Edward J. Neth; Paul Flowers; Klaus Theopold; Richard Langley; William R. Robinson, PhD

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.

$\begin{array}{l} Na + I_{2} ⟶ 2NaI \\ 2Na + Se ⟶ {Na}_{2} Se \\ 2Na + O_{2} ⟶ {Na}_{2} O_{2} \end{array}$
$\begin{array}{l} Sr + I_{2} ⟶ {SrI}_{2} \\ Sr + Se ⟶ SrSe \\ 2Sr + O_{2} ⟶ 2SrO \end{array}$
$\begin{array}{l} 2Al + {3I}_{2} ⟶ {2AlI}_{3} \\ 2Al + 3Se ⟶ {Al}_{2} {Se}_{3} \\ 4Al + {3O}_{2} ⟶ {2Al}_{2} O_{3} \end{array}$

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 $\frac{35,7 g}{100 mL}$ en comparación con $\frac{53,8 g}{100 mL}$ para SrCl₂. El calentamiento a 100 °C proporciona una prueba fácil, ya que la solubilidad del NaCl es $\frac{39,12 g}{100 mL},$ pero la del SrCl₂ es $\frac{100,8 g}{100 mL} .$ 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) $2Sr (s) + O_{2} (g) ⟶ 2SrO (s);$ (b) $Sr (s) + 2HBr (g) ⟶ {SrBr}_{2} (s) + H_{2} (g);$ (c) $Sr (s) + H_{2} (g) ⟶ {SrH}_{2} (s);$ (d) $6Sr (s) + P_{4} (s) ⟶ {2Sr}_{3} P_{2} (s);$ (e) $Sr (s) + {2H}_{2} O (l) ⟶ Sr {(OH)}_{2} (a q) + H_{2} (g)$

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.

$2CsCl (l) + Ca (g) \overset{\begin{array}{l} columna de \\ fraccionamiento a \\ contracorriente \end{array}}{\to} 2Cs (g) + {CaCl}_{2} (l)$

17.

Cátodo (reducción): ${2Li}^{+} + {2e}^{-} ⟶ 2Li (l);$ Ánodo (oxidación): ${2Cl}^{-} ⟶ {Cl}_{2} (g) + {2e}^{–};$ Reacción global: ${2Li}^{+} + {2Cl}^{-} ⟶ 2Li (l) + {Cl}_{2} (g)$

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: $AlO (OH) (s) + NaOH (a q) + H_{2} O (l) ⟶ Na [Al {(OH)}_{4}] (a q)$
Recuperación: $2Na [Al {(OH)}_{4}] (s) + H_{2} {SO}_{4} (a q) ⟶ 2Al {(OH)}_{3} (s) + {Na}_{2} {SO}_{4} (a q) + {2H}_{2} O (l)$
Sinterización: $2Al {(OH)}_{3} (s) ⟶ {Al}_{2} O_{3} (s) + {3H}_{2} O (g)$
Disuelva en Na₃AlF₆(l) y electrolice: ${Al}^{3+} + {3e}^{-} ⟶ Al (s)$

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) ${BF}_{4}^{–} :$

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) ${SiO}_{4}^{4−} :$ 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) ${SiF}_{6}^{2−} :$ 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; ΔG° = -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) $Ca {(OH)}_{2} (a q) + {CO}_{2} (g) ⟶ {CaCO}_{3} (s) + H_{2} O (l);$ (b) $CaO (s) + {SO}_{2} (g) ⟶ {CaSO}_{3} (s);$
(c) ${2NaHCO}_{3} (s) + {NaH}_{2} {PO}_{4} (a q) ⟶ {Na}_{3} {PO}_{4} (a q) + {2CO}_{2} (g) + {2H}_{2} O (l)$

59.

(a) NH^2-:

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) ${NH}_{2}^{–} :$

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) $N_{3}^{–} :$

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: ${NH}_{3} + H_{3} O^{+} ⟶ {NH}_{4}^{+} + H_{2} O$
Base de Lewis: ${2NH}_{3} + {Ag}^{+} ⟶ {{[H}_{3} N - Ag - {NH}_{3}]}^{+}$

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) ${NO}_{2}^{–} :$

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) ${NO}_{2}^{+} :$

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) $P_{4} (s) + 4Al (s) ⟶ 4AlP (s);$ (b) $P_{4} (s) + 12Na (s) ⟶ {4Na}_{3} P (s);$ (c) $P_{4} (s) + {10F}_{2} (g) ⟶ {4PF}_{5} (l);$ (d) $P_{4} (s) + {6Cl}_{2} (g) ⟶ {4PCl}_{3} (l)$ o $P_{4} (s) + {10Cl}_{2} (g) ⟶ {4PCl}_{5} (l);$ (e) $P_{4} (s) + {3O}_{2} (g) ⟶ P_{4} O_{6} (s)$ o $P_{4} (s) + {5O}_{2} (g) ⟶ P_{4} O_{10} (s);$ (f) $P_{4} O_{6} (s) + {2O}_{2} (g) ⟶ P_{4} O_{10} (s)$

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)

(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) $2Zn (s) + O_{2} (g) ⟶ 2ZnO (s);$ (b) ${ZnCO}_{3} (s) ⟶ ZnO (s) + {CO}_{2} (g);$ (c) ${ZnCO}_{3} (s) + 2 {CH}_{3} COOH (a q) ⟶ Zn {({CH}_{3} COO)}_{2} (a q) + {CO}_{2} (g) + H_{2} O (l);$ (d) $Zn (s) + 2HBr (a q) ⟶ {ZnBr}_{2} (a q) + H_{2} (g)$

83.

$Al {(OH)}_{3} (s) + 3 H^{+} (a q) ⟶ {Al}^{3+} + 3 H_{2} O (l);$ $Al {(OH)}_{3} (s) + {OH}^{-} ⟶ {[Al {(OH)}_{4}]}^{–} (a q)$

85.

(a) ${Na}_{2} O (s) + H_{2} O (l) ⟶ 2NaOH (a q);$ (b) ${Cs}_{2} {CO}_{3} (s) + 2HF (a q) ⟶ 2CsF (a q) + {CO}_{2} (g) + H_{2} O (l);$ (c) ${Al}_{2} O_{3} (s) + 6 {HClO}_{4} (a q) ⟶ 2Al {({ClO}_{4})}_{3} (a q) + 3 H_{2} O (l);$ (d) ${Na}_{2} {CO}_{3} (a q) + Ba {({NO}_{3})}_{2} (a q) ⟶ 2 {NaNO}_{3} (a q) + {BaCO}_{3} (s);$ (e) ${TiCl}_{4} (l) + 4Na (s) ⟶ Ti (s) + 4NaCl (s)$

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: $Cu (s) + 2 H_{2} {SO}_{4} (l) ⟶ {CuSO}_{4} (a q) + {SO}_{2} (g) + 2 H_{2} O (l)$ y $C (s) + 2 H_{2} {SO}_{4} (l) ⟶ {CO}_{2} (g) + 2 {SO}_{2} (g) + 2 H_{2} O (l)$

99.

5,1 $\times$ 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: $\begin{array}{l} Xe (g) + {3F}_{2} (g) \overset{Δ}{\to} {XeF}_{6} (s) \\ {XeF}_{6} (s) + {3H}_{2} (g) ⟶ 6HF (g) + Xe (g) \end{array}$

Capítulo 18