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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 reacción tiene una tendencia natural a producirse y tiene lugar sin el aporte continuo de energía de una fuente externa.

3.

(a) espontáneo; (b) no espontáneo; (c) espontáneo; (d) no espontáneo; (e) espontáneo; (f) espontáneo

5.

Aunque la oxidación de los plásticos es espontánea, el ritmo de oxidación es muy lento. Por lo tanto, los plásticos son cinéticamente estables y no se descomponen de forma apreciable ni siquiera durante periodos de tiempo relativamente largos.

7.

Hay cuatro microestados iniciales y cuatro microestados finales.
ΔS=klnWfWi=1,38×10-23J/K×ln44=0ΔS=klnWfWi=1,38×10-23J/K×ln44=0

9.

La probabilidad de que todas las partículas estén en un lado es 132.132. Esta probabilidad es notablemente inferior al resultado de 1818 para el sistema de cuatro partículas. La conclusión a la que podemos llegar es que la probabilidad de que todas las partículas permanezcan en una sola parte del sistema disminuirá rápidamente a medida que el número de partículas aumente y, por ejemplo, la probabilidad de que todas las moléculas de gas se reúnan en un solo lado de una habitación a temperatura y presión ambiente es insignificante, dado que el número de moléculas de gas en la habitación es muy grande.

11.

Solo hay un estado inicial. Para el estado final, la energía puede estar contenida en los pares A-C, A-D, B-C o B-D. Por lo tanto, hay cuatro estados finales posibles.
ΔS=kdentro(WfWi)=1,38×1023J/K×ln(41)=1,91×1023J/KΔS=kdentro(WfWi)=1,38×1023J/K×ln(41)=1,91×1023J/K

13.

Las masas de estas moléculas sugerirían la tendencia opuesta en sus entropías. La tendencia observada es el resultado de la variación más significativa de la entropía con un estado físico. A temperatura ambiente, el I2 es un sólido, el Br2 es un líquido y Cl2 es un gas.

15.

(a) C3H7OH(l), ya que es una molécula más grande (más compleja y más masiva) y, por lo tanto, se dispone de más microestados que describen sus movimientos a cualquier temperatura. (b) C2H5OH(g), ya que se encuentra en estado gaseoso. (c) 2H(g), ya que la entropía es una propiedad extensiva y, por lo tanto, dos átomos de H (o dos moles de átomos de H) poseen el doble de entropía que un átomo (o un mol de átomos).

17.

(a) Negativo. El sólido relativamente ordenado que precipita disminuye el número de iones móviles en la solución. (b) Negativo. Hay una pérdida neta de tres moles de gas de los reactivos a los productos. (c) Positivo. Hay un aumento neto de siete moles de gas de los reactivos a los productos.

19.

C6H6(l)+7,5O2(g)3H2O(g)+6CO2(g)C6H6(l)+7,5O2(g)3H2O(g)+6CO2(g)
Hay 7,5 moles de gas inicialmente, y 3 + 6 = 9 moles de gas al final. Por lo tanto, es probable que la entropía aumente como resultado de esta reacción, y ΔS es positivo.

21.

(a) 107 J/K; (b) -86,4 J/K; (c) 133,2 J/K; (d) 118,8 J/K; (e) -326,6 J/K; (f) -171,9 J/K; (g) -7,2 J/K

23.

100,6 J/K

25.

(a) -198,1 J/K; (b) -348,9 J/K

27.

Como ΔSuniv < 0 a cada una de estas temperaturas, la fusión no es espontánea en ninguna de ellas. Los valores dados para la entropía y la entalpía son para el NaCl a 298 K. Se supone que estos no cambian significativamente a las temperaturas más altas utilizadas en el problema.

29.

(a) 2,86 J/K; (b) 24,8 J/K; (c) -113,2 J/K; (d) -24,7 J/K; (e) 15,5 J/K; (f) 290,0 J/K

31.

La reacción no es espontánea a temperatura ambiente.
Por encima de 400 K, ΔG se volverá negativo, y la reacción se volverá espontánea.

33.

(a) 465,1 kJ no espontáneo; (b) -106,86 kJ espontáneo; (c) -291,9 kJ espontáneo; (d) -83,4 kJ espontáneo; (e) -406,7 kJ espontáneo; (f) -154,3 kJ espontáneo

35.

(a) La energía libre estándar de formación es -1124,3 kJ/mol. (b) El cálculo coincide con el valor del Apéndice G porque la energía libre es una función de estado (al igual que la entalpía y la entropía), por lo que su cambio depende solo de los estados inicial y final, no del camino entre ellos.

37.

(a) La reacción no es espontánea; (b) Por encima de 566 °C el proceso es espontáneo.

39.

(a) 1,5 ×× 102 kJ; (b) -21,9 kJ; (c) -5,34 kJ; (d) -0,383 kJ; (e) 18 kJ; (f) 71 kJ

41.

(a) K = 41; (b) K = 0,053; (c) K = 6,9 ×× 1013; (d) K = 1,9; (e) K = 0,04

42.

(a) 22,1 kJ;
(b) 98,9 kJ/mol

44.

90 kJ/mol

46.

(a) En condiciones termodinámicas estándar, la evaporación no es espontánea; (b) Kp = 0,031; (c) La evaporación del agua es espontánea; (d) PH2OPH2O debe ser siempre inferior a Kp o a 0,031 atm. 0,031 atm representa el aire saturado de vapor de agua a 25 °C, o el 100 % de humedad.

48.

(a) No espontáneo como ΔG°>0;ΔG°>0; (b) ΔG°=ΔG°+RTlnQ,ΔG°=ΔG°+RTlnQ, ΔG=1,7×103+(8,314×310×ln28120)=-2,1 kJ.ΔG=1,7×103+(8,314×310×ln28120)=-2,1 kJ. La reacción directa para producir F6P es espontánea en estas condiciones.

50.

ΔG es negativo ya que el proceso es espontáneo. ΔH es positivo ya que al enfriarse la solución, la disolución debe ser endotérmica. ΔS debe ser positivo ya que esto impulsa el proceso, y es lo que se espera para la disolución de cualquier compuesto iónico soluble.

52.

(a) Aumentar PO2PO2 desplazará el equilibrio hacia los productos, lo que aumenta el valor de K. Por lo tanto, ΔG° se vuelve más negativo.
(b) El aumento de PO2PO2 desplazará el equilibrio hacia los productos, lo que aumenta el valor de K. Por lo tanto, ΔG° se vuelve más negativo.
(c) El aumento de PO2PO2 desplazará el equilibrio de los reactivos, lo que disminuye el valor de K. Por lo tanto, ΔG° se vuelve más negativo se vuelve más positivo.

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