1. Colegio de San Francisco de Paula Dpto. de Ciencias Naturales
TEMA 1. Estructura de la Materia I
1. 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.
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.
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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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.
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.
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.
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.
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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.
El número exacto de protones es característico para cada elemento, se denomina número
atómico y se representa por la letra Z.
Z = número atómico = número de protones
En estado neutro, número protones = número de electrones
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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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.
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.
A = número másico = número de protones + número de neutrones
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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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. Tema 1. Estructura de la materia I 2011-12
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).
Moléculas
Sustancias simples Sustancias compuestas
Monoatómico Diatómico Binario Ternario
8. Símbolos químicos y fórmulas
Las moléculas se representan mediante formulas químicas.
La formula química de una sustancia indica los elementos que contiene y en qué
proporciones.
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).
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Las formulas químicas son la representación abreviada de la composición de las moléculas.
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 M x+ (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)
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8. Tema 1. Estructura de la materia I 2011-12
Br2O5 Óxido de bromo(V)
S2O3 Óxido de azufre(VI)
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 Nombre
NaOH 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 Nombre
H+ + (ClO)- = HClO Ácido hipocloroso
H+ + (ClO2)- = HClO2 Ácido cloroso
H+ + (ClO3)- = HClO3 Ácido clórico
H+ + (ClO4)- = HClO4 Ácido perclórico
H+ + (SO3)2- = H2SO3 Ácido sulfuroso
H+ + (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
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b) NOMBRE DEL ELEMENTO-URO + DE HIDRÓGENO
Fórmula Nombre
HF Ácido fluorhídrico = Fluoruro de hidrógeno
HCl Ácido clorhídrico = Cloruro de hidrógeno
HBr Ácido bromhídrico = Bromuro de hidrógeno
HI Ácido yodhídrico = Yoduro de hidrógeno
H2S 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 calcio
Ca2+ + (ClO2)- = Ca(ClO2)2 Clorito de calcio
Sn4+ + (ClO3)- = Sn(ClO3)4 Clorato de estaño(IV)
Ca2+ + (SO3)2- = Ca(SO3) Sulfito de calcio
Pb4+ + (SO3)2- = Pb(SO3)2 Sulfito de plomo(IV)
Al3+ + (SO4)2- = Al2(SO4)3 Sulfato de aluminio
Fe3+ + (PO4)3- = FePO4 Fosfato de hierro(III)
9.6. Otros compuestos binarios
Están formados por combinación de un elemento metálico M x+ (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 Nombre
FeBr2 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. tradicional
NH3 Amoniaco
B2H6 Borano (diborano)
CH4 Metano
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10. Tema 1. Estructura de la materia I 2011-12
10. Masa molecular
Como 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).
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).
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11. Colegio de San Francisco de Paula Dpto. de Ciencias Naturales
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 sodio
Datos: 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 calcio
c) 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:16
14.- 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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