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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.

Una solución puede variar su composición, mientras que un compuesto no puede variar su composición. Las soluciones son homogéneas a nivel molecular, mientras que otras mezclas son heterogéneas.

3.

(a) El proceso es endotérmico ya que la solución está consumiendo calor. (b) La atracción entre los iones K+ y NO3NO3 es más fuerte que entre los iones y las moléculas de agua (las interacciones ion-ion tienen una energía más baja y negativa). Por lo tanto, el proceso de disolución aumenta la energía de las interacciones moleculares y consume la energía térmica de la solución para compensar la diferencia. c) No, se forma una solución ideal sin desprendimiento ni consumo de calor apreciable.

5.

(a) fuerzas ion-dipolo; (b) fuerzas dipolo-dipolo; (c) fuerzas de dispersión; (d) fuerzas de dispersión; (e) enlace de hidrógeno.

7.

El calor se libera cuando el total de las fuerzas intermoleculares (IMF) entre las moléculas del soluto y del solvente son más fuertes que el total de las IMF en el soluto puro y en el solvente puro: Romper las IMF más débiles y formar las más fuertes libera calor. El calor se absorbe cuando el total de las IMF en la solución es más débil que el total de las del soluto puro y del solvente puro: Romper las IMF más fuertes y formar las más débiles absorbe el calor.

9.

Los cristales de NaCl se disuelven en agua, un líquido polar con un momento dipolar muy grande, y los iones individuales se solvatan fuertemente. El hexano es un líquido no polar con un momento dipolar nulo y, por tanto, no interactúa significativamente con los iones de los cristales de NaCl.

11.

(a) El Fe(NO3)3 es un electrolito fuerte, por lo que debería disociarse completamente en Fe3+ y los iones de NO3NO3. Por lo tanto, (z) representa mejor la solución. (b) Fe(NO3)3(s)Fe3+(aq)+3NO3(aq)Fe(NO3)3(s)Fe3+(aq)+3NO3(aq)

13.

(a) alta conductividad (el soluto es un compuesto iónico que se disociará cuando se disuelva); (b) alta conductividad (el soluto es un ácido fuerte y se ionizará completamente cuando se disuelva); (c) no conductivo (el soluto es un compuesto covalente, ni ácido ni base, no reacciona con el agua); (d) baja conductividad (el soluto es una base débil y se ionizará parcialmente cuando se disuelva).

15.

(a) ion-dipolo; (b) enlaces de hidrógeno; (c) fuerzas de dispersión; (d) atracciones dipolo-dipolo; (e) fuerzas de dispersión.

17.

La solubilidad de los sólidos suele disminuir al enfriar una solución, mientras que la solubilidad de los gases suele disminuir al calentarse.

19.

40%

21.

2,8 g

23.

2,9 atm

25.

102 L HCl

27.

La fuerza de los enlaces entre moléculas similares es más fuerte que la fuerza entre moléculas diferentes. Por lo tanto, existirán algunas regiones en las que las moléculas de agua excluirán a las de aceite y otras regiones en las que las moléculas de aceite excluirán a las de agua, formando una región heterogénea.

29.

Ambos forman soluciones homogéneas; las elevaciones de sus puntos de ebullición son las mismas, al igual que la disminución de sus presiones de vapor. La presión osmótica y el descenso del punto de congelación también son iguales para ambas soluciones.

31.

(a) Halle el número de moles de HNO3 y H2O en 100 g de la solución. Halle las fracciones molares de los componentes. (b) La fracción molar del HNO3 es 0,378. La fracción molar de H2O es 0,622.

33.

(a) XNa2CO3=0,0119;XNa2CO3=0,0119; XH2O=0,988;XH2O=0,988; (b) XNH4NO3=0,0928;XNH4NO3=0,0928; XH2O=0,907;XH2O=0,907; (c) XCl2=0,192;XCl2=0,192; XCH2CI2=0,808;XCH2CI2=0,808; (d) XC5H9N=0,00426;XC5H9N=0,00426; XCHCl3=0,997XCHCl3=0,997

35.

En una solución 1 M, el mol está contenido en exactamente 1 L de solución. En una solución de 1 m, el mol está contenido en exactamente 1 kg de solvente.

37.

(a) Determine la masa molar del HNO3. Determine el número de moles de ácido en la solución. A partir del número de moles y de la masa de solvente, determine la molalidad. (b) 33,7 m

39.

(a) 6,70 ×× 10−1 m; (b) 5,67 m; (c) 2,8 m; (d) 0,0358 m.

41.

1,08 m

43.

(a) Determinar la masa molar de la sacarosa; determinar el número de moles de sacarosa en la solución; convertir la masa del solvente a unidades de kilogramos; a partir del número de moles y de la masa del solvente, determinar la molalidad; determinar la diferencia entre el punto de ebullición del agua y el punto de ebullición de la solución; determinar el nuevo punto de ebullición. (b) 100,5 °C.

45.

(a) Determinar la masa molar de la sacarosa; determinar el número de moles de sacarosa en la solución; convertir la masa del solvente a unidades de kilogramos; a partir del número de moles y de la masa del solvente, determinar la molalidad; determinar la diferencia entre la temperatura de congelación del agua y la temperatura de congelación de la solución; determinar la nueva temperatura de congelación. (b) -1,8 °C.

47.

(a) Determinar la masa molar de Ca(NO3)2; determinar el número de moles de Ca(NO3)2 en la solución; determinar el número de moles de iones en la solución; determinar la molaridad de los iones, y luego la presión osmótica. (b) 2,67 atm.

49.

(a) Determinar la concentración molar a partir del cambio en el punto de ebullición y Kb; determinar los moles de soluto en la solución a partir de la concentración molar y la masa del solvente; determinar la masa molar a partir del número de moles y la masa del soluto. (b) 2,1 ×× 102 g mol−1

51.

No. El benceno puro se congela a 5,5 °C, por lo que el punto de congelación observado de esta solución está deprimido por ΔTf = 5,5 − 0,4 = 5,1 °C. El valor calculado, suponiendo que no hay ionización del HCl, es ΔTf = (1,0 m)(5,14 °C/m) = 5,1 °C. La concordancia de estos valores apoya la suposición de que el HCl no está ionizado.

53.

144 g mol−1

55.

0,870 °C

57.

S8

59.

1,39 ×× 104 g mol−1

61.

54 g

63.

100,26 °C

65.

(a) XCH3OH=0,590;XCH3OH=0,590; XC2H5OH=0,410;XC2H5OH=0,410; (b) Las presiones de vapor son: CH3OH: 55 torr; C2H5OH: 18 torr; (c) CH3OH: 0,75; C2H5OH: 0,25

67.

Los iones y compuestos presentes en el agua de la carne de vacuno reducen el punto de congelación de la carne por debajo de los −1 °C.

69.

Δbp=Kbm=(1,20°C/m)(9,41g×1mol HgCl2271,496g0,03275kg)=1,27°CΔbp=Kbm=(1,20°C/m)(9,41g×1mol HgCl2271,496g0,03275kg)=1,27°C
El cambio observado es igual al cambio teórico; por lo tanto, no hay disociación.

71.
Sistema coloidal Fase dispersa Medio de dispersión
dispersión de almidón almidón agua
humo partículas sólidas aire
niebla agua aire
perla agua carbonato de calcio (CaCO3)
crema batida aire crema
jabón flotante aire jabón
gelatina zumo de frutas gel de pectina
leche grasa butírica agua
rubí óxido de cromo(III) (Cr2O3) óxido de aluminio (Al2O3)
73.

Las dispersiones coloidales están formadas por partículas mucho más grandes que los solutos de las soluciones típicas. Las partículas coloidales son moléculas muy grandes o agregados de especies más pequeñas que suelen ser lo suficientemente grandes como para dispersar la luz. Los coloides son homogéneos a escala macroscópica (visual), mientras que las soluciones son homogéneas a escala microscópica (molecular).

75.

Si se colocan en una celda electrolítica, las partículas dispersas se moverán hacia el electrodo que lleva una carga opuesta a la suya. En este electrodo, las partículas cargadas se neutralizarán y se coagularán como un precipitado.

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