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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.

El espectro está formado por líneas de colores, de las cuales al menos una (probablemente la más brillante) es roja.

3.

3,15 m

5.

3,233 ×× 10−19 J; 2,018 eV.

7.

ν = 4,568 ×× 1014 s−1; λ = 656,3 nm; Energía mol-1 = 1,823 ×× 105 J mol−1; rojo.

9.

(a) λ = 8,69 ×× 10−7 m; E = 2,29 ×× 10−19 J; (b) λ = 4,59 ×× 10−7 m; E = 4,33 ×× 10−19 J; el color de (a) es rojo; (b) es azul.

11.

E = 9,502 ×× 10−15 J; ν = 1,434 ×× 1019 s−1.

13.

Rojo: 660 nm; 4,54 ×× 1014 Hz; 3,01 ×× 10−19 J. Verde: 520 nm; 5,77 ×× 1014 Hz; 3,82 ×× 10−19 J. Azul: 440 nm; 6,81 ×× 1014 Hz; 4,51 ×× 10−19 J. También son posibles números algo diferentes.

15.

5,49 ×× 1014 s−1; no.

17.

La energía cuantizada significa que los electrones solo pueden poseer ciertos valores discretos de energía; no se permiten valores entre esos valores cuantizados.

19.

2,856 eV. 2,856 eV.

21.

-8,716 ×× 10−18 J.

23.

-3,405 ×× 10−20 J.

25.

33,9 Å.

27.

1,471 ×× 10−17 J.

29.

Ambos implican un núcleo relativamente pesado con electrones que se mueven a su alrededor, aunque estrictamente hablando, el modelo de Bohr solo funciona para átomos o iones de un solo electrón. Según la mecánica clásica, el modelo de Rutherford predice un "sistema solar" en miniatura con electrones que se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares o elípticas confinadas en planos. Si se ignoran los requisitos de la teoría electromagnética clásica de que los electrones en tales órbitas emitirían radiación electromagnética, tales átomos serían estables, con energía y momento angular constantes, pero no emitirían ninguna luz visible (contrario a la observación). Si se aplica la teoría electromagnética clásica, el átomo de Rutherford emitiría una radiación electromagnética de frecuencia continuamente creciente (contrariamente a los espectros discretos observados), con lo que perdería energía hasta que el átomo se colapsara en un tiempo absurdamente corto (contrariamente a la estabilidad a largo plazo observada en los átomos). El modelo de Bohr mantiene el punto de vista de la mecánica clásica de las órbitas circulares confinadas en planos que tienen energía y momento angular constantes, pero los restringe a valores cuantizados que dependen de un único número cuántico, n. En el modelo de Bohr se supone que el electrón en órbita no emite ninguna radiación electromagnética mientras se mueve alrededor del núcleo en órbitas estacionarias, pero el átomo puede emitir o absorber radiación electromagnética cuando el electrón cambia de una órbita a otra. Debido a las órbitas cuantizadas, estos "saltos cuánticos" producirán espectros discretos, de acuerdo con las observaciones.

31.

Ambos modelos tienen un núcleo central cargado positivamente con electrones que se mueven alrededor del núcleo de acuerdo con el potencial electrostático de Coulomb. El modelo de Bohr supone que los electrones se mueven en órbitas circulares que tienen energías cuantizadas, momento angular y radios, especificados por un único número cuántico, n = 1, 2, 3,..., pero esta cuantización es una suposición ad hoc hecha por Bohr para incorporar la cuantificación a una descripción del átomo que es esencialmente mecánica clásica. Bohr también asumió que los electrones que orbitan el núcleo normalmente no emiten ni absorben radiación electromagnética, pero lo hacen cuando el electrón cambia de órbita. En el modelo mecánico cuántico, los electrones no se mueven en órbitas precisas (tales órbitas violan el principio de incertidumbre de Heisenberg) y, en su lugar, se utiliza una interpretación probabilística de la posición del electrón en cualquier instante dado, con una función matemática ψ llamada función de onda que puede utilizarse para determinar la distribución de probabilidad espacial del electrón. Estas funciones de onda, u orbitales, son ondas estacionarias tridimensionales que pueden especificarse mediante tres números cuánticos que surgen de forma natural de sus matemáticas subyacentes (sin necesidad de suposiciones ad hoc): el número cuántico principal, n (el mismo que utilizó Bohr), que especifica las capas de forma que los orbitales que tienen el mismo n tienen todos la misma energía y aproximadamente la misma extensión espacial; el número cuántico de momento angular l, que es una medida del momento angular del orbital y corresponde a las formas generales de los orbitales, además de especificar las subcapas de forma que los orbitales que tienen el mismo l (y n) tienen todos la misma energía; y el número cuántico de orientación m, que es una medida de la componente z del momento angular y corresponde a las orientaciones de los orbitales. El modelo de Bohr da la misma expresión para la energía que la expresión mecánica cuántica y, por lo tanto, ambos explican correctamente el espectro discreto del hidrógeno (un ejemplo de obtener las respuestas correctas por las razones equivocadas, algo con lo que muchos estudiantes de química pueden simpatizar), pero da la expresión incorrecta para el momento angular (las órbitas de Bohr tienen necesariamente un momento angular distinto de cero, pero algunos orbitales cuánticos [orbitales s] pueden tener un momento angular cero).

33.

n determina el rango general para el valor de la energía y las distancias probables a las que el electrón puede estar del núcleo. l determina la forma del orbital. m1 determina la orientación de los orbitales del mismo valor de l entre sí. ms determina el espín de un electrón.

35.

(a) 2p; (b) 4d; (c) 6s

37.

(a) 3d; (b) 1s; (c) 4f

39.
Esta figura contiene dos diagramas. El primero es de un orbital de 2 p subíndice y. El segundo es de un orbital d subíndice x al cuadrado menos y al cuadrado. El primer diagrama tiene dos formas esféricas unidas en el origen cuando se orientan a lo largo del eje y en un plano de coordenadas x y z. El segundo diagrama muestra cuatro lóbulos con forma elipsoide con los extremos centrados en el origen. Dos de estos lóbulos con forma elipsoide están orientados a lo largo del eje x, y dos están orientados a lo largo del eje y en el plano de coordenadas x y z.
41.

(a) x. 2, y. 2, z. 2; (b) x. 1, y. 3, z. 0; (c) x. 4 0 0 12 ,12 , y. 2 1 0 12 ,12 , z. 3 2 0 12;12; (d) x. 1, y. 2, z. 3; (e) x. l = 0, ml = 0, y. l = 1, ml = -1, 0, o +1, z. l = 2, ml = -2, -1, 0, +1, +2

43.

12

45.
n l ml s
4 0 0 +12 +12
4 0 0 12 12
4 1 -1 +12 +12
4 1 0 +12 +12
4 1 +1 +12 +12
4 1 -1 12 12
47.

Por ejemplo, Na+: 1s22s22p6; Ca2+: 1s22s22p63s23p6; Sn2+: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s2; F: 1s22s22p6; O2–: 1s22s22p6; Cl: 1s22s22p63s23p6.

49.

(a) 1s22s22p3; (b) 1s22s22p63s23p2; (c) 1s22s22p63s23p64s23d6; (d) 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p4; (e) 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f9

51.

La carga del ion.

53.

(a)

Esta figura incluye un cuadrado seguido de 3 cuadrados conectados en una sola fila. El primer cuadrado está etiquetado abajo como "2 s". Los cuadrados conectados se etiquetan abajo como "2 p". El primer cuadrado tiene un par de medias flechas: una apunta hacia arriba y la otra hacia abajo. Cada uno de los cuadrados restantes contiene una sola flecha que apunta hacia arriba.


(b)

Esta figura incluye un cuadrado seguido de 3 cuadrados conectados en una sola fila. El primer cuadrado está etiquetado abajo como "2 s". Los cuadrados conectados se etiquetan abajo como "2 p". El primer cuadrado tiene un par de medias flechas: una apunta hacia arriba y la otra hacia abajo. Los dos primeros cuadrados de la fila de cuadrados conectados contienen una sola flecha que apunta hacia arriba. El tercer cuadrado está vacío.


(c)

Esta figura incluye un cuadrado seguido de 5 cuadrados conectados en una sola fila. El primer cuadrado está etiquetado abajo como "4 s". Los cuadrados conectados están etiquetados abajo como "3 d". El primer cuadrado y el más a la izquierda de la fila de cuadrados conectados tienen cada uno un par de medias flechas: una apunta hacia arriba y la otra hacia abajo. Cada uno de los cuadrados restantes contiene una sola flecha que apunta hacia arriba.


(d)

Esta figura incluye un cuadrado seguido de 3 cuadrados conectados en una sola fila. El primer cuadrado está etiquetado abajo como "5 s superíndice 2". Los cuadrados conectados están etiquetados abajo como "5 p superíndice 4". El primer cuadrado y el de más a la izquierda de la fila de cuadrados conectados tienen cada uno un par de medias flechas: una apuntando hacia arriba y la otra hacia abajo. Cada uno de los cuadrados restantes contiene una sola flecha que apunta hacia arriba.


(e)

Esta figura incluye un cuadrado seguido de 5 cuadrados conectados en una sola fila. El primer cuadrado está etiquetado abajo como "5 s". Los cuadrados conectados se etiquetan a continuación como "4 d superíndice 5". Cada uno de los cuadrados contiene una sola flecha que apunta hacia arriba.
55.

Zr

57.

Rb+, Se2−

59.

Aunque tanto (b) como (c) son correctas, (e) engloba ambas y es la mejor respuesta.

61.

K

63.

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d10

65.

El Co tiene 27 protones, 27 electrones y 33 neutrones: 1s22s22p63s23p64s23d7. I tiene 53 protones, 53 electrones y 78 neutrones: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5.

67.

Cl

69.

O

71.

Rb < Li < N < F

73.

15 (5A)

75.

Mg < Ca < Rb < Cs

77.

Si4+ < Al3+ < Ca2+ < K+.

79.

Se, As.

81.

Mg2+ < K+ < Br < As3–

83.

O, IE1.

85.

Ra

87.

(a) metal, metal de transición interna; (b) no metal, elemento representativo; (c) metal, elemento representativo; (d) no metal, elemento representativo; (e) metal, metal de transición; (f) metal, metal de transición interna; (g) metal, metal de transición; (h) no metal, elemento representativo; (i) no metal, elemento representativo; (j) metal, elemento representativo

89.

(a) He; (b) Be; (c) Li; (d) O

91.

(a) criptón, Kr; (b) calcio, Ca; (c) flúor, F; (d) telurio, Te

93.

(a) 1123Na1123Na; (b) 54129Xe54129Xe; (c) 3373As3373As; (d) 88226Ra88226Ra

95.

Iónico: KCl, MgCl2; Covalente: NCl3, ICl, PCl5, CCl4

97.

(a) covalente; (b) iónico, Ba2+, O2-; (c) iónico, NH4+,NH4+, CO32−;CO32−; (d) iónico, Sr2+, H2PO4;H2PO4; (e) covalente; (f) iónico, Na+, O2-

99.

(a) CaS; (b) (NH4)2SO4; (c) AlBr3; (d) Na2HPO4; (e) Mg3 (PO4)2

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