Química

El Nitrógeno dispone de 5 electrones en su capa de valencia. Al formar tres enlaces covalentes sencillos con los átomos de Flúor, utiliza 3 electrones, por lo que le resta 1 par de electrones sin compartir.

El Boro posee 3 electrones en su capa de valencia. Al formar los tres enlaces con el Flúor, emplea la totalidad de sus electrones de valencia, por lo que el átomo central no presenta ningún par de electrones sin compartir (es una excepción a la regla del octeto por defecto).

La geometría electrónica (disposición de todos los pares de electrones) es tetraédrica para minimizar las repulsiones. No obstante, la geometría molecular viene definida únicamente por la posición de los núcleos atómicos; al existir un par solitario que ejerce una mayor repulsión sobre los pares enlazantes, la geometría molecular resultante es piramidal trigonal, no tetraédrica.

En la molécula de $\ce{NF3}$, los enlaces $\ce{N-F}$ son polares. Debido a su geometría piramidal trigonal ($AB_3E$), la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace es distinta de cero ($\mu \neq 0$). Por lo tanto, la molécula es polar.En la molécula de $\ce{BF3}$, los enlaces $\ce{B-F}$ también son polares. Sin embargo, su geometría es trigonal plana ($AB_3$). Debido a la elevada simetría de esta disposición, los vectores momento dipolar de los tres enlaces se anulan entre sí, resultando en un momento dipolar total nulo ($\mu = 0$). Por lo tanto, la molécula es apolar.

Al tener 3 pares de electrones enlazantes y 1 par de electrones solitario, el Nitrógeno presenta 4 regiones de densidad electrónica. Para orientar estas regiones hacia los vértices de un tetraedro, el átomo central requiere una hibridación $sp^3$.

El acetato de sodio es una sal que se disocia completamente en agua, liberando iones acetato ($\ce{CH3COO-}$):

Al aumentar la concentración de iones acetato ($\ce{CH3COO-}$), que es un producto del equilibrio del ácido acético, el Principio de Le Chatelier predice que el equilibrio se desplazará hacia la izquierda para contrarrestar este aumento. Este desplazamiento consume iones $\ce{H3O+}$, disminuyendo su concentración en la disolución. Una disminución en la concentración de iones $\ce{H3O+}$ implica un aumento del valor del pH de la disolución.

Los iones amonio ($\ce{NH4+}$) provienen de una base débil ($\ce{NH3}$), por lo que son un ácido conjugado relativamente fuerte. Estos iones reaccionan con el agua en un proceso de hidrólisis, liberando iones $\ce{H3O+}$:

Por otro lado, los iones cloruro ($\ce{Cl-}$ ) provienen de un ácido fuerte ($\ce{HCl}$), lo que los convierte en una base conjugada muy débil que prácticamente no hidroliza el agua y, por tanto, no afecta significativamente al pH. Debido a la formación de iones $\ce{H3O+}$ por la hidrólisis del ion amonio, la disolución de cloruro de amonio presenta un pH ácido.

Al comparar estos valores, se observa que $3,6 \cdot 10^{-4}$ es el mayor. Por lo tanto, el ácido más fuerte de los tres es el $\ce{HF}$.

Para determinar la solubilidad molar ($s$), planteamos el equilibrio de disociación del hidróxido de magnesio en disolución acuosa utilizando una tabla de concentraciones (Tabla ICE):

La expresión de la constante del producto de solubilidad ($K_s$) para este equilibrio es:

Sustituimos el valor de $K_s = 5,61 \cdot 10^{-12}$ y despejamos la solubilidad molar $s$:

Para expresar la solubilidad en $\text{g} \cdot \text{L}^{-1}$, calculamos primero la masa molar del $\ce{Mg(OH)2}$ con los datos proporcionados:

De acuerdo con el equilibrio establecido en el apartado anterior, la concentración de iones hidroxilo en el equilibrio es $[\ce{OH^-}] = 2s$. Calculamos este valor:

Calculamos el $pOH$ de la disolución:

Finalmente, obtenemos el $pH$ a partir de la relación $pH + pOH = 14$:

A partir de la ley de Faraday, relacionamos la masa de plata depositada ($15 \text{ g}$) con la intensidad de corriente ($5 \text{ A}$) y el tiempo. Para la plata, el número de electrones transferidos es $n = 1$:

Calculamos la masa de oro depositada tras circular una intensidad de $5 \text{ A}$ durante un tiempo de $45 \text{ min}$ ($t = 45 \cdot 60 = 2700 \text{ s}$), considerando que $n = 3$:

La hidrogenación catalítica de un alqueno es una reacción de adición electrófila en la que se satura el doble enlace en presencia de un catalizador metálico (como $\ce{Pt}$, $\ce{Pd}$ o $\ce{Ni}$):

Para que una molécula pueda formar enlaces de hidrógeno, es indispensable que exista un átomo de hidrógeno unido covalentemente a un átomo muy electronegativo y de pequeño tamaño, específicamente flúor, oxígeno o nitrógeno ($\ce{F}$, $\ce{O}$ o $\ce{N}$). En el but-2-eno ($\ce{CH3-CH=CH-CH3}$), todos los átomos de hidrógeno están unidos a átomos de carbono. Dado que la diferencia de electronegatividad entre el carbono y el hidrógeno es muy baja, los enlaces $\ce{C-H}$ no presentan la polaridad suficiente ni el hidrógeno la densidad de carga positiva necesaria para interaccionar mediante este tipo de fuerzas intermoleculares. Por tanto, el compuesto no puede formar enlaces de hidrógeno.

El equilibrio de solubilidad para el hidróxido de aluminio se establece según la siguiente ecuación química:

A partir de la solubilidad molar ($s$), definimos las concentraciones de las especies iónicas en el equilibrio mediante la tabla ICE:

La expresión matemática del producto de solubilidad es $K_{ps} = [\ce{Al^{3+}}] \cdot [\ce{OH^{-}}]^3$. Sustituyendo los términos de la tabla ICE:

Sustituyendo el valor experimental de la solubilidad $s = 1,72 \cdot 10^{-9} \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}$:

El hidróxido de aluminio actúa como una base débil que neutraliza el ácido clorhídrico (ácido fuerte) presente en el jugo gástrico, produciendo cloruro de aluminio y agua según la reacción ajustada:

Aunque el aluminio tiene un potencial de oxidación elevado, su aparente inercia química se debe a la pasivación. En contacto con el $\ce{O2}$, el aluminio forma de manera espontánea una capa superficial de $\ce{Al2O3}$. Esta capa es extremadamente delgada, continua y adherente, actuando como una barrera física impermeable que impide la difusión del oxígeno hacia el interior del metal, deteniendo así el proceso de corrosión.

Los números cuánticos son valores numéricos que describen los niveles de energía permitidos y los orbitales en un átomo. El número cuántico principal $n$ ($n = 1, 2, 3, \dots$) indica el tamaño y la energía del nivel. El número cuántico secundario o azimutal $l$ ($0 \le l \le n-1$) define la forma del orbital (donde $0$ es $\text{s}$, $1$ es $\text{p}$, $2$ es $\text{d}$ y $3$ es $\text{f}$). El número cuántico magnético $m_l$ ($-l \le m_l \le +l$) determina la orientación espacial del orbital. Por último, el número cuántico de espín $m_s$ ($\pm 1/2$) describe el sentido de giro intrínseco del electrón.

Determinación de las configuraciones electrónicas en el estado fundamental siguiendo el principio de Aufbau según el número atómico ($Z$):$\ce{N^{3-}}$ ($Z=7$): $\ce{1s^2 2s^2 2p^6}$ $\ce{Mg^{2+}}$ ($Z=12$): $\ce{1s^2 2s^2 2p^6}$ $\ce{Ar}$ ($Z=18$): $\ce{1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6}$

Verdadero. Al comparar sus configuraciones electrónicas, se observa que ambas especies poseen el mismo número de electrones (10) y la misma distribución en los orbitales. Al completar ambos el nivel energético $n=2$ siguiendo el orden de llenado del principio de Aufbau, se definen como especies isoelectrónicas.

Falso. Ambas especies son isoelectrónicas, por lo que el efecto de apantallamiento ($S$) es prácticamente el mismo. Sin embargo, el magnesio posee un mayor número de protones ($Z=12$) que el nitrógeno ($Z=7$). Dado que la carga nuclear efectiva es $Z_{ef} = Z - S$, el catión $\ce{Mg^{2+}}$ experimenta una $Z_{ef}$ mayor, lo que genera una atracción más intensa del núcleo sobre la nube electrónica, contrayéndola y resultando en un radio menor que el del anión $\ce{N^{3-}}$.

Verdadero. El radio de una especie depende fundamentalmente del nivel de energía más externo ocupado por sus electrones. Mientras que los electrones de las especies iónicas se sitúan en el nivel $n=2$, el átomo de $\ce{Ar}$ tiene sus electrones diferenciadores en el nivel $n=3$. Al aumentar el número cuántico principal ($n$), la distancia media de los electrones al núcleo se incrementa significativamente, lo que determina que el radio del $\ce{Ar}$ sea el mayor de la serie estudiada.

Para que un proceso redox sea espontáneo, el cambio en la energía libre de Gibbs estándar debe ser negativo ($\Delta G^{\circ} < 0$). De acuerdo con la expresión $\Delta G^{\circ} = -nFE^{\circ}_{pila}$, dado que el potencial obtenido es positivo ($E^{\circ}_{pila} > 0$), el valor de $\Delta G^{\circ}$ resulta negativo, confirmando que la reacción es espontánea.

En primer lugar, calculamos la masa molar del amoniaco ($\ce{NH3}$):

Calculamos los moles de soluto necesarios para preparar $250 \text{ mL}$ de una disolución $0,1 \text{ M}$:

Determinamos la masa de $\ce{NH3}$ puro necesaria:

A partir de la riqueza ($30\%$) y la densidad ($0,897 \text{ g} \cdot \text{mL}^{-1}$), calculamos el volumen de amoniaco comercial:

El amoniaco es una base débil que se disocia parcialmente en agua según el siguiente equilibrio:

Planteamos la tabla de concentraciones en el equilibrio (ICE):

Utilizamos la constante de basicidad $K_b$ para hallar la concentración de iones hidroxilo:

Dado que $K_b$ es muy pequeña, podemos simplificar considerando que $0,1 - x \approx 0,1$:

Calculamos el $pOH$ y posteriormente el $pH$: