Tema 1. estructura de la materia I (12 13)

Colegio de San Francisco de Paula Dpto. de Ciencias Naturales

TEMA 1. Estructura de la Materia I1. El átomo

Un átomo es la parte más pequeña de construcción de la materia. En la Grecia antigua la palabra átomo fue utilizada para definir la particular indivisible más pequeña que podría ser concebida (a-sin, tomos-división). Se pensaba que el átomo era indestructible, sin embargo, hoy sabemos que el átomo puede descomponerse en partículas subatómicas.

El conocimiento sobre el tamaño y la estructura del átomo ha aumentado a medida que las teorías científicas han progresado. Tres científicos han contribuido especialmente, al conocimiento de la estructura del átomo, John Dalton, J.J. Thomson, and Ernest Rutherford.

Hoy sabemos que los átomos están hechos de tres partículas subatómicas fundamentales: protones, neutrones, y electrones.

1.1. Teoría atómica de Dalton

En 1803 el científico físico-químico británico John Dalton (1766-1844) presentó una teoría sobre la constitución de la materia conocida como teoría atómica. J. Dalton desarrolló su teoría atómica basada no solo en sus propias experiencias, sino también en las experiencias llevadas a cabo por científicos anteriores tales como Boyle (1627-1691) y Proust (1754-1826).

La teoría de Dalton explica las leyes de las reacciones químicas, nos permite entender por qué hay dos tipos principales de sustancias químicas: compuestos y elementos. Los compuestos pueden ser divididos en sustancias más simples, mientras que los elementos no.

Dalton tenía razón en muchos de aspectos de su teoría. Sin embargo, como veremos, su idea sobre la indivisibilidad de los átomos, se comprobó posteriormente que era errónea.

1.2. Partículas subatómicas

El electrón (e-) fue descubierto en 1897 por el físico J.J. Thomson cuando estudiaba los rayos catódicos. También calculó la masa del electrón y encontró que era muy pequeña comparada con la masa total del átomo. Por lo tanto, una revisión del átomo indivisible de Dalton se hacía necesaria.

Si el átomo no era indivisible, ¿como era realmente su estructura?

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En esta teoría, propuso lo siguiente: Toda la materia está formada de partículas indivisibles llamadas átomos. Todos los átomos de cualquier elemento son idénticos. Los átomos de un elemento dado son diferentes de los de cualquier otro

elemento. Los átomos de un elemento pueden combinarse con los átomos de otro elemento

para formar compuestos. Un compuesto dado, siempre tiene el mismo tipo de átomos y en la misma proporción.

Los átomos no pueden crearse, dividirse en partículas más pequeñas ni destruirse en un proceso químico. Una reacción química simplemente cambia la forma en la que los átomos se agrupan.

Tema 1. Estructura de la materia I 2011-12

Muchos experimentos fueron llevados a cabo y en 1911, Rutherford descubrió la partícula positiva que forma el átomo. Se la llamó protón, y su masa era aproximadamente 2 000 veces mayor que la del electrón, y su carga era exactamente la misma que la del electrón pero de signo positivo.

El neutrón todavía tenía que ser descubierto, pero no fue hasta 1932 por Chadwick, pupilo de Rutherford. Su masa es similar a la del protón, pero no tiene carga.

Una vez que las diferentes partículas subat ómicas habían sido descubiertas, la gran pregunta era como se disponían en el interior del átomo.

1.3. Modelo atómico de Thomson

J.J. Thomson (1856-1940), fue uno de los siguientes científicos que más ha sido reconocido por su trabajo en la progresión de la teoría atómica. De sus trabajos con rayos catódicos, Thomson descubrió la naturaleza del electrón y teorizó que el átomo estaba formado de pequeñas partículas, y que no era el mismo modelo indestructible propuesto por Dalton. Thomson describió el átomo como una masa de partículas cargadas positivamente (protones) en el que se hallaban incrustados las cargas negativas (electrones), como si fuera un pastel esférico relleno de pasas.

1.4. Modelo atómico de Rutherford

Ernest Rutherford (1871-1937), que fue quien contribuyó principalmente a la formulación de un modelo atómico, realizó el siguiente experimento.

Cogió una finísima lámina de oro y la bombardeó con partículas con carga positiva (conocidas como partículas alfa). Detrás de la lámina situó una cámara para poder seguir y estudiar la trayectoria de las partículas después de que atravesaran o rebotaran en la lámina de oro.

Rutherford encontró que:

1) La mayoría de las partículas alfa atravesaron la lámina sin desviar su trayectoria.

2) Una pequeña proporción de partículas fueron desviadas de su trayectoria al atravesar por la lámina de oro.

3) Una de cada 10 000 partículas fueron rebotadas por la lámina de oro.

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Podemos concluir que la materia está formada de átomos, y que los átomos están formados de electrones y protones. Adicionalmente, los átomos deben poseer la misma cantidad de protones que de electrones, dado que son eléctricamente neutros.

A partir de estos resultados Rutherford sacó las siguientes conclusiones:

La mayor parte del átomo es un espacio vacío.

La carga positiva el átomo se encuentra localizada en un núcleo muy pequeño y denso.

Los electrones orbitan (giran) alrededor del núcleo.


Con este experimento probó que aunque Dalton tenía razón en cierta parte, había una incorrección en su modelo del átomo. Rutherford también comprobó que el átomo era en su mayor parte un espacio vacío. En el centro de este espacio está un corazón muy pequeño denominado núcleo. Rutherford estableció que la masa del átomo está concentrada en su núcleo. Encontró que un electrón es 1/1836 la masa de un protón y también propuso que los electrones se mueven siguiendo órbitas alrededor del núcleo.

Los átomos están formados de protones, neutrones y electrones.

Los protones son partículas con carga eléctrica positiva. La masa de un protón es muy similar a la masa de un átomo de hidrógeno.

Los neutrones poseen una masa similar a la del protón. Sin embargo, los neutrones no están eléctricamente cargados.

Los electrones poseen carga eléctrica negativa y su masa es alrededor de 1836 veces menor que la masa de un protón.

Como hemos visto, a lo largo de la historia han surgido distintas teorías que han intentado explicar la distribución de las partículas subatómicas en el átomo. Actualmente, la teoría más aceptada sugiere que el átomo está formado por dos partes; el núcleo y una nube de electrones a su alrededor.

El núcleo de un átomo es extremadamente pequeño en comparación con la totalidad del átomo. Si un átomo tuviera el tamaño de un estadio de fútbol, entonces su núcleo sería del tamaño de una judía.

2. Número atómico (Z)

El número de protones varía de un elemento a otro, pero todos los átomos de un mismo elemento siempre tienen el mismo número de protones.

Ejemplo: Cada átomo de helio tiene dos protones, los átomos de litio tienen tres protones cada uno, y cada átomo de carbono presenta seis protones. En su estado natural, los átomos no poseen carga eléctrica, por tanto son neutros. Esto significa que tienen el mismo número de protones cargados positivamente que de electrones cargados negativamente. Por tanto, el átomo de helio, en su estado natural, tiene dos electrones, el átomo de litio tres y el de carbono seis. Por ello, en un átomo neutro, el número atómico también indica el número de electrones.

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Z = número atómico = número de protones

En estado neutro, número protones = número de electrones

El número exacto de protones es característico para cada elemento, se denomina número atómico y se representa por la letra Z.


Helio (He), Z = 2 Z = 3 Carbono (C), Z = 6

Tres diferentes representaciones de los átomos vistos en el ejemplo anterior. Los círculos muestran por donde los electrones giran alrededor del núcleo. En realidad, los científicos no pueden decir exactamente donde se encuentra un electrón en un momento dado, esto es por lo que hablamos de una “nube electrónica” o región de probabilidad

Un modelo simplificado del átomo de nitrógeno (con 7 protones, 7 electrones y 7 neutrones). Recuerda que las enormes dimensiones de las capas de electrones son imposibles de representar en una hoja de papel.

3. Isótopos

El número de protones y de electrones es siempre el mismo en los átomos neutros de un elemento químico, pero el número de neutrones puede variar. Los átomos que presentan esta circunstancia se denominan isótopos.

Ejemplo: El isótopo de hidrógeno más abundante (Z = 1) es el prótido (un único protón, sin neutrones) seguido por el deuterio (un protón y un neutrón) y el menos abundante es el tritio (un protón y dos neutrones). Otro ejemplo es el oxígeno, con número atómico 8, puede tener 8, 9, o 10 neutrones.

4. Número másico (A)

Los protones y neutrones están situados en el núcleo del átomo.

Si llamamos n al número de neutrones, podemos concluir que A = Z + n

Por consiguiente, podemos saber el número de cada una de las partículas fundamentales que forman el átomo si conocemos Z (el número atómico) y A (la masa número).

Ejemplo: símbolo = C nombre = carbono Z = 6 A = 12 (masa atómica = 12 u)nº electrones = Z = 6 nº protones = Z = 6 nº neutrones = A – Z = 12 – 6 = 6

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A = número másico = número de protones + número de neutrones

El número másico de un átomo indica el número de partículas que el núcleo de dicho átomo contiene y se representa por la letra A.

image:Atom.png


5. La tabla periódica

Un elemento es una sustancia formada por una mismo tipo de átomos. Actualmente, se conocen 109 elementos químicos diferentes. Hace tiempo, los científicos vieron la necesidad de organizarlos siguiendo algún tipo de orden. Se dieron cuenta que había grupos de elementos que poseían características similares. Aquellos elementos con propiedades parecidas se sitúan en el mismo grupo.

Ha habido varios científicos implicados en la evolución de la tabla periódica. Sin embargo, fue la tabla periódica del científico Mendeleev la que sirvió como prototipo (precursor) de la tabla periódica actual. El ordenó los elementos químicos por orden creciente de sus masas atómicas y agrupándolos según tuvieran un comportamiento similar, de manera que los colocó en filas y columnas.

Todos los elementos de una misma columna tenían propiedades similares. Cuando Mendeleiev ordenó los elementos en su tabla periódica, le quedaban “huecos en la tabla’ donde ninguno de los elementos que se conocían se ajustaban al patrón. Dejó el hueco y predijo las propiedades de aquellos elementos que no habían sido descubiertos todavía, y debían encajar en esos lugares concretos. A medida que nuevos elementos eran descubiertos, éstos encajaban en los huecos, mostrando que las predicciones de Mendeleiev fueron extremadamente precisas. Esto hizo de la versión de la tabla periódica de Mendeleev una poderosa descripción de la materia.

La tabla periódica es un gráfico que dispone los elementos en 18 "grupos" (las columnas verticales) y en 7 "periodos" (las filas horizontales). En un átomo eléctricamente neutro, el número de electrones es igual al número de protones; la tabla periódica representa los átomos neutros. El número atómico se encuentra localizado sobre el símbolo del elemento. El número de masa atómica se encuentra debajo del símbolo del elemento.

Leyendo de izquierda a derecha en la tabla periódica, encontramos los metales (nº oxidación positivo al tener tendencia a perder electrones), los semimetales (se comportan como metales o no metales según las circunstancias) y finalmente los no metales (nº oxidación negativo al tener tendencia a ganar electrones). Los periodos 4º, 5º y 6º constituyen los metales de transición. Los metales de transición incluyen dos periodos conocidos como Lantánidos y Actínidos que se localizan en la parte inferior de la tabla periódica.

Algunos de los grupos tienen nombres especiales:

El Grupo 1 se denomina metales alcalinos.

El Grupo 2 se denomina metales alcalino-térreos.

El Grupo 3 se denomina metales térreos.

El Grupo 17 se denomina halógenos.

El Grupo 18 se denomina gases nobles.

► Revisa el nombre y el símbolo de los 44 elementos de la tabla periódica que tienes que saber este año e intenta recordar su posición. Dibújalos en el cuaderno.

► ¿Cómo están ordenados los elementos en la tabla periódica?

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6. Sustancias simples

Los átomos de los metales se agrupan formando redes de numerosos átomos. Se representan por le símbolo del elemento. Así, Cu indica el nombre del elemento cobre t también representa la fórmula química de la sustancia: el metal cobre.

Sin embargo, las sustancias simples de los no metales tienen tendencia a unirse mediante un enlace, formando grupos denominados moléculas. Las más frecuentes son las moléculas diatómicas, formadas por dos átomos. El oxígeno, (O2), nitrógeno (N2) y cloro (Cl2) son moléculas diatómicas. También existen moléculas monoatómicas, formadas por un único átomo (Ejemplo: los gases nobles, He, Kr, Xe, Rn), moléculas triatómicas (ozono, O3) y moléculas tetraatómicas (fósforo, P4), etc.

7. Compuestos

Las sustancias compuestas están formadas por dos o más tipos diferentes de átomos, los cuales se unen formando moléculas o grandes redes. Ejemplo: Un átomo de nitrógeno se une con tres átomos hidrógeno, formando una molécula de una nueva sustancia denominada amoniaco (NH3).

Los compuestos formados por la unión de dos elementos distintos se denominan compuestos binarios, si tres elementos se unen, el compuesto formado es un compuesto ternario, y cuaternario si los elementos constituyentes son cuatro, etc.

► Ordena las siguientes moléculas de sustancias puras en la siguiente tabla: agua (H2O), neón (Ne), flúor (Fz), ácido nítrico (HNO3).

MoléculasSustancias simples Sustancias compuestasMonoatómico Diatómico Binario Ternario

8. Símbolos químicos y fórmulas

Las moléculas se representan mediante formulas químicas.

Desde hace mucho tiempo los científicos han estado usando símbolos para representar los nombres de los átomos de diferentes elementos en forma abreviada. Los elementos se representan con una letra mayúscula. Si se usan dos letras, la primera va en mayúsculas y la segunda en minúsculas. Ejemplo: Litio (Li), Potasio (K).

Las formulas químicas son la representación abreviada de la composición de las moléculas.

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La formula química de una sustancia indica los elementos que contiene y en qué proporciones.


Peróxido hidrógeno (H2O2) Bromo (Br2) Agua (H2O) Ácido nítrico (HNO3)

► Indica los átomos constituyentes y sus cantidades en las moléculas de las siguientes sustancias:

a) agua oxigenada b) hidróxido de sodio c) metano d) amoniaco

9. Formulación de sustancias compuestas

9.1. Óxidos

Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento y oxígeno. Hay dos clases de óxidos que son los óxidos metálicos (básicos) y los óxidos no metálicos (ácidos o anhidros).

9.1.1. Óxidos metálicos

Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal Mx+ (donde M es el símbolo del metal y la x su estado de oxidación) y el anión óxido O2-.

Las valencias de los elementos se intercambian entre ellos y se ponen como subíndices. (Si la valencia es par se simplifica). Por tanto su fórmula general es: M2Ox

Se nombran con la palabra ÓXIDO + NOMBRE DEL METAL(ESTADO DE OXIDACIÓN)

Fórmula Nombre Na2O Óxido de sodio Ca2O2 = CaO Óxido de calcio Fe2O2 = FeO Óxido de hierro(II) Fe2O3 Óxido de hierro(III) Pb2O4 = PbO2 Óxido de plomo(IV)

9.1.2. Óxidos no metálicos

Son compuestos binarios formados por un no-metal Nx+ (donde N es el símbolo del no-metal y la x su estado de oxidación) y el anión óxido O2-.

Las valencias de los elementos se intercambian entre ellos y se ponen como subíndices. (Si la valencia es par se simplifica). Por tanto su fórmula general es: N2Ox

Se nombran con la palabra ÓXIDO + NOMBRE DEL NO METAL(ESTADO DE OXIDACIÓN)

Fórmula Nombre Cl2O Óxido de cloro(I)SO Óxido de azufre(II) I2O3 Óxido de Iodo(III) Br2O5 Óxido de bromo(V) S2O3 Óxido de azufre(VI)

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I2O7 Óxido de yodo(VII) N2O3 Óxido de nitrógeno(III)N2O5 Óxido de nitrógeno(V) SO2 Óxido de azufre(IV) SO3 Óxido de azufre(VI) P2O3 Óxido de fósforo(III) P2O5 Óxido de fósforo(V) As2O3 Óxido de arsénico(III)

9.2. Hidróxidos

Los óxidos metálicos en agua forman hidróxidos. Son compuestos formados por un metal Mx+ (donde M es el símbolo del metal y la x su estado de oxidación) y el anión hidróxido (OH)-.

Las valencias de los elementos se intercambian entre ellos y se ponen como subíndices. (Si la valencia es par se simplifica). Su fórmula general es: M(OH)x

Se nombran con la palabra HIDRÓXIDO + NOMBRE DEL METAL(ESTADO DE OXIDACIÓN)

Fórmula NombreNaOH Hidróxido de sodio Ca(OH)2 Hidróxido de calcio Ni(OH)2 Hidróxido de níquel(II)Al(OH)3 Hidróxido de aluminio Pb(OH)4 Hidróxido de plomo(IV)

9.3. Ácidos oxoácidos

Los óxidos no metálicos en agua forman ácidos oxoácidos. Son compuestos formados por a combinación del H+ con un anión (XO)n-. Su fórmula general es: Hn(XO)

Se nombran con la palabra ÁCIDO + NOMBRE DEL ANIÓN, pero cambiando la terminación –ito por –oso y –ato por –ico.

Fórmula NombreH+ + (ClO)- = HClO Ácido hipoclorosoH+ + (ClO2)- = HClO2 Ácido clorosoH+ + (ClO3)- = HClO3 Ácido clóricoH+ + (ClO4)- = HClO4 Ácido perclóricoH+ + (SO3)2- = H2SO3 Ácido sulfurosoH+ + (NO3)- = HNO3 Ácido nítrico

9.4. Ácidos hidrácidos

Existen otros ácidos que son compuestos binarios formados por la combinación del hidrógeno con un elemento del grupo 16 (S) ó 17 (F, Cl, Br, I), los cuáles usan su valencia menor. El hidrógeno siempre se coloca en primer lugar.

Su fórmula general es: HnX

Se nombran de dos formas posibles:

a) ÁCIDO + NOMBRE DEL ELEMENTO-HÍDRICO

b) NOMBRE DEL ELEMENTO-URO + DE HIDRÓGENO

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Fórmula NombreHF Ácido fluorhídrico = Fluoruro de hidrógenoHCl Ácido clorhídrico = Cloruro de hidrógenoHBr Ácido bromhídrico = Bromuro de hidrógenoHI Ácido yodhídrico = Yoduro de hidrógenoH2S Ácido sulfhídrico = Sulfuro de hidrógeno H2Se Ácido sulenhídrico = Seleniuro de hidrógeno

9.5. Sales de ácidos oxoácidos

Son compuestos formados por la combinación de un metal Mm+, distinto del hidrógeno, con un anión (XO)n-. Su fórmula general es: Mn(XO)m

Se nombran con NOMBRE DEL ANIÓN + NOMBRE DEL METAL(ESTADO DE OXIDACIÓN).

Fórmula Nombre Ca2+ + (ClO)- = Ca(ClO)2 Hipoclorito de calcioCa2+ + (ClO2)- = Ca(ClO2)2 Clorito de calcioSn4+ + (ClO3)- = Sn(ClO3)4 Clorato de estaño(IV)Ca2+ + (SO3)2- = Ca(SO3) Sulfito de calcioPb4+ + (SO3)2- = Pb(SO3)2 Sulfito de plomo(IV)Al3+ + (SO4)2- = Al2(SO4)3 Sulfato de aluminioFe3+ + (PO4)3- = FePO4 Fosfato de hierro(III)

9.6. Otros compuestos binarios

Están formados por combinación de un elemento metálico Mx+ (Donde X es el símbolo del metal y la x su estado de oxidación) y un anión Ny-.

Las valencias de los elementos se intercambian entre ellos y se ponen como subíndices.Por tanto su fórmula general es: MyNx

Se nombran con NOMBRE DEL ANIÓN + NOMBRE DEL METAL(ESTADO DE OXIDACIÓN). Pueden ser sales o hidruros.

Fórmula NombreFeBr2 Bromuro de hierro(II) NaCl Cloruro de sodio Fe2S3 Sulfuro de hierro(III) CuI2 Yoduro de cobre(II) BrF Fluoruro de bromo(I) NaH Hidruro de sodio FeH2 Hidruro de hierro(II)

Los siguientes hidruros se conocen como:Fórmula N. tradicionalNH3 Amoniaco B2H6 Borano (diborano)CH4 Metano

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10. Masa molecularComo las moléculas están formadas por átomos, la masa de una molécula es igual a la

suma de las masas de los átomos que la forman. Por ejemplo, la masa molecular del oxígeno gas (O2) se calcula a partir de la masa atómica del oxígeno, 16 u:

2 átomos de oxígeno (O) = 2 × 16 = 32 u

La masa molecular de las sustancias se expresa en unidades de masa atómica (uma o u). Sin embargo, estas unidades son extremadamente pequeñas:

u = 1.66 × 10-24 g, en otras palabras 0.00000000000000000000000166 g.

Estas cantidades son imposibles de medir en un laboratorio. Para trabajar en el laboratorio necesitamos usar unidades mayores como el gramo, las cuales puedan ser medidas en una balanza. ¿Cómo resolver éste problema? Respuesta: Con la unidad mol.

11. Mol como unidad de cantidad de materia

Ya hemos visto que es imposible trabajar en el laboratorio con unas cuantas moléculas, porque sus masas no son visibles. Por tanto, es necesario usar un número mucho mayor de moléculas. Experimentalmente, se ha probado que una masa de cualquier sustancia igual a la masa molecular en u pero expresada en gramos contiene un número constante de moléculas. Este número es tan grande como 6.023 ×1023 y se denomina Número de Avogadro (NA).

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Un Mol es una unidad de cantidad de materia y se define como la cantidad de materia que contiene 6.023 ×1023 partículas (átomos, moléculas, iones, electrones).


Actividades Tema 1. Estructura de la Materia I

1.- Responde si las siguientes frases son verdaderas o falsas. Si son falsas, explica por qué.

a) Un átomo de aluminio tiene 13 protones y 15 electrones.

b) El número atómico es el mismo que el número de protones, y también el mismo que el número de neutrones.

c) El número atómico es el mismo que el número de protones y también el mismo que el número de electrones.

2.- Indica el número de protones y electrones de los átomos con las siguientes características:

a) Z = 30 b) Z = 15 c) número atómico = 25

3.- El cloro tiene 18 neutrones y Z = 17. Razona las siguientes cuestiones:

a) Determina cuántos electrones tiene y cuál es su número másico. b) Determina cuántos electrones, protones y neutrones tienen un isótopo del cloro si tiene

un valor de A = 37.

4.- El átomo de calcio tiene A = 40 y Z = 20. Razona las siguientes cuestiones:

a) Determina cuántos electrones, protones y neutrones posee un átomo de calcio.b) Determina cuántos electrones, protones y neutrones tienen un isótopo de calcio si tiene

un valor de A = 41.

5.- Calcula la masa molecular de las siguientes sustancias:

a) Óxido de carbono(IV) b) amoniaco c) agua d) cloruro de sodioDatos: Masas atómicas: C: 12 u, O: 16 u, Na: 23 u, Cl: 35,5 u, N: 14 u, H: 1 u

6.- Calcula la masa molecular de los siguientes compuestos:a) KMnO4 b) KCl c) Al(SO4)3 d) H2CO3 e) Ba(ClO3)2

Masas atómicas: K: 39; Mn: 55; O: 16; Cl: 35.5; Al: 27; S: 32; H: 1; C: 12; Ba :137

7.- ¿Cuántas moléculas contienen 5 moles de hidróxido de magnesio, Mg(OH)2? Datos: Masas atómicas H: 1 u, O: 16 u, Mg: 24 u.

8.- ¿Cuántas moléculas contienen 36 gramos de agua? ¿Cuál e la masa de cada molécula? Datos: Masas atómicas H: 1 u, O: 16 u.

9.- Indica cuantos gramos pesan…a) 1 mol de átomos de nitrógeno b) 0.5 moles de nitrato de calcioc) 2.5 mol de cloruro de sodio d) 1.7 mol de cloruro de potasio

10.- ¿Cuántos átomos de hierro existen en 200 g del citado elemento?Masas atómicas: Fe: 56

11.- Determinar la masa, en g, de 48·1023 átomos de plata.Masas atómicas: Ag: 108.

12.- Calcular la masa molecular del ácido sulfúrico. Dar la respuesta en u y en g. Masas atómicas: S: 32; O: 16; H: 1.

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13.- ¿Cuántos moles hay en 45 g de agua? Masas atómicas: H:1; O:1614.- Calcular la masa, en g, que hay en un mol de carbonato de sosido. Masas atómicas: C: 12; Na: 23; O: 16.

15.- ¿Cuántos moles hay en 30.115 · 1023 moléculas de nitrato de hierro(III)?Masas atómicas: O: 16; Fe:56; N: 14.

16.- Determinar los moles que hay en 50 gramos de mármol (carbonato de calcio). Masas atómicas: C: 12; Ca: 40; O: 16.

17.- Determinar la masa de una molécula de ácido clorhídrico.Masas atómicas: Cl: 35.5; H: 1.

18.- Hallar el número de moles y de moléculas que existen en 504 g de sulfito de sodio.Masas atómicas: S: 32; O: 16; Na: 23.

19.- Determinar el número de moléculas que existen en 2 moles de hipoyodito de calcio. ¿cuántos átomos serán de calcio?Masas atómicas: I: 137; Ca: 40; O: 16.

20.- ¿Dónde existen más moléculas en 684 g de sulfato de aluminio o en 2 moles de cloruro de mercurio(II)?Masas atómicas: S: 32; O: 16; Al: 27; Cl: 35.5; Hg: 200.

21.- ¿Cuántos átomos existen en 202 g de nitrato de potasio?Masas atómicas: N: 14; K: 39; O: 16.

22.- Determinar el número de moles, moléculas y átomos que existen en 136 g de hidróxido de magnesio. Masas atómicas: Mg: 24.5; H: 1; O: 16.

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