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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.

Los materiales de partida consisten en una esfera verde y dos esferas púrpura. Los productos consisten en dos esferas verdes y dos esferas púrpura. Esto viola el postulado de Dalton de que los átomos no se crean durante un cambio químico, sino que simplemente se redistribuyen.

3.

Esta afirmación viola el cuarto postulado de Dalton: En un compuesto dado, el número de átomos de cada tipo (y por tanto también el porcentaje) tiene siempre la misma relación.

5.

Dalton pensó en un principio que todos los átomos de un elemento concreto tenían propiedades idénticas, incluida la masa. Por lo tanto, el concepto de isótopos, en el que un elemento tiene diferentes masas, fue una violación de la idea original. Para explicar la existencia de los isótopos, el segundo postulado de su teoría atómica se modificó para afirmar que los átomos del mismo elemento deben tener propiedades químicas idénticas.

7.

Ambos son partículas subatómicas que residen en el núcleo del átomo. Ambos tienen aproximadamente la misma masa. Los protones tienen carga positiva, mientras que los neutrones no tienen carga.

9.

(a) El átomo de Rutherford tiene un núcleo pequeño y cargado positivamente, por lo que la mayoría de las partículas α pasarán por el espacio vacío lejos del núcleo y no se desviarán. Las partículas α que pasen cerca del núcleo serán desviadas de su trayectoria debido a la repulsión positiva-positiva. Cuanto más directamente se dirijan las partículas α hacia el núcleo, mayor será el ángulo de desviación. (b) Las partículas α de mayor energía que pasen cerca del núcleo seguirán sufriendo una desviación, pero cuanto más rápido viajen, menor será el ángulo de desviación esperado. (c) Si el núcleo es más pequeño, la carga positiva es menor y las desviaciones esperadas son menores, tanto con respecto a lo cerca que pasan las partículas α del núcleo sin desviarse y al ángulo de desviación. Si el núcleo es más grande, la carga positiva es mayor y las desviaciones esperadas son mayores: se desviarán más partículas α y los ángulos de desviación serán mayores. (d) Las trayectorias seguidas por las partículas α coinciden con las predicciones de (a), (b) y (c).

11.

(a) 133Cs+; (b) 127I-; (c) 31P3-; (d) 57Co3+

13.

(a) Carbono-12, 12C; (b) Este átomo contiene seis protones y seis neutrones. Hay seis electrones en un átomo neutro de 12C. La carga neta de dicho átomo neutro es cero y el número de masa es 12. (c) Las respuestas anteriores son correctas. (d) El átomo será estable ya que el C-12 es un isótopo estable del carbono. (e) La respuesta anterior es correcta. Si se elige un elemento o isótopo diferente, puede obtener otras respuestas en este ejercicio.

15.

(a) El litio-6 contiene tres protones, tres neutrones y tres electrones. El símbolo del isótopo es 6Li o 36Li.36Li. (b) 6Li+ o 36Li+36Li+

17.

(a) Hierro, 26 protones, 24 electrones y 32 neutrones; (b) Yodo, 53 protones, 54 electrones y 74 neutrones

19.

(a) 3 protones, 3 electrones, 4 neutrones; (b) 52 protones, 52 electrones, 73 neutrones; (c) 47 protones, 47 electrones, 62 neutrones; (d) 7 protones, 7 electrones, 8 neutrones; (e) 15 protones, 15 electrones, 16 neutrones

21.

Utilicemos el neón como ejemplo. Como hay tres isótopos, no hay manera de estar seguros de predecir con exactitud las abundancias para hacer el total de 20,18 u de masa atómica promedio. Supongamos que las abundancias son del 9 % de Ne-22, del 91 % de Ne-20, y solo una traza de Ne-21. La masa media sería de 20,18 u. La comprobación de la mezcla de isótopos de la naturaleza muestra que las abundancias son del 90,48 % de Ne-20, del 9,25 % de Ne-22 y del 0,27 % de Ne-21, por lo que nuestras suposiciones deben ajustarse ligeramente.

23.

79,90 u

25.

Fuente de Turquía: 20,3 % (del isótopo 10,0129 u); fuente de los EE. UU.: 19,1 % (del isótopo 10,0129 u)

27.

El símbolo del elemento oxígeno, O, representa tanto el elemento como un átomo de oxígeno. Una molécula de oxígeno, O2, contiene dos átomos de oxígeno; el subíndice 2 en la fórmula debe utilizarse para distinguir la molécula diatómica de dos átomos de oxígeno simples.

29.

(a) CO2 molecular, CO2empírico; (b) C2H2 molecular, CH empírico; (c) C2H4 molecular, CH2 empírico; (d) H2SO4 molecular, H2SO4 empírico

31.

(a) C4H5N2O; (b) C12H22O11; (c) HO; (d) CH2O; (e) C3H4O3

33.

(a) CH2O; (b) C2H4O

35.

a) etanol

Se muestra una estructura de Lewis. Un átomo de oxígeno está enlazado a un átomo de hidrógeno y a un átomo de carbono. El átomo de carbono está enlazado a dos átomos de hidrógeno y a otro átomo de carbono. Ese átomo de carbono está enlazado a otros tres átomos de hidrógeno. Hay un total de dos átomos de carbono, seis de hidrógeno y uno de oxígeno.

(b) metoximetano, más conocido como éter dimetílico

Se muestra una estructura de Lewis. Un átomo de oxígeno está enlazado a dos átomos de carbono. Cada átomo de carbono está enlazado a tres átomos de hidrógeno diferentes. Hay un total de dos átomos de carbono, seis de hidrógeno y uno de oxígeno.

(c) Estas moléculas tienen la misma composición química (tipos y número de átomos) pero diferentes estructuras químicas. Son isómeros estructurales.

37.

Utilice la fórmula molecular para encontrar la masa molar; para obtener el número de moles, divida la masa del compuesto por la masa molar del compuesto expresada en gramos.

39.

Ácido fórmico. Su fórmula tiene el doble de átomos de oxígeno que los otros dos compuestos (uno cada uno). Por lo tanto, 0,60 mol de ácido fórmico equivaldría a 1,20 mol de un compuesto que contiene un solo átomo de oxígeno.

41.

Las dos masas tienen el mismo valor numérico, pero las unidades son diferentes: La masa molecular es la masa de 1 molécula mientras que la masa molar es la masa de 6,022 ×× 1023 moléculas.

43.

(a) 256,48 g/mol; (b) 72,150 g mol-1; (c) 378,103 g mol-1; (d) 58,080 g mol-1; (e) 180,158 g mol-1

45.

(a) 197,382 g mol-1; (b) 257,163 g mol-1; (c) 194,193 g mol-1; (d) 60,056 g mol-1; (e) 306,464 g mol-1

47.

(a) 0,819 g;
(b) 307 g;
(c) 0,23 g;
(d) 1,235 ×× 106 g (1235 kg);
(e) 765 g

49.

(a) 99,41 g;
(b) 2,27 g;
(c) 3,5 g;
(d) 222 kg;
(e) 160,1 g

51.

(a) 9,60 g; (b) 19,2 g; (c) 28,8 g

53.

zirconio: 2,038 ×× 1023 átomos; 30,87 g; silicio: 2,038 ×× 1023 átomos; 9504 g; oxígeno: 8,151 ×× 1023 átomos; 21,66 g

55.

AlPO4: 1,000 mol o 26,98 g de Al
Al2Cl6: 1,994 mol o 53,74 g de Al
Al2S3: 3,00 mol o 80,94 g de Al
La muestra de Al2S3 contiene, pues, la mayor masa de Al.

57.

3,113 ×× 1025 átomos de C

59.

0,865 raciones, es decir, aproximadamente 1 porción.

61.

20,0 g de H2O representa el menor número de moléculas ya que tiene el menor número de moles.

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