18.E: Metales representativos, metaloides y no metales (Ejercicios)

18.1: Periodicidad

¿En qué se diferencian los metales alcalinos de los metales alcalinotérreos en estructura atómica y propiedades generales

Todos los metales alcalinos tienen un solo electrón s en su caparazón más exterior. En contraste, los metales alcalinotérreos tienen una subcapa s terminada en su caparazón más externo. En general, los metales alcalinos reaccionan más rápido y son más reactivos que los correspondientes metales alcalinotérreos en el mismo periodo.

¿Por qué disminuye la reactividad de los metales alcalinos del cesio al litio?

Predecir las fórmulas para los nueve compuestos que se pueden formar cuando cada especie en la columna 1 de la Tabla reacciona con cada especie en la columna 2.

1	2
Na	I
Sr	Se
Al	O

\ [\ ce {Na + I2 ⟶ 2NaI\\
2Na + Se ⟶ Na2Se\\
2Na + O2 ⟶ Na2O2}\]

\ [\ ce {Sr + I2sRi2\\
Sr + SeSese\\
2Sr + O22sRo}\]

\ [\ ce {2Al + 3i22Ali3\\
2Al + 3SeAl2Se3\\
4Al + 3O22Al2O3}\]

Predecir la mejor opción en cada una de las siguientes. Es posible que desee revisar el capítulo sobre estructura electrónica para obtener ejemplos relevantes.

1. (a) el más metálico de los elementos Al, Be y Ba
2. (b) el más covalente de los compuestos NaCl, CaCl ₂ y BeCl ₂
3. (c) la energía de primera ionización más baja entre los elementos Rb, K y Li
4. d) los más pequeños entre Al, Al ⁺ y Al ³⁺
5. (e) el mayor entre Cs ⁺, Ba ²⁺ y Xe

El cloruro de sodio y el cloruro de estroncio son sólidos blancos. ¿Cómo podrías distinguir una de la otra?

Las posibles formas de distinguir entre ambos incluyen la espectroscopia infrarroja mediante la 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 en la medida\(\mathrm{\dfrac{35.7\: g}{100\: mL}}\) en comparación con\(\mathrm{\dfrac{53.8\: g}{100\: mL}}\) el SrCl ₂. El calentamiento a 100 °C proporciona una prueba fácil, ya que la solubilidad del NaCl es\(\mathrm{\dfrac{39.12\: g}{100\: mL}}\), pero la de SrCl ₂ lo es\(\mathrm{\dfrac{100.8\: g}{100\: mL}}\). La determinación de la densidad en un sólido a veces es difícil, pero hay suficiente diferencia (2.165 g/mL NaCl y 3.052 g/mL SrCl ₂) que este método sería viable y quizás la prueba más fácil y menos costosa de realizar.

La reacción de la cal viva, CaO, con agua produce cal apagada, Ca (OH) ₂, la cual es ampliamente utilizada en la industria de la construcción para hacer mortero y yeso. La reacción de la cal viva y el agua es altamente exotérmica:

\[\ce{CaO}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{Ca(OH)2}(s) \hspace{20px} ΔH=\mathrm{−350\: kJ\:mol^{−1}}\]

1. a) ¿Cuál es la entalpía de reacción por gramo de cal viva que reacciona?
2. b) ¿Cuánto calor, en kilojulios, se asocia a la producción de 1 tonelada de cal apagada?

Escribe una ecuación equilibrada para la reacción del estroncio elemental con cada uno de los siguientes:

1. (a) oxígeno
2. b) bromuro de hidrógeno
3. (c) hidrógeno
4. d) Fósforo
5. e) agua

a)\(\ce{2Sr}(s)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2SrO}(s)\), b)\(\ce{Sr}(s)+\ce{2HBr}(g)⟶\ce{SrBr2}(s)+\ce{H2}(g)\), c)\(\ce{Sr}(s)+\ce{H2}(g)⟶\ce{SrH2}(s)\), d) e\(\ce{6Sr}(s)+\ce{P4}(s)⟶\ce{2Sr3P2}(s)\)\(\ce{Sr}(s)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{Sr(OH)2}(aq)+\ce{H2}(g)\)

¿Cuántos moles de especies iónicas están presentes en 1.0 L de una solución marcada con nitrato de mercurio (I) 1.0 M?

¿Cuál es la masa de pescado, en kilogramos, que uno tendría que consumir para obtener una dosis fatal de mercurio, si el pescado contiene 30 partes por millón de mercurio en peso? (Supongamos que todo el mercurio de los peces termina como cloruro de mercurio (II) en el cuerpo y que una dosis fatal es de 0.20 g de HgCl ₂.) ¿Cuántos kilos de pescado es este?

11 lb

Los elementos sodio, aluminio y cloro se encuentran en el mismo periodo.

1. a) ¿Cuál tiene la mayor electronegatividad?
2. b) ¿Cuál de los átomos es el más pequeño?
3. (c) Escribir la estructura de Lewis para el compuesto covalente más simple que se pueda formar entre el aluminio y el cloro.
4. d) ¿El óxido de cada elemento será ácido, básico o anfótero?

¿El estaño metálico reacciona con HCl?

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

¿Qué es la plaga del estaño, también conocida como enfermedad del estaño?

Comparar la naturaleza de los enlaces en PbCl ₂ con la de los enlaces en PbCl ₄.

En PbCl ₂, el enlace es iónico, como lo indica su punto de fusión de 501 °C. En PbCl ₄, el enlace es covalente, como se evidencia por ser un líquido inestable a temperatura ambiente.

¿La reacción del rubidio con el agua es más o menos vigorosa que la del sodio? ¿Cómo se compara la velocidad de reacción del magnesio?

18.2: Ocurrencia y Preparación de los Metales Representativos

Escribir una ecuación para la reducción de cloruro de cesio por calcio elemental a alta temperatura.

\[\ce{2CsCl}(l)+\ce{Ca}(g)\:\mathrm{\overset{countercurrent \\ fractionating \\ tower}{\xrightarrow{\hspace{40px}}}}\:\ce{2Cs}(g)+\ce{CaCl2}(l)\]

¿Por qué es necesario mantener separados el cloro y el sodio, resultantes de la electrólisis del cloruro de sodio, durante la producción del metal de sodio?

Dar ecuaciones equilibradas para la reacción global en la electrólisis del cloruro de litio fundido y para las reacciones que ocurren en los electrodos. Es posible que desee revisar el capítulo sobre electroquímica para obtener ejemplos relevantes.

Cátodo (reducción):\(\ce{2Li+} + \ce{2e-}⟶\ce{2Li}(l)\); Ánodo (oxidación):\(\ce{2Cl-}⟶\ce{Cl2}(g)+\ce{2e-}\); Reacción general:\(\ce{2Li+}+\ce{2Cl-}⟶\ce{2Li}(l)+\ce{Cl2}(g)\)

La electrólisis de cloruro de sodio fundido o de cloruro de sodio acuoso produce cloro.

Calcular la masa de cloro producida a partir de 3.00 kg de cloruro de sodio en cada caso. Es posible que desee revisar el capítulo sobre electroquímica para obtener ejemplos relevantes.

¿Qué masa, en gramos, de gas hidrógeno se forma durante la reacción completa de 10.01 g de calcio con agua?

0.5035 g H ₂

¿Cuántos gramos de gas oxígeno son necesarios para reaccionar completamente con 3.01 × 10 ²¹ átomos de magnesio para producir óxido de magnesio?

El magnesio es un metal activo; se quema en forma de polvo, cintas y filamentos para proporcionar destellos de luz brillante. ¿Por qué es posible utilizar magnesio en la construcción?

A pesar de su reactividad, el magnesio se puede utilizar en la construcción incluso cuando el magnesio va a entrar en contacto con una llama debido a que se forma un recubrimiento protector de óxido, evitando la oxidación bruta. Solo si el metal está finamente subdividido o presente en una lámina delgada, una llama de alta intensidad provocará su rápida combustión.

¿Por qué es posible que un metal activo como el aluminio sea útil como metal estructural?

Describir la producción de aluminio metálico por reducción electrolítica.

Extracto de mineral:\(\ce{AlO(OH)}(s)+\ce{NaOH}(aq)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{Na[Al(OH)4]}(aq)\)

Recuperar:\(\ce{2Na[Al(OH)4]}(s)+\ce{H2SO4}(aq)⟶\ce{2Al(OH)3}(s)+\ce{Na2SO4}(aq)+\ce{2H2O}(l)\)

Sinter:\(\ce{2Al(OH)3}(s)⟶\ce{Al2O3}(s)+\ce{3H2O}(g)\)

Disolver en Na ₃ AlF ₆ (l) y electrolizar:\(\ce{Al^3+}+\ce{3e-}⟶\ce{Al}(s)\)

¿Cuál es el mineral común del estaño y cómo se separa el estaño de él?

Un químico disuelve una muestra de 1.497-g de un tipo de metal (una aleación de Sn, Pb, Sb y Cu) en ácido nítrico, y se precipita ácido metastánico, H ₂ SnO ₃. Calienta el precipitado para expulsar el agua, lo que deja 0.4909 g de óxido de estaño (IV). ¿Cuál fue el porcentaje de estaño en la muestra original?

25.83%

Considerar la producción de 100 kg de sodio metálico utilizando una corriente de 50,000 A, asumiendo un rendimiento del 100%.

a) ¿Cuánto tiempo tardará en producir los 100 kg de sodio metálico?

b) ¿Qué volumen de cloro a 25 °C y 1.00 atm forma?

¿Qué masa de magnesio se forma cuando se pasan 100,000 A a través de una fusión de MgCl ₂ por 1.00 h si el rendimiento de magnesio es 85% del rendimiento teórico?

39 kg

18.3: Estructura y Propiedades Generales de los Metaloides

Dar la hibridación del metaloide y la geometría molecular para cada uno de los siguientes compuestos o iones. Es posible que desee revisar los capítulos sobre enlaces químicos y enlaces covalentes avanzados para obtener ejemplos relevantes.

1. a) GeH ₄
2. b) SbF ₃
3. c) Te (OH) ₆
4. d) H ₂ Te
5. e) FMAM ₂
6. f) TecL ₄
7. g)\(\ce{SiF6^2-}\)
8. h) SBCl ₅
9. i) TeF ₆

Escribe una estructura de Lewis para cada una de las siguientes moléculas o iones. Es posible que desee revisar el capítulo sobre unión química.

1. (a) H ₃ BPH ₃
2. b)\(\ce{BF4-}\)
3. c) BBr ₃
4. d) B (CH ₃) ₃
5. e) B (OH) ₃

a) H ₃ BPH ₃:

;

b)\(\ce{BF4-}\):

;

c) BBr ₃:

;

d) B (CH ₃) ₃:

;

e) B (OH) ₃:

Describir la hibridación del boro y la estructura molecular sobre el boro en cada uno de los siguientes:

1. (a) H ₃ BPH ₃
2. b)\(\ce{BF4-}\)
3. (c) BBr₃
4. (d) B(CH₃)₃
5. (e) B(OH)₃

Using only the periodic table, write the complete electron configuration for silicon, including any empty orbitals in the valence shell. You may wish to review the chapter on electronic structure.

1s²2s²2p⁶3s²3p²3d⁰.

Write a Lewis structure for each of the following molecules and ions:

1. (a) (CH₃)₃SiH
2. (b) \(\ce{SiO4^4-}\)
3. (c) Si₂H₆
4. (d) Si(OH)₄
5. (e) \(\ce{SiF6^2-}\)

Describe the hybridization of silicon and the molecular structure of the following molecules and ions:

1. (a) (CH₃)₃SiH
2. (b) \(\ce{SiO4^4-}\)
3. (c) Si₂H₆
4. (d) Si(OH)₄
5. (e) \(\ce{SiF6^2-}\)

(a) (CH₃)₃SiH: sp³ bonding about Si; the structure is tetrahedral; (b) \(\ce{SiO4^4-}\): sp³ bonding about Si; the structure is tetrahedral; (c) Si₂H₆: sp³ bonding about each Si; the structure is linear along the Si-Si bond; (d) Si(OH)₄: sp³ bonding about Si; the structure is tetrahedral; (e) \(\ce{SiF6^2-}\): sp³d² bonding about Si; the structure is octahedral

Describe the hybridization and the bonding of a silicon atom in elemental silicon.

Classify each of the following molecules as polar or nonpolar. You may wish to review the chapter on chemical bonding.

(a) SiH₄

(b) Si₂H₆

(c) SiCl₃H

(d) SiF₄

(e) SiCl₂F₂

(a) nonpolar; (b) nonpolar; (c) polar; (d) nonpolar; (e) polar

Silicon reacts with sulfur at elevated temperatures. If 0.0923 g of silicon reacts with sulfur to give 0.3030 g of silicon sulfide, determine the empirical formula of silicon sulfide.

Name each of the following compounds:

1. (a) TeO₂
2. (b) Sb₂S₃
3. (c) GeF₄
4. (d) SiH₄
5. (e) GeH₄

(a) tellurium dioxide or tellurium(IV) oxide; (b) antimony(III) sulfide; (c) germanium(IV) fluoride; (d) silane or silicon(IV) hydride; (e) germanium(IV) hydride

Write a balanced equation for the reaction of elemental boron with each of the following (most of these reactions require high temperature):

1. (a) F₂
2. (b) O₂
3. (c) S
4. (d) Se
5. (e) Br₂

Why is boron limited to a maximum coordination number of four in its compounds?

Boron has only s and p orbitals available, which can accommodate a maximum of four electron pairs. Unlike silicon, no d orbitals are available in boron.

Write a formula for each of the following compounds:

1. (a) silicon dioxide
2. (b) silicon tetraiodide
3. (c) silane
4. (d) silicon carbide
5. (e) magnesium silicide

From the data given in Appendix I , determine the standard enthalpy change and the standard free energy change for each of the following reactions:

1. (a) \(\ce{BF3}(g)+\ce{3H2O}(l)⟶\ce{B(OH)3}(s)+\ce{3HF}(g)\)
2. (b) \(\ce{BCl3}(g)+\ce{3H2O}(l)⟶\ce{B(OH)3}(s)+\ce{3HCl}(g)\)
3. (c) \(\ce{B2H6}(g)+\ce{6H2O}(l)⟶\ce{2B(OH)3}(s)+\ce{6H2}(g)\)

(a) ΔH° = 87 kJ; ΔG° = 44 kJ; (b) ΔH° = −109.9 kJ; ΔG° = −154.7 kJ; (c) ΔH° = −510 kJ; ΔG° = −601.5 kJ

A hydride of silicon prepared by the reaction of Mg₂Si with acid exerted a pressure of 306 torr at 26 °C in a bulb with a volume of 57.0 mL. If the mass of the hydride was 0.0861 g, what is its molecular mass? What is the molecular formula for the hydride?

Suppose you discovered a diamond completely encased in a silicate rock. How would you chemically free the diamond without harming it?

A mild solution of hydrofluoric acid would dissolve the silicate and would not harm the diamond.

18.4: Structure and General Properties of the Nonmetals

Carbon forms a number of allotropes, two of which are graphite and diamond. Silicon has a diamond structure. Why is there no allotrope of silicon with a graphite structure?

Nitrogen in the atmosphere exists as very stable diatomic molecules. Why does phosphorus form less stable P₄ molecules instead of P₂ molecules?

In the N₂ molecule, the nitrogen atoms have an σ bond and two π bonds holding the two atoms together. The presence of three strong bonds makes N₂ a very stable molecule. Phosphorus is a third-period element, and as such, does not form π bonds efficiently; therefore, it must fulfill its bonding requirement by forming three σ bonds.

Write balanced chemical equations for the reaction of the following acid anhydrides with water:

1. (a) SO₃
2. (b) N₂O₃
3. (c) Cl₂O₇
4. (d) P₄O₁₀
5. (e) NO₂

Determine the oxidation number of each element in each of the following compounds:

1. (a) HCN
2. (b) OF₂
3. (c) AsCl₃

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

Determine the oxidation state of sulfur in each of the following:

1. (a) SO₃
2. (b) SO₂
3. (c) \(\ce{SO3^2-}\)

Arrange the following in order of increasing electronegativity: F; Cl; O; and S.

S < Cl < O < F

Why does white phosphorus consist of tetrahedral P₄ molecules while nitrogen consists of diatomic N₂ molecules?

18.5: Occurrence, Preparation, and Compounds of Hydrogen

Why does hydrogen not exhibit an oxidation state of 1− when bonded to nonmetals?

The electronegativity of the nonmetals is greater than that of hydrogen. Thus, the negative charge is better represented on the nonmetal, which has the greater tendency to attract electrons in the bond to itself.

The reaction of calcium hydride, CaH₂, with water can be characterized as a Lewis acid-base reaction:

\[\ce{CaH2}(s)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{Ca(OH)2}(aq)+\ce{2H2}(g)\]

Identify the Lewis acid and the Lewis base among the reactants. The reaction is also an oxidation-reduction reaction. Identify the oxidizing agent, the reducing agent, and the changes in oxidation number that occur in the reaction.

In drawing Lewis structures, we learn that a hydrogen atom forms only one bond in a covalent compound. Why?

Hydrogen has only one orbital with which to bond to other atoms. Consequently, only one two-electron bond can form.

What mass of CaH₂ is necessary to react with water to provide enough hydrogen gas to fill a balloon at 20 °C and 0.8 atm pressure with a volume of 4.5 L? The balanced equation is:

\[\ce{CaH2}(s)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{Ca(OH)2}(aq)+\ce{2H2}(g)\]

What mass of hydrogen gas results from the reaction of 8.5 g of KH with water?

\[\ce{KH + H2O ⟶ KOH + H2}\]

0.43 g H₂

18.6: Occurrence, Preparation, and Properties of Carbonates

Carbon forms the \(\ce{CO3^2-}\) ion, yet silicon does not form an analogous \(\ce{SiO3^2-}\) ion. Why?

Complete and balance the following chemical equations:

(a) hardening of plaster containing slaked lime

\[\ce{Ca(OH)2 + CO2 ⟶}\]

(b) removal of sulfur dioxide from the flue gas of power plants

\[\ce{CaO + SO2 ⟶}\]

(c) the reaction of baking powder that produces carbon dioxide gas and causes bread to rise

\[\ce{NaHCO3 + NaH2PO4 ⟶}\]

(a) \(\ce{Ca(OH)2}(aq)+\ce{CO2}(g)⟶\ce{CaCO3}(s)+\ce{H2O}(l)\); (b) \(\ce{CaO}(s)+\ce{SO2}(g)⟶\ce{CaSO3}(s)\);

(c) \(\ce{2NaHCO3}(s)+\ce{NaH2PO4}(aq)⟶\ce{Na3PO4}(aq)+\ce{2CO2}(g)+\ce{2H2O}(l)\)

Heating a sample of Na₂CO₃⋅xH₂O weighing 4.640 g until the removal of the water of hydration leaves 1.720 g of anhydrous Na₂CO₃. What is the formula of the hydrated compound?

18.7: Occurrence, Preparation, and Properties of Nitrogen

Write the Lewis structures for each of the following:

1. (a) NH²⁻
2. (b) N₂F₄
3. (c) \(\ce{NH2-}\)
4. (d) NF₃
5. (e) \(\ce{N3-}\)

(a) NH²⁻:

; (b) N₂F₄: ; (c) \(\ce{NH2-}\): , d NF ₃: e\(\ce{N3-}\):

Para cada una de las siguientes, indicar la hibridación del átomo de nitrógeno (para\(\ce{N3-}\), el nitrógeno central).

1. a) N ₂ F ₄
2. b)\(\ce{NH2-}\)
3. (c) NF ₃
4. d)\(\ce{N3-}\)

Explique cómo el amoníaco puede funcionar tanto como base de Brønsted como base de Lewis.

El amoníaco actúa como base de Brønsted porque acepta fácilmente protones y como base de Lewis ya que tiene un par de electrones para donar.

Base Brønsted: Base\(\ce{NH3 + H3O+ ⟶ NH4+ + H2O}\) Lewis:\(\ce{2NH3 + Ag+ ⟶ [H3N−Ag−NH3]+}\)

Determinar el estado de oxidación del nitrógeno en cada uno de los siguientes. Es posible que desee revisar el capítulo sobre la unión química para obtener ejemplos relevantes.

1. a) NCl ₃
2. b) ClnO
3. c) N ₂ O ₅
4. d) N ₂ O ₃
5. (e)\(\ce{NO2-}\)
6. f) N ₂ O ₄
7. g) N ₂ O
8. (h)\(\ce{NO3-}\)
9. (i) HNO ₂
10. j) HNO ₃

Para cada uno de los siguientes, dibuje la estructura de Lewis, prediga el ángulo del enlace ONO y dé la hibridación del nitrógeno. Es posible que desee revisar los capítulos sobre unión química y teorías avanzadas del enlace covalente para ejemplos relevantes.

(a) NO ₂

b)\(\ce{NO2-}\)

c)\(\ce{NO2+}\)

a) NO ₂:

El nitrógeno es sp ² hibridado. La molécula tiene una geometría doblada con un ángulo de enlace ONO de aproximadamente 120°. (b) El\(\ce{NO2-}\): nitrógeno es sp ² hibridado. La molécula tiene una geometría doblada con un ángulo de enlace ONO ligeramente inferior a 120°. c)\(\ce{NO2+}\):

El nitrógeno se hibrida sp. La molécula tiene una geometría lineal con un ángulo de enlace ONO de 180°.

¿Cuántos gramos de amoníaco gaseoso producirá la reacción de 3.0 g de gas hidrógeno y 3.0 g de gas nitrógeno?

Aunque PF ₅ y AsF ₅ son estables, el nitrógeno no forma moléculas de NF ₅. Explique esta diferencia entre los miembros del mismo grupo.

El nitrógeno no puede formar una molécula NF ₅ porque no tiene d orbitales para unirse con los dos átomos de flúor adicionales.

El punto de equivalencia para la titulación de una muestra de 25.00 mL de solución de CsOH con HNO ₃ 0.1062 M es de 35.27 mL. ¿Cuál es la concentración de la solución de CsOH?

18.8: Ocurrencia, preparación y propiedades del fósforo

Escribe la estructura de Lewis para cada uno de los siguientes. Es posible que desee revisar el capítulo sobre unión química y geometría molecular.

1. (a) PH ₃
2. b)\(\ce{PH4+}\)
3. (c) P₂H₄
4. (d) \(\ce{PO4^3-}\)
5. (e) PF₅

(a)

;

b)

;

c)

;

d)

;

(e)

Describir la estructura molecular de cada una de las siguientes moléculas o iones enumerados. Es posible que desee revisar el capítulo sobre unión química y geometría molecular.

1. (a) PH ₃
2. b)\(\ce{PH4+}\)
3. (c) P₂H₄
4. (d) \(\ce{PO4^3-}\)

Complete and balance each of the following chemical equations. (In some cases, there may be more than one correct answer.)

1. (a) \(\ce{P4 + Al⟶}\)
2. (b) \(\ce{P4 + Na⟶}\)
3. (c) \(\ce{P4 + F2⟶}\)
4. (d) \(\ce{P4 + Cl2⟶}\)
5. (e) \(\ce{P4 + O2⟶}\)
6. (f) \(\ce{P4O6 + O2⟶}\)

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

Describe the hybridization of phosphorus in each of the following compounds: P₄O₁₀, P₄O₆, PH₄I (an ionic compound), PBr₃, H₃PO₄, H₃PO₃, PH₃, and P₂H₄. You may wish to review the chapter on advanced theories of covalent bonding.

What volume of 0.200 M NaOH is necessary to neutralize the solution produced by dissolving 2.00 g of PCl₃ is an excess of water? Note that when H₃PO₃ is titrated under these conditions, only one proton of the acid molecule reacts.

291 mL

How much POCl₃ can form from 25.0 g of PCl₅ and the appropriate amount of H₂O?

How many tons of Ca₃(PO₄)₂ are necessary to prepare 5.0 tons of phosphorus if the yield is 90%?

28 tons

Write equations showing the stepwise ionization of phosphorous acid.

Draw the Lewis structures and describe the geometry for the following:

1. (a) \(\ce{PF4+}\)
2. (b) PF₅
3. (c) \(\ce{PF6-}\)
4. (d) POF₃

(a)

;

(b)

;

(c)

;

(d)

¿Por qué el ácido fosforoso forma solo dos series de sales, a pesar de que la molécula contiene tres átomos de hidrógeno?

Asignar un estado de oxidación al fósforo en cada uno de los siguientes:

1. a) NaH ₂ PO ₃
2. b) PF ₅
3. c) P ₄ O ₆
4. d) K ₃ PO ₄
5. e) Na ₃ P
6. f) Na ₄ P ₂ O ₇

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

El ácido fosfórico, uno de los ácidos utilizados en algunas bebidas de cola, se produce por la reacción del óxido de fósforo (V), un óxido ácido, con agua. El óxido de fósforo (V) se prepara mediante la combustión de fósforo.

1. (a) Escribir la fórmula empírica del óxido de fósforo (V).
2. (b) Cuál es la fórmula molecular del óxido de fósforo (V) si la masa molar es de aproximadamente 280.
3. c) Escribir ecuaciones balanceadas para la producción de óxido de fósforo (V) y ácido fosfórico.
4. d) Determinar la masa de fósforo requerida para elaborar 1.00 × 10 ⁴ kg de ácido fosfórico, asumiendo un rendimiento de 98.85%.

18.9: Ocurrencia, preparación y compuestos de oxígeno

Predecir el producto de la quema de francio en el aire.

Fro ₂

Mediante ecuaciones, se describe la reacción del agua con potasio y con óxido de potasio.

Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las siguientes reacciones:

1. (a) zinc metálico calentado en una corriente de gas oxígeno
2. (b) carbonato de zinc calentado hasta que se detenga la pérdida de masa
3. (c) carbonato de zinc agregado a una solución de ácido acético, CH ₃ CO ₂ H
4. (d) zinc agregado a una solución de ácido bromhídrico

a)\(\ce{2Zn}(s)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2ZnO}(s)\), b)\(\ce{ZnCO3}(s)⟶\ce{ZnO}(s)+\ce{CO2}(g)\), c)\(\ce{ZnCO3}(s)+\ce{2CH3COOH}(aq)⟶\ce{Zn(CH3COO)2}(aq)+\ce{CO2}(g)+\ce{H2O}(l)\), d\(\ce{Zn}(s)+\ce{2HBr}(aq)⟶\ce{ZnBr2}(aq)+\ce{H2}(g)\)

Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las siguientes reacciones:

1. a) cadmio quemado en el aire
2. b) cadmio elemental añadido a una solución de ácido clorhídrico
3. c) hidróxido de cadmio añadido a una solución de ácido acético, CH ₃ CO ₂ H

Ilustrar la naturaleza anfótera del hidróxido de aluminio citando ecuaciones adecuadas.

\(\ce{Al(OH)3}(s)+\ce{3H+}(aq)⟶\ce{Al^3+}+\ce{3H2O}(l)\);\(\ce{Al(OH)3}(s)+\ce{OH-}⟶\ce{[Al(OH)4]-}(aq)\)

Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las siguientes reacciones:

1. (a) aluminio metálico quemado al aire
2. b) aluminio elemental calentado en atmósfera de cloro
3. (c) aluminio calentado en gas bromuro de hidrógeno
4. (d) hidróxido de aluminio añadido a una solución de ácido nítrico

Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las siguientes reacciones:

1. (a) óxido de sodio añadido al agua
2. b) carbonato de cesio añadido a un exceso de una solución acuosa de HF
3. (c) óxido de aluminio añadido a una solución acuosa de HClO ₄
4. (d) una solución de carbonato de sodio añadida a la solución de nitrato de bario
5. e) titanio metálico producido a partir de la reacción de tetracloruro de titanio con sodio elemental

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

¿Qué volumen de solución 0.250 M H ₂ SO ₄ se requiere para neutralizar una solución que contiene 5.00 g de CaCo ₃?

¿Cuál es el ácido más fuerte, HClO ₄ o HBRo ₄? ¿Por qué?

HClO ₄ es el ácido más fuerte porque, en una serie de oxiácidos con fórmulas similares, cuanto mayor es la electronegatividad del átomo central, más fuerte es la atracción del átomo central por los electrones del (de los) oxígeno (s). La atracción más fuerte del electrón de oxígeno resulta en una atracción más fuerte de oxígeno para los electrones en el enlace O-H, haciendo que el hidrógeno se libere más fácilmente. Cuanto más débil es este enlace, más fuerte es el ácido.

Escribir una ecuación química equilibrada para la reacción de un exceso de oxígeno con cada uno de los siguientes. Recuerde que el oxígeno es un agente oxidante fuerte y tiende a oxidar un elemento a su estado máximo de oxidación.

1. (a) Mg
2. b) Rb
3. c) Ga
4. d) C ₂ H ₂
5. e) CO

¿Cuál es el ácido más fuerte, H ₂ SO ₄ o H ₂ SeO ₄? ¿Por qué? Es posible que desee revisar el capítulo sobre equilibrios ácido-base.

Como H ₂ SO ₄ y H ₂ SeO ₄ son ambos oxiácidos y sus átomos centrales tienen el mismo número de oxidación, la fuerza ácida depende de la electronegatividad relativa del átomo central. Como el azufre es más electronegativo que el selenio, H ₂ SO ₄ es el ácido más fuerte.

18.10: Ocurrencia, preparación y propiedades del azufre

Explique por qué el sulfuro de hidrógeno es un gas a temperatura ambiente, mientras que el agua, que tiene una masa molecular más baja, es un líquido.

Dar el estado de hibridación y oxidación para azufre en SO ₂, en SO ₃ y en H ₂ SO ₄.

SO ₂, sp ² 4+; SO ₃, sp ², 6+; H ₂ SO ₄, sp ³, 6+

¿Cuál es el ácido más fuerte, NaHSO ₃ o NaHSO ₄?

Determinar el estado de oxidación del azufre en SF ₆, SO _{2 F 2} y KHS.

SF ₆: S = 6+; SO ₂ F ₂: S = 6+; KHS: S = 2−

¿Cuál es un ácido más fuerte, ácido sulfuroso o ácido sulfúrico? ¿Por qué?

El oxígeno forma dobles enlaces en O ₂, pero el azufre forma enlaces simples en S ₈. ¿Por qué?

El azufre es capaz de formar dobles enlaces solo a altas temperaturas (condiciones sustancialmente endotérmicas), lo que no es el caso del oxígeno.

Dar la estructura de Lewis de cada uno de los siguientes:

1. a) SF ₄
2. b) K ₂ SO ₄
3. (c) SO ₂ Cl ₂
4. d) H ₂ SO ₃
5. e) SO ₃

Escribir dos ecuaciones químicas balanceadas en las que el ácido sulfúrico actúe como agente oxidante.

Hay muchas respuestas posibles que incluyen:

\[\ce{Cu}(s)+\ce{2H2SO4}(l)⟶\ce{CuSO4}(aq)+\ce{SO2}(g)+\ce{2H2O}(l)\]

\[\ce{C}(s)+\ce{2H2SO4}(l)⟶\ce{CO2}(g)+\ce{2SO2}(g)+\ce{2H2O}(l)\]

Explique por qué el ácido sulfúrico, H ₂ SO ₄, que es una molécula covalente, se disuelve en agua y produce una solución que contiene iones.

¿Cuántos gramos de sales de Epsom (MgSO ₄ 7H ₂ O) se formarán a partir de 5.0 kg de magnesio?

5.1 × 10 ⁴ g

18.11: Ocurrencia, preparación y propiedades de halógenos

¿Qué significa decir que los haluros de mercurio (II) son electrolitos débiles?

¿Por qué SnCl4 no se clasifica como sal?

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

Las siguientes reacciones son todas similares a las de los químicos industriales. Completa y equilibra las ecuaciones para estas reacciones:

(a) reacción de una base débil y un ácido fuerte

\[\ce{NH3 + HClO4⟶}\]

(b) preparación de una sal de plata soluble para chapado de plata

\[\ce{Ag2CO3 + HNO3⟶}\]

c) preparación de hidróxido de estroncio por electrólisis de una solución de cloruro de estroncio

\[\ce{SrCl2}(aq)+\ce{H2O}(l)\xrightarrow{\ce{electrolysis}}\]

¿Cuál es el ácido más fuerte, HClO3 o HBrO3? ¿Por qué?

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

¿Cuál es la hibridación del yodo en IF3 e IF5?

Predecir las geometrías moleculares y dibuja estructuras de Lewis para cada una de las siguientes. Es posible que desee revisar el capítulo sobre unión química y geometría molecular.

a) SI ₅

b)\(\ce{I3-}\)

(c) PCl ₅

d) SeF ₄

e) CLF ₃

(a)

;

b)

;

c)

;

d)

;

(e)

¿Qué halógeno tiene la mayor energía de ionización? ¿Esto es lo que predecirías en base a lo que has aprendido sobre las propiedades periódicas?

Nombrar cada uno de los siguientes compuestos:

a) BrF ₃

b) NaBrO ₃

(c) PBr ₅

d) NaClO ₄

e) KCLo

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

Explique por qué, a temperatura ambiente, el flúor y el cloro son gases, el bromo es un líquido y el yodo es un sólido.

¿Cuál es el estado de oxidación del halógeno en cada uno de los siguientes?

a) H ₅ IO ₆

b)\(\ce{IO4-}\)

(c) ClO₂

(d) ICl₃

(e) F₂

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

Physiological saline concentration—that is, the sodium chloride concentration in our bodies—is approximately 0.16 M. A saline solution for contact lenses is prepared to match the physiological concentration. If you purchase 25 mL of contact lens saline solution, how many grams of sodium chloride have you bought?

18.12: Occurrence, Preparation, and Properties of the Noble Gases

Give the hybridization of xenon in each of the following. You may wish to review the chapter on the advanced theories of covalent bonding.

1. (a) XeF₂
2. (b) XeF₄
3. (c) XeO₃
4. (d) XeO₄
5. (e) XeOF₄

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

What is the molecular structure of each of the following molecules? You may wish to review the chapter on chemical bonding and molecular geometry.

1. (a) XeF₂
2. (b) XeF₄
3. (c) XeO₃
4. (d) XeO₄
5. (e) XeOF₄

Indicate whether each of the following molecules is polar or nonpolar. You may wish to review the chapter on chemical bonding and molecular geometry.

1. (a) XeF₂
2. (b) XeF₄
3. (c) XeO₃
4. (d) XeO₄
5. (e) XeOF₄

(a) nonpolar; (b) nonpolar; (c) polar; (d) nonpolar; (e) polar

What is the oxidation state of the noble gas in each of the following? You may wish to review the chapter on chemical bonding and molecular geometry.

1. (a) XeO₂F₂
2. (b) KrF₂
3. (c) \(\ce{XeF3+}\)
4. (d) \(\ce{XeO6^4-}\)
5. (e) XeO₃

A mixture of xenon and fluorine was heated. A sample of the white solid that formed reacted with hydrogen to yield 81 mL of xenon (at STP) and hydrogen fluoride, which was collected in water, giving a solution of hydrofluoric acid. The hydrofluoric acid solution was titrated, and 68.43 mL of 0.3172 M sodium hydroxide was required to reach the equivalence point. Determine the empirical formula for the white solid and write balanced chemical equations for the reactions involving xenon.

The empirical formula is XeF₆, and the balanced reactions are:

\[\ce{Xe}(g)+\ce{3F2}(g)\xrightarrow{Δ}\ce{XeF6}(s)\]
\[\ce{XeF6}(s)+\ce{3H2}(g)⟶\ce{6HF}(g)+\ce{Xe}(g)\]

Basic solutions of Na₄XeO₆ are powerful oxidants. What mass of Mn(NO₃)₂•6H₂O reacts with 125.0 mL of a 0.1717 M basic solution of Na₄XeO₆ that contains an excess of sodium hydroxide if the products include Xe and solution of sodium permanganate?