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Física y Química.Problemas para secundaria.

Versión 1.0 – Agosto, 2019.

Salvador Giménez Sá[email protected] en Ciencias QuímicasDepartamento Química Física

Rocomboli Soft 2018([email protected]).

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Prólogo

Bueno, aquí viene el prólogo de este libro...

Murcia, 2019. Salvador Giménez Sánchez

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Primera edición, Julio 2019

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Índice generalÍndice general

Prólogo Página iv

I. Química 1

1 Estructura atómica Página 31.1 Estructura del átomo 3

1.2 Número atómico, número másico e isótopos 4

1.3 Tabla Periódica 5

1.4 Moléculas e iones 5

1.5 Fórmulas químicas 7

1.6 Problemas adicionales 9

2 Reacciones químicas Página 192.1 Masa atómica 19

2.2 Número de Avogadro y masa molar 20

2.3 Masa molecular 21

2.4 Composición porcentual y fórmulas químicas 22

3 Solución a los ejercicios Página 253.1 Estructura atómica 25

3.2 Reacciones químicas 37

A Apendice primero Página 41A.1 Tabla Periódica 41

B Apendice segundo Página 43

Parte I.

Química

La evolución del concepto deátomo está relacionada conel descubrimiento de nuevaspropiedades de la materiadescubiertas a partir desorprendentes experimentosde grandes genios.

1 Estructura atómica

1.1 Estructura del átomo

Repaso

1.1 Defina los siguientes términos: a) partícula α, b) partícula β, c) rayo γ, d) rayos X.

1.2 Nombre los tipos de radiación que se conocen, que emiten los elementos radiactivos.

1.3 Compare las propiedades de las siguientes partículas: partículas α, rayos catódicos,protones, neutrones y electrones.

1.4 Describa la contribución de cada uno de los siguientes científicos al conocimientoactual de la estructura atómica: J. J. Thomson, R. A. Millikan, Ernest Rutherford y JamesChadwick.

1.5 Describa el experimento en el que se basó la idea de que el núcleo ocupa una frac-ción muy pequeña del volumen total del átomo.

Problemas1.6 El diámetro de un átomo de helio es alrededor de 1x102 pm. Suponga que se pudie-ran alinear los átomos de helio de forma que tuvieran contacto unos con otros. Aproxi-madamente, ¿cuántos átomos se necesitarían para cubrir una distancia de 1 cm?


1.7 En términos generales, el radio de un átomo es aproximadamente 10 000 vecesmayor que su núcleo. Si un átomo pudiera amplificarse de manera que el radio de sunúcleo midiera 2.0 cm, casi el tamaño de una canica, ¿cuál sería el radio del átomo enmetros?

1.2 Número atómico, número másico e isótopos

Repaso

1.8 Con el isótopo de helio-4 defina número atómico y número másico. ¿Por qué elconocimiento del número atómico permite deducir el número de electrones presentes enun átomo?

1.9 ¿Por qué todos los átomos de un elemento tienen el mismo número atómico, a pesarde que pueden tener diferentes números de masa?

1.10 ¿Cómo se llaman los átomos del mismo elemento pero con diferentes números demasa?

1.11 Explique el significado de cada uno de los términos en el símbolo AZX.

Problemas1.12 ¿Cuál es el número másico de un átomo de hierro que tiene 28 neutrones?

1.13 Calcule el número de neutrones de 239Pu.

1.14 Para cada una de las siguientes especies, determine el número de protones y elnúmero de neutrones en el núcleo: 3

2He, 42He, 24

12Mg, 2512Mg, 48

22Ti, 7935Br, 195

78 Pt

1.15 Indique el número de protones, neutrones y electrones en cadaunade las siguientesespecies: 15

7 N, 3316S, 63

29Cu, 8438Sr, 130

56 Ba, 18674 W, 202

80 Hg.

1.16 Escriba el símbolo adecuado para cada uno de los siguientes isótopos: a) Z=11,A=23; b) Z=28, A=64.

1.17 Escriba el símbolo adecuado para cada uno de los siguientes isótopos: a) Z=74,A=186; b) Z=80, A=201.

Tabla Periódica 5

1.3 Tabla Periódica

Repaso

1.18 ¿Qué es la tabla periódica y cuál es su importancia en el estudio de la química?

1.19 Mencione dos diferencias entre un metal y un no metal.

1.20 Escriba los nombres y símbolos de cuatro elementos de cada una de las siguientescategorías: a) no metal, b) metal y c) metaloide.

1.21 Defina con dos ejemplos los siguientes términos: a) metales alcalinos, b) metalesalcalinotérreos, c) halógenos, d) gases nobles.

Problemas1.22 Los elementos cuyos nombres tienen la terminación -io, generalmente sonmetales;por ejemplo, el sodio. Identifique un no metal cuyo nombre también termine con -io.

1.23 Describa los cambios en las propiedades (de metales a no metales, o bien de nometales a metales) según se analiza: a) un grupo periódico hacia abajo y b) a lo largo dela tabla periódica (horizontalmente).

1.24 Con la ayuda de un manual de propiedades químicas y físicas (pregunte a suprofesor por un manual) encuentre: a) dos metales menos densos que el agua, b) dosmetales más densos que el mercurio, c) el elemento sólido metálico más denso que seconoce, d) el elemento sólido no metálico, conocido, con mayor densidad.

1.25 Agrupe los siguientes elementos por pares, según sus propiedades químicas seme-jantes: K, F, P, Na, Cl y N.

1.4 Moléculas e iones

Repaso

1.26 ¿Cuál es la diferencia entre un átomo y una molécula?


1.27 ¿Qué son alótropos? Dé un ejemplo. ¿Cuál es la diferencia entre alótropos e isóto-pos?

1.28 Describa los dos tipos de modelos moleculares de empleo común.

1.29 Proporcione un ejemplo para: a) un catión monoatómico, b) un anión monoató-mico, c) un catión poliatómico, d) un anión poliatómico.

Problemas1.30 ¿Cuál de los siguientes diagramas representa moléculas diatómicas, moléculas po-liatómicas, moléculas que no son compuestos, moléculas que son compuestos, o una for-ma elemental de la sustancia?

1.31 ¿Cuál de los siguientes diagramas representa moléculas diatómicas, moléculas po-liatómicas, moléculas que no son compuestos, moléculas que son compuestos, o una for-ma elemental de la sustancia?

Fórmulas químicas 7

1.32 Identifique como elementos o compuestos: NH3, N2, S8, NO, CO, CO2, H2, SO2.

1.33 Dé dos ejemplos para cada uno de los siguientes incisos: a) una molécula diatómi-ca que contenga átomos del mismo elemento, b) una molécula diatómica que contengaátomos de diferentes elementos, c) una molécula poliatómica que contenga átomos delmismo elemento, d) una molécula poliatómica que contenga átomos de diferentes ele-mentos.

1.34 Indique el número de protones y electrones de cada uno de los siguientes ionescomunes: Na+, Ca+2, Al+3, Fe+2, I−, F−, S−2, O−2 y N−3.

1.35 Indique el número de protones y electrones de cada uno de los siguientes ionescomunes: K+, Mg+2, Fe+3, Br−, Mn+2, C−4, Cu+2.

1.5 Fórmulas químicas

Repaso

1.36 ¿Qué representa una fórmula química? ¿Cuál es la proporción de los átomos enlas siguientes fórmulas moleculares? a) NO, b) NCl3, c) N2O4, d) P4O6.

1.37 Defina fórmula molecular y fórmula empírica. ¿Cuáles son las semejanzas y dife-rencias entre las fórmulas empírica y molecular de un compuesto?

1.38 Proporcione un ejemplo de un caso en el cual dos moléculas tengan diferente fór-mula molecular pero igual fórmula empírica.

1.39 ¿Qué significa P4? ¿Cuál es la diferencia con 4P?

1.40 ¿Qué es un compuesto iónico? ¿Cómo se mantiene la neutralidad eléctrica en uncompuesto iónico?

1.41 Explique por qué las fórmulas químicas de los compuestos iónicos por lo generalson iguales que sus fórmulas empíricas.


Problemas1.42 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos iónicos: a) óxido de sodio, b)sulfuro de hierro (que contenga el ion Fe+2), c) sulfato de cobalto (que contenga los ionesCo+3 y SO−2

4 ) y fluoruro de bario.

1.43 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos iónicos: a) bromuro de cobre(que contenga el ion Cu+), b) óxido de manganeso (que contenga el ion Mn+3), c) yodurode mercurio (que contenga el ion Hg+2

2 ) y d) fosfato de magnesio (que contenga el ionPO−3

4 ).

1.44 ¿Cuál es la fórmula empírica de cada uno de los siguientes compuestos? a) C2N2,b) C6H6, c) C9H20, d) P4O10, e) B2H6.

1.45 ¿Cuál es la fórmula empírica de cada uno de los siguientes compuestos? a) Al2Br6,b) Na2S2O4, c) N2O5, d) K2Cr2O7.

1.46 Indique la fórmula molecular de la glicina, un aminoácido presente en las proteí-nas. El código de los colores es: negro (carbono), azul (nitrógeno), rojo (oxígeno) y gris(hidrógeno).

1.47 Indique la fórmula molecular del etanol. El código de los colores es: negro (car-bono), rojo (oxígeno) y gris (hidrógeno).

Problemas adicionales 9

1.48 ¿Cuáles de los siguientes compuestos son iónicos? ¿Cuáles seránmoleculares? SiCl4,LiF, BaCl2, B2H6, KCl, C2H4.

1.49 ¿Cuáles de los siguientes compuestos son iónicos? ¿Cuáles serán moleculares? CH4,NaBr, BaF2, CCl4, ICl, CsCl, NF3.

1.6 Problemas adicionales

1.50 Se encontró que una muestra de un compuesto de uranio pierde masa en formagradual. Explique qué le está sucediendo a dicha muestra.

1.51 ¿En cuál de los siguientes pares son más parecidas las dos especies en cuanto apropiedades químicas? Explique. a) 1

1H y 11H+, b) 14

7 N y 147 N−3, c) 12

6 C y 136 C.

1.52 Un isótopo de un elemento metálico tiene un número másico de 65 y tiene 35neutrones en su núcleo. El catión derivado de dicho isótopo tiene 28 electrones. Escribael símbolo de este catión.

1.53 Un isótopo de un elemento no metálico tiene un número másico de 127 y tiene 74neutrones en su núcleo. El anión derivado de dicho isótopo tiene 54 electrones. Escribael símbolo de este anión.

1.54 Determine las fórmulasmoleculares y empíricas de los compuestos siguientes. (Lasesferas negras son carbonos y las grises hidrógeno.)


1.55 ¿Qué resulta erróneo o ambiguo en el enunciado “cuatro moléculas de NaCl”?

1.56 Se conocen los siguientes sulfuros de fósforo: P4S3, P4S7 y P4S10. ¿Estos compuestosobedecen la ley de las proporciones múltiples?

1.57 ¿Cuáles de las siguientes especies son elementos, cuáles sonmoléculas pero no com-puestos, cuáles son compuestos pero no moléculas, y cuáles son compuestos y moléculas?a) SO2, b) S8, c) Cs, d) N2O5, e) O, f ) O2, g) O3, h) CH4, i) KBr, j) S, k) P4, l) LiF.

1.58 En la siguiente tabla se indica el número de electrones, protones y neutrones delos átomos o iones de algunos elementos. Conteste lo siguiente: a) ¿Cuáles de las especiesson neutras? b) ¿Cuáles están cargadas negativamente? c) ¿Cuáles tienen carga positiva?d) ¿Cuáles son los símbolos convencionales de todas las especies?

Átomo o ion, del elemento A B C D E F GNúmero de electrones 5 10 18 28 36 5 9Número de protones 5 7 19 30 35 5 9Número de neutrones 5 7 20 36 46 6 10

1.59 Identifique los elementos representados por los siguientes símbolos y dé el númerode protones y neutrones en cada caso: a) 20

10X, b) 6329X, c) 107

47 X, d) 18274 X, e) 203

84 X, f ) 23494 X.

1.60 Cada uno de los siguientes pares de elementos reaccionarán para formar un com-puesto iónico. Escriba las fórmulas y nombre estos compuestos: a) bario y oxígeno, b)calcio y fósforo, c) aluminio y azufre, d) litio y nitrógeno.

1.61 Empareje las descripciones [a)-h)] con cada uno de los siguientes elementos: P, Cu,Kr, Sb, Cs, Al, Sr, Cl. a) un metal de transición, b) un no metal que forma un ion -3, c)un gas noble, d) un metal alcalino, e) un metal que forma un ion +3, f ) un metaloide, g)un elemento que existe como una molécula diatómica de gas, h) un metal alcalinotérreo.

1.62 Explique por qué los aniones son siempre más grandes que los átomos de donde sederivan,mientras que los cationes son siempremás pequeños que los átomos de los cualesse derivan. (Sugerencia: Considere la atracción electrostática entre protones y electrones.)

1.63 a) Describa el experimento de Rutherford y cómo se desprendió de él la estructuradel átomo. ¿Cómo pudo estimar el número de protones en un núcleo a partir de la dis-persión de las partículas α? b) Considere el átomo 23Na. Dado que el radio y la masa del


núcleo son 3.04x1015 m y 3.82x1023 g, respectivamente, calcule la densidad del núcleoen g/cm3. El radio de un átomo 23Na es de 186 pm. Calcule la densidad del espacio ocu-pado por los electrones en el átomo de sodio. ¿Sus resultados apoyan el modelo atómicode Rutherford? [El volumen de una esfera de radio r es 4

3πr 3.]

1.64 La cafeína, que aquí se muestra, es una droga estimulante psicoactiva. Escriba lafórmula molecular y la fórmula empírica del compuesto.

1.65 El acetaminofén, que se muestra aquí, es el ingrediente activo del Tylenol. Escribala fórmula molecular y la fórmula empírica del compuesto.

1.66 ¿Qué está equivocado en la fórmula química para cada uno de los siguientes com-puestos: a) yodato de magnesio [Mg(IO4)2], b) ácido fosfórico (H3PO3), c) sulfito debario (BaS), d) bicarbonato de amonio (NH3HCO3)?


1.67 ¿Qué está equivocado en los nombres (entre paréntesis) para cada uno de lossiguientes compuestos: a) SnCl4 (cloruro de estaño), b) Cu2O [óxido de cobre(II)], c)Co(NO3)2 (nitrato de cobalto), d) Na2Cr2O7 (cromato de sodio)?

1.68 Complete los espacios en blanco de la siguiente tabla:

Símbolo 5426Fe2+

Protones 5 79 86Neutrones 6 16 117 136Electrones 5 18 79Carga neta -3 0

1.69 a) ¿Cuáles elementos forman más fácilmente compuestos iónicos? b) ¿Cuáles ele-mentos metálicos es más probable que formen cationes con diferentes cargas?

1.70 Escriba la fórmula del ion más común que se deriva de cada una de las siguientesespecies: a) Li, b) S, c) I, d) N, e) Al, f ) Cs, g) Mg.

1.71 ¿Cuál de los siguientes símbolos proporciona mayor información del átomo: 23Nau 11Na? Explique.

1.72 Escriba las fórmulas químicas y los nombres de los ácidos y oxiácidos binarios queforman los elementos del grupo 7A. Haga lo mismo para los elementos de los grupos 3A,4A, 5A y 6A.

1.73 De los 117 elementos que se conocen sólo dos son líquidos a temperatura ambiente(25°C). ¿Cuáles son? (Sugerencia: Uno de ellos es un metal muy conocido y el otro esun elemento del grupo 7A.)

1.74 Considere los gases nobles (los elementos del grupo 8A): 42He, 20

10Ne, 4018Ar, 84

36Kr y13254 Xe, a) determine el número de protones y neutrones en el núcleo de cada átomo, y b)determine la proporción entre neutrones y protones en el núcleo de cada átomo. Describasi se observa alguna tendencia general en relación con los cambios en esta proporciónsegún aumenta el número atómico.

1.75 Elabore una lista de los elementos que existen como gases a temperatura ambiente.(Sugerencia: La mayoría de estos elementos se localizan en los grupos 5A, 6A, 7A y 8A.)


1.76 Los metales del grupo 1B: Cu, Ag y Au, reciben el nombre de metales de acuñar.¿Cuáles de sus propiedades químicas explican su elección para la acuñación de monedasy para la fabricación de joyas?

1.77 Los elementos del grupo 8A de la tabla periódica reciben el nombre de gases nobles.Sugiera un significado para la palabra “noble” al referirse a estos gases.

1.78 La fórmula del óxido de calcio es CaO. ¿Cuáles son las fórmulas del óxido demagnesio y del óxido de estroncio?

1.79 Un mineral común del bario es la barita, o sulfato de bario (BaSO4). Debido aque los elementos de un mismo grupo presentan propiedades químicas semejantes seesperaría encontrar algo de sulfato de radio (RaSO4) mezclado con la barita, ya que elradio es el último elemento del grupo 2A. Sin embargo, la única fuente de compuestosde radio en la naturaleza se encuentra en los minerales de uranio. ¿Por qué?

1.80 Elabore una lista con cinco elementos para cada uno delos siguientes casos: a) susnombres se derivan de nombres de lugares, b) sus nombres se derivan de nombres depersonas, c) sus nombres se derivan de los colores. (Sugerencia: Vea el apéndice 1.)

1.81 Un isótopo de un elemento nometálico tiene un númerodemasa 77 y 43 neutronesen el núcleo. El anión derivado del isótopo tiene 36 electrones. Escriba el símbolo paraeste anión.

1.82 El flúor reacciona con hidrógeno (H) y con deuterio (D) para formar fluoruro dehidrógeno (HF) y fluoruro de deuterio (DF), en donde el deuterio (2

1H) es un isótopo delhidrógeno. ¿Determinada cantidad de flúor reaccionaría con diferentes masas de los dosisótopos del hidrógeno? ¿Esto representa una violación a la ley de las proporciones definidas? Explique.

1.83 Prediga la fórmula y el nombre del compuesto binario que se forma entre los si-guientes elementos: a) Na e H, b) B y O, c) Na y S, d) Al y F, e) F y O, f ) Sr y Cl.

1.84 Identifique cada uno de los siguientes elementos: a) un halógeno cuyo anión con-tiene 36 electrones, b) un gas noble radiactivo que contiene 86 protones, c) un elementodel grupo 6A cuyo anión contiene 36 electrones, d) un catión de un metal alcalino quecontiene 36 electrones, e) un catión del grupo 4A que contiene 80 electrones.


1.85 Escriba las fórmulas moleculares y los nombres de los siguientes compuestos:

1.86 Muestre la ubicación de: a) los metales alcalinos, b) metales alcalinotérreos, c)halógenos y d) gases nobles en el siguiente esquema de la tabla periódica. También dibujelas líneas divisorias entre metales y metaloides, y entre metaloides y no metales.

1.87 Llene los espacios en blanco de la siguiente tabla.


Catión Anión Fórmula NombreBicarbonato de magnesio

SrCl2Fe3+ NO2

Clorato de manganeso(II)SnBr4

Co2+ PO3−4

Hg2+ ICu2CO3

Nitruro de litioAl3+ S2−

1.88 Algunos compuestos se conocen más por sus nombres comunes que por sus nom-bres químicos sistemáticos. Dé las fórmulas químicas de las siguientes sustancias: a) hieloseco, b) sal de mesa, c) gas hilarante, d) mármol (greda, piedra caliza), e) cal viva, f ) calapagada, g) polvo para hornear, h) sosa para lavar, i) yeso, j) leche de magnesia.

1.89 Como sabemos la masa y la energía son aspectos alternos de una sola entidad de-nominada masa-energía. La relación entre estas dos cantidades físicas está representadapor la famosa ecuación de Einstein, E = mc2, donde E es energía, m es masa y c es lavelocidad de la luz. En un experimento de combustión, se encontró que 12.096 g de mo-léculas de hidrógeno combinadas con 96.000 g de moléculas de oxígeno forman agua yliberan 1.715x103k J de calor. Calcule el cambio demasa correspondiente en este procesoe indique si la ley de la conservación de la masa se aplica para procesos químicos ordina-rios. (Sugerencia: La ecuación de Einstein se puede utilizar para calcular el cambio enla masa como resultado del cambio en la energía. 1J = 1kg m2/s2 y c = 3.00x108m/s.)

1.90 Dibuje todas las fórmulas estructurales posibles para los siguientes hidrocarburos:CH4, C2H6, C3H8, C4H10 y C5H12.

1.91 a) Suponiendo que los núcleos son esféricos, muestre que su radio r es proporcionala la raíz cúbica del número de masa (A). b) En general, el radio de un núcleo está dadopor r = r0 A1/3, donde r0 es una constante de proporcionalidad dada por 1.2x1015 m.Calcule el volumen del núcleo 37Li. c) Si el radio de un átomo de Li es de 152 pm, calculela fracción del volumen atómico que ocupa el núcleo. ¿Su resultado apoya el modeloatómico de Rutherford?


1.92 Dibuje dos fórmulas estructurales diferentes con base en la fórmula molecularC2H6O. ¿Se puede obtener más de un compuesto con la misma fórmula molecular basa-da en la teoría atómica de Dalton?

1.93 El etano y el acetileno son dos hidrocarburos gaseosos. Los análisis químicos se-ñalan que en una muestra de etano, 2.65 g de carbono se combinan con 0.665 g dehidrógeno, y en una muestra de acetileno, 4.56 g de carbono se combinan con 0.383 g dehidrógeno. a) ¿Estos resultados están de acuerdo con la ley de las proporciones múltiples?b) Escriba fórmulas moleculares lógicas para dichos compuestos.

1.94 Un cubo de platino (Pt) tiene un borde con una longitud de 1.0 cm. a) Calcule elnúmero de átomos de Pt en el cubo. b) Los átomos tienen forma esférica. Por lo tanto,los átomos de Pt en el cubo no podrán llenar todo el espacio disponible. Si sólo 74% delespacio al interior del cubo está ocupado por átomos de Pt, calcule el radio en picómetrosde un átomo de Pt. La densidad del Pt es de 21.45 g/cm3 y la masa de un solo átomo dePt es de 3.240 x 10−22 g. [El volumen de una esfera de radio r es (4/3)πr 3.]

1.95 Un ion monoatómico tiene una carga de +2. El núcleo del átomo del que se derivatiene un número de masa de 55. Si el número de neutrones en el núcleo es 1.2 veces elnúmero de protones, ¿cuál será el nombre y símbolo del elemento?

1.96 Dé el nombre de los siguientes ácidos:

1.97 Calcule la densidad del núcleo de un átomo de 5626Fe, dado que la masa nuclear es

9.229 x 10−23 g. A partir de su resultado, comente sobre el hecho de que cualquier núcleoque contenga más de un protón debe también tener presentes neutrones. (Sugerencia: Engeneral, el radio de un núcleo está dado por r = r0 A1/3, donde r0 es una constante deproporcionalidad dada por 1.2x1015 m.)

1.98 El elemento X reacciona con el elemento Y para formar un compuesto iónico quecontiene iones X4+ y Y2−. Escriba una fórmula para el compuesto y sugiera en cuálesgrupos periódicos es probable que se encuentren estos elementos. Nombre un compuestorepresentativo.


1.99 En la tabla se muestran el metano, el etano y el propano. Demuestre que los si-guientes datos son congruentes con la ley de proporciones múltiples:

Masa de Carbono en muestra de 1g Masa de Hidrogeno en muestra de 1gMetano 0.749 g 0.251 gEtano 0.799 g 0.201 gPropano 0.817 g 0.183 g

El objeto de la química es elestudio de lastransformaciones de unassustancias en otras distintas.

2 Reacciones químicas

2.1 Masa atómica

Repaso

2.1 ¿Qué es una unidad de masa atómica? ¿Por qué es necesaria la introducción dedicha unidad?

2.2 ¿Cuál es la masa (en uma) del átomo de carbono-12? ¿Por qué la masa del carbonoaparece como 12.01 uma en la tabla periódica?

2.3 Explique de manera clara el significado del enunciado “la masa atómica del oro esde 197.0 uma”.

2.4 ¿Qué información se necesita para calcular la masa atómica promedio de un ele-mento?

Problemas2.5 Las masas atómicas de 35

17Cl (75.53%) y 3717Cl (24.47%) son 34.968 uma y 36.956

uma, respectivamente. Calcule lamasa atómica promedio del cloro. Los porcentajes entreparéntesis indican la abundancia relativa.


2.6 Las masas atómicas de 36Li y 37Li son 6.0151 uma y 7.0160 uma, respectivamente.Calcule la abundancia natural de estos dos isótopos. La masa atómica promedio del Lies 6.941 uma.

2.7 ¿Cuál es la masa (en gramos) de 13.2 uma?

2.8 ¿Cuántas uma existen en 8.4 g?

2.2 Número de Avogadro y masa molar

Repaso

2.9 Defina el término “mol”. ¿Cuál es la unidad para el mol en los cálculos? ¿Qué tie-ne en común el mol con el par, la docena y la gruesa? ¿Qué representa el número deAvogadro?

2.10 ¿Qué es la masa molar de un átomo? ¿Cuáles son las unidades comúnmente utili-zadas para masa molar?

Problemas2.11 La población mundial es aproximadamente de 6.9 mil millones. Suponga que ca-da persona sobre la Tierra participa en un proceso de contar partículas idénticas aunavelocidad de dos partículas por segundo. ¿Cuántos años llevaría contar 6.0 x 1023 partí-culas? Suponga años de 365 días.

2.12 El espesor de una hoja de papel es de 0.0036 pulgadas. Considere que cierto librotiene el número de Avogadro de hojas; calcule el grosor de dicho libro en años luz. (Suge-rencia: Año luz es la distancia que recorre la luz en un año juliano. Aproximadamente9.46 × 1012 km)

2.13 ¿Cuántos átomos hay en 5.10 moles de azufre (S)?

2.14 ¿Cuántos moles de átomos de cobalto (Co) hay en 6.00 x 109 (6 mil millones) deátomos de Co?

2.15 ¿Cuántos moles de átomos de calcio (Ca) hay en 77.4 g de Ca?

Masa molecular 21

2.16 ¿Cuántos gramos de oro (Au) hay en 15.3 moles de Au?

2.17 ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno de los siguientes ele-mentos? a) Hg, b) Ne.

2.18 ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno de los siguientes ele-mentos? a) As, b) Ni.

2.19 ¿Cuál es la masa en gramos de 1.00 x 1012 átomos de plomo (Pb)?

2.20 Un penique estadounidense moderno pesa 2.5 g, pero contiene sólo 0.063 g decobre (Cu). ¿Cuántos átomos de cobre están presentes en un penique moderno?

2.21 ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene más átomos: 1.10 g de átomos de hi-drógeno o 14.7 g de átomos de cromo?

2.22 ¿Cuál de las siguientes cantidades tiene mayor masa: 2 átomos de plomo o 5.1 x10−23 moles de helio.

2.3 Masa molecular

Problemas2.23 Calcule la masa molecular (en uma) de cada una de las siguientes sustancias: a)CH4, b) NO2, c) SO3, d) C6H6, e) NaI, f ) K2SO4, g) Ca3(PO4)2.

2.24 Calcule lamasa molar de cada una de las siguientes sustancias: a) Li2CO3, b) CS2,c) CHCl3 (cloroformo), d) C6H8O6 (ácido ascórbico, o vitamina C), e) KNO3, f ) Mg3N2.

2.25 Calcule la masa molar de un compuesto si 0.372 moles de él tienen una masa de152 g.

2.26 ¿Cuántas moléculas de etano (C2H6) están presentes en 0.334 g de C2H6?

2.27 Calcule el número de átomos de C, H y O en 1.50 g de azúcar glucosa (C6H12O6).


2.28 El dimetilsulfóxido [(CH3)2SO], llamado también DMSO, es un importante sol-vente que penetra en la piel, lo cual permite usarlo como agente de aplicación tópica demedicamentos. Calcule el número de átomos de C, S, H y O en 7.14 x 103 g de dimetil-sulfóxido.

2.29 Las feromonas son un tipo especial de compuestos secretadas por las hembras demuchas especies de insectos con el fin de atraer a los machos para aparearse. Una fero-mona tiene la fórmula molecular C19H38O. Normalmente, la cantidad de esta feromonasecretada por un insecto hembra es de alrededor de 1.0 x 1012 g. ¿Cuántas moléculas hayen esta cantidad?

2.30 La densidad del agua es de 1.00 g/mL a 4◦C. ¿Cuántas moléculas de agua estánpresentes en 2.56 mL de agua a dicha temperatura?

2.4 Composición porcentual y fórmulas químicas

Repaso

2.31 Utilice el amoniaco (NH3) para explicar el significado de la composición porcen-tual en masa de un compuesto.

2.32 Describa cómo el conocimiento de la composición porcentual en masa de un com-puesto desconocido puede ayudar a su identificación.

2.33 ¿Cuál es el significado de la palabra “empírica” en el término fórmula empírica?

2.34 Si conocemos la fórmula empírica de un compuesto, ¿qué otra información adi-cional necesitamos para determinar su fórmula molecular?

2.35 El estaño (Sn) existe en la corteza terrestre como SnO2. Calcule la composiciónporcentual en masa de Sn y de O en el SnO2.

2.36

2.37

2.38

Composición porcentual y fórmulas químicas 23

2.39

2.40

2.41

2.42

Aquí se encuentran lassoluciones a los ejerciciosestructuradas por temas.

3 Solución a los ejercicios

Los ejercicios se estructuran por temas

3.1 Estructura atómica

Soluciones del Capítulo 1

1.1 a) Las partículas alfa son partículas idénticas a los núcleos de helio-4, que tienendos protones y dos neutrones. b) Las partículas beta son partículas que son electronesenergéticos emitidos desde el núcleo. c) Los rayos gamma son radiación electromag-nética de alta energía emitida por un átomo radiactivo. d) Los rayos X son otro tipode radiación electromagnética con una longitud de onda que varía de 0,01 a 10 nm.

1.2 Radiaciónα, radiaciónβ, radiaciónγ.

1.3 Las partículas α tienen carga positiva y masa 4 veces superior a un protón, losrayos catódicos son electrones de alta energía, los protones tienen carga positiva, losneutrones no tienen carga y su masa es parecida al protón y por último los electronesson negativos y su masa es unas 2000 veces menor al protón.


1.4 Thomson descubre el electrón. Millikan calcula la masa y carga del electrón. Rut-herford descubre el núcleo atómico. Chadwick probó la existencia del neutrón.

1.5 Ernest Rutherford llevó a cabo su experimento golpeando láminas de oro y otrosmetales usando partículas alfa (carga positiva) de una fuente radiactiva. Observó quela mayoría de las partículas penetraban el metal con facilidad, pero también notó quealgunas partículas se desviaban, y algunas incluso se reflejaban por completo. Luegoconcluyó que la mayor parte del átomo estaba vacío y las cargas positivas se concen-traban en una pequeña parte del átomo que se llamaba núcleo.

1.6 100.000.000 de átomos

1.7 200 metros

1.8 El número atómico es el número de protones, en este caso 2. El número másicoes el número de protones y neutrones, en este caso 4. El número de electrones sedetermina considerando que el átomo es neutro y por tanto es el mismo que el deprotones, en este caso 2.

1.9 Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones (númeroatómico), pero el número de neutrones puede diferir causando que tenga diferentesnúmeros de masa.

1.10 No todos los elementos tienen losmismos números demasa. Algunos elementostienen el mismo número de protones / electrones (número atómico) pero tienen unnúmero diferente de neutrones que causan diferentes números de masa. Se llamanisótopos de ese elemento.

1.11 Z - Número atómico A - Número de masa

1.12 A = 26 + 28 = 54

1.13 Número de neutrones = número de masa-número de protones = 239-94 = 145

1.14 Protones y neutrones de los isótopos:

Isotopo 32He 4

2He 2412Mg 25

12Mg 4822Ti 79

35Br 19578 Pt

Protones 2 2 12 12 22 35 78Neutrones 1 2 12 13 26 44 117

Estructura atómica 27

1.15 Protones, neutrones y electrones de los isótopos:

Isotopo 157 N 33

16S 6329Cu 84

38Sr 13056 Ba 186

74 W 20280 Hg

Protones 7 16 29 38 56 74 80Neutrones 8 17 34 46 74 112 122Electrones 7 16 29 38 56 74 80

1.16 a) 2311Na, b) 64

28Ni.

1.17 a) 74186W, b) 201

80 Hg.

1.18 La Tabla Periódica es importante organiza la información sobre los elementosquímicos y relaciona unos con otros de una forma facil de usar:

1. La tabla puede ser usada para predecir propiedades de los elementos, inclusoalgunas no descubiertas.

2. Las columnas (grupos) contienen elementos con propiedades químicas simila-res.

3. La tabla proporciona información importante para ajustar reacciones.

4. La tabla proporciona información sobre algunas propiedades de los elementos.

1.19 Algunas diferencias:

• Los metales tienen tendencia a perder electrones y son electropositivos, los nometales tienen tendencia a ganar electrones y son electronegativos.

• Los metales tienen densidad elevada, mientras que los no metales tienen densi-dad baja.

1.20 Algunos ejemplos:

a) Oxígeno (O), Hidrógeno (H), Nitrógeno (N), Azufre (S).

b) Sodio (Na), Potasio (K), Litio (Li), Magnesio (Mg).

c) Boro (B), Silicio (Si), Germanio (Ge), Arsenico (As).

1.21 Respuesta:


a) Alcaninos son metales del grupo IA en la tabla periódica, como el Litio, Sodio,...

b) Alcaninotérreos son metales del grupo IIA en la tabla periódica, como el Mag-nesio, Calcio, ...

c) Halogenos son no metales del grupo VIIA, como el Fluor, Cloro, ...

d) Gases nobles son elementos del grupo VIIIA,como el Helio, Neón, ...

1.22 El helio y el selenio son no metales cuyo nombre termina con io. nota: Teluriocuyo nombre termina en io es un metaloide.

1.23 a) Los metales incrementan su caracter metálico al descender en el grupo,mientras que los no metales desciende su caracter no metalico al descender enel grupo.

b) El caracter metálico desciende de izquiera a derecha en la tabla periódica.

1.24 a) Li y K.

b) Os y Pt.

c) Os

d) I

1.25 F y Cl grupo 7A. Na y K grupo 1A. P y N grupo 5A.

1.26 Un átomo es la unidad básica de un elemento que puede formar parte de unacombinación química. Molécula es la combinación de al menos dos átomos mediantefuerzas químicas.

1.27 Isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen distinto númeromásico,es decir mismo número de protones, pero distinto número de neutrones. Alótroposson diferentes formas de un elemento en la naturaleza comopor ejemplo el diamante yel grafito, ambos son carbono, pero la combinación entre los átomos de este elementoes distinta en ambas sustancias.


1.28 Modelos de bolas y palos; En los modelos de bola y palo, los átomos son demadera de bolas de plástico con agujeros en ellas. Se utilizan palos o resortes para re-presentar enlaces químicos. Cada tipo de átomo está representado por un color espe-cífico. y modelos de relleno espacial; En este modelo, los átomos están representadospor bolas truncadas unidas por cierres automáticos para que los enlaces no sean vi-sibles. Las bolas son proporcionales en tamaño a los átomos. Los modelos de rellenoespacial son más precisos porque muestran la variación en el tamaño atómico. Susinconvenientes son que llevan mucho tiempo armarlos y no muestran muy bien lasposiciones tridimensionales de los átomos.

1.29 a) Na+ - Catión sodio.

b) Cl− - Anión cloruro.

c) NH+4 - Catión amonio.

d) NO−3 - Anión nitrato.

1.30 a) No es un compuesto, es una molécula poliatómica de un elemento.

b) Molécula poliatómica de un compuesto.

c) Molecula diatómica que es un compuesto.

1.31 a) Es un compuesto. Una molécula diatómica.

b) Molécula poliatómica de un compuesto.

c) Molecula poliatómica de un elemento.

1.32 Elementos: N2, S8, H2. Compuestos: NH3, NO, CO, CO2, SO2.

1.33 Hay muchas respuestas validas:

a) H2 y F2

b) HCl y CO.

c) S8 y P4.

d) H2O y H2SO4 (Ácido sulfúrico).


1.34 • Na+ 11 protones y 10 electrones

• Ca+2 20 protones y 18 electrones

• Al+3 12 protones y 9 electrones

• Fe+2 26 protones y 24 electrones

• I− 53 protones y 54 electrones

• F− 9 protones y 10 electrones

• S−2 16 protones y 18 electrones

• O−2 8 protones y 10 electrones

• N−3 7 protones y 10 electrones

1.35 • K+ 19 protones y 18 electrones

• Mg+2 12 protones y 10 electrones

• Fe+3 26 protones y 23 electrones

• Br− 35 protones y 36 electrones

• Mn+2 25 protones y 23 electrones

• C−4 6 protones y 10 electrones

• Cu+2 29 protones y 27 electrones

1.36 La fórmula química representa la composición de las sustancias.

a) 1:1

b) 1:3

c) 2:4 = 1:2

d) 4:6 = 2:3


1.37 Las fórmulas empíricas representan uncamente la relación (proporción) entrelos distintos elementos presentes en la sustancia; no necesariamente representan elnúmero de átomos de cada elemento presentes en la molécula de la sustancia. La for-mamolecular representa el número de átomos de cada elemento presentes en la formalibre mas pequeña presente en la naturaleza de esa sustancia.

1.38 Un ejemplo es el butano C4H8 cuya fórmula empírica es CH2, al igual que elacetileno C2H4 que tiene la misma fórmula empirica. Las propiedades de ambos com-puestos son distintas debido a esa diferente composición y estructura molecular.

1.39 P4 significa que hay 4 átomos de fósforo unidos en formamolecular. 4P significaque hay 4 átomos de fósforo no unidos entre sí.

1.40 Un compuesto iónico es una sustancia formada por la unión química de elemen-tos con cargas opuestas. Los compuestos iónicos están formados de iones con cargapositiva e iones con carga negativa. La magnitud de las cargas positivas y negativasson iguales. Por lo tanto, las cargas iguales pero opuestas se cancelan entre sí, y elcompuesto iónico es neutro.

1.41 Como las fórmulas de los compuestos iónicos son determinadas mediante lascargas de los iones y estos se organizan en un cristal, no hay multiples repeticionesde pequeños grupos, sino una estrutura global de muchos iones en una determinadaproporción que viene dada por la fórmula empírica.

1.42 a) Na2O, b) FeS, c) Co2(SO4)3, d) BaF2

1.43 a) CuBr, b) Mn2O3, c) HgI2, d)Mg3(PO4)2

1.44 a) CN, b) CH, c) C9H20, d) P2O5, e) BH3.

1.45 a) AlBr3, b) NaSO2, c) N2O5, d) K2Cr2O7

1.46 Glicina: C2H5NO2

1.47 Etanol: C2H6O

1.48 Iónicos: LiF, BaCl2, KCl. Moleculares: SiCl4, B2H6, C2H4.

1.49 Iónicos: NaBr, BaF2, CsCl. Moleculares: CH4, CCl4, ICl, NF3.


1.50 El uranio es un material radiactivo con núcleo inestable. La desintegración ra-diactiva es la razón. Está perdiendo neutrones de su núcleo y, por lo tanto, está per-diendo masa.

1.51 En «c» ya que son dos isótopos y estos tienen las mismas propiedades químicas.En «a» y «b» tenemos un átomo y su ión, en un caso positivo y en el otro negativo ysus propiedades químicas son distintas ya que por tener carga cambia su reactividad.

1.52 El número de masa es la suma de protones y neutrones. Por lo tanto, aquí serán30 protones (65-35 = 30) y 28 electrones como se mencionó. De la tabla periódica, esZinc y dado que tiene dos electrones menos que protones, entonces Zn2+.

1.53 Protones = 127-74 = 53, yodo. El anión tiene 54 electrones, uno más que el nú-mero de protones, por lo que el símbolo es I−.

1.54 a) Fórmula empírica y molecular C3H8. b) Fórmula empírica CH y molecularC2H2. c) Fórmula empírica CH3 y molecular C2H6. d) Fórmula empírica CH y mole-cular C6H6.

1.55 El NaCl es un compuesto iónico, por lo que es un ion, no una molécula.

1.56 Sí. La ley de proporcionesmúltiples requiere que las masas de azufre que se com-binan con fósforo deben estar en las proporciones de números enteros pequeños. Paralos tres compuestosmostrados, cuatro átomos de fósforo se combinan con tres, siete ydiez átomos de azufre, respectivamente. Si las relaciones de átomos están en pequeñasrelaciones de números enteros, entonces las relaciones de masa también deben estaren pequeñas relaciones de números enteros.

1.57 • Moléculas pero no compuestos: S8, O2, O3, P4.

• Compuestos pero no moléculas: KBr, LiF.

• Compuestos y moléculas: SO2, N2O5, CH4.

• Elementos: S8, Cs, O.

1.58 a) A, F, G tienen los mismos protones y electrones. b) B, E más electrones queprotones. c) C, D menos electrones que protones. d) A = B, B = N−, C = K+, D = Zn+,E = Br−, F = B (Isotopo del boro A=11), G = F.


1.59 a) Ne, 10p, 10n b) Cu, 29p, 34n c) Ag, 47p, 60n d) W, 74p, 108n e) Po, 84p, 119nf) Pu, 94p, 140n.

1.60 a) BaO Óxido de bario. b) Ca3P2 Fosfuro de calcio. c) Al2S3 Óxido de aluminio.d) Li3N Nitruro de litio.

1.61 a) Cu b) P c) Kr d) Cs e) Al f) Sb g) Cl h) Sr

1.62 Se forma un catión cuando los electrones se eliminan de la capa más externadel átomo padre. Cuando esto sucede, aumenta la carga nuclear efectiva y aumentala fuerza de atracción entre los electrones y el núcleo. Por lo tanto, un catión es máspequeño en tamaño que su átomo padre.

Por otro lado, se forma un anión cuando se añaden electrones a la capa más externadel átomo padre. Cuando esto sucede, la carga nuclear efectiva disminuye y la fuerzade atracción entre los electrones y el núcleo disminuye. Como resultado de esto, ladistancia entre los electrones de valencia y el núcleo está más en aniones que en suátomo padre. Por lo tanto, un anión es más grande que su átomo padre

1.63 a) El experimento de Rutherford está descrito en los apuntes de clase. Estima elnúmero de protones del núcleo de la magnitud promedio de dispersión, basándoseen las interacciones electromagnéticas.

b) Vnucleo = 1.18 x 10−37 cm3.

dnucleo = m

V= 3.82x10−23g

1.18x10−37= 3.24x1014g /cm3

Vatomo = 2.70x10−23cm3

Velectr ones =Vatomo −Vnucleo = 2.70x10−23cm3

m11e = 11x9.1095x10−28 = 1.0020x10−26g

delectr ones = m

V= 1.0020x10−26g

2.70x10−23= 3.71x10−4g /cm3

Los resultados anteriores apoyan el modelo de Rutherford. Al comparar el espacioocupado por los electrones con el volumen del núcleo, está claro que la mayoría delátomo es un espacio vacío. Rutherford también propuso que el núcleo era un núcleocentral denso con lamayor parte de la masa del átomo concentrada en él. La compara-ción de la densidad del núcleo con la densidad del espacio ocupado por los electronestambién respalda el modelo de Rutherford.

1.64 Fórmula molecular C8H10N4O2. Fórmula empírica C4H5N2O.

1.65 Formula empírica y molecular C8H9NO2.


1.66 a) Mg(IO3)2, b) H3PO4, c) BaSO3, d) NH4HCO3.

1.67 a) El nombre es cloruro de estaño (IV), b) Óxido de cobre (I), c) Nitrato decobalto (II) d) Dicromato de sodio.

1.68 La tabla quedaría:

Símbolo 115 B 54

26Fe2+ 3115P3− 196

79 Au 22286 Rn

Protones 5 26 15 79 86Neutrones 6 28 16 117 136Electrones 5 24 18 79 86Carga neta 0 +2 -3 0 0

1.69 a) Los compuestos iónicos se forman por la combinación de metales y no me-tales. Cuanto mayor carácter metálico o no metálico tenga el elemento mas probablees su participación en un compuesto iónico. Por tanto el grupo 1A con el grupo 7A,forman fácilmente este tipo de compuestos. b) Los metales de transición, es decir loselementos de los grupos 1-7B y los lantánidos y actínidos.

1.70 a) Li+ b) S−2 c) I− d) N−3 e) Al+3 f) Cs+ g) Mg+2.

1.71 El símbolo 23Na proporciona más información que 11Na. El número de masamás el símbolo químico identifica un isótopo específico de Na (sodio) mientras quela combinación del número atómico con el símbolo químico no le dice nada nuevo.¿Pueden otros isótopos de sodio tener números atómicos diferentes?

1.72 Los ácidos binarios del elemento del Grupo 7A son: HF, ácido fluorhídrico; HCl,ácido clorhídrico; HBr, ácido bromhídrico; HI, ácido yodhídrico. Los oxoácidos quecontienen elementos del Grupo 7A (usando los ejemplos específicos para el cloro) son:HClO4, ácido perclórico; HClO3, ácido cloríco; HClO2, ácido cloroso: HClO, ácidohipocloroso.

1.73 Mercurio (Hg) y Bromo (Br2).

1.74 a) He 2p,2n Ne 10p,10n Ar 18p, 22n Kr 36p, 48n Xe 54p, 78n.b) He=1, Ne=1, Ar=1.22, Kr=1.33, Xe=1.44

1.75 H2, N2, O2, F2, Cl2, He, Ne, Ar, Kr, Xe.


1.76 Cu, Ag y Au son químicamente no reactivos. Esto los convierte en un muy buenmaterial para fabricar monedas y joyas porque duran mucho tiempo.

1.77 Son los menos propensos a formar compuestos. Helio, neón y argón son quími-camente inertes.

1.78 El magnesio y el estroncio también son metales alcalinotérreos. Por lo tanto, sucarga debe ser la misma (+2). MgO y SrO.

1.79 Todos los isótopos de radio son radiactivos. Es un producto de desintegraciónradiactiva de uranio-238. El radio no es un compuesto natural en la Tierra.

1.80 a) Berkelio, Europio, Francio, Escandio, Yterbio (Suecia), Ytrio (Suecia). b) Eins-tenio, Fermio, Curio, Mendelevio, Lawrencio. c) Arsenico, Cesio, Cloro, Cromo, Iodo.

1.81 7734Se2−

1.82 La masa de flúor que reacciona con hidrógeno y deuterio sería la misma. Larelación de átomo de F a hidrógeno (o deuterio) es 1:1 en ambos compuestos. Estono viola la ley de proporciones definidas. Cuando se formuló la ley de proporcionesdefinidas, los científicos no sabían de la existencia de isótopos.

1.83 a) NaH, b) B2O3, c) Na2S, d) AlF3, e) OF2, f) SrCl2.

1.84 (a) Br (b) Rn (c) Se (d) Rb (e) Pb

1.85 Todos estos son compuestos moleculares. Usamos prefijos para expresar el nú-mero de cada átomo en la molécula. Los nombres son trifluoruro de nitrógeno (NF3),pentabromuro de fósforo (PBr5) y dicloruro de azufre (SCl2).

1.86 En la imagen:


1.87 En la siguiente tabla:

Catión Anión Fórmula NombreMg2+ HCO−

3 Mg(HCO3)2 Bicarbonato de magnesioSr2+ Cl− SrCl2 Cloruro de estroncioFe3+ NO−

2 Fe(NO2)3 Nitrito de hierro(III)Mn2+ ClO−

3 Mn(ClO3)2 Clorato de manganeso(II)Sn4+ Br− SnBr4 Bromuro de estaño (IV)Co2+ PO3−

4 Co3(PO4)2 Fosfato de cobalto (II)Hg2+ I HgI2 Ioduro de mercurio (II)Cu+ CO2−

3 Cu2CO3 Carbonato de cobre (I)Li+ N3− Li3N Nitruro de litioAl3+ S2− Al2S3 Sulfuro de aluminio

1.88 a)CO2, b)NaCl, c)N2O, d)CaCO3, e) CaO, f) Ca(OH)2, g)NaHCO3, h)NaCO3·10H2O, i) CaSO4·2H2O, j) Mg(OH)2.

1.89 ∆m = E

c2= 1.715x106 J

(3.00x108)2m2/s2= 0.00572kg = 5.72g

1.90 Presentamos las lineales, luego pueden escribirse otros isómeros ramificados apartir del compuesto de 4 carbonos en adelante.

• CH4

• CH3-CH3

• CH3-CH2-CH3

• CH3-CH2-CH2-CH3

• CH3-CH2-CH2-CH2-CH3

1.91 a) Como el volumen de un átomo es proporcional al número másico de la fór-mula del volumen de una esfera se deduce que el radio es proporcional a la raíz cúbicadel volumen y por tanto de la masa.

b) V = 5.1x10−44m3

c) Vatomo = 1.47x10−29m3

Dividiendo el volumen del núcleo entre el del átomo obtenemos:3.5x10−13% que apoya el modelo de Rutherford.

Reacciones químicas 37

1.92 Dos posibles ejemplos serian:

1.93 Etano C2H6. Acetileno C2H2. La relación entre el hidrogeno por carbono enambos compuestos es el triple y cumple la ley de las proporciones multiples.

1.94 a) N = 6.624x1022 átomos. b) r = 140 pm.

1.95 5525Mn Manganeso.

1.96 a) Ácido clórico, b) Ácido nitroso, c) Ácido cianhídrico, d) Ácido sulfúrico.

1.97 d = 2.02x1017kg /m3.

1.98 XY2

SnO2

TiO2

1.99 La relación entre carbono e hidrógeno en los 3 compuestos es 6:8:9 que se co-rresponde con la ley de las proporciones múltiples.

3.2 Reacciones químicas


Soluciones del Capítulo 2

2.1 La unidad de masa atómica es la doceava parte de un átomo de carbono 12.

2.2 La masa de un átomo de carbono 12 es de 12 uma. La masa atómica de carbonose enumera como 12.01 uma en la tabla porque la mayoría de los elementos naturales(incluido el carbono) tienen más de un isótopo. Por lo tanto, 12.01 es el valor prome-dio.

2.3 Significa que el promedio de la masa de los isótopos del oro presentes en la natu-raleza es 197.0 veces la doceava parte de la masa del átomo de Carbono-12.

2.4 Para calcular lamasa atómica promedio necesitamos lamasa atómica de cada unode los isótopos del elemento y su abundancia relativa.

2.5 La masa atómica promedio del cloro es 35.4544 uma

2.6 La abundancia natural de Li-6 es 7.5% y la del Li-7 es 92.5%.

2.7 m = 2.19 x 10−23.

2.8 M = 5.1 x 1024 uma

2.9 Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas elementalescomo 12g de carbono-12. Este número de partículas es conocido como número deavogadro.

2.10 La masa molar es la masa de un mol de unidades de una sustancia (átomos omoléculas). Se suele expresar en gramos.

2.11 t = 1321241.333 = 1.3 x 106 años.

2.12 d = 5729.4 años luz.

2.13 N = 3.07 x 1024 átomos de azufre.

2.14 n = 9.96 x 10−15 moles.

2.15 n = 1.93 moles de calcio.

Reacciones químicas 39

2.16 m = 3.01 x 103 g de oro.

2.17 a) m = 3.331 x 10−21 g/atomo de Hg. b) m = 3.351 x 10−23 g/atomo de Ne.

2.18 a) m = 1.244 x 10−22 g/atomo de As. b) m = 9.746 x 10−23 g/atomo de Ni.

2.19 m = 3.44 x 10−10 g de Pb.

2.20 N = 5.968 x 1020 atomos de Cu.

2.21 1.10 gramos de hidrógeno (6.56 x 1023 átomos) tienen más átomos que 14.7 gra-mos de cromo (1.69 x 1023 átomos).

2.22 6.881 x 10−22 g Pb > 2.0 x 10−22 g He. Por tanto tienen mas masa los 2 átomosde plomo.

2.23 a) 16.04 uma b) 46.01 uma c) 80.07 uma d) 78.11 uma e) 149.89 uma f) 174.27uma g)310.18 uma.

2.24 a) 73.89 uma b) 76,13 uma c) 119.38 uma d) 176.13 uma e) 101.10 uma f) 100.93uma.

2.25 MM = 409 g/mol

2.26 N = 6.69 x 1021 moléculas de etano.

2.27 Átomos de Carbono = 3.01 x 1022 átomos.Átomos de Hidrógeno = 6.02 x 1022 átomos.Átomos de Oxígeno = 3.01 x 1022 átomos.

2.28 Átomos de Carbono = 1.10 x 1026 átomos.Átomos de Hidrógeno = 3.30 x 1026 átomos.Átomos de Oxígeno = 0.55 x 1022 átomos.Átomos de Azufre = 0.55 x 1022 átomos.

2.29 El número de moléculas de feromona es N = 2.13 x 109 moléculas.

2.30 N = 8.56 x 1022 moléculas de agua.


2.31 Suponemos la masa molar del amoniaco el 100%. Calculamos entonces la pro-porción en tanto por ciento de cada uno de los elementos presentes en la sustnacia.

N =14.01g N

17.034g N H3x100 = 82%

H =3.024g H

17.034g N H3x100 = 18%

2.32 El porcentaje de composición conduce directamente a la fórmula empírica. Con-vertimos el porcentaje en masa (g) y luego lo convertimos en moles. Luego encontra-mos la relación molar de elementos en el compuesto y comparamos la relación molarmás simple de elementos en el compuesto. Se necesita la relación molar más simplepara encontrar la relación de átomos en el compuesto.

2.33 La palabra «empírico» significa «por experimento u observación». Entonces, lapalabra se usa en la frase «fórmula empírica» ��para referirse a la fórmula derivada alrealizar experimentos para determinar las relaciones molares de los elementos cons-tituyentes.

2.34 Necesitamos la masa molar.

2.35 Sn = 78.77 % y O = 21.23 %.

2.36

2.37

2.38

2.39

2.40

2.41

2.42

Información necesaria parala realización de las tareaspropuestas.

A Apendice primero

A.1 Tabla Periódica

Información necesaria parala realización de las tareaspropuestas.

B Apendice segundo

físicayquímica.sagradocorazonweb.es/sites/default/files/archivos_subidos/fisica y... ·...

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