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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.

Todos los metales alcalinos tienen un solo electrón s en su capa más externa. En cambio, los metales alcalinotérreos tienen una subcapa s completa en su capa más externa. En general, los metales alcalinos reaccionan más rápidamente y son más reactivos que los correspondientes metales alcalinotérreos en el mismo periodo.

3.


Na+I22NaI2Na+SeNa2Se2Na+O2Na2O2Na+I22NaI2Na+SeNa2Se2Na+O2Na2O2
Sr+I2SrI2Sr+SeSrSe2Sr+O22SrOSr+I2SrI2Sr+SeSrSe2Sr+O22SrO
2Al+3I22AlI32Al+3SeAl2Se34Al+3O22Al2O32Al+3I22AlI32Al+3SeAl2Se34Al+3O22Al2O3

5.

Las posibles formas de distinguir entre los dos incluyen la espectroscopia infrarroja por comparación de compuestos conocidos, una prueba de llama que da el color amarillo característico para el sodio (el estroncio tiene una llama roja), o la comparación de sus solubilidades en agua. A 20 °C, el NaCl se disuelve hasta 35,7 g100 mL35,7 g100 mL en comparación con 53,8 g100 mL53,8 g100 mL para SrCl2. El calentamiento a 100 °C proporciona una prueba fácil, ya que la solubilidad del NaCl es 39,12 g100 mL,39,12 g100 mL, pero la del SrCl2 es 100,8 g100 mL.100,8 g100 mL. La determinación de la densidad en un sólido es a veces difícil, pero hay suficiente diferencia (2,165 g/mL del NaCl y 3,052 g/mL del SrCl2) como para que este método sea viable y quizás la prueba más fácil y menos costosa de realizar.

7.

(a) 2Sr(s)+O2(g)2SrO(s);2Sr(s)+O2(g)2SrO(s); (b) Sr(s)+2HBr(g)SrBr2(s)+H2(g);Sr(s)+2HBr(g)SrBr2(s)+H2(g); (c) Sr(s)+H2(g)SrH2(s);Sr(s)+H2(g)SrH2(s); (d) 6Sr(s)+P4(s)2Sr3P2 (s);6Sr(s)+P4(s)2Sr3P2 (s); (e) Sr(s)+2H2O(l)Sr(OH)2 (aq)+H2(g)Sr(s)+2H2O(l)Sr(OH)2 (aq)+H2(g)

9.

11 lb

11.

Sí, el estaño reacciona con el ácido clorhídrico para producir hidrógeno gaseoso.

13.

En el PbCl2, el enlace es iónico, como indica su punto de fusión de 501 °C. En el PbCl4, el enlace es covalente, como lo demuestra que sea un líquido inestable a temperatura ambiente.

15.

2CsCl ( l ) + Ca ( g ) columna de fraccionamiento a contracorriente 2Cs ( g ) + CaCl 2 ( l ) 2CsCl ( l ) + Ca ( g ) columna de fraccionamiento a contracorriente 2Cs ( g ) + CaCl 2 ( l )

17.

Cátodo (reducción): 2Li++2e2Li(l);2Li++2e2Li(l); Ánodo (oxidación): 2ClCl2(g)+2e;2ClCl2(g)+2e; Reacción global: 2Li++2Cl2Li(l)+Cl2(g)2Li++2Cl2Li(l)+Cl2(g)

19.

0,5035 g H2

21.

A pesar de su reactividad, el magnesio puede utilizarse en la construcción incluso cuando va a entrar en contacto con una llama, ya que se forma una capa de óxido protectora que impide la oxidación bruta. Una llama de alta intensidad provocará su rápida combustión solo si el metal está finamente subdividido o se presenta en una lámina fina.

23.

Extracción del mineral: AlO(OH)(s)+NaOH(aq)+H2O(l)Na[ Al(OH)4 ](aq)AlO(OH)(s)+NaOH(aq)+H2O(l)Na[ Al(OH)4 ](aq)
Recuperación: 2Na[ Al(OH)4 ](s)+H2SO4(aq)2Al(OH)3(s)+Na2SO4(aq)+2H2O(l)2Na[ Al(OH)4 ](s)+H2SO4(aq)2Al(OH)3(s)+Na2SO4(aq)+2H2O(l)
Sinterización: 2Al(OH)3(s)Al2O3(s)+3H2O(g)2Al(OH)3(s)Al2O3(s)+3H2O(g)
Disuelva en Na3AlF6(l) y electrolice: Al3++3eAl(s)Al3++3eAl(s)

25.

25.83%

27.

39 kg

29.

(a) H3BPH3:

Esta estructura de Lewis está compuesta por un átomo de boro unido por enlace simple a un átomo de fósforo. Cada uno de estos átomos está unido por enlace simple a tres átomos de hidrógeno.


(b) BF4:BF4:

Esta estructura de Lewis está compuesta por un átomo de boro unido por enlace simple a cuatro átomos de flúor, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones. La estructura está rodeada de corchetes y el signo negativo aparece como superíndice fuera de los corchetes.


(c) BBr3:

Esta estructura de Lewis está compuesta por un átomo de boro unido por enlace simple a tres átomos de bromo, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones.


(d) B(CH3)3:

Esta estructura de Lewis se compone de un átomo de boro unido por enlace simple a tres átomos de carbono, cada uno de los cuales está unido por enlace a tres átomos de hidrógeno.


(e) B(OH)3:

Esta estructura de Lewis se compone de un átomo de boro que está unido por enlace simple a tres átomos de oxígeno, cada uno de los cuales tiene dos pares solitarios de electrones. Cada átomo de oxígeno está unido por enlace simple a un átomo de hidrógeno.
31.

1s22s22p63s23p23d0.

33.

(a) (CH3)3SiH: enlace sp3 sobre el Si; la estructura es tetraédrica; (b) SiO44−:SiO44−: enlace sp3 sobre el Si; la estructura es tetraédrica; (c) Si2H6: enlace sp3 sobre cada Si; la estructura es lineal a lo largo del enlace Si-Si; (d) Si(OH)4: enlace sp3 sobre el Si; la estructura es tetraédrica; (e) SiF62−:SiF62−: enlace sp3d2 sobre el Si; la estructura es octaédrica

35.

(a) no polar; (b) no polar; (c) polar; (d) no polar; (e) polar

37.

(a) dióxido de teluro u óxido de teluro(IV); (b) sulfuro de antimonio(III); (c) fluoruro de germanio(IV); (d) hidruro de silano o de silicio(IV); (e) hidruro de germanio(IV)

39.

El boro solo dispone de orbitales s y p, que pueden albergar un máximo de cuatro pares de electrones. A diferencia del silicio, el boro no dispone de orbitales d.

41.

(a) ΔH° = 87 kJ; ΔG° = 44 kJ; (b) ΔH° = -109,9 kJ; Δ = -154,7 kJ; (c) ΔH° = -510 kJ; ΔG° = -601,5 kJ

43.

Una solución suave de ácido fluorhídrico disolvería el silicato y no dañaría el diamante.

45.

En la molécula de N2, los átomos de nitrógeno tienen un enlace σ y dos enlaces π que mantienen unidos a los dos átomos. La presencia de tres enlaces fuertes hace del N2 una molécula muy estable. El fósforo es un elemento del tercer periodo y, como tal, no forma enlaces π de manera eficiente; por lo tanto, debe cumplir su requisito de enlace formando tres enlaces σ.

47.

(a) H = 1+, C = 2+, y N = 3-; (b) O = 2+ y F = 1-; (c) As = 3+ y Cl = 1-

49.

S < Cl < O < F

51.

La electronegatividad de los no metales es mayor que la del hidrógeno. Por lo tanto, la carga negativa está mejor representada en el no metal, que tiene mayor tendencia a atraer electrones en el enlace hacia sí mismo.

53.

El hidrógeno solo tiene un orbital con el que se puede unir a otros átomos. En consecuencia, solo se puede formar un enlace de dos electrones.

55.

0,43 g de H2

57.

(a) Ca(OH)2 (aq)+CO2(g)CaCO3(s)+H2O(l);Ca(OH)2 (aq)+CO2(g)CaCO3(s)+H2O(l); (b) CaO(s)+SO2(g)CaSO3(s);CaO(s)+SO2(g)CaSO3(s);
(c) 2NaHCO3(s)+NaH2PO4(aq)Na3PO4(aq)+2CO2(g)+2H2O(l)2NaHCO3(s)+NaH2PO4(aq)Na3PO4(aq)+2CO2(g)+2H2O(l)

59.

(a) NH2-:

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de nitrógeno con tres pares solitarios de electrones que tiene un enlace simple con un átomo de hidrógeno. La estructura está rodeada de corchetes. Fuera y en superíndice a los corchetes hay dos signos negativos.


(b) N2F4:

Esta estructura de Lewis muestra dos átomos de nitrógeno, cada uno con un par solitario de electrones, que tienen un enlace simple entre sí y cada uno con un enlace simple con dos átomos de flúor. Cada átomo de flúor tiene tres pares solitarios de electrones.


(c) NH2:NH2:

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de nitrógeno con dos pares solitarios de electrones que tiene un enlace simple con dos átomos de hidrógeno. La estructura está rodeada de corchetes. Fuera y en superíndice a los corchetes hay un signo negativo.


(d) NF3:

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de nitrógeno, con un par solitario de electrones, que tiene un enlace simple con tres átomos de flúor. Cada átomo de flúor tiene tres pares solitarios de electrones.


(e) N3:N3:

Se muestran tres estructuras de Lewis conectadas por flechas de doble punta entre ellas. La estructura de la izquierda muestra un átomo de nitrógeno con un par solitario de electrones triplemente enlazado a un segundo nitrógeno que tiene un enlace simple a un tercer nitrógeno. El tercer nitrógeno tiene tres pares solitarios de electrones. Toda la estructura está rodeada de corchetes, y fuera y en superíndice a los corchetes hay un signo negativo. La estructura del medio muestra un átomo de nitrógeno con tres pares solitarios de electrones que tiene un enlace simple con un segundo nitrógeno que está triplemente enlazado a un tercer nitrógeno. El tercer nitrógeno tiene un par solitario de electrones. Toda la estructura está rodeada de corchetes, y fuera y en superíndice a los corchetes hay un signo negativo. La estructura de la derecha muestra un átomo de nitrógeno con dos pares solitarios de electrones doblemente enlazado a un segundo nitrógeno que está doblemente enlazado a un tercer nitrógeno. El tercer átomo de nitrógeno tiene dos pares solitarios de electrones. Toda la estructura está rodeada de corchetes, y fuera y en superíndice a los corchetes hay un signo negativo.
61.

El amoníaco actúa como una base de Brønsted porque acepta fácilmente protones y como una base de Lewis porque tiene un par de electrones que donar.
Base de Brønsted: NH3+H3O+NH4++H2ONH3+H3O+NH4++H2O
Base de Lewis: 2NH3+Ag+[H3NAgNH3]+2NH3+Ag+[H3NAgNH3]+

63.

(a) NO2:

Se muestran dos estructuras de Lewis conectadas por flechas de doble punta entre ellas. La estructura de la izquierda muestra un átomo de nitrógeno con un solo electrón doblemente enlazado con un átomo de oxígeno que tiene dos pares solitarios de electrones. El átomo de nitrógeno también tiene un enlace simple con un átomo de oxígeno con tres pares solitarios de electrones. La estructura de la derecha es una imagen invertida de la estructura de la izquierda.


El nitrógeno está hibridado sp2. La molécula tiene una geometría doblada con un ángulo de enlace del ONO de aproximadamente 120°.
(b) NO2:NO2:

Se muestran dos estructuras de Lewis conectadas por flechas de doble punta entre ellas. Cada estructura está rodeada de corchetes, y fuera de los corchetes y como superíndice hay un signo negativo. La estructura de la izquierda muestra un átomo de nitrógeno con un par solitario de electrones doblemente enlazado con un átomo de oxígeno que tiene dos pares solitarios de electrones. El átomo de nitrógeno también tiene un enlace simple con un átomo de oxígeno con tres pares solitarios de electrones. La estructura de la derecha es una imagen invertida de la estructura de la izquierda.


El nitrógeno está hibridado sp2. La molécula tiene una geometría doblada con un ángulo de enlace del ONO ligeramente inferior a 120°.
(c) NO2+:NO2+:

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de nitrógeno doblemente enlazado por ambos lados con un átomo de oxígeno que tiene dos pares solitarios de electrones cada uno. La estructura está rodeada de corchetes y fuera y en superíndice a los corchetes hay un signo negativo.


El nitrógeno está hibridado sp. La molécula tiene una geometría lineal con un ángulo de enlace del ONO de 180°.

65.

El nitrógeno no puede formar una molécula NF5 porque no tiene orbitales d para enlazar con los dos átomos de flúor adicionales.

67.

(a)

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de fósforo con un par solitario de electrones que tiene enlace simple con tres átomos de hidrógeno.


(b)

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de fósforo que tiene enlace simple con cuatro átomos de hidrógeno. La estructura está rodeada de corchetes y tiene un signo positivo como superíndice fuera de los corchetes.


(c)

Esta estructura de Lewis muestra dos átomos de fósforo, cada uno con un par solitario de electrones, con un enlace simple entre sí. Cada átomo de fósforo también tiene enlace simple con dos átomos de hidrógeno.


(d)

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de fósforo que tiene enlace simple con cuatro átomos de oxígeno, cada uno con tres pares solitarios de electrones. La estructura está rodeada de corchetes y tiene en superíndice 3 signo negativo fuera de los corchetes.


(e)

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de fósforo que tiene enlace simple con cinco átomos de flúor, cada uno con tres pares solitarios de electrones.
69.

(a) P4(s)+4Al(s)4AlP(s);P4(s)+4Al(s)4AlP(s); (b) P4(s)+12Na(s)4Na3P(s);P4(s)+12Na(s)4Na3P(s); (c) P4(s)+10F2(g)4PF5(l);P4(s)+10F2(g)4PF5(l); (d) P4(s)+6Cl2(g)4PCl3(l)P4(s)+6Cl2(g)4PCl3(l) o P4(s)+10Cl2(g)4PCl5(l);P4(s)+10Cl2(g)4PCl5(l); (e) P4(s)+3O2(g)P4O6(s)P4(s)+3O2(g)P4O6(s) o P4(s)+5O2(g)P4O10(s);P4(s)+5O2(g)P4O10(s); (f) P4O6(s)+2O2(g)P4O10(s)P4O6(s)+2O2(g)P4O10(s)

71.

291 mL

73.

28 toneladas

75.

(a)

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de fósforo que tiene enlace simple con cuatro átomos de flúor, cada uno con tres pares solitarios de electrones. La estructura está rodeada de corchetes y tiene un signo positivo como superíndice fuera de los corchetes. La marcación "Tetraédrica" está escrita debajo de la estructura.


(b)

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de fósforo que tiene enlace simple con cinco átomos de flúor, cada uno con tres pares solitarios de electrones. La marcación "Trigonal bipiramidal" está escrita bajo la estructura.


(c)

Una estructura de Lewis muestra un átomo de fósforo que tiene enlace simple con seis átomos de flúor, cada uno con tres pares solitarios de electrones. La estructura está rodeada de corchetes y tiene un signo negativo como superíndice fuera de los corchetes. La marcación "Octaédrica" está escrita debajo de la estructura.


(d)

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de fósforo que tiene enlace simple con tres átomos de flúor, cada uno con tres pares solitarios de electrones. El átomo de fósforo también está doblemente enlazado a un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. La marcación "Tetraédrica" está escrita debajo de la estructura.
77.

(a) P = 3+; (b) P = 5+; (c) P = 3+; (d) P = 5+; (e) P = 3-; (f) P = 5+

79.

FrO2

81.

(a) 2Zn(s)+O2(g)2ZnO(s);2Zn(s)+O2(g)2ZnO(s); (b) ZnCO3(s)ZnO(s)+CO2(g);ZnCO3(s)ZnO(s)+CO2(g); (c) ZnCO3(s)+2CH3COOH(aq)Zn(CH3COO)2 (aq)+CO2(g)+H2O(l);ZnCO3(s)+2CH3COOH(aq)Zn(CH3COO)2 (aq)+CO2(g)+H2O(l); (d) Zn(s)+2HBr(aq)ZnBr2(aq)+H2(g)Zn(s)+2HBr(aq)ZnBr2(aq)+H2(g)

83.

Al(OH)3(s)+3H+(aq)Al3++3H2O(l);Al(OH)3(s)+3H+(aq)Al3++3H2O(l); Al(OH)3(s)+OH[Al(OH)4](aq)Al(OH)3(s)+OH[Al(OH)4](aq)

85.

(a) Na2O(s)+H2O(l)2NaOH(aq);Na2O(s)+H2O(l)2NaOH(aq); (b) Cs2CO3(s)+2HF(aq)2CsF(aq)+CO2(g)+H2O(l);Cs2CO3(s)+2HF(aq)2CsF(aq)+CO2(g)+H2O(l); (c) Al2O3(s)+6HClO4(aq)2Al(ClO4)3(aq)+3H2O(l);Al2O3(s)+6HClO4(aq)2Al(ClO4)3(aq)+3H2O(l); (d) Na2CO3(aq)+Ba(NO3)2 (aq)2NaNO3(aq)+BaCO3(s);Na2CO3(aq)+Ba(NO3)2 (aq)2NaNO3(aq)+BaCO3(s); (e) TiCl4(l)+4Na(s)Ti(s)+4NaCl(s)TiCl4(l)+4Na(s)Ti(s)+4NaCl(s)

87.

El HClO4 es el ácido más fuerte porque, en una serie de oxiácidos con fórmulas similares, cuanto más alta es la electronegatividad del átomo central, más fuerte es la atracción del átomo central por los electrones del oxígeno(s). La mayor atracción del electrón del oxígeno se traduce en una mayor atracción del oxígeno por los electrones del enlace O-H, lo que hace que el hidrógeno se libere más fácilmente. Cuanto más débil sea este enlace, más fuerte será el ácido.

89.

Como el H2SO4 y el H2SeO4 son oxiácidos y sus átomos centrales tienen el mismo número de oxidación, la fuerza del ácido depende de la electronegatividad relativa del átomo central. Como el azufre es más electronegativo que el selenio, el H2SO4 es el ácido más fuerte.

91.

SO2, sp2 4+; SO3, sp2, 6+; H2SO4, sp3, 6+

93.

SF6: S = 6+; SO2F2: S = 6+; KHS: S = 2-

95.

El azufre solo puede formar dobles enlaces a altas temperaturas (condiciones sustancialmente endotérmicas), lo que no ocurre con el oxígeno.

97.

Hay muchas respuestas posibles, entre ellas: Cu(s)+2H2SO4(l)CuSO4(aq)+SO2(g)+2H2O(l)Cu(s)+2H2SO4(l)CuSO4(aq)+SO2(g)+2H2O(l) y C(s)+2H2SO4(l)CO2(g)+2SO2(g)+2H2O(l)C(s)+2H2SO4(l)CO2(g)+2SO2(g)+2H2O(l)

99.

5,1×× 104 g

101.

El SnCl4 no es una sal porque está enlazado covalentemente. Una sal debe tener enlaces iónicos.

103.

En los oxiácidos con fórmulas similares, la fuerza del ácido aumenta a medida que aumenta la electronegatividad del átomo central. El HClO3 es más fuerte que el HBrO3; el Cl es más electronegativo que el Br.

105.

(a)

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de yodo con un par solitario de electrones que tiene enlace simple con cinco átomos de flúor, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones. La imagen está marcada como "Piramidal cuadrada".


(b)

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de yodo con tres pares solitarios de electrones que tiene enlace simple con dos átomos de yodo, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones. La imagen está rodeada de corchetes. Fuera de los corchetes aparece un signo negativo en superíndice. La imagen está marcada como "Lineal".


(c)

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de fósforo que tiene enlace simple con cinco átomos de cloro, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones. La imagen está marcada como "Trigonal bipiramidal".


(d)

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de selenio con un par solitario de electrones que tiene enlace simple con cuatro átomos de flúor, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones. La imagen está marcada como "Balancín".


(e)

Esta estructura de Lewis muestra un átomo de cloro con dos pares solitarios de electrones que tiene enlace simple con tres átomos de flúor, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones. La imagen marcada como "En forma de T".
107.

(a) trifluoruro de bromo; (b) bromato de sodio; (c) pentabromuro de fósforo; (d) perclorato de sodio; (e) hipoclorito de potasio

109.

(a) I: 7+; (b) I: 7+; (c) Cl: 4+; (d) I: 3+; Cl: 1-; (e) F: 0

111.

(a) hibridado sp3d; (b) hibridado sp3d2; (c) hibridado sp3; (d) hibridado sp3; (e) hibridado sp3d2;

113.

(a) no polar; (b) no polar; (c) polar; (d) no polar; (e) polar

115.

La fórmula empírica es XeF6, y las reacciones balanceadas son: Xe(g)+3F2(g)ΔXeF6(s)XeF6(s)+3H2(g)6HF(g)+Xe(g)Xe(g)+3F2(g)ΔXeF6(s)XeF6(s)+3H2(g)6HF(g)+Xe(g)

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