IFTS 10 – Prof R. Casas
ESTRUCTURA ATOMICA – Serie 1
TEORIA ATOMICA
La teoría atómico-molecular clásica tiene por base la teoría atómica de Dalton. Para Dalton, la partícula más pequeña de una sustancia era el átomo. Si la sustancia era simple, Dalton hablaba de "átomos simples"; por ejemplo de cloro, de hidrogeno, etc. Si la sustancia era compuesta, Dalton hablaba de "átomos compuestos"; por ejemplo de agua. En realidad, los "átomos" de Dalton, son las partículas que nosotros llamamos moléculas.
Los siguientes postulados, son los que constituyen la teoría atómico-molecular clásica:
1 - Toda la materia es discreta y está formada por partículas pequeñas, definidas e indestructibles denominadas átomos, que son indivisibles por los métodos químicos ordinarios,
2 - Los átomos de un mismo elemento son iguales y tienen las mismas propiedades; los átomos de elementos distintos son diferentes y tienen propiedades también diferentes
3 - Las moléculas se forman por la unión de un número entero de átomos del mismo o de distintos elementos, en relaciones numéricas simples. (1:1; 2:1; 3:2; etc. )
En 1897 Joseph John Thompson realiza una serie de experimentos y descubre el electrón. En tubos de gases a muy baja presión ( casi vacío ) en los que se estableció una diferencia de potencial superior a 10.000 voltios, se comprobó que aparecían partículas con carga eléctrica negativa a las que se llamó electrones, y demostró que habían sido arrancados de los átomos (los cuales eran neutros). Tal descubrimiento modificó el modelo atómico de Dalton, que lo consideraba indivisible. Thompson supuso el átomo como una esfera homogénea e indivisible cargada positivamente en la que se encuentran incrustados los electrones.
Posteriormente otro físico inglés, Ernest Rutherford, realizó una serie de experimentos en los cuales hizo incidir sobre una lámina finísima de oro un delgado haz de partículas cargadas positivamente de masa mucho mayor que el electrón y dotadas de energía cinética alta. En el choque observó distintos comportamientos, como que la mayoría atravesaban la lámina sin desviarse, algunas se desviaban, y finalmente muy pocas retrocedían
Esta experiencia implicaba que los átomos estaban casi vacíos, pues la mayoría de las partículas las atravesaban y que había una zona cargada positivamente, ya que algunas partículas retrocedían o se desviaban.
Esto le condujo a proponer en 1911 un nuevo modelo atómico en el que se afirmaba que los átomos estaban constituidos por 2 zonas bien diferenciadas, a saber:
Una de carga positiva con el 99,9% de la masa muy concentrada y por tanto de gran densidad a la que llamó núcleo y otra rodeando al núcleo a la que llamó corteza donde estaban los electrones con carga negativa girando alrededor del núcleo.
Sin embargo, el modelo de Rutherford presentaba fallos, ya que según la teoría de electromagnetismo, una partícula eléctrica acelerada emite energía. Y el electrón girando en torno al núcleo está sometido a una aceleración centrípeta por lo que irradiaría energía, perdería velocidad y, por fin, caería al núcleo desestabilizando el átomo. Pero como el átomo de hecho es estable, las cosas no podían ocurrir según el modelo de Rutherford.
La teoría cuántica fue primeramente introducida por Planck, en 1900.
Max Planck, (1858 – 1947) es el "padre de la cuántica". Planck dedujo la hipótesis de la discontinuidad de la energía y en el año de 1900 Planck descubrió los cuantos y formula la teoría que lo haría famoso, y que daría nacimiento a un campo desconocido hasta entonces, la Mecánica Cuántica, la cual da una nueva y muy especial forma de ver los fenómenos físicos. Gracias a sus esfuerzos, y muy merecidamente, Planck recibió el premio Nobel de Física en 1918.
Este modelo se basa en que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. En ese caso, los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía.
Para Bohr, la razón por la cual los electrones que circulan en los átomos no satisfacen las leyes de la electrodinámica clásica, es porque obedecen a las leyes de la mecánica cuántica. Sin duda, giran en torno del núcleo atómico, pero circulan únicamente sobre órbitas tales que sus impulsos resultan determinados por múltiplos enteros de la constante de Planck. Los electrones no radian durante todo el tiempo en que describen sus órbitas; solamente cuando el electrón salta de una órbita a otra, más cercana del núcleo, lanza un cuanto de luz, un fotón.
En el año 1913 Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922) propuso un modelo atómico, basado en la teoría cuántica de Planck para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo planetario es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto físico) en sí, sino que explica su funcionamiento por medio de ecuaciones. Debido a su simplicidad, el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia. Cuenta con 5 postulados fundamentales:
1) El electrón se puede mover solo en determinadas orbitas caracterizadas por su radio
2) Cuando el electrón se encuentra en dichas órbitas, el sistema no absorbe ni emite energía ( órbitas estacionarias )
3) Al suministrarle al átomo energía externa, el electrón puede pasar o "excitarse" a un nivel de energía superior, correspondiente a una órbita de mayor radio
4) Durante la caída del electrón de un nivel de mayor energía (más alejado del núcleo) a uno de menor energía (más cerca del núcleo) se libera o emite energía, cuyo valor está relacionado con la frecuencia absorbida o emitida según:
ΔE = h ϒ
donde delta E es la diferencia de energía entre los niveles considerados
Las soluciones matemáticas para ecuaciones diferenciales que muestran el comportamiento de los electrones, sólo es posible cuando consideramos números cuánticos, o números que hacen posible esas soluciones.
En la corteza, los electrones se sitúan siguiendo caminos determinados llamados orbitales. Cada orbital está definido por tres números cuánticos, que determinan el tamaño, la forma y la orientación del orbital.
El número cuántico principal, n, determina el tamaño del orbital. Puede tomar cualquier valor natural distinto de cero: n = 1, 2, 3, 4 ...
Varios orbitales pueden tener el mismo número cuántico principal, y de hecho lo tienen, agrupándose en capas. Los orbitales que tienen el mismo número cuántico principal forman una capa electrónica.
Cuanto mayor sea el número cuántico principal, mayor será el tamaño del orbital y, a la vez, más lejos del núcleo estará situado.
El número cuántico azimutal, l, indica la forma del orbital, que puede ser circular, si vale 0, o elíptica, si tiene otro valor.
El valor del número cuántico azimutal depende del valor del número cuántico principal. Desde 0 a una unidad menos que n. Si el número cuántico principal vale 1, n = 1, el número cuántico azimutal sólo puede valer 0, ya que sus posibles valores van desde 0 hasta una unidad menos que n.
Si por el contrario el número cuántico principal vale 6, n = 6, el número cuántico azimutal puede tomar seis valores distintos, desde cero hasta cinco: l = 0, 1, 2, 3, 4 o 5
A cada valor del número cuántico azimutal le corresponde una forma de orbital, que se identifica con una letra minúscula:
l
|
Letra
|
0
|
s
|
1
|
p
|
2
|
d
|
3
|
f
|
4
|
g
|
Cuanto mayor sea el número cuántico azimutal, más elíptico y achatado será el orbital. Cuando vale cero, el orbital es circular. Cuando vale uno, es algo elíptica. Si dos, es más achatado; si tres, más todavía...
El número cuántico magnético, m, determina la orientación del orbital. Los valores que puede tomar depende del valor del número cuántico azimutal, m, variando desde - l hasta + l.
Si el número cuántico azimutal vale 0, l = 0, el número cuántico magnético sólo puede tomar el valor 0. Así, sólo hay un orbital s.
Si el número cuántico azimutal vale 1, l = 1, el número cuántico magnético puede tomar los valores -1, 0 y 1, ya que sus posibles valores van desde - l hasta l. Hay, por lo tanto, tres orbitales p, ya que si l = 1 el orbital se llama p.
En general, para un valor l, habrá 2·l + 1 orbitales:
l
|
Orbitales
|
0 (s)
|
1
|
1 (p)
|
3
|
2 (d)
|
5
|
3 (f)
|
7
|
4 (h)
|
9
|
Puesto que el valor de m depende del valor que tenga el número cuántico azimutal, l, y éste toma valores dependiendo del número cuántico principal, n, y, por tanto, de la capa electrónica, el número de orbitales variará de una capa a otra.
En la primera capa electrónica n = 1, por lo tanto l = 0 y, forzosamente, m = 0. Sólo hay un único orbital, de tipo s.
En la tercera capa electrónica n = 3, de forma que l puede tomar 3 valores: 0, 1, 2. Habrá orbitales s, p, d:
El orbital s indica que l = 0, por lo que m = 0, sólo hay un orbital s.
El orbital p significa que l = 1, de forma que m = -1, m = 0 o m = 1. Hay 3 orbitales p.
Finalmente, si el orbital es d indica que forzosamente l = 2, y, por lo tanto, m = -2, m = -1, m = 0, m = 1 y m = 2. Hay 5 orbitales d.
En la tercera capa, por tanto, hay 9 orbitales: 1 s, 3 p y 5 d.
El número de orbitales de cada tipo viene determinado por los valores que puede tomar el número cuántico magnético, m, y será: 2·l+1. Si l = 0 hay un único orbital, si l = 4 habrá 9.
Si consideramos el electrón como una pequeña esfera, lo que no es estrictamente cierto, puede girar en torno a sí misma, como la Tierra gira ocasionando la noche y el día. Son posibles dos sentidos de giro, hacia la izquierda o hacia la derecha.
Este giro del electrón sobre sí mismo está indicado por el número cuántico de spín, que se indica con la letra s. Como puede tener dos sentidos de giro, el número de espín puede tener dos valores: ½ y - ½.
Podemos resumir indicando que la corteza electrónica se organiza en capas, indicadas por el número cuántico principal, n, que indica su lejanía al núcleo.
Dentro de las capas hay distintos orbitales, especificados por el número cuántico azimutal, l, y que indica la forma del orbital. El número de orbitales de cada tipo está dado por el número cuántico magnético, m, que nos señala la orientación del orbital. Además hay otro número cuántico, de spín, s, que sólo puede tomar dos valores e indica el giro del electrón sobre sí mismo.
La restricción de los números cuánticos entre los electrones de un átomo está restringido por el principio de exclusión de Pauli el cual establece que ningún átomo puede tener dos electrones con los 4 números cuánticos iguales.
En la actualidad un orbital atómico se describe por un conjunto particular permitido de valores cuánticos n, l y m según el nivel, la forma y orientación, dos electrones pueden ocupar el mismo orbital solo si sus espines son opuestos +/- s; en tal caso se dice que los electrones están desapareados cuando ocupan un solo orbital ó apareados cuando los dos ocupan el mismo orbital pero con spin opuesto.
Par el primer nivel solo existe un orbital atómico 1s y máximo puede tener dos electrones definiendo así las configuraciones para el hidrógeno 1s1, y para el helio 1s2,
De esta forma la notación de orbitales es posible conformarla mediante superíndices que indican el número de electrones de cada elemento pudiéndose dar en la notación orbital o notación simplificada; por ejemplo, para los números atómicos de los elementos que están en el segundo nivel existe un conjunto de distribuciones presentadas así:
3 Li 1s2 2s1 o también [He] 2s1, dado que tiene la configuración del Helio más un electrón.
4 Be 1s2 2s2 o [He]2s2
5 B 1s2 2s2 2p1 o [He] 2s2 2p1
6 C 1s2 2s2 2p2 o [He]2 s2 2p2
LA TABLA PERIÓDICA Y LAS CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
La evolución de la clasificación de los elementos tiene en sus principales momentos ubicación por grupos de elementos como lo son:
1829 Ley de las triadas de Duberiener (Grupos de tres elementos con similar comportamiento)
1864 Ley de las octavas de Newlands (Grupos de ocho elementos con similar comportamiento)
1869 Ley periódica de Mendeleev y Meyer ( Orden por masas atómicas crecientes)
1913 Ley de Moseley ( Orden por números atómicos crecientes)
En la tabla periódica los elementos están distribuidos bloques según los orbitales que son ocupados y se dividen en A los que ocupan los orbitales s y p (A); los B son los que ocupan los orbitales d (B)
A su vez cada grupo (el cual tiene siete niveles de energía) está dividido por subgrupos designados por números romanos, por ejemplo el Grupo IA tiene un solo electrón en su orbital n s1 independiente del nivel donde se encuentre, el Grupo IIA tiene dos electrones en su nivel de energía más alto ns2 y como el orbital s no puede tener mas de dos electrones para el grupo IIIA se tienen tres electrones en su nivel de energía mas alto distribuidos como ns 2p1.
En los grupos B aunque la nomenclatura depende de los electrones que ocupen el nivel más alto pero teniendo en cuenta los niveles n d se debe tener especial cuidado al evaluar la distribución y las propiedades periódicas en los grupos B por debajo del cuarto nivel debido a algunas irregularidades, porque los subniveles de energía tienen valores casi iguales facilitando el paso de uno a otro con poco trabajo, es decir los orbitales se perturban.
La clasificación periódica de los elementos de acuerdo a la distribución electrónica de ellos, es útil para predecir las propiedades al predecir físicas y químicas y permite clasificarlos en:
Elementos representativos nsp : Son elementos pertenecientes a los grupos A y se caracterizan por tener los niveles de energía parcialmente ocupados en los orbitales s ó p donde el orbital s puede tener uno o dos electrones y si este está lleno, puedo presentar también orbitales p con distribuciones desde uno hasta 6 electrones; además, en estos elementos los cambios en sus propiedades son bastante significativos de acuerdo a su número atómico.
Gases nobles ns2 np6: Presentan mínima reactividad con los otros elementos es decir no forman compuestos con facilidad, se comportan estables en forma aislada debido a su configuración electrónica y son bastante regulares en sus propiedades al aumentar el número atómico.
Elementos de transición ns(n-1)d : Pertenecen a los grupos B , presentan una transición en las propiedades basicas de los alcalinos (Grupos IA y IIA) y los formadores de ácidos ( IIIA- VIIA). Todos los metales presentes allí tienen forma de adicionar electrones en sus orbitales d y se presentan las series de transición:
Primera 21Sc hasta 30 Zn; Segunda: 39Y hasta 48Cd; Tercera 57La y 72Hh hasta 80Hg y
Tercera: 89Ac y l04 X hasta 112Z.
Los elementos de transición interna ns (n-1)d(n-1)f : Se conocen como de transición interna donde se adicionan electrones a los orbitales f . Los metales de transición f están localizados entre los grupos IIIB y IVB, y poseen las series de transición de:
Lantánidos 58 Ce hasta 71Lu y los Actínidos 90 Th hasta 103 Lr
En resumen los electrones más externos tienen la mayor influencia en las propiedades de los elementos y los cambios más significativos son los generados al adicionar electrones en los orbitales s o p externos.
Muchas propiedades físicas como el punto de fusión, ebullición y tamaños atómicos presentan variaciones periódicas de acuerdo al periodo (nivel) y el grupo al cual pertenecen los elementos y su conocimiento permite predecir un comportamiento químico.
EL RADIO ATÓMICO
Experimentalmente no se puede determinarle el radio a un solo átomo, es por ellos que se utilizan las distancias de los enlaces de moléculas homonucleares como es el caso del F2 que es un compuesto (F-F) con una distancia en su enlace de 1,42 Å o 142 pm donde
picómetros (pm = picómetro 10-12 m ) de los cual se puede definir que la distancia media entre los átomos de Fluor es de 71 pm
La posible explicación al comportamiento periódico del radio atómico, a pesar del aumento de los protones en el núcleo es el la carga nuclear Zef , que es el factor que hace disminuir el tamaño atómico debido a que esta carga está protegida y es poco efectiva para los electrones de las capas más externas y este factor es compensado por la repulsión con los electrones de las capas internas, este fenómeno se conoce como el
efecto de apantallamiento donde los niveles internos apantallan el efecto de la carga del núcleo sobre los electrones externos. Para átomos de carga nuclear efectiva similar como lo pueden ser los elementos del Grupo IA aumentan su tamaño atómico en el periodos ( niveles) por tener más capas electrónicas e igual carga nuclear relativa.
En resumen los radios atómicos (¯¬) disminuyen de izquierda a derecha en los grupos y disminuyen de bajo hacia arriba en los periodos.
LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN:
Es la cantidad de energía para necesaria para separar el electrón menos atraído por el núcleo en un átomo en estado fundamental y se denomina primera energía de ionización;
este proceso puede ser endotérmico cuando consume energía y se le asigna signo positivo o exotérmico cuando libera energía y se le asigna signo positivo por ejemplo
Ca (g) + 590 kJ ® Ca+ (g) + e
Es endotérmica o exotérmica?
Ca+ (g) + 1145 kJ ® Ca2+(g) + e
Como se ve existe una segunda energía de ionización y es aquella requerida para separar un segundo electrón a un catión (+) del mismo elemento y siempre es mayor la segunda energía de ionización que la primera. Estas energías dependen de la fortaleza con la cual los electrones se unen a los átomos y una baja energía de ionización indica que ese átomo forma fácilmente cationes.
Debido a particularidades del orbital p de grupos IIIA y VIA se presentan como algunas de las anomalías en la tendencia periódica de la energía de ionización, pero en términos generales explicables por el efecto de apantallamiento, existe una tendencia de aumento de la energía de ionización de izquierda derecha en los grupos y aumento de esta energía en los periodos de abajo hacia arriba ( ®).
LA AFINIDAD ELECTRÓNICA:
Es la cantidad de energía necesaria para adicionar un electrón a un átomo aislado y en forma gaseosa para formar un anión (ión con carga negativa).Valores de afinidad electrónica muy altos significan que ese elemento adquiere un electrón y forma fácilmente un anión. La mayoría de los átomos requiere absorber energía par incorporar electrones y su convención es de signo positivo para la energía cuando se absorbe y
negativo cuando se libera como en los siguientes elementos:
Be (g) + e - + 241 kJ ® Be- (g) endotérmica
y Cl (g) + e- ® Cl - (g) +348 kJ exotérmica.
Existen anomalías en los grupos IA Y VIIA por la estabilidad de estas configuraciones, pero existe una tendencia generalizada (®) es un aumentar de izquierda a derecha en el periodo y aumenta de abajo hacia arriba en el grupo.
EL RADIO IONICO:
Los iones formados ya sea al perder electrones (al superar la energía de ionización) ó ganar electrones (al superar la afinidad electrónica) presentan una variación de su volumen con el siguiente comportamiento al cambiar la carga nuclear efectiva:
1. Los iones cargados positivamente son más pequeños que sus átomos neutros.
2. Los iones cargados negativamente son más grandes que sus átomos neutros.
3. En una serie isoeléctrica los radios iónicos disminuyen al aumentar la carga nuclear.
La tendencia general de los radios iónicos es de aumento (¬¯ ) de izquierda a derecha en el periodo y de arriba abajo en los grupos.
ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer los electrones cundo se combina químicamente con otros átomos.
Según la escala de electronegatividad de Pauling existe un valor arbitrario máximo de 4 para el Fluor que es el de mayor electronegatividad, y el comportamiento en los elementos representativos son bajos para la parte inferior izquierda y alta electronegatividad para la parte superior derecha.
La tendencia general de la electronegatividad es de aumento de izquierda derecha y aumento de abajo hacia arriba.
NUMERO ATOMICO
La identidad de un átomo y sus propiedades vienen dadas por el número de partículas que contiene. Lo que distingue a unos elementos químicos de otros es el número de protones que tienen sus átomos en el núcleo. Este número se llama Número atómico y se representa con la letra Z. Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento correspondiente. Por ejemplo, todos los átomos del elemento Hidrógeno tienen 1 protón y su Z = 1, los de helio tienen 2 protones y Z =2, los de litio, 3 protones y Z = 3,…
Si el átomo es neutro, el número de electrones coincide con el de protones y nos lo da Z.
NUMERO MASICO
El Número másico nos indica el número total de partículas que hay en el núcleo, es decir, la suma de protones y neutrones. Se representa con la letra A y se sitúa como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento. Representa la masa del átomo medida en uma, ya que la de los electrones es tan pequeña que puede despreciarse.
En el ejemplo, tendríamos un átomo del elemento neón, con 10 protones en su núcleo y 10 electrones en su corteza (es neutro). Tendría también: 22-10 = 12 neutrones. 
PESO ATOMICO o MASA ATOMICA
Es el número másico expresado en gramos. O la cantidad de sustancia de un elemento que contiene el mismo número de átomos presentes que 12,00 g del isótopo 12 del Carbono. Que son 6,022 x 1023 átomos, y este número se llama número de Avogadro, y equivale a decir que todos los moles de cualquier elemento, tienen la misma cantidad de átomos.
Es decir que 6,022 x 1023 átomos de Li, pesan 3 g y además que 23 g de Na tienen la misma cantidad de átomos.
MOL o PESO MOLECULAR
Es la suma de los pesos atómicos de cada elemento que componen la molécula. Y además también tienen 6,022 x 1023 moléculas en esa cantidad de gramos.
Así, el mol de O2, = 16 + 16 = 32
Un mol de Al2(SO4)3 será igual a la suma de
2 átomos de Al + 3 átomos de S y 12 átomos de O.
| |||||||||||||||||
EJERCITACION
- El silicio que representa el 25% de la masa de la corteza terrestre, tiene 3 isótopos naturales: 28Si, 29Si y 30Si cuyas masas atómicas y abundancia relativa son las siguientes: 28Si, 27,976927 y 92,23%; 29Si, 28,976495 y 4,67% y 30Si 29,973770 y 3,10%. Calcular la atómica promedio para el silicio.
- La masa relativa del tungsteno ( W ) es de 183,9. Calcular
- La masa en gramos de un átomo de W.
- La masa de 2.1015 átomos de W.
- El número de moles de átomos de W que hay en un 1mg del elemento.
- Calcular el porcentaje en masa de cada elemento en
- NH3
- Fe2(SO4)3
- Decir si es verdadero o falso , justificando su elección. Si el número atómico es 17 y su número másico es 35,
- El átomo tendrá 17 electrones si el átomo es neutro.
- El catión que forma ese elemento tendrá 16 electrones si tiene carga +1
- El anión que forma ese elemento tendrá 18 electrones si tiene carga -1
- El átomo tiene 17 neutrones
- El átomo tiene 17 protones
- El átomo es el Bromo.
- Escribir la configuración electrónica de los siguientes átomos
- Li
- Cl
- K
- La fórmula mínima del dióxido de carbono es CO2. Calcular
- La masa molar
- La masa en gramos de una molécula de CO2
- El número de moles de átomos que hay en 1 gramo de CO2
- El número de átomos de oxígeno que hay en una molécula de CO2.
- Cuantos moles de cationes hay en un mol de NaCl?
- Calcular el número de moléculas que existen en 50 g de H2SO4?
- Completar la siguiente tabla.
Elemento
|
Z
|
A
|
Protones
|
Neutrones
|
Electrones
|
Carga
|
Fe
|
26
|
56
|
0
| |||
N
|
7
|
7
|
7
| |||
O
|
16
|
8
|
-2
| |||
19
| ||||||
55
|
133
|
+1
| ||||
Al
|
27
|
+3
| ||||
Br
|
80
|
35
| ||||
Ca
|
40
|
+2
|
Defina cuál de las siguientes afirmaciones es incorrecta
- Los electrones tienen carga negativa y una masa igual a la de un protón.
- En el átomo eléctricamente neutro, el número de cargas eléctricas negativas es igual al número de cargas eléctricas positivas .
- Los electrones de cualquier átomo deben tener sus 4 números cuánticos no iguales.
- En el núcleo de cualquier átomo se encuentran los neutrones ( de igual masa que los protones pero sin carga )
- Dados los elementos J, Q y L que cumplen con las siguientes condiciones:
- J es el tercer halógeno
- Q es un catión que es isoelectrónico con el Ar
- L es un anión de carga -3, isoelectrónico con el Ne
Identifique los elementos con su símbolo, e indique grupo y período al que pertenecen.
- Defina la respuesta correcta.
- Un mol de O2 tiene 6,022 x 1023 átomos
- Un mol de N2 tiene 1,204 x 1022 átomos
- Un mol de NaOH tiene 3 x 6,022 x 1023 moléculas
- Un mol de Ca(OH)2 tiene 6,022 x 1023 átomos.
- Cuántos moles de S hay en un mol de sulfuro de hierro II, FeS? Cuántos átomos de Fe?
- Dados 2 moles de NaHCO3 ( bicarbonato de sodio )
- Cuánto pesan en gramos esos 2 moles?
- Cuántos átomos de oxígeno hay en esos dos moles?
- Cuántos moles de átomos de oxígneo?
- Cuánto pesan 2 moléculas de NaHCO3?
- Cuántos átomos de oxígeno hay en 2 moléculas de NaHCO3?
- Dados los siguientes elementos químicos:
Elemento
|
Símbolo químico
|
Número atómico
|
Peso atómico
|
1
|
Na
| ||
2
|
7
| ||
3
|
28
| ||
4
|
17
|
- Complete los espacios vacíos de la tabla
- Indique cuál es el más electronegativo.
