Capítulo 2 - Átomos y elementos (2024) PDF

Capítulo 2 Átomos, moléculas e iones 1 QUIM 3131 – Química General I Prof. Jomarys González  John Dalton (1766-1844) propuso experimentos sobre la estructura atómica del átomo....

Capítulo 2 Átomos, moléculas e iones 1 QUIM 3131 – Química General I Prof. Jomarys González  John Dalton (1766-1844) propuso experimentos sobre la estructura atómica del átomo. 2 https://www.biografiasyvidas.com/biografia/d/dalton.htm  John Dalton (1803) propuso la primera teoría científica sobre el átomo. En el modelo propuesto se presenta al átomo como una partícula pequeña e indivisible. 3  Teoría Atómica de Dalton (Postulados) 1. Cada elemento se compone de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Un átomo del elemento oxígeno Un átomo del elemento nitrógeno 2. Todos los átomos de un elemento son idénticos y tienen propiedades idénticas; los átomos de elementos diferentes son diferentes y tienen propiedades distintas (incluida la masa). Nitrógeno Oxígeno 4  Teoría Atómica de Dalton (Postulados) 3. Los átomos de un elemento no se transforman en átomos diferentes durante las reacciones químicas; los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas. 4. Átomos de diferentes elementos se combinan en proporciones simples para formar compuestos. 5 Elemento Compuesto Ley de la conservación de la masa (1789) La masa total de los materiales presentes, después de una reacción química, es la misma que la masa total antes de la reacción. 6 7.7 g Na + 11.9 g Cl2 ® 19.6 g NaCl  2.2 El descubrimiento de la estructura atómica Tubos de Rayos Catódicos William Crookes y Eugene Godlstein indicaron que los átomos están compuestos de parGculas cargadas (+ y -). 7  2.2 El descubrimiento de la estructura atómica J. J. Thomson (1897) Realizó experimentos para demostrar: las propiedades eléctricas y magnéticas de los rayos catódicos. el efecto de un campo eléctrico externo en las partículas cargadas. En 1897 indicó que los rayos catódicos son corrientes de partículas negativas de energía. Estas partículas se denominaron electrones. Fue la primera partícula subatómica descubierta. Razón masa/carga del electrón es -1.76 x 108 C/g 8  2.2 El descubrimiento de la estructura atómica Robert Millikan (1909) Realizó el experimento de la gota de aceite donde determinó: la carga del electrón (-1.6022 x 10-19 C) la masa del electrón (9.10 x 10-28 g) uSlizando la razón propuesta por Thomson. 9  2.2 El descubrimiento de la estructura atómica Ernest Rutherford (1911) Propuso que la mayoría de la masa y carga positiva del átomo esta localizada en una pequeña región de alta densidad denominada núcleo. Presentó el modelo nuclear para el átomo e indicó que éste tiene un centro positivo donde se concentra su masa. Descubrió el protón el cual esta localizado 10 en el núcleo del átomo.  2.2 El descubrimiento de la estructura atómica James Chadwick (1932) Demostró experimentalmente la existencia de los neutrones. Los neutrones son las parGculas neutrales que se encuentran en el núcleo del átomo. 11  2.2 El descubrimiento de la estructura atómica Composición del átomo La unidad estructural básica de un elemento es el átomo, que es la unidad más pequeña que retiene sus propiedades químicas. El modelo actual del átomo incluye tres partículas subatómicas que lo constituyen. Protones con carga eléctrica positiva. Neutrones con carga eléctrica neutra. Electrones con carga eléctrica negativa. 12  2.3 La visión moderna de la estructura atómica Modelo actual del átomo Los protones y los neutrones se encuentran en el núcleo. El núcleo con1ene la carga posi1va y casi toda la masa del átomo. Los electrones, que casi no 1enen masa, rodean al núcleo y ocupan la mayor parte del volumen del átomo. Los átomos no 1enen carga neta (el número de electrones es igual al número de protones). 13 14 2.3 La visión moderna de la estructura atómica  2.3 La visión moderna de la estructura atómica Partículas Subatómicas Sólo protones y electrones poseen carga. Protones y neutrones tienen esencialmente la misma masa. La masa de un electrón es tan pequeña que se puede ignorar. 15  2.3 La visión moderna de la estructura atómica Isótopos, números atómicos y números de masa El número de protones determina la iden1dad del átomo. Si el número de protones es igual al número de electrones, se dice que el átomo es neutral porque las cargas están balanceadas. 16  ¿Cómo se diferencian los átomos? 2.3 La visión moderna de la estructura atómica ¿Qué hace que el átomo de un elemento sea diferente del átomo de otro elemento? El número de protones de un 6 átomo lo identifica como átomo de C un elemento particular. 12.01 carbono 17  2.3 La visión moderna de la estructura atómica Número Atómico El número de protones en el núcleo de un elemento es su 6 número atómico (Z). C Todos los átomos de un mismo 12.01 elemento tienen el mismo número de protones en el núcleo. carbono 18  Tabla periódica de los elementos 19 2.3 La visión moderna de la estructura atómica  Representación de los elementos 2.3 La visión moderna de la estructura atómica 12C 35Cl 197Au 6 17 79 El número de masa (A) es la suma de protones + neutrones. El número atómico (Z) es igual al número de protones en el átomo. 20  2.3 La visión moderna de la estructura atómica Práctica #1 Indique cuál de los siguientes elementos posee 30 protones. a. Mg b. Fe c. Mn d. Zn 21  2.3 La visión moderna de la estructura atómica Práctica #2 Indique cuál de las siguientes es falsa para el átomo 56Fe. a. 26 protones b. 26 electrones c. 56 neutrones d. Z = 26 22  2.3 La visión moderna de la estructura atómica Práctica #3 Complete la siguiente tabla Símbolo 79Se Protones Electrones 47 Neutrones 7 45 Número atómico 35 Número de 23 masa 14 108  2.3 La visión moderna de la estructura atómica Práctica #3 Complete la siguiente tabla 14 80 108 Símbolo 79Se N Br Ag 7 35 47 Protones 34 7 35 47 Electrones 34 7 35 47 Neutrones 45 7 45 61 Número atómico 34 7 35 47 Número de 24 masa 79 14 80 108  2.3 La visión moderna de la estructura atómica Isótopos La mayoría de los elementos se encuentran como una mezcla de átomos llamados isótopos. Los isótopos son átomos de un mismo elemento que poseen diferentes masas porque contienen diferente número de neutrones. 25  2.3 La visión moderna de la estructura atómica Isótopos Los isótopos tienen igual número de protones y electrones, pero número diferente de neutrones. 26  2.3 La visión moderna de la estructura atómica Isótopos Los isótopos de un mismo átomo pueden ser representados de la siguiente forma. X-A Símbolo del elemento Número de masa 27  2.3 La visión moderna de la estructura atómica Neón (Tiene 3 isótopos) Símbolo Número de Número de Número Porcentaje (Representación de protones neutrones de masa de abundancia isótopos) Ne-20 o 20 10 Ne 10 10 20 90.48% 21 Ne Ne-21 o 10 10 11 21 0.27% 22 Ne Ne-22 o 10 10 12 22 9.25% 28  6 C Masa o Peso Atómico 12.01 carbono Masa promedio de una muestra representativa de todos los átomos de un elemento. 2.4 Pesos atómicos El promedio toma en consideración la abundancia de cada isótopo en la muestra. Masa del elemento expresada en unidades de masa atómica (uma). 29  Masa atómica de isótopos Al determinar la masa atómica promedio de los isótopos de un mismo átomo se utiliza la siguiente ecuación: 2.4 Pesos atómicos Masa Atómica= Σ (Abundancia fraccional del isótopo)n x (masa del isótopo)n 30 Ejemplo Determine la masa atómica Cl si posee los siguientes isótopos. 35Cl 75.78% de abundancia 2.4 Pesos atómicos 34.969 uma 37Cl 24.22% de abundancia 36.966 uma 31 Ejemplo - Respuesta Masa Atómica= Σ (Abundancia fraccional del isótopo)n x (masa del isótopo)n Paso 1. Convertir el porcentaje de abundancia a decimal. Para eso se divide el porcentaje entre 100. 35Cl 75.78% à 0.7578 2.4 Pesos atómicos 37Cl 24.22% à 0.2422 Paso 2. Multiplicar la fracción decimal por la masa del isótopo para así obtener la contribución de masa atómica. 35Cl (0.7578) · (34.969 uma) = 26.50 uma 37Cl (0.2422) · (36.966 uma) = 8.953 uma Paso 3. Sumar la contribución de masa atómica de cada isótopo para obtener 32 la masa atómica promedio de cloro. 26.50 uma + 8.953 uma = 35.45 uma Práctica #4 Determine la masa atómica promedio e iden?fique el elemento. Considere la información provista en la tabla. 2.4 Pesos atómicos Isótopo Masa atómica (uma) % abundacia 1 20 90.48% 2 21 0.27% 3 22 9.25% 33 Ejemplo - Respuesta Masa Atómica= Σ (Abundancia fraccional del isótopo)n x (masa del isótopo)n Paso 1. Conver,r el porcentaje de abundancia a decimal. Para eso se divide el porcentaje entre 100. Isotopo 1 90.48% à 0.9048 Isotopo 2 0.27% à 0.0027 Isotopo 3 9.25% à 0.0925 2.4 Pesos atómicos Paso 2. Mul,plicar la fracción decimal por la masa del isótopo para así obtener la contribución de masa atómica. Isotopo 1: (0.9048) · (20 uma) = 18.096 uma Isotopo 2: (0.0027) · (21 uma) = 0.0567 uma Isotopo 3: (0.0925) · (22 uma) = 2.035 uma Paso 3. Sumar la contribución de masa atómica de cada isótopo para obtener la masa atómica promedio. 18.096 uma + 0.0567 uma + 2.035 uma = 20.1877 uma 34 En base a la masa atomica podemos decir que el emento es Neon ya que según la tabla periodica Neon es 20.180.  Ley Periódica y la Tabla Periódica Dmitri Mendeleev desarrolló la primera Tabla Periódica organizando los elementos en orden ascendente de masa atómica y propiedades similares. 2.5 La tabla periódica Ley Periódica – los elementos están organizado según sus propiedades \sicas y https://www.famousinventors.org/dmitri-mendeleev químicas. 35  Tabla Periódica H.G. Moseley (1911) descubrió que los átomos de cada elemento tienen un número único de 2.5 La tabla periódica protones en su núcleo. reorganizó los elementos en orden ascendente de número atómico. 36  Ley Periódica Periodicidad Cuando los elementos se organizan en orden ascendente de número atómico, ocurre la repetición de propiedades químicas y físicas. 2.5 La tabla periódica 37  Partes de la Tabla Periódica Grupos o Familias Columnas verticales de elementos en la Tabla Periódica. Comparten propiedades físicas y químicas. 2.5 La tabla periódica Períodos Filas horizontales de elementos en la Tabla Periódica. Elementos Comparten propiedades similares en un grupo en particular. 38 39 2.5 La tabla periódica  Clasificación de los elementos Metales Tienden a perder electrones durante un cambio químico. Forman iones con carga posi:va (ca:ones). Son buenos conductores de electricidad. 2.5 La tabla periódica No – metales Tienden a ganar electrones durante un cambio químico. Forman iones con carga nega:va (aniones). No son buenos conductores de electricidad. Metaloides 40 Poseen propiedades intermedias entre metales y no – metales. Elementos Monoatómicos 2.6 Moléculas y compuestos moleculares Algunos elementos se encuentran en la naturaleza en forma monoatómica. Los gases nobles existen de esta forma: He: Helio Ne: Neón Ar: Argón Kr: Kriptón Xe: Xenón 41 Rn: Radón  Moléculas 2.6 Moléculas y compuestos moleculares El Spo de molécula más sencilla lo es la diatómica. Siete elementos no metálicos existen en forma diatómica: H2 – hidrógeno O2 - oxígeno N2 - nitrógeno F2 - Flúor Cl2 – Cloro Br2 - Bromo I2 - iodo 42 Fórmula Química 2.6 Moléculas y compuestos moleculares Fórmula molecular - fórmula química que indican los números y Spos de átomos que forman una molécula. El subscrito a la derecha del símbolo de un elemento indica el número de átomos de ese elemento en una molécula del elemento o del compuesto. 43  Fórmula Química – Interpretación 2.6 Moléculas y compuestos moleculares Considere las siguientes fórmulas: H2 – dos átomos de hidrógeno están químicamente enlazados para formar la molécula de hidrógeno. H2O – dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno están enlazados para formar la molécula de agua. Ca(OH)2 – hidróxido de calcio conSene un ion de calcio y dos de cada oxígeno e hidrógeno (ion poliatómico). 44  Enlaces Químicos 2.6 Moléculas y compuestos moleculares Un enlace covalente envuelve el comparSmiento de electrones de un átomo a otro. Se forman cuando átomos de no metales se enlazan. 45  Tipos de fórmulas químicas 2.6 Moléculas y compuestos moleculares Las fórmulas químicas se dividen en tres grupos: Fórmula empírica Fórmula molecular Fórmula estructural 46  Tipos de fórmulas químicas 2.6 Moléculas y compuestos moleculares La fórmula unitaria (o fórmula empírica) es la colección más pequeña de átomos. Provee información sobre: idenSdad de los átomos número relaSvo de cada Spo de átomo Por ejemplo, la fórmula molecular del peróxido de hidrógeno es H2O2; su fórmula empírica es HO. 47  Tipos de fórmulas químicas 2.6 Moléculas y compuestos moleculares La fórmula molecular provee el número exacto de átomos de cada elemento en un compuesto. La fórmula molecular no describe como están unidos los átomos ni su forma. 48  Tipos de fórmulas químicas 2.6 Moléculas y compuestos moleculares La fórmula estructural usa líneas para representar los enlaces covalentes. Indica como los átomos en una molécula están conectados o enlazados unos a otros. 49 Práctica #5 2.6 Moléculas y compuestos moleculares Escriba la fórmula empírica para los siguientes compuestos representados por fórmulas moleculares. a. C4H8 Respuesta: b. C2H4O2 a. CH2 b. CH2O c. CCl4 c. CCl4 d. Hg4Cl2 d. Hg2Cl 50 51 2.6 Moléculas y compuestos moleculares Práctica #6 2.6 Moléculas y compuestos moleculares Considere el siguiente compuesto e indique lo siguiente: a. Tipo de fórmula b. Fórmula molecular c. Fórmula empírica 52 Respuesta: a. Estructural b. C2H6O2 c. CH3O Iones y compuestos iónicos 53  Iones Ion – especie cargada eléctricamente que resulta de la ganancia o pérdida de electrones. 2.7 Iones y compuestos iónicos Catión (metal) – especie con carga positiva. Resulta cuando se pierden electrones. Na à Na+ + 1e- Anión (no metal) – especie con carga negativa. Resulta cuando se ganan electrones. F + 1 e - à F- 54  Iones Los grupos IA, IIA y IIIA forman cationes con cargas iguales al número de grupo. 2.7 Iones y compuestos iónicos Magnesio: Mg2+ el mismo se encuentra en el grupo IIA. Los grupos VA, VIA y VIIA forman aniones con carga igual al número del grupo menos 8. Azufre: S2- el mismo se encuentra en el grupo VI. 6 - 8= -2 55  Iones 2.7 Iones y compuestos iónicos 56 Práctica #7 Complete la siguiente tabla Símbolo 56Fe3+ 19F- 2.7 Iones y compuestos iónicos Número de 82 15 protones Número de 125 69 16 neutrones Número de 80 48 Electrones Carga neta 2+ 3- 57 Práctica #7 Complete la siguiente tabla Símbolo 56Fe3+ 19F- 207Pb 2+ 119Sn 2+ 31P 3- 2.7 Iones y compuestos iónicos Número de 26 9 82 50 15 protones Número de 30 10 125 69 16 neutrones Número de 23 10 80 48 18 Electrones Carga neta 3+ 1- 2+ 2+ 3- 58 Práctica #8 Determine la cantidad de protones, neutrones y electrones en los siguientes iones. 2.7 Iones y compuestos iónicos 2+ 32 2- 24 12 Mg 16 S 59 Compuesto Iónico Sodio reacciona con cloro, por lo que un electrón se transfiere de un átomo neutro de sodio a un átomo 2.7 Iones y compuestos iónicos neutro de cloro. Nos queda un ion Na+y un ion Cl -. Las parHculas con cargas opuestas se atraen, así que los iones Na + y Cl - se enlazan para formar el compuesto cloruro de sodio (NaCl), mejor conocido como sal de mesa. El cloruro de sodio es un ejemplo de compuesto iónico: un compuesto que con:ene iones con carga 60 posi:va y iones con carga nega:va.  Compuesto Iónico En muchos casos podemos saber si un compuesto es iónico (formado por iones) o molecular (formado por 2.7 Iones y compuestos iónicos moléculas) si conocemos su composición. Los ca:ones son iones metálicos; los aniones son iones no metálicos. En consecuencia, los compuestos iónicos generalmente son combinaciones de metales y no metales, como en el NaCl. Los compuestos moleculares generalmente sólo con5enen no metales, como en el caso del H2O. 61  Compuestos Iónicos Siempre conPenen iones con carga posiPva (ca?ón) y carga negaPva (anión). 2.7 Iones y compuestos iónicos En la fórmula química, la sumatoria de las cargas debe dar cero. Debe haber canSdades iguales de cargas posiSvas y negaSvas. La fórmula debe reflejar la proporción más pequeña de átomos en el compuesto. 62  Compuestos Iónicos Compuesto Ca#ón Anión 2.7 Iones y compuestos iónicos Iónico Catión Anión Metal No metal Ion poliatómico Ion Poliatómico Metal Ion Poliatómico 63 Ion poliatómico No metal  Fórmulas de Compuestos Iónicos 2.7 Iones y compuestos iónicos La combinación de un metal y un no metal o ion-poliatómico debe resultar en un compuesto totalmente neutro. Para igualar las cargas, en ocasiones es necesario escribir números como subíndices a la derecha del símbolo de cada ion para indicar el número de iones de cada tipo requeridos para la neutralidad. 64  Fórmulas de Compuestos Iónicos 2.7 Iones y compuestos iónicos En la fórmula: La carga del caSón se convierte en el subscrito del anión. La carga del anión se convierte en el subscrito del caSón. Si los subscritos no están en la razón de números más simples , se divide entre un factor común. 65  Nomenclatura Inorgánica 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos  Compuestos que poseen iones poliatómicos 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos Son compuestos que poseen un exceso o deficiencia de electrones en su estructura. El nombre y carga de los iones poliatómicos NO cambia. 67  Iones Poliatómicos 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos Nombre (ion) Fórmula Nombre (ion) Fórmula acetato C2H3O2– hipoclorito ClO– carbonato CO32– clorito ClO2– Carbonato de clorato ClO3– hidrógeno HCO3– (bicarbonato) perclorato ClO4– hidróxido OH– sulfato SO42– nitrato NO3– sulfito SO32– Sulfato de hidrógeno nitrito NO2– (bisulfato) HSO4– cromato CrO42– Sulfito de hidrógeno (bisulfito) HSO3– dicromato Cr2O72– 68 amonio NH4+  Iones Poliatómicos 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos 69  Compuestos Iónicos 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos Un caPón monoatómico se nombra igual que el elemento, precedido por la frase “ion de”. Na+ : ion de sodio Ca2+ : ion de calcio Al nombrar aniones monoatómicos, a la raíz del nombre del elemento se le añade el sufijo “uro”. Br - : ion bromuro 70 O 2- : ion óxido (excepción)  Compuestos Iónicos 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos Cuando existe más de un catión monoatómico para un elemento se utiliza el Sistema Stock para escribir los nombres y/o fórmulas Hierro Fe2+ : ion de hierro (II) Fe3+ : ion de hierro (III) Cobre Cu+ : ion de cobre (I) Cu2+: ion de cobre (II) 71  Compuestos Iónicos 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos Antes los iones eran nombrados u:lizando los sufijos ico y oso. Para el ion de carga menor se u:liza oso. Para el ion de carga mayor se u:liza ico. Cobre: Cu+ ion cuproso Cu2+ ion cúprico Hierro: Fe2+ ion ferroso 72 Fe3+ ion férrico  ¡IMPORTANTE! Compuestos Iónicos 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos 73  Compuestos Iónicos 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos 74  Oxianiones 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos Cuando existen dos oxianiones del mismo compuesto se nombran de la siguiente forma: El que posee una menor cantidad de oxígenos terminará en el sufijo – ito. El que posee una mayor cantidad de oxígenos terminará en el sufijo – ato. NO2− : nitrito SO32− : sulfito NO3− : nitrato SO42− : sulfato 75  Ácidos 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos Son compuestos moleculares o covalentes que en solución acuosa aumentan la concentración de H+. La palabra ácido se uSliza cuando el compuesto se encuentra en solución acuosa. Están formados por dos o más elementos, siendo uno de ellos el hidrógeno. 76  Ácidos 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos Pueden ser clasificados en binarios y oxiácidos. Binarios: Contienen hidrógeno y otro elemento no metálico. En la fórmula siempre se escribe el hidrógeno Al nombrarlos se comienza con la palabra ácido seguida por la raíz del nombre del otro elemento y el sufijo hídrico. Se cambia la terminación del no metal de uro a hídrico. HBr (ac): ácido bromhídrico 77 Si no se escribe (ac) sería bromuro de hidrógeno  Ácidos 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos Oxiácidos: ConSenen hidrógeno y un oxianión Oxianión: oxígeno y otro elemento no metálico como elemento central. Al escribir la fórmula se escribe: hidrógeno/elemento central/oxígeno. Para nombrarlos: palabra ácido/raíz del nombre del elemento central/sufijo ico. H3BO3 (ac) : ácido bórico 78  Ácidos 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos Si se forman dos oxiácidos con el mismo elemento central, se utiliza el sufijo oso para el compuesto con menor número de oxígenos y el sufijo ico para el compuesto con mayor número de oxígenos. HNO2 (ac) à ácido nitroso HNO3 (ac) à ácido nítrico 79  Ácidos 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos En algunos casos los dos sufijos ico y oso no son suficientes para dis:nguir entre los posibles oxiácidos de un elemento en par:cular. Los oxiácidos de cloro son un ejemplo: En estos casos se u:lizan dos prefijos: hipo y per HClO (ac): ácido hipocloroso HClO2 (ac): ácido cloroso HClO3 (ac) : ácido clórico HClO4 (ac) : ácido perclórico 80 Práctica #7 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos Escriba el nombre de los siguientes ácidos: a) H3PO4 (ac) b) H2SO4 (ac) c) HC2H3O2 (ac) d) H2S (ac) e) HCN (ac) 81 Respuestas: a) ácido fosfórico, b) ácido sulfurico, c) ácido acéRco d) ácido sulSídrico e)ácido cianhídrico  Compuestos moleculares o covalentes 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos Formados por dos elementos no metálicos. Al escribir la fórmula se comienza con el elemento menos electronegaSvo y luego el más electronegaSvo. Ejemplos: NO2 SF4 82  Compuestos moleculares o covalentes 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos Suscritos – prefijos 1 = mono- 6 = hexa- 2 = di- 7 = hepta- 3 = tri- 8 = octa- 4 = tetra- 9 = nona- 5 = penta- 10 = deca- elimine la úlPma “a” si el nombre comienza con vocal 83  Compuestos moleculares o covalentes 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos Se nombra primero el elemento más electronegativo añadiendo a la raíz del nombre el sufijo uro, seguido de la palabra de y el nombre del elemento menos electronegativo. H2S: sulfuro de dihidrógeno Con oxígeno no se utiliza la terminación uro sino que se utiliza la palabra óxido. N2O4 : tetróxido de dinitrógeno 84  Compuestos moleculares o covalentes 2.8 Nombrando a los compuestos inorgánicos El prefijo mono- se omite cuando se refiere al elemento más metálico (menos electronegaSvo). Ejemplo: NO2 à dióxido de nitrógeno 85  Ejercicios Recomendados Capítulo 2: Ejercicios de practica durante el estudio del capítulo: Sample exercise 2.2 - Practice exercise 2 Sample exercise 2.3 - Practice exercise 2 Sample exercise 2.4 - Practice exercise 2 Sample exercise 2.5 - Practice exercise 2 Sample exercise 2.6 - Practice exercise 2 Sample exercise 2.7 - Practice exercise 2 Sample exercise 2.8 - Practice exercise 2 Sample exercise 2.9 - Practice exercise 1 Sample exercise 2.10 - Practice exercise 2 Ejercicios de practica al final del capítulo: 2.4, 2.6, 2.23, 2.25, 2.27, 2.29, 2.31, 2.35, 2.41, 2.43, 2.47, 2.49, 2.51, 2.53, 2.55, 2.57, 2.61, 2.63, 2.65, 2.69 86