simples con dos hidrógenos. El segundo carbono de la cadena forma un enlace simple con un átomo de hidrógeno. El tercer carbono de la cadena forma un enlace simple con dos átomos de hidrógeno cada uno. El carbono más a la derecha forma un enlace simple con tres átomos de hidrógeno cada uno.


(b)

La figura B muestra un diagrama estructural de una molécula que tiene una cadena de cuatro átomos de carbono. El átomo de carbono más a la izquierda forma un enlace simple con tres átomos de hidrógeno y un enlace simple con el segundo átomo de carbono. El segundo átomo de carbono forma un triple enlace con el tercer átomo de carbono. El tercer átomo de carbono forma un enlace simple con el cuarto átomo de carbono. El cuarto átomo de carbono forma un enlace simple con tres átomos de hidrógeno cada uno.


(c)

La figura C muestra un diagrama estructural de dos átomos de silicio unidos con un enlace simple. Cada uno de los átomos de silicio forma enlaces simples con dos átomos de cloro cada uno y un átomo de hidrógeno.


(d)

La figura D muestra un diagrama estructural de un átomo de fósforo que forma un enlace simple con cuatro átomos de oxígeno cada uno. Tres de los átomos de oxígeno tienen cada uno un enlace simple con un átomo de hidrógeno.
31.

Determine las fórmulas empíricas de los siguientes compuestos:

(a) cafeína, C8H10N4O2

(b) sacarosa, C12H22O11

(c) peróxido de hidrógeno, H2O2

(d) glucosa, C6H12O6

(e) ácido ascórbico (vitamina C), C6H8O6

32.

Determine las fórmulas empíricas de los siguientes compuestos:

(a) ácido acético, C2H4O2

(b) ácido cítrico, C6H8O7

(c) hidracina, N2H4

(d) nicotina, C10H14N2

(e) butano, C4H10

33.

Escriba las fórmulas empíricas de los siguientes compuestos:

(a)

La figura A muestra un diagrama estructural de dos átomos de carbono que forman un enlace simple entre sí. El átomo de carbono de la izquierda forma enlaces simples con cada uno de los átomos de hidrógeno. El carbono derecho forma un doble enlace con un átomo de oxígeno. El carbono derecho también forma un enlace simple con otro átomo de oxígeno. Este átomo de oxígeno también forma un enlace simple con un átomo de hidrógeno.


(b)

La figura B muestra un diagrama estructural que contiene un carbono más a la izquierda que forma enlaces simples con cada uno de los tres átomos de hidrógeno. Este carbono más a la izquierda también forma un enlace simple con un segundo átomo de carbono. El segundo átomo de carbono forma un doble enlace con un átomo de oxígeno. El segundo carbono también forma un enlace simple con un segundo átomo de oxígeno. Este átomo de oxígeno forma un enlace simple con un tercer átomo de carbono. Este tercer átomo de carbono forma enlaces simples con cada uno de los dos átomos de hidrógeno, así como un enlace simple con otro átomo de carbono. El átomo de carbono más a la derecha forma un enlace simple con cada uno de los tres átomos de hidrógeno.
34.

Abra la simulación “Build a Molecule” (Construir una molécula) y seleccione la pestaña “Larger Molecules” (Moléculas más grandes). Seleccione el "Kit" de un átomo apropiado para construir una molécula con dos átomos de carbono y seis de hidrógeno. Arrastre los átomos al espacio sobre el "Kit" para hacer una molécula. Un nombre aparecerá cuando haya hecho una molécula real que exista (aunque no sea la que quiere). Puede utilizar la herramienta de tijera para separar los átomos si quiere cambiar las conexiones. Presione en “3D” para ver la molécula y observe las posibilidades de rellenar el espacio y de esfera y barra.

(a) Dibuje la fórmula estructural de esta molécula e indique su nombre.

(b) ¿Puede ordenar estos átomos de alguna manera para hacer un compuesto diferente?

35.

Utilice la simulación de Construir una molécula para repetir Ejercicio 2.34, pero construya una molécula con dos carbonos, seis hidrógenos y un oxígeno.

(a) Dibuje la fórmula estructural de esta molécula e indique su nombre.

(b) ¿Puede ordenar estos átomos para formar una molécula diferente? Si es así, dibuje su fórmula estructural e indique su nombre.

(c) ¿En qué coinciden las moléculas dibujadas en (a) y (b)? ¿En qué se diferencian? ¿Cómo se llaman (el tipo de relación entre estas moléculas, no sus nombres)?

36.

Utilice la simulación de Construir una molécula para repetir el Ejercicio 2.34, pero construya una molécula con tres carbonos, siete hidrógenos y un cloro.

(a) Dibuje la fórmula estructural de esta molécula e indique su nombre.

(b) ¿Puede ordenar estos átomos para formar una molécula diferente? Si es así, dibuje su fórmula estructural e indique su nombre.

(c) ¿En qué coinciden las moléculas dibujadas en (a) y (b)? ¿En qué se diferencian? ¿Cómo se llaman (el tipo de relación entre estas moléculas, no sus nombres)?

37.

Escriba una frase que describa cómo determinar el número de moles de un compuesto en una masa conocida del mismo si conocemos su fórmula molecular.

38.

Compare 1 mol de H2, 1 mol de O2, y 1 mol de F2.

(a) ¿Cuál tiene el mayor número de moléculas? Explique por qué.

(b) ¿Cuál tiene la mayor masa? Explique por qué.

39.

¿Cuál contiene la mayor masa de oxígeno: ¿0,75 mol de etanol (C2H5OH), 0,60 mol de ácido fórmico (HCO2H), o 1,0 mol de agua (H2O)? Explique por qué.

40.

¿Cuál contiene el mayor número de moles de átomos de oxígeno: ¿1 mol de etanol (C2H5OH), 1 mol de ácido fórmico (HCO2H), o 1 mol de agua (H2O)? Explique por qué.

41.

¿En qué se parecen y en qué se diferencian la masa molecular y la masa molar de un compuesto?

42.

Calcule la masa molar de cada uno de los siguientes compuestos:

(a) fluoruro de hidrógeno, HF

(b) amoníaco, NH3

(c) ácido nítrico, HNO3

(d) sulfato de plata, Ag2SO4

(e) ácido bórico, B(OH)3

43.

Calcule la masa molar de cada uno de los siguientes elementos:

(a) S8

(b) C5H12

(c) Sc2(SO4)3

(d) CH3COCH3 (acetona)

(e) C6H12O6 (glucosa)

44.

Calcule la fórmula de masa empírica o molecular y la masa molar de cada uno de los siguientes minerales:

(a) piedra caliza, CaCO3

(b) halita, NaCl

(c) berilo, Be3Al2Si6O18

(d) malaquita, Cu2(OH)2CO3

(e) turquesa, CuAl6(PO4)4(OH)8(H2O)4

45.

Calcule la masa molar de cada uno de los siguientes elementos:

(a) el anestésico halotano, C2HBrClF3

(b) el herbicida paraquat, C12H14N2Cl2

(c) cafeína, C8H10N4O2

(d) urea, CO(NH2)2

(e) un jabón típico, C17H35CO2Na

46.

Determine el número de moles del compuesto y el número de moles de cada tipo de átomo en cada uno de los siguientes:

(a) 25,0 g de propileno, C3H6

(b) 3,06 ×× 10-3 g del aminoácido glicina, C2H5NO2

(c) 25 libras del herbicida Treflan, C13H16N2O4F (1 libra = 454 g)

(d) 0,125 kg del insecticida Paris Green, Cu4(AsO3)2(CH3CO2)2

(e) 325 mg de aspirina, C6H4(CO2H)(CO2CH3)

47.

Determine la masa de cada uno de los siguientes elementos:

(a) 0,0146 mol de KOH

(b) 10,2 mol de etano, C2H6

(c) 1,6 ×× 10-3 mol de Na2 SO4

(d) 6,854 ×× 103 mol de glucosa, C6 H12 O6

e) 2,86 mol de Co(NH3)6Cl3

48.

Determine el número de moles del compuesto y el número de moles de cada tipo de átomo en cada uno de los siguientes:

(a) 2,12 g de bromuro de potasio, KBr

(b) 0,1488 g de ácido fosfórico, H3PO4

(c) 23 kg de carbonato de calcio, CaCO3

(d) 78,452 g de sulfato de aluminio, Al2(SO4)3

(e) 0,1250 mg de cafeína, C8H10N4O2

49.

Determine la masa de cada uno de los siguientes elementos:

(a) 2,345 mol de LiCl

(b) 0,0872 mol de acetileno, C2H2

(c) 3,3 ×× 10-2 mol de Na2 CO3

(d) 1,23 ×× 103 mol de fructosa, C6 H12 O6

e) 0,5758 mol de FeSO4(H2O)7

50.

El requisito alimentario mínimo diario aproximado del aminoácido leucina, C6H13NO2, es de 1,1 g. ¿Cuánto es este requisito en moles?

51.

Determine la masa en gramos de cada uno de los siguientes elementos:

(a) 0,600 mol de átomos de oxígeno

(b) 0,600 mol de moléculas de oxígeno, O2

(c) 0,600 mol de moléculas de ozono, O3

52.

Una mujer de 55 kg tiene 7,5 ×× 10-3 mol de hemoglobina (masa molar = 64.456 g/mol) en su sangre. ¿Cuántas moléculas de hemoglobina son? ¿Cuánto es esta cantidad en gramos?

53.

Determine el número de átomos y la masa de zirconio, silicio y oxígeno que se encuentran en 0,3384 mol de zircón, ZrSiO4, una piedra semipreciosa.

54.

Determine cuál de los siguientes contiene la mayor masa de hidrógeno: 1 mol de CH4, 0,6 mol de C6H6, o 0,4 mol de C3H8.

55.

Determine cuál de los siguientes contiene la mayor masa de aluminio: 122 g de AlPO4, 266 g de Al2Cl6, o 225 g de Al2S3.

56.

El diamante es una forma de carbono elemental. Un anillo de compromiso contiene un diamante de 1,25 quilates (1 quilate = 200 mg). ¿Cuántos átomos hay en el diamante?

57.

El diamante Cullinan fue el mayor diamante natural jamás encontrado (25 de enero de 1905). Pesaba 3.104 quilates (1 quilate = 200 mg). ¿Cuántos átomos de carbono había en la piedra?

58.

Una ración de 55 gramos de un determinado cereal aporta 270 mg de sodio, el 11 % de la cantidad diaria recomendada. ¿Cuántos moles y átomos de sodio hay en la cantidad diaria recomendada?

59.

Un determinado cereal crujiente de nueces contiene 11,0 gramos de azúcar (sacarosa, C12H22O11) por una ración de 60,0 gramos. ¿Cuántas raciones de este cereal hay que comer para consumir 0,0278 moles de azúcar?

60.

Un tubo de pasta de dientes contiene 0,76 g de monofluorofosfato de sodio (Na2PO3F) en 100 mL.

(a) ¿Qué masa de átomos de flúor en mg estaba presente?

(b) ¿Cuántos átomos de flúor había?

61.

¿Cuál de las siguientes opciones representa el menor número de moléculas?

(a) 20,0 g de H2O (18,02 g/mol)

(b) 77,0 g de CH4 (16,06 g/mol)

(c) 68,0 g de C3H6 (42,08 g/mol)

(d) 100,0 g de N2O (44,02 g/mol)

(e) 84,0 g de HF (20,01 g/mol)

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