Química General e Inorgánica (UAX).Preparador: Paco Martínez 22 Tema 15. Elementos no metálicos 15.1. Hidrógeno. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos 15.2. Gases nobles. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos 15.3. Halógenos. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos 15.4. Oxígeno y azufre. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos 15.5. Nitrógeno y fósforo. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos 15.6. Carbono y silicio. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos 15.7. Boro. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos. De los 117 elementos conocidos, sólo 25 son no metálicos. A diferencia de los metales, la química de estos elementos es muy diversa. A pesar de que representan un número muy reducido, la mayoría de los elementos esenciales para los sistemas biológicos son no metales (H, C, N, P, O, S, Cl e I). En este grupo también se incluyen los elementos menos reactivos, los gases nobles. Las propiedades únicas del hidrógeno lo apartan del resto de los elementos de la tabla periódica. Toda una rama de la química, la química orgánica, se basa en los compuestos del carbono. Estudiaremos los elementos no metálicos. Haremos énfasis en las propiedades químicas importantes y en la función de los no metales y sus compuestos en los procesos industriales, químicos y biológicos. Las propiedades generales de los no metales son más variadas que las de los metales. Algunos no metales son gases en estado elemental: hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, flúor, cloro y los gases nobles. Sólo uno, el bromo, es un líquido. Todos los demás no metales son sólidos a temperatura ambiente. A diferencia de los metales, los elementos no metálicos son malos conductores del calor y la electricidad, y pueden tener números de oxidación tanto positivos como negativos. Un pequeño grupo de elementos, llamados metaloides, tienen propiedades características tanto de metales como de no metales. Los metaloides boro, silicio, germanio y arsénico son elementos semiconductores Los no metales son más electronegativos que los metales. La electronegatividad de los elementos aumenta de izquierda a derecha a lo largo de cualquier periodo y de abajo hacia arriba en cualquier grupo de la tabla periódica. A excepción del hidrógeno, los no metales se concentran en la parte superior derecha de la tabla periódic. Los compuestos que se forman por la combinación entre metales y no metales tienden a ser iónicos, formando un catión metálico y un anión no metálico. Los compuestos inorgánicos importantes del carbono son los carburos; los cianuros, la mayoría de los cuales son extremadamente tóxicos; el monóxido de carbono, también es tóxico y es uno de los principales contaminantes del aire; los carbonatos y bicarbonatos y el dióxido de carbono, un producto final del metabolismo y un componente del ciclo del carbono.. El nitrógeno elemental, N2, tiene un enlace triple y es muy estable. Los compuestos en los cuales el nitrógeno tiene números de oxidación desde –3 hasta +5 se forman entre átomos de nitrógeno e hidrógeno, átomos de oxígeno, o ambos. El amoniaco, NH 3, se utiliza mucho como fertilizante. El fósforo blanco, P4, es sumamente tóxico, muy reactivo e inflamable; el fósforo rojo polimérico, (P 4)n, es más estable. El fósforo forma óxidos y halogenuros, con números de oxidación de +3 y +5; también forma varios oxiácidos. Los fosfatos son los compuestos más importantes del fósforo – 2– El oxígeno elemental, O2, es paramagnético y contiene dos electrones desapareados. El oxígeno forma ozono (O3), óxidos (O 2 ), peróxidos (O2 ) y superóxidos (O2–). El oxígeno es el elemento más abundante en la corteza terrestre y es esencial para la vida en la Tierra. El azufre se extrae de la corteza terrestre, mediante el proceso de Frasch, como un líquido fundido. El azufre existen diversas formas alotrópicas y tiene varios números de oxidación en sus compuestos. El ácido sulfúrico es la piedra angular de la industria química. Se produce a partir del azufre, a través del dióxido de azufre y del trióxido de azufre, mediante el proceso de contacto. 59 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez EL HIDRÓGENO 60 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez 61 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez LOS HALOGENOS 62 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez 63 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez 64 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez Los halógenos son elementos tóxicos y reactivos que se encuentran La reactividad, toxicidad y capacidad oxidante de los halógenos sólo en compuestos con otros elementos. El flúor y el cloro son disminuyen desde el flúor hacia el yodo. Todos los halógenos agentes oxidantes fuertes y se preparan por electrólisis. forman ácidos binarios (HX) y un conjunto de oxiácidos. 65 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez Actividades y Problemas sobre los no metales Propiedades generales de los no metales 1. Indica si cada uno de los siguientes elementos son metales, metaloides o no metales: a) Cs, b) Ge, c) I, d) Kr, e) W, f ) Ga, g) Te, h) Bi. 2. Elabore un listado con dos propiedades químicas y dos propiedades físicas que distingan un metal de un no metal. 3. Haga un listado de propiedades físicas y químicas del cloro (Cl 2) y del magnesio. Comente sus diferencias relacionadas con el hecho de que uno es un metal y el otro es un no metal. 4. Por lo general el carbono se clasifica como un no metal. Sin embargo, el grafito que se utiliza en los lápices de “plomo” conduce la electricidad. Observe un lápiz y describa dos propiedades no metálicas del grafito. Hidrógeno. 5. Explique por qué el hidrógeno no tiene una posición única en la tabla periódica. 6. Describa dos preparaciones de laboratorio y dos preparaciones industriales del hidrógeno. 7. El hidrógeno muestra tres tipos de enlace en sus compuestos. Describa cada uno con un ejemplo. 8. ¿Qué son los hidruros intersticiales? 9. Dé el nombre de a) un hidruro iónico y b) un hidruro covalente. Para cada caso, describa su preparación y muestre la estructura del 10. Describa el significado de “economía del hidrógeno”. 11. Los elementos con números atómicos 17 y 20 forman compuestos con el hidrógeno. Escriba las fórmulas de dichos compuestos y compare su comportamiento químico en el agua. 12. Dé un ejemplo del hidrógeno como: a) agente oxidante y b) agente reductor. 13. Compare las propiedades físicas y químicas de los hidruros de cada uno de los siguientes elementos: Na, Ca, C, N, O, Cl. 14. Sugiera un método físico que permita separar el hidrógeno gaseoso del neón gaseoso. 15. Escriba una ecuación balanceada para mostrar la reacción entre CaH2 y H2O. ¿Cuántos gramos de CaH2 se necesitan para producir 26,4 L de H2 gaseoso a 20°C y 746 mmHg? 16. ¿Cuántos kilogramos de agua deben procesarse para obtener 2,0 L de D2 a 25°C y 0,90 atm de presión? Suponga que la abundancia del deuterio es 0,015% y que la recuperación es de 80%. 17. Prediga el resultado de las siguientes reacciones: a) CuO(s) + H2(g) b) Na2O(s) + H2(g) 18. utilizando H2 como materia prima, describa cómo prepararía: a) HCl, b) NH3, c) LiOH. Carbono 19. Dé un ejemplo de un carburo y de un cianuro. 20. ¿Cómo se utilizan los iones cianuro en metalurgia? 21. Analice brevemente la preparación y las propiedades del monóxido de carbono y del dióxido de carbono. 22 . ¿Qué es el carbón? 23. Explique lo que significa la gasificación del carbón. 24. Describa dos diferencias químicas entre el CO y el CO2. 25. Describa la reacción entre el CO2 y el OH– en términos del modelo de una reacción ácido-base de Lewis 26. Dibuje una estructura de Lewis para el ion C2 2–. 27. Balancee las siguientes ecuaciones: a) Be2C(s) + H2O(l) b) CaC2(s) + H2O(l) 28. A diferencia del CaCO3, el Na2CO3 no produce CO2 cuando se calienta. Por otra parte, el NaHCO3 experimenta descomposición térmica para producir CO2 y Na2CO3. a) Escriba una ecuación balanceada para la reacción. b) ¿Cómo se comprobaría el desprendimiento de CO2? [Sugerencia: Trate el gas con lechada de cal, una disolución acuosa de Ca(OH)2.] 29 Dos disoluciones están marcadas como A y B. La disolución A contiene Na 2CO3, y la disolución B, NaHCO3. Describa cómo se podría distinguir entre las dos disoluciones si se contara con una disolución de MgCl 2. (Sugerencia: Es necesario conocer las solubilidades del MgCO3 y del MgHCO3.) 30 El cloruro de magnesio se disuelve en una disolución que contiene bicarbonato de sodio. Al calentarlo, se forma un precipitado blanco. Explique la causa de la precipitación. 31. La adición de unas cuantas gotas de una disolución concentrada de amoniaco a una disolución de bicarbonato de calcio produce un precipitado blanco. Escriba una ecuación balanceada para la reacción. 32. El hidróxido de sodio es higroscópico, es decir, absorbe humedad cuando se expone a la atmósfera. una estudiante colocó una lenteja de NaOH sobre un vidrio de reloj. unos días después observó que la lenteja estaba cubierta por un sólido blanco. ¿Cuál es la identidad de este sólido? (Sugerencia: El aire contiene CO2.) 33. un trozo de cinta de magnesio calentado al rojo continúa ardiendo en una atmósfera de CO 2 a pesar de que el CO2 no es un comburente. Explique esto. 34. ¿El monóxido de carbono es isoelectrónico del nitrógeno (N2)? Nitrógeno y fósforo 35 Describa una preparación de laboratorio y una preparación industrial de nitrógeno gaseoso. 36 ¿Qué significa fijación del nitrógeno? Describa un proceso de fijación de nitrógeno en escala industrial. 37 Describa una preparación industrial de fósforo. 38 ¿Por qué es inestable la molécula de P4? 39 Se puede obtener nitrógeno: a) pasando amoniaco sobre óxido de cobre(II) calentado al rojo y b) calentando dicromato de amonio [uno de los productos es óxido de cromo(III)]. Escriba una ecuación balanceada para cada preparación. 40. Escriba ecuaciones balanceadas para preparar nitrito de sodio: a)calentando nitrato de sodio y b)calentando nitrato de sodio con carbono. 41 El amiduro o amida de sodio (NaNH2) reacciona con agua para producir hidróxido de sodio y amoniaco. Describa esto como una reacción ácido-base de Brønsted. 66 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez 42. Escriba una ecuación balanceada para la formación de urea, (NH2)2CO, a partir de dióxido de carbono y amoniaco. ¿La reacción deberá llevarse a cabo a alta o baja presión para aumentar el rendimiento? 43. Algunos granjeros piensan que los relámpagos ayudan a lograr mejores cosechas. ¿Cuál es la base científica de esta creencia? 44 A 620 K la densidad de vapor del cloruro de amonio, con relación a la del hidrógeno (H2) en las mismas condiciones de temperatura y presión es 14.5, a pesar de que, de acuerdo con su masa fórmular, debería tener una densidad de vapor de 26.8. ¿Cómo se explica esta discrepancia? 45 Explique, dando un ejemplo en cada caso, por qué el ácido nitroso puede actuar como agente oxidante y como agente reductor. 46. Explique por qué se puede reducir el ácido nítrico pero no se puede oxidar. 47. Escriba una ecuación balanceada para cada uno de los siguientes procesos: a) Al calentar nitrato de amonio se produce óxido nitroso. b) El calentamiento de nitrato de potasio produce nitrito de potasio y oxígeno gaseoso. c) Al calentar nitrato de plomo se produce óxido de plomo (II), dióxido de nitrógeno (NO2) y oxígeno gaseoso. 48 Explique por qué, en condiciones normales, la reacción del zinc con ácido nítrico no produce hidrógeno. 49 Se puede producir nitrito de potasio al calentar una mezcla de nitrato de potasio y carbono. Escriba una ecuación balanceada para esta reacción. Calcule el rendimientoteórico de KNO2 producido al calentar 57.0 g de KNO3 con un exceso de carbono. 50 Prediga la geometría del óxido nitroso, N2O, utilizando el método RPECV y dibuje las estructuras de resonancia para la molécula. (Sugerencia: El acomodo de los átomos es NNO.) 51 Considere la reacción N2(g) + O2(g) m 2NO(g) Dado que ΔG° para la reacción a 298 K es 173.4 kJ/mol, calcule: a) la energía libre estándar de formación del NO, b) KP de la reacción y c) Kc de la reacción. 52 A partir de los datos del apéndice 3, calcule ΔH° para la síntesis de NO (que es el primer paso en la manufactura del ácido nítrico) a 25°C: 4NH3(g) + 5O2(g) ⎯→ 4NO(g) + 6H2O(l) 53 Explique por qué dos átomos de N pueden formar un enlace doble o triple, en tanto que dos átomos de P sólo pueden formar un enlace sencillo. 54 Cuando se disuelven 1.645 g de fósforo blanco en 75,5 g de CS2, la disolución hierve a 46,709°C, en tanto que el CS2 puro hierve a 46,300°C. La constante molal de elevación del punto de ebullición para el CS2 es 2,34°C/m. Calcule la masa molar del fósforo blanco y dé su fórmula molecular. [Soluc: P4; 125 g/mol]. 55. Muestre cómo prepararía ácido fosfórico a partir de fósforo elemental, P 4. 56 . El pentóxido de dinitrógeno es un producto de la reacción entre P 4O10 y HNO3. Escriba una ecuación balanceada para esta reacción. Calcule el rendimiento teórico de N2O5 si 79.4 g de P4O10 reaccionan con un exceso de HNO3. (Sugerencia: uno de los productos es HPO3. [Soluc: P4O10 + 4HNO3 2N2O5 + 4HPO3. 60,4 g]. 57. Explique por qué a) el NH3 es más básico que el PH3, b) el NH3 tiene mayor punto de ebullición que el PH3, c) el PCl5 sí existe pero no el NCl5, d ) el N2 es más inerte que el P4. + 3 58 ¿Cuál es la hibridación del fósforo en el ion fosfonio, PH 4 ? [Soluc: sp ] Oxígeno y azufre 59. Describa una preparación industrial y una preparación en laboratorio de O2. 60 Mencione los diferentes tipos de óxidos que existen y dé dos ejemplos de cada uno. 61 El peróxido de hidrógeno se puede preparar al tratar el peróxido de bario con ácido sulfúrico. Escriba una ecuación balanceada para esta reacción. 62 Describa el proceso de Frasch para la obtención de azufre. 63 Describa el proceso de contacto para la producción de ácido sulfúrico. 64 ¿Cómo se genera sulfuro de hidrógeno en el laboratorio? – 2– 65 Dibuje los diagramas de los niveles energéticos de los orbitales moleculares de O2, O2 y O2 . 66 uno de los pasos implicados en la disminución del ozono en la estratosfera por el óxido nítrico se representa como NO(g) + O3(g) ⎯→ NO2(g) + O2(g) A partir de los datos del apéndice 3, calcule ΔG°, KP y Kc para la reacción a 25°C. 67. El peróxido de hidrógeno es inestable y se descompone rápidamente: 2H2O2(ac) 2H2O(l) + O2(g) Esta reacción se acelera con la luz, el calor o con un catalizador. a) Explique por qué el peróxido de hidrógeno que se vende en las farmacias está en envases oscuros. b) Las concentraciones de las disoluciones acuosas de peróxido de hidrógeno por lo general se expresan en porcentaje 70. En Estados unidos se produjeron 48 millones de toneladas de ácido sulfúrico en 2004. Calcule la cantidad de azufre (en gramos y en 11 13 moles) que se utilizó para producir dicha cantidad de ácido sulfúrico. [Soluc: 4,4 3·10 mol; 1,4 3·10 g.] 71. El ácido sulfúrico es un agente deshidratante. Escriba ecuaciones balanceadas para las reacciones entre el ácido sulfúrico y las siguientes sustancias: a) HCOOH, b) H3PO4, c) HNO3, d) HClO3. (Sugerencia: el ácido sulfúrico no se descompone por la acción deshidratante.) 72. Calcule la cantidad de CaCO3 (en gramos) que se requiere para reaccionar con 50, 6 g de SO2 que se producen en una planta generadora de energía. [ [Soluc: 79,1 g] 73. El SF6 sí existe; sin embargo, el OF6 no. Explique. 74. Explique por qué no se pueden preparar SCl6, SBr6 ni SI6. [Soluc: Los átomos de Cl, Br e I son muy voluminosos alrededor del átomo de S]. 75. Compare las propiedades físicas y químicas de H2O y H2S. 76. Es posible eliminar el mal olor del agua que contiene sulfuro de hidrógeno mediante la acción del cloro. La reacción es H2S(ac) + Cl2(ac) 2HCl(ac) + S(s) Si el contenido de sulfuro de hidrógeno del agua contaminada es de 22 ppm en masa, calcule la 2 cantidad de Cl2 (en gramos) que se necesita para eliminar todo el H2S de 2,0·10 galones de agua. (1 galón = 3,785 L.) [Soluc: 35 g] 77. Describa dos reacciones en las que el ácido sulfúrico actúe como agente oxidante. 78. El ácido sulfúrico concentrado reacciona con yoduro de sodio para producir yodo molecular, sulfuro de hidrógeno e hidrógeno sulfato de sodio. Escriba una ecuación balanceada para la reacción. [Soluc: 9H2SO4 + 8NaI H2S 4I2 + 4H2O + 8NaHSO4.] 67 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez Los halógenos 79 Describa un método industrial para la preparación de cada uno de los halógenos. 80 Mencione los principales usos de los halógenos. 81 Hay varias formas de preparar los cloruros metálicos: a) Combinación directa del metal y cloro molecular; b) reacción entre el metal y ácido clorhídrico; c) neutralización ácido-base; d) carbonato metálico tratado con ácido clorhídrico, e) reacción de precipitación. Dé un ejemplo de cada tipo de preparación. 82 El ácido sulfúrico es más débil que el ácido clorhídrico. Sin embargo, cuando se agrega ácido sulfúrico a cloruro de sodio se libera cloruro de hidrógeno. Explique. [Soluc: El gas HCl formado se escapa, llevando el equilibrio hacia la derecha]. 83 Muestre la semejanza entre el cloro, el bromo y el yodo por su comportamiento: a) con hidrógeno; b) en la producción de sales de plata; c) como agentes oxidantes, y d) con hidróxido de sodio. e) ¿En qué aspectos el flúor tiene un comportamiento atípico como elemento halógeno? 84 un tanque de 375 galones se llena con agua que contiene 167 g de bromo en forma de iones Br–. ¿Cuántos litros de Cl2 gaseoso a 1,00 atm y 20°C se requieren para oxidar todo el bromuro hasta bromo molecular? [Soluc: 25,31] 2– 85 Dibuje las estructuras de a) (HF)2 y b) HF 86 El fluoruro de hidrógeno se puede preparar por la acción del ácido sulfúrico sobre fluoruro de sodio. Explique por qué no es posible preparar bromuro de hidrógeno por la acción del mismo ácido sobre bromuro de sodio. [Soluc: El acido sulfúrico oxida el bromuro de sodio a bromo molecular]. 87 La disolución acuosa de sulfato de cobre(II) es de color azul. Cuando se agrega una disolución acuosa de fluoruro de potasio a la disolución de CuSO4, se forma un precipitado verde. Si lo que se agrega es una disolución acuosa de cloruro de potasio, se forma una disolución verde brillante. Explique lo que ocurre en cada caso. 88 ¿Qué volumen de vapor de bromo (Br2), medido a 100°C y 700 mmHg de presión, se obtendrá si una disolución de bromuro de potasio absorbe 2,00 L de cloro seco (Cl2), medido a 15°C y 760 mmHg? [Soluc: 2,81 L]. 89 utilice el método de RPECV para predecir la geometría de las siguientes especies: a) I3–, b) SiCl4, c) PF5, d)SF4. 90. Algunas veces se utiliza el pentóxido de yodo, I2O5, para eliminar el monóxido de carbono del aire, mediante la formación de dióxido de carbono y yodo. Escriba una ecuación balanceada para esta reacción e identifique las especies que se oxidan y se reducen. 91. Escriba una ecuación balanceada para cada una de las siguientes reacciones: a) El calentamiento del ácido fosforoso produce ácido fosfórico y fosfina (PH3). b) El carburo de litio reacciona con ácido clorhídrico para formar cloruro de litio y metano. c) Al burbujear HI gaseoso en una disolución acuosa de HNO2 se produce yodo molecular y óxido nítrico. d) El sulfuro de hidrógeno se oxida con cloro para formar HCl y SCl2. 92. a) ¿Cuál de los siguientes compuestos tiene el mayor carácter iónico?: PCl5, SiCl4, CCl4, BCl3. b) ¿Cuál de los siguientes iones tiene el menor radio iónico?: F –, C 4 –, N3–, O2–. c) ¿Cuál de los siguientes átomos tiene la mayor energía de ionización?: F, Cl, Br, I. d) ¿Cuál de los siguientes óxidos es más ácido?: H2O, SiO2, CO2. 93. Tanto el N2O como el O2 son comburentes. Sugiera una prueba física y una prueba química para diferenciar los dos gases. 94. ¿Cuál es el cambio en el número de oxidación en la siguiente reacción? 3O 2 2O3 [Soluc: Ninguno] 95 Describa el enlace en el ion C2 2– en términos de la teoría de orbitales moleculares. 96. Utilizando óxido de deuterio (D2O) como materia prima, describa cómo se prepararía: a) NaOD, b) DCl, c) ND3, d) C2D2, e) CD4, f ) D2SO4. 97. El PCl5 sólido existe como [PCl4 +][PCl6 –]. Dibuje las estructuras de Lewis para estos iones. Describa el estado de hibridación de los átomos de P. 98. Considere el proceso de Frasch. a) ¿Cómo es posible calentar agua por encima de 100°C sin que se convierta en vapor? b) ¿Por qué el agua se introduce por el tubo externo? c) ¿Por qué es peligroso excavar en una mina de azufre para obtener este elemento? 99. Prediga las propiedades físicas y químicas del ástato, un elemento radiactivo y el último miembro del grupo 7A. 100. Los lubricantes que se utilizan en los relojes constan de hidrocarburos de cadena larga. Por oxidación con el aire se forman polímeros sólidos que finalmente destruyen la efectividad de los lubricantes. Se cree que uno de los pasos iniciales en la oxidación es la eliminación de un átomo de hidrógeno (remoción de hidrógeno). Al reemplazar los átomos de hidrógeno de los sitios reactivos por átomos de deuterio, es posible disminuir, en gran medida, la velocidad de la oxidación global. ¿Por qué? (Sugerencia: Considere el efecto cinético de los isótopos.) 101. ¿Cómo se da a las bombillas de luz su color perlado? (Sugerencia: Considere la acción del ácido fluorhídrico sobre el vidrio, el cual está hecho de dióxido de silicio.) 102. La vida evoluciona para adaptarse a su ambiente. En este aspecto, explique por qué con más frecuencia la vida necesita oxígeno para sobrevivir y no una cantidad de nitrógeno más abundante. [Soluc: El oxigeno molecular es un agente oxidante potente que reacciona con sustancias como la glucosa para liberar energia para el crecimiento y las funciones corporales. El nitrógeno molecular (que contiene el enlace triple nitrógeno-a-nitrógeno) es demasiado no reactivo a temperatura ambiente como para que su uso sea practico]. 103. El nitrato de amonio es el fertilizante con contenido de nitrógeno más importante del mundo. Si usted únicamente tuviera a su disposición aire y agua como materias primas, y ningún equipamiento y catalizador a su disposición, describa cómo prepararía el nitrato de amonio. Mencione las condiciones en las cuales usted podría incrementar el rendimiento en cada paso. 104. La reducción de los óxidos de hierro se lleva a cabo por medio del monóxido de carbono como el agente reductor. El equilibrio siguiente tiene una función importante en la extracción del hierro, si se comienza con coque en un alto horno: C(s) + CO2(g) 2CO(g) utilice los datos en el apéndice 3 para calcular la constante de equilibrio a 25 oC y 1 000°C. Suponga que ΔH° y ΔS° son independientes de la temperatura. 105. Suponiendo un comportamiento ideal, calcule la densidad del HF gaseoso en su punto normal de ebullición (19.5°C). La densidad medida experimentalmente en las mismas condiciones es de 3.10 g/L. Explique la discrepancia entre su valor calculado y el resultado experimental. 106. una muestra de 10,0 g de fósforo blanco se quemó con un exceso de oxígeno. El producto se disolvió en suficiente agua para hacer 500 mL de disolución. Calcule el pH de la disolución a 25°C. [Soluc: 1,18] 68