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ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO III TeoríaUNIVERSIDAD DE BUENOS AIRES PROGRAMA DE EDUCACIÓN A DISTANCIA UBA XXI Proyecto de Articulación con Enseñanza Media Curso: NOCIONES BÁSICAS DE QUÍMICA © PATRICIA SUSANA MORENO LETICIA ZUCCARO 2006 Derechos reservados. Ley 11723. 1 ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO III Teoría Recomendaciones Comiencen por leer el contenido teórico de cada módulo. Presten suma atención a las aclaraciones, ya sea en los conceptos o en la resolución de problemas tipo. Resuelvan las actividades propuestas utilizando los conocimientos que ya poseen y los nuevos adquiridos en cada módulo. No se apresuren con las respuestas, la primera opción no siempre es la correcta, es válido probar y cambiar hasta convencerse de que es el camino adecuado. Vuelvan a leer las explicaciones teóricas y la bibliografía o visiten los sitios web recomendados, tantas veces como consideren necesario para resolver los ejercicios propuestos. Consulten a su tutor. Una vez que el ejercicio está resuelto, cotéjenlo con la solución que les proponemos. Recuerden que no hay un único camino, y les estamos dando sólo uno de ellos. No se “hagan trampa” acudiendo a las resoluciones antes de terminar. Eso no los ayuda, les crea la falsa sensación de que entienden cuando en realidad no es así. Deben llegar al resultado, en lo posible sin ayuda externa y luego analizar, en caso de que no coincidan sus resultados con los que nosotras proponemos, dónde estuvo el error y en qué consistió. Organicen su tiempo teniendo en cuenta el cronograma presentado. Resuelvan las autoevaluaciones. Éstas les ayudarán a decidir si pueden avanzar o volver un paso atrás y revisar algunas cuestiones antes de proseguir el camino. Esperamos que este curso les resulte ameno y útil y los ayude a superar la barrera que suele levantarse entre ustedes y la universidad. Les deseamos éxito en la tarea que van a emprender y cuenten con nuestro apoyo ante cualquier dificultad. Patricia Susana Moreno - Leticia Zuccaro 2 ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO III Teoría MÓDULO III TEORÍA ATÓMICA Y MAGNITUDES ATÓMICO-MOLECULARES 3 .Masa atómica 4.Para que practiques solo/a 4.c...Isótopos 3.Volumen molar y volumen molar normal 4.Solucionario 4 .c.d.b.Masa molecular 4.b..Isóbaros 3.b.ARTICULACIÓN QUÍMICA .El concepto de mol – masa molar 4.b.a..d.Teoría atómica moderna 3 – Estructura atómica 3.Teoría atómica de Dalton 2.Configuración electrónica 5...Problemas resueltos 4.Para que practiques solo/a 6 – Para saber un poco más 7 ...Para que practiques solo/a 5 – Configuración electrónica y tabla periódica 5...Iones 3..e..f.a.a.c.. número másico 3.Magnitudes atómico-moleculares 4.Tabla periódica de los elementos 5..MÓDULO III Teoría Módulo III: TEORÍA ATÓMICA Y MAGNITUDES ATÓMICO-MOLECULARES TEMARIO 1 –Introducción Retomando el módulo 1: “El mundo que nos rodea” 2 – Evolución de la teoría atómica 2..a.Número atómico.e. En la revolución científica del siglo XVII. 1766-1844) Ernest Rutherford (neozelandés. Haciendo un poco de historia John Dalton (inglés. 5 . moléculas e iones) que entran en juego. comprenderlos y poder aplicarlos. para introducirlos al conocimiento de la estructura de la materia. Galileo Galilei (italiano. En cambio.MÓDULO III Teoría 1. hemos mencionado los modelos científicos que usa la ciencia. Isaac Newton (inglés. 1643-1727) y Robert Boyle (irlandés. volumen. retoman nuevamente la concepción atomista.ARTICULACIÓN QUÍMICA . La química es una ciencia experimental que se basa en el estudio de las reacciones. que significa indivisible o inseparable (del griego.. 15611626). En este módulo. Composición de la materia.INTRODUCCIÓN Retomando el módulo 1: “El mundo que nos rodea”.C.) de las sustancias (átomos. lo que llevó a olvidar este modelo de la estructura de la materia durante dos mil años. etc. La primera nos indica la clase de sustancias que participan (tanto reactivos como productos). 1564-1642). n° de partículas. la información cuantitativa está relacionada con la cantidad (masa. conocerás las magnitudes atómicas y moleculares que te permitirán resolver problemas numéricos y conceptuales relacionados con la química cuantitativa. suponiéndola formada por pequeñas partículas indestructibles a las que llamaron ÁTOMOS. 1627-1691). En el primer módulo. distinto del átomo de otra sustancia. El contenido de este módulo te ayudará a vincular nuevos conceptos con los anteriores. Francis Bacon (inglés. los filósofos Leucipo y Demócrito concibieron la materia como discontinua. 460 a. el hombre se ha visto impulsado a examinar y a tratar de descubrir la estructura de la materia y comprender todos los fenómenos que se relacionan con ella. y mostramos los distintos modelos atómicos.) Desde tiempos remotos. 1871-1937) Demócrito (griego. En este módulo desarrollaremos sintéticamente cada uno. a: privativo – tomo: cortar o dividir). Para Demócrito había un tipo de átomo diferente para cada sustancia y cada uno tenía un peso característico.C. de las cuales se obtiene información cualitativa y cuantitativa. Entre los siglos VI y V a. El concepto de átomo le permitió interpretar fenómenos cotidianos como la evaporación y la difusión entre otros. Tiempo después Platón y Aristóteles (dos grandes filósofos griegos) negaron las ideas atomistas de Demócrito. El descubrimiento de la naturaleza eléctrica de la materia y de la naturaleza del electrón (1900).EVOLUCIÓN DE LA TEORÍA ATÓMICA 2. Dalton expuso su teoría atómica. Modelo atómico de Thomson En 1833 Michael Faraday (inglés.b. cuando propuso la teoría atómica y revolucionó el incipiente mundo de la química. Años más tarde las llamó ELECTRONES. Pero hasta 1897. La teoría atómica de Dalton se fundamentó en diversos hechos experimentales y puede resumirse en los siguientes postulados: 1. ya que está compuesta por un tubo de rayos catódicos cuyos rayos se bombardean sobre una pantalla. Los elementos están formados por partículas muy pequeñas llamadas átomos. Thomson encontró que la masa del electrón es muy pequeña con respecto a la del átomo y de carga negativa y pudo medir la relación carga y masa del electrón. Dalton y Antoine Laurent Lavoisier (francés. Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí y los de distintos elementos son diferentes.MÓDULO III Teoría 2. En el libro Un nuevo sistema de filosofía química (1808).1743-1794) son considerados los fundadores de la Química moderna. 2.a. En ese año. y fue el primero que propuso el término “electrón” para describir la unidad fundamental de la carga eléctrica. Esta idea tuvo validez menos de un siglo ya que nuevos hechos experimentales contribuyeron al desarrollo de la teoría atómica moderna. Una reacción química implica solo una separación. como lo explican los postulados anteriores. La televisión es un ejemplo de ello. Joseph John Thomson realizando experiencias en tubos de descarga descubrió que las partículas que constituían los rayos catódicos tenían carga eléctrica negativa. George Johnstone Stoney (irlandés. cuya naturaleza no depende del gas ni del material del electrodo. combinación o nueva disposición de átomos.. 3. en la cual se producía una reacción química y el resultado de esta experiencia fue la clave más importante para interpretar y entender la naturaleza eléctrica de los átomos. con John Dalton. 1791-1867) realizó la electrólisis del agua que consistía en hacer pasar una corriente eléctrica a través de una solución acuosa.Teoría atómica moderna Las experiencias que ampliaron el desarrollo de la teoría atómica postulada por John Dalton.ARTICULACIÓN QUÍMICA .. 2. En 1874. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. como el de átomo. por consiguiente se trataría de una partícula constituyente de toda la materia.. En cualquier compuesto la relación entre el número de átomos de cualquier par de elementos presentes es un número entero o se puede expresar como una fracción simple. comenzaron a surgir las nuevas ideas acerca de la composición de la materia. 1826-1911) reconoció el contenido de los experimentos de Faraday. El mérito de este autor fue el de incorporar al mundo físico un concepto filosófico. El concepto de átomo de Dalton es más detallado y específico que el concepto de átomo indivisible de Demócrito. pero éstos no se crean ni se destruyen. 6 .Teoría atómica de Dalton En el siglo XIX. Este físico concluyó diciendo que “Los átomos de materia están de alguna manera dotados o asociados con poderes eléctricos a los que les deben sus cualidades más llamativas”. dieron origen a los siguientes modelos atómicos: 1. no se encontró ninguna evidencia sobre la existencia y propiedades de dicha partícula. fragmentos corpusculares del átomo. y no átomos electrificados. Robert Andrews Millikan (estadounidense. b) Los iones positivos viajan hacia el cátodo o electrodo negativo.MÓDULO III Teoría Las experiencias realizadas en tubos de descarga permiten llegar a la conclusión de que los rayos catódicos son electrones. las cargadas positivamente eran atraídas por el cátodo. Eugen Goldstein (alemán. llamado de uvas en gelatina o budín de pasas. Años mas tarde.ARTICULACIÓN QUÍMICA . esto explicaba la luminosidad que aparecía detrás del cátodo. 1868-1953) determinó en 1913 la carga del electrón con la experiencia de la gota de aceite. De esta manera. por lo tanto. algunas partículas positivas atraviesan dicha placa y forman los rayos canales que se detectan en la pared del tubo como un brillo tenue. (+) (-) a) Los electrones viajan del cátodo hacia el ánodo. 1850 . A partir de estos experimentos surgió el modelo atómico de Thomson. es decir. descubrió una corriente de partículas positivas a las que denominó rayos canales. mientras las partículas negativas eran atraídas por el ánodo. Modelo atómico de Thomson (1903) 7 . la dificultad consistía en saber como estaban distribuidas las mismas. c) Como el cátodo está conectado a una placa agujereada.1930). los científicos pensaron en un modelo electrónico del átomo constituido por partículas negativas (electrones) y predijeron la existencia de partículas positivas ya que la materia es eléctricamente neutra (no tiene carga eléctrica neta. Para ello realizó la siguiente experiencia: colocó un cátodo agujereado. luego los llamó PROTONES. Realizando experiencias nuevamente en tubos de rayos catódicos. La experiencia realizada se muestra en el siguiente gráfico. debe haber igual número de cargas positivas y negativas). un modelo de átomo compacto. se consideraba al átomo formado por partículas positivas y negativas. 8 .MÓDULO III Teoría 2. Esto permitió refutar el modelo de Thomson (átomo compacto) ya que la carga positiva del átomo era muy difusa . Supuso entonces. masa y carga similar a los núcleos de los átomos de helio.ARTICULACIÓN QUÍMICA . Además constituyó una etapa decisiva en el conocimiento del mismo. hizo incidir partículas alfa (α. insignificante. Esta experiencia sirvió para demostrar cómo están distribuidas las partículas eléctricas dentro del átomo. mientras que sólo algunas se desviaban e incluso regresaban hacia la fuente emisora por la misma trayectoria (como se muestra en a). Cuando una partícula alfa se acerca al núcleo. Los electrones se encuentran a gran distancia del núcleo. Rutherford concluyó diciendo que la mayor parte de la masa del átomo se encuentra concentrada en el núcleo. donde se ubican las partículas positivas. que la mayor parte de un átomo debe ser espacio vacío ya que la mayoría de las partículas pasaron a través de la lámina de oro con muy poca o ninguna desviación (como se muestra en b). Rutherford postuló que la carga positiva del átomo está concentrada en un punto llamado núcleo. El átomo está constituido por un núcleo positivo rodeado de electrones (1911). muy pequeña) con respecto a la masa del núcleo. cada átomo deberá tener igual número de cargas positivas y negativas para mantener la electroneutralidad. Dado que los átomos son neutros. Modelo atómico de Rutherford En 1910. Ernest Rutherford utilizando el fenómeno de la radiactividad en sus investigaciones. 42He2+) sobre una lámina delgada de oro y observó con gran sorpresa que la mayoría de ellas pasaban a través de la lámina. A partir de esto. El radio del núcleo es 10.000 veces más pequeño que el radio atómico. actúa una fuerza de repulsión (cargas del mismo signo se repelen) y sufre una gran desviación por tener carga del mismo signo. La masa del electrón es despreciable (o sea. terminarían chocando contra el núcleo. Toda carga eléctrica en movimiento. la atracción que ejercía el núcleo (con carga de signo contrario) aumentaba. a medida que el electrón perdía energía. no cualquier órbita del modelo planetario estaría permitida para el electrón.Modelo de Rutherford ¿Por qué se cambió este modelo? Se dejó de lado este modelo porque era incompatible con los conocimientos (bien corroborados) que existían en ese momento sobre electricidad. Por lo tanto. Así.ARTICULACIÓN QUÍMICA . Como esto no ocurre en la realidad. Las bases del modelo de Bohr fueron las siguientes: • Los electrones en los átomos solo presentan ciertos estados energéticos estables. Niels Bohr (danés. ya que si no. no existiría la materia.MÓDULO III Teoría Dimensiones aproximadas de radio atómico y radio del núcleo 10-8 ≅ el radio atómico 10-12 ≅ el radio del núcleo atómico El modelo de Rutherford era semejante al sistema planetario y totalmente diferente al modelo compacto de Thomson. 9 . 3. 1885-1962) propuso un modelo atómico que permitía explicar el movimiento de los electrones sin caer dentro del núcleo. si los electrones se movían alrededor de un núcleo positivo. y perdían energía continuamente. Las ecuaciones de la mecánica cuántica explican el comportamiento de los electrones en los átomos (1925). Modelo atómico de Bohr y modelo atómico actual Modelo atómico de Bohr Los físicos sabían que los átomos estaban formados por protones y electrones y que estos últimos giraban alrededor del núcleo a altas velocidades en órbitas circulares. emite energía. el modelo propuesto debe estar equivocado. 1911. Es decir. se dice que el átomo está en estado fundamental. denominadas cuantos. deriva del latín quantum. observados en el átomo de hidrógeno. Cuando un electrón absorbe energía. Plank calculó que la mínima cantidad de energía luminosa que puede absorber o emitir un cuerpo depende de la frecuencia de la luz que emite o absorbe La fórmula que interpreta este hecho es la siguiente: 10 . Modelo atómico actual El modelo atómico de Bohr se ajustaba muy bien a los espectros. 1 ó 2 ó 3…) absorbieron energía y “saltaron” a un nivel de energía superior. Así se inicia para la física la etapa conocida como mecánica cuántica y proporciona los cimientos para la investigación en lo referente a la energía atómica. Un átomo se dice que está en estado excitado cuando uno o más electrones (a los que les correspondería estar en un determinado nivel. El color de la luz emitida depende de la cantidad de energía liberada. por ejemplo. sino solamente cuando cambia el radio de su órbita. 1858-1947). En 1900 Max Karl Planck (alemán. Surge así el nombre de teoría cuántica o teoría de los cuantos. Este estado es sólo temporal y el electrón libera esa energía absorbida en forma de luz. Y los electrones ocupan los niveles energéticos más cercanos al núcleo. creador de la teoría cuántica. explicaba por qué los cuerpos calientes emitían radiación electromagnética y llegó a la siguiente conclusión: los electrones sólo absorben o emiten luz en pequeños paquetes de energía (cuantos de energía. Plank. que significa cantidad elemental). regresando al nivel del que partió. explicó que la energía se radia en unidades pequeñas separadas.MÓDULO III Teoría • Los electrones son partículas cargadas. “salta” a niveles de mayor valor energético. 1913 – Modelo de Bohr o de Rutherford-Bohr Cuando todos los electrones de un átomo se encuentran en su estado de mínima energía. se aleja del núcleo. pero no podía explicar las características de los átomos con mayor número de electrones. los experimentos espectrales indicaban que la energía de los electrones no podían tomar cualquier valor.ARTICULACIÓN QUÍMICA . pero no emiten radiación en su viaje alrededor de núcleo. Los átomos absorben o emiten luz de distintas longitudes de onda. ARTICULACIÓN QUÍMICA . la probabilidad de encontrarlos en una zona del espacio alrededor del núcleo atómico. que nos indica que el electrón no gira en órbitas determinadas y sólo podemos encontrar al mismo en el orbital. sin límites definidos.MÓDULO III Teoría E = h . n= número cuántico principal l= número cuántico secundario m= número cuántico magnético s= número cuántico spin Si pudiéramos fotografiar al electrón de un átomo en un instante dado y tomásemos varias fotografías sucesivas. se observa lo explicado: Ubicación de un electrón en el átomo 11 .v E= energía de un cuanto h= constante de Planck v= frecuencia de la radiación medida en oscilaciones por segundo Las ecuaciones de la mecánica cuántica introducen cuatro números cuánticos que describen los estados de energía posible para los electrones y por lo tanto. A esta región del espacio donde es probable encontrar al electrón. En las siguientes figuras. se la llama orbital. observaríamos al superponerlas que las posiciones del electrón nos dan una imagen de nube electrónica difusa. ESTRUCTURA ATÓMICA El modelo actual del átomo postula que éste se encuentra formado por tres partículas fundamentales: protones. Por lo tanto. número másico En la tabla periódica los elementos se encuentran ordenados de acuerdo con un número creciente. Los electrones se encuentran en continuo movimiento en una zona. La masa de los protones y los neutrones es similar. Identifica a los distintos elementos.. a su vez.-Número atómico. En la zona central o núcleo se encuentran los protones y neutrones. están formados por partículas más pequeñas denominadas quarks.Z 12 . ese número recibe el nombre de número atómico o número de orden y se representa con la letra Z. En el núcleo además de protones hay neutrones. Los protones poseen carga positiva (+) y los neutrones carecen de carga eléctrica.ARTICULACIÓN QUÍMICA . llamada nube extranuclear.MÓDULO III Teoría 3. alrededor del núcleo. Esto se sintetiza en el siguiente cuadro: Átomo formado por núcleo protones masa 1 carga (+) neutrones masa 1 carga 0 nube extranuclear electrones masa 1 1840 carga (-) 3. Los protones y los neutrones. Tienen carga negativa y su masa es 1840 veces menor que la de los protones. La forma aceptada para anotar el número atómico y el número de masa (másico) de un elemento X es la siguiente: Número de masa = Número de protones + Número de neutrones A = Z + Número de protones El número de neutrones se puede calcular así: Nº de neutrones = A . neutrones y electrones. La suma del número de protones y neutrones recibe el nombre de número másico y se simboliza con la letra A. en los átomos (ya que son eléctricamente neutros) ese número indica también la cantidad de electrones. Este número indica la cantidad de protones que un átomo de un elemento tiene en su núcleo.a. b. pertenecen a distintos elementos (por tener distinto número atómico). El carbono-14 (isótopo radiactivo del C) se utiliza para determinar la antigüedad de objetos (datación). se transforma en ión negativo llamado anión. pertenecen al mismo elemento pero se diferencian en el número de neutrones. D2O. 3. podemos decir que por tener el mismo Z..-Iones Los iones son partículas con carga eléctrica.c. siendo muy útil en investigaciones arqueológicas. como por ejemplo el Co-60. Esto puede deberse a una pérdida o ganancia de electrones. Por lo tanto. el deuterio. Su fórmula suele escribirse. Si un átomo pierde electrones.MÓDULO III Teoría 3. se transforma en ion positivo llamado catión. y queda con tantas cargas negativas como electrones haya ganado. Propio 1p+ 1e- Deuterio 1p+ 1e. Es decir que el número de protones no es igual al número de electrones..d. En medicina se utilizan radioisótopos (isótopos radiactivos). y queda con tantas cargas positivas como electrones haya perdido. Ejemplo: 3. Del hidrógeno se conocen estos tres isótopos. Por lo tanto.2n El agua pesada que se utiliza en los reactores nucleares lleva ese nombre porque la molécula de agua está formada por un isótopo pesado del hidrógeno. antropológicas o paleontológicas. Si un átomo gana electrones.1n Tritio 1p+ 1e. para la destrucción de tumores y otros en el estudio del funcionamiento de ciertas glándulas.-Isótopos Se llaman así a los átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa. Veamos los siguientes ejemplos: 13 .ARTICULACIÓN QUÍMICA .-Isóbaros Son átomos que tienen el mismo número másico y distinto número atómico. en las estrellas. no podemos ver los átomos o las moléculas que componen cada una de estas sustancias.6022. En el siguiente cuadro podés observar la masa y carga de cada partícula subatómica.67495. un electrón y un neutrón expresados en gramos. Al observar una muestra de agua.MÓDULO III Teoría Na Na+ + 1e- El átomo de Na es neutro y cuando pierde un electrón se transforma en catión Na+. Partícula Electrón Protón Neutrón Masa (g) 9. Esto ocurre durante las reacciones nucleares. Esto es porque estudia las relaciones de masas entre los átomos.. Cl + 1 eCl- En este caso el átomo de cloro neutro gana un electrón y se transforma en anión cloruro.10-28 1.10-19 +1. • • Recordá que siempre son los electrones los que se ganan o pierden y no los protones.10-19 0 Carga Unitaria -1 +1 0 Las masas de los átomos son muy pequeñas comparadas con las masas que se manejan habitualmente.10-24 Carga en coulomb -1.10-24 1.6022. la masa de un protón.1095. podemos decir que son poco prácticas para indicar la 14 .MAGNITUDES ATÓMICO-MOLECULARES En la introducción de este módulo dijimos que la química es una ciencia cuantitativa. un alambre de cobre o un trozo de metal. Observando en el cuadro anterior. En el cuadro se indica la composición atómica del catión sodio y del anión fosfuro 11 protones 12 neutrones 10 electrones 15 protones 16 neutrones 18 electrones 4. La modificación en el número de protones en un átomo significa la transformación de un elemento en otro. en los reactores nucleares o durante una explosión atómica. g e incluso mg que resultan demasiado grandes para que sean de utilidad.67252. Esto hace imposible medirlas con las balanzas convencionales y en las unidades habituales como kg. iones o moléculas que participan en los procesos fisicoquímicos.ARTICULACIÓN QUÍMICA . Las partículas que las forman son infinitamente pequeñas y nos resultaría muy difícil medir su tamaño y su masa. Dalton sugirió tomar la masa del átomo de hidrógeno como unidad para expresar la masa de los átomos de los otros elementos.10-24g X X= 1.10-22 g. obtendríamos un valor de 3. de tal forma que se pueda utilizar como PATRÓN.10-22g *238 partículas que hay dentro del núcleo (protones y neutrones) considerando que los valores de ambas son iguales.10-24 . de las cuales seis son protones y seis neutrones. 1u= Masa de un átomo de carbono(12C) 12 = 1. 238 1 = 3.MÓDULO III Teoría masa de un elemento dado. Con el correr del tiempo se presentaron dificultades que hicieron modificar el elemento tomado como unidad (patrón) para comparar la masa de los otros elementos. Dándole el valor 1.ARTICULACIÓN QUÍMICA .66.10-24 g Como el núcleo de este isótopo presenta doce partículas en total. Si quisiéramos indicar en gramos la masa del uranio (elemento más pesado que contiene la corteza terrestre). podría decirse que la masa de 1 u es aproximadamente igual a la de un protón o un neutrón y vale: 15 . • Fue en 1961 que se eligió como patrón de referencia al isótopo más abundante del carbono asignando a su masa un valor de doce unidades de masa atómica (uma). La uma se representa simplemente con la letra “u”. a la masa del átomo de H (que es el elemento más liviano).9. y además la masa de estas partículas son similares.97. Uranio Z: 92 A: 238 1p+ 238 * 1. Debido a esta dificultad. 12 Por definición. ¿cómo se puede determinar su masa? No es posible pesar un solo átomo. pero existen métodos experimentales a partir de los cuales se puede determinar la masa de un átomo en relación con la de otro. resultaban valores superiores a la unidad para la masa de átomos de los elementos restantes.67.67. El primer paso consiste en asignar un valor a la masa de un átomo de un elemento dado. Si los átomos son tan pequeños. neutrón y electrón se requiere escribir frecuentemente factores de 10-21 cuando las expresamos en gramos. la u es la 1/12 parte de la masa de un átomo de C. En las masas de protón. Se puede calcular la masa molecular (Mr) de la siguiente manera: Agua: Mragua = 2. 1 + 16 = 18 Molécula de agua formada por 2 átomos de hidrógeno + 1 átomo de oxígeno 16 . es decir que un átomo de oxígeno es 15. sino el promedio de la masa de los distintos isótopos que se encuentran en la naturaleza.006 u (aprox.67. 1 u) * 1.10-24 g * 1u 1.MÓDULO III Teoría 1 u = 1.a.66. hablamos de la Masa molecular relativa (Mr).10-24 g es el equivalente a la masa de un átomo de hidrógeno en gramos 4.9994 veces más pesado que 1 u.67.Masa molecular (Mr) Si hacemos referencia a una sustancia formada por moléculas. Así. se utiliza esta unidad como referencia.Masa atómica Si en lugar de expresar los valores en gramos de la masa atómica.994. aunque se utiliza masa atómica.. se sigue utilizando la misma unidad. y deberíamos denominarla masa atómica promedio. 4. 10-24 g Calculemos la masa de un átomo de hidrógeno expresada en u: 1. la masa atómica del oxígeno es 15.ARTICULACIÓN QUÍMICA . Esta magnitud es un número abstracto que indica cuántas veces es mayor la masa de una molécula con respecto a la u. ArH + ArO Mragua = 2.66. Debemos aclarar que no es la masa de un átomo en particular. se puede hablar de masa atómica relativa (Ar).10-24 g 1..b. etc. Como ya dijimos. es conveniente utilizar una unidad especial que sirva para describir una cantidad de átomos muy grande. moléculas o iones.MÓDULO III Teoría Dióxido de carbono: Molécula de dióxido de carbono Mrco2 = Arc + 2 ArO Mrco2 = 12 + 2 .1023.) como átomos hay exactamente en 12 g de 12C.El concepto de mol – masa molar Tanto en nuestra vida diaria como en el laboratorio usamos muestras de sustancias que contienen enorme cantidad de átomos.02.100 unidades 1 millar --1000 unidades Utilizamos estas “unidades” para indicar una cantidad determinada de objetos. luego. electrones. nos referimos a 12 unidades de cada uno de esos objetos. Esta cifra se llama constante (o número) de Avogadro en honor al científico italiano Amadeo Avogadro (17761856). sumar dichos productos.ARTICULACIÓN QUÍMICA . Por ejemplo.c.. Aunque lo usamos redondeándolo a 6. En química la unidad que se utiliza es el MOL. Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas elementales (átomos.1023 partículas. 1 mol de átomos de 12C tiene una masa de 12 g y contiene 6. estas partículas tienen masas muy pequeñas y no existen balanzas que puedan pesarlas en forma individual. iones. El valor aceptado es: 1 mol => (contiene) 6. si decimos una docena de lápices o una docena de sandías. Por lo tanto. 4. moléculas. 17 .16 = 44 formada por 2 átomos de oxígeno + 1 átomo de carbono Como vimos en los ejemplos anteriores para obtener la masa molecular se procede de la siguiente manera: La masa molecular relativa es un número sin unidades. que se obtiene al multiplicar cada masa atómica del elemento que interviene en la fórmula por su subíndice y.022045.02.1023 átomos. Podemos citar varios ejemplos que te servirán para entender esta unidad: 1 decena ----1 docena ---10 unidades 12 unidades 1 centena ----. la Mr de dicho elemento es 32. un mol de moléculas de oxígeno tiene una masa de 32 gramos. Un mol de moléculas de agua contiene 6..10-23g x= 1 molécula de O2 . pero lleva unidad. como por ejemplo.10-23g 6. Por ejemplo. 10 23 moléculas de O2 18 .02. La forma práctica de calcular la masa de un mol de átomos o un mol de moléculas es a partir de las masas atómicas (Ar) y masas moleculares (Mr).02 .1023 átomos de C. como por ejemplo: La Ar del oxígeno es 16.02 . 10 átomos de Na De la misma manera podemos calcular la masa en gramos de una sola molécula de cualquier sustancia. 6. 6. del 23Na.1023 moléculas de agua.02.1023 iones K+. Sabemos que. Esta masa de C contiene 6. Conociendo este valor es posible calcular la masa en gramos de un solo átomo de cualquier elemento.. 32 g 6.02 . la masa de un mol de átomos de Na es igual a 23 g. Por lo tanto.02. 1023 átomos de Na 1 átomo de Na x= 1 átomo de Na . Por lo tanto. 1023 moléculas de oxígeno 1 molécula de oxígeno 32 g x = 5.. La masa atómica (Ar) del sodio es 23. por lo tanto. gramos.1023moléculas de H2O Un mol de iones K+ contiene 6..02 .315. 23 g 23 23 g x = 3.1023 átomos de C contiene 6.82.02. Ar K = 39 Mr H2O = 18 Masa molar = 39 g-Masa molar = 18 g -- contiene 6.02.ARTICULACIÓN QUÍMICA . Es numéricamente igual al Mr (o Ar).MÓDULO III Teoría Masa molar Es la masa de un mol de una sustancia. la masa molar del C es 12 g. de gases cualesquiera.02. Cuando el volumen molar se mide en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT).02.MÓDULO III Teoría • • • 18 g de agua 1 mol de moléculas 6. 0 ºC). Como en 1 mol de sustancia hay 6. en iguales condiciones de presión y temperatura.1023 átomos Recordá: • Si se sabe la masa atómica (Ar) de un elemento.02. siempre que los gases se encuentren en las mismas condiciones de presión y temperatura y admitiendo para dichos gases un comportamiento ideal en esas condiciones.02. contienen igual número de moléculas”. por lo tanto. Ejemplos Una masa de gas desconocido ocupa un volumen de 50 dm 3. ¿cuántas moléculas contiene? Sabemos que en 22.02.1023 moléculas • • • 342 g de azúcar 1 mol de moléculas 6. se procede de la siguiente manera: 19 ..02.4 litros ó dm3.02. también se conoce su masa molar (M).ARTICULACIÓN QUÍMICA .Volumen molar y volumen molar normal Se llama volumen molar de una sustancia gaseosa (a una cierta presión y temperatura) al volumen que ocupa un mol de dicho gas en esas condiciones de presión y temperatura. 4. lo denomina volumen molar normal y es igual a 22.1023moléculas por ser el volumen de un mol en CNPT.02.1023 moléculas • • • 56 g de hierro 1 mol de átomos 6. podemos afirmar que: 6. se sabe su masa molar (M).4 dm3 de gas existen 6. es decir: 1 atm (760 mm de Hg y 273 K. De acuerdo con la hipótesis formulada por Avogadro: “Volúmenes iguales.1023 moléculas de N2 6.1023 moléculas de CO2 tienen el mismo volumen El volumen correspondiente a ese número de moléculas es el mismo.1023 moléculas.d.1023 moléculas de H2 6. • Si se conoce la masa molecular (Mr) de una sustancia. en CNPT.02. para saber el número de moléculas que hay en 50 dm3.1023 moléculas de O2 6. 3437.02. hay 6.e.02.02.3125 moles de átomos de azufre de la siguiente manera: 1mol de átomos 0. Resolución de problemas relacionados con los conceptos de masa atómica y mol de átomos Datos: Masa atómica de los elementos de la tabla periódica. 6..4 dm3-----------.3125 moles de átomos 6.MÓDULO III Teoría 22.1023 moléculas 4. ¿Cuántos átomos de este elemento contiene? Solución: Teniendo en cuenta que la masa atómica de azufre es de 32.1023 átomos x 20 .1mol x = -------------------------------------------= 2.1023 moléculas 50 dm3 --------------x x= ------------------------------------------------------------------= 50 dm3 .3125 moles de átomos de S b) Sabemos que en un mol de átomos.23 moles 6. Número de Avogadro: 6.3437. podemos calcular la cantidad de átomos que hay en 0.4 dm 3 1. estás en condiciones de resolver las siguientes actividades. ¿Cuántos moles de átomos se encuentran en la muestra? b.ARTICULACIÓN QUÍMICA . 1mol átomos 32g = 0.1023 átomos de S.1023 moléculas 22.1024 moléculas Si quisiéramos saber el número de moles que existen: 6.1023 I-Una muestra de azufre (S) tiene una masa de 10 g y se quiere saber: a. tendremos: 32g 10g x= 1mol x 10g.02.02.6.10 24 moléculas------------x 1. se puede realizar el siguiente cálculo: a) Si tomamos una masa numéricamente igual a su masa atómica expresada en gramos.02.3437.1023 moléculas------------------1 mol 1.02.Problemas resueltos Con los contenidos teóricos vistos.1024 moléculas . 02. c. un recipiente cerrado se encuentra una masa de oxígeno gaseoso igual a 50g. recordá que es un conjunto de símbolos con subíndices que indica qué clase de elementos interviene y cuántos átomos de cada elemento hay en dicha fórmula.1023 átomos = 0. Las fórmulas moleculares que usaremos en los ejercitación están escritas para que no tengas dificultad y puedas resolverlos (en el módulo IV aprenderás a escribir dichas fórmulas).Una muestra de nitrógeno gaseoso tiene 4.1023 átomos 1 mol de átomos =1.02.10 23 14g x = 2. ¿Cuántos moles de átomos de N hay? b. Se quieren saber: ¿Cuántos moles de moléculas de oxígeno hay? ¿A cuántas moléculas de oxígeno corresponde? ¿Cuántos átomos del mismo elemento se pueden encontrar? 21 . ¿Cuál es la masa en gramos de 1 átomo de N? a) 6. En el módulo I se explicó el concepto de fórmula molecular.1023 átomos de S. 14g 6. átomos Resolución de problemas relacionados con el concepto de masa molecular de una sustancia y masa molar. Recordá: Las sustancias pueden estar formadas por átomos. a.1023 átomos 1 átomo x= 1 átomo .02. moléculas o iones.02.88. 1mol de átomos 6.1022 átomos .0769 moles de átomos de N b) 6.1022 átomos. 6. b.63.63. en este caso resolverás ejercicios que tienen que ver con moléculas que forman sustancias.32. En a.MÓDULO III Teoría x= 0. I.10-23g.1022 átomos 1 mol de átomos de N x X= 4.1023 átomos 4.ARTICULACIÓN QUÍMICA .63. II.3125moles de átomos .02. 1024 átomos de oxígeno 22 . 1 mol de moléculas de O2 32g a. 10 10 = 1. por lo tanto.1023 átomos de O 9.88. si dividimos por 10 y multiplicamos por 10 no varía el resultado y expresamos el mismo de la siguiente manera: 18.MÓDULO III Teoría Solución: a) Sabemos que la masa atómica del oxígeno es igual a 16 (Ar: 16). para obtener el valor de su masa molecular.40.1023 moléculas 1 mol de moléculas de O b) .02.1023 moléculas x = 9. Sabiendo que la molécula de oxigeno es diatómica: 1 molécula de O2 9. como es masa.56 moles de moléculas X= 6. Sabemos que: 1 mol de moléculas 1.56 moles de moléculas de O2 1.56 moles de moléculas . se procede de la siguiente manera: Mr O2 = 2 . 16 = 32 Si tomamos una masa numéricamente igual a su Mr.80. por lo tanto: 32g 50g X= 1 mol de moléculas de O2 x 50g .40.1023 moléculas = 1. tendremos 32g que corresponden a la masa de 1 mol de moléculas.1023 moléculas X= 2 átomos de O x = 18.40.1023 moléculas . lo medimos en gramos.02.80. por lo tanto. El oxígeno es una sustancia simple y sus moléculas están formadas por dos átomos iguales. Ar O2 Mr O2 = 2 .1023 .ARTICULACIÓN QUÍMICA . 6. 2 átomos de O 1 mol de moléculas de O En notación científica es conveniente dejar un número entero. 6. 1 mol de moléculas 20 moles de moléculas X= 20 moles de moléculas . nos referimos a moles de moléculas. El recipiente contiene 360 gramos. podrás ver en el siguiente cuadro dónde se utiliza el concepto de mol de átomos. 1 molécula de H2O está formada por 2 átomos de H 1 átomo de O Si en lugar de trabajar con moléculas. ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno y cuántos átomos? g. 1023 .1023 moléculas X = 12. ¿Cuántos gramos de agua se encuentran en la muestra? e.12 .212. c) Primero calculamos el número de moles de átomos de O.ARTICULACIÓN QUÍMICA . Mr H2O = 2 . ¿Cuántos moles de átomos de hidrógeno? Resolución: a) Se debe calcular la masa molecular del agua. 18 g 1 mol de moléculas 18g X = 360 g II.1023 1 mol de moléculas 6.1024 moléculas 10 Siempre conviene trabajar con los datos del problema y no con los resultados obtenidos. ¿Cuántas moléculas? f. 23 .12. Se desea saber: d.02.02. 1 + 16 Mr H2O = 18 1 mol de moléculas 20 moles de moléculas X= 20 moles de moléculas . 10 = 1. ArH + Ar0 Mr H2O = 2 . b) Calcular en número de moléculas.1023 moléculas 12.MÓDULO III Teoría Un recipiente contiene 20 moles de moléculas de agua. 212.02. obtendremos: 1 mol de moléculas de H2O 20 moles de moléculas de H2O 2 moles de átomos de H X X= 20 moles de moléculas de H2O .MÓDULO III Teoría 1 mol de moléculas de H2O está formado por 2 moles de átomos de H 1 mol de átomos de O 1 mol de moléculas de H2O 20 moles de moléculas de H2O 1 mol de átomos de O X X= 20 moles de moléculas de H2O.1023 átomos de O X X= 20 moles de átomos de O.1024 átomos de O d) Calculemos el número de moles de átomos de H.ARTICULACIÓN QUÍMICA . 1 mol de átomos de O 1 mol de moléculas de H2O = 20 moles de átomos de O Luego calculamos el número de átomos de O. 6. Como la cantidad de átomos de H es el doble por cada molécula de H2O.02.1023 átomos de O 1 mol de átomos de O = 1. 1 mol de átomos de O 20 moles de átomos de O 6. 2 moles de átomos de H 1 mol de moléculas de H2O = 40 moles de átomos de H 24 . Determina el orbital al que pertenece el electrón.Configuración electrónica La configuración electrónica de un átomo indica como están distribuidos los electrones alrededor del núcleo. por lo tanto. -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 5. Puede tomar valores desde –1 hasta +1. Como además. 25 .. Este giro puede ser en sentido horario o antihorario y. partiendo de 0 toma todos los valores posibles hasta (n – 1). A partir de la resolución de las llamadas ecuaciones de onda (cuyo estudio excede este curso). en la llamada nube o zona extranuclear. la probabilidad de que tome uno u otro valor es la misma. Números cuánticos Los electrones se encuentran moviéndose alrededor del núcleo atómico.MÓDULO III Teoría En el módulo II (tema soluciones) se aplica el concepto de molalidad y molaridad. uno negativo y otro positivo.a. Toma valores desde 1 hasta infinito. sino en determinados niveles y subniveles y está íntimamente relacionada con muchas propiedades de los átomos. se determinan tres de los cuatro números cuánticos que se usan para caracterizar los electrones de un átomo.-CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA 5. Estos números cuánticos son los siguientes: n: número cuántico principal: indica el nivel de energía al que pertenece el electrón y se encuentra relacionado con la distancia promedio al núcleo. Sus valores dependen de los n. s: número cuántico spin: indica el sentido de rotación del electrón sobre sí mismo respecto a un eje imaginario. sólo existen dos valores. Con lo estudiado en este módulo estás en condiciones de resolver los problemas de aplicación. Su distribución en este espacio. no se da de cualquier manera. l: número cuántico secundario: indica el subnivel de energía al que pertenece el electrón y describe la forma de la nube electrónica. Molaridad: Es la concentración de una solución expresada en moles de soluto por litro de solución o moles de soluto por dm3 de solución Molalidad: Es la concentración de una solución expresada en moles de soluto por Kg de disolvente. así cuando l vale: 0 se le asigna la letra s 1 se le asigna la letra p 2 se le asigna la letra d 3 se le asigna la letra f m: número cuántico magnético: indica la orientación de la nube electrónica. dichos valores son + ½ y – ½. pero generalmente se representa por medio de letras.ARTICULACIÓN QUÍMICA . -1/2 +1/2 . 26 . -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . No pueden asignarse los mismos valores para los cuatro números cuánticos de dos electrones. -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . n 1 2 l 0 0 1 m 0 0 -1 0 +1 0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 s +1/2 –1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . sólo se han resuelto en forma completa para el átomo de hidrógeno. -1/2 +1/2 . teniendo en cuenta ciertos criterios. lo que significa que no puede haber más de dos electrones en un mismo orbital. -1/2 +1/2 . Las configuraciones electrónicas de los demás elementos se construyen a partir del que les precede. -1/2 +1/2 . que básicamente pueden resumirse de la siguiente manera: Los electrones no excitados ocupan los niveles y subniveles de menor energía disponibles. -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . de un mismo átomo. -1/2 3 3 3 0 1 2 4 4 4 0 1 2 4 3 Las ecuaciones que permiten hallar los valores de los números cuánticos. -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 .ARTICULACIÓN QUÍMICA . -1/2 +1/2 .MÓDULO III Teoría A continuación se dan los posibles valores para los primeros números cuánticos. -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . -1/2 +1/2 . Los dos electrones que ocupan el mismo orbital deben diferenciarse en su spin. el segundo al noveno y así sucesivamente. al que llamó eka boro. debían irse incorporando. También predijo las propiedades del escandio (Sc).ARTICULACIÓN QUÍMICA . Por ejemplo. proviene del sánscrito). ordenó los elementos de acuerdo con sus pesos atómicos. Newlands (británico. el octavo elemento. Por ejemplo. Cuando se descubrió el germanio en 1866 sus propiedades coincidían con las indicadas por Mendeleiev para el eka silicio. Esta tabla fue modificada en diversas oportunidades. tenía propiedades similares al primero.-Tabla periódica de los elementos En el siglo XIX los químicos tenían una idea vaga de los átomos y moléculas y no conocían como estaban formados los átomos. Las primeras tablas periódicas fueron construidas usando como base las estimaciones hechas sobre los pesos atómicos (ahora se denomina masa atómica). y vio que cada ocho elementos se repetían las propiedades. el químico ruso Dimitri Mendeléiev (1834-1907) y el químico alemán Julius Lothar Meyer (18301895) propusieron cada uno por su cuenta un ordenamiento de los elementos teniendo en cuenta sus pesos atómicos crecientes y dispuestos de tal manera que sus propiedades químicas eran semejantes entre dichos elementos. En el año 1869. los elementos se agrupaban de acuerdo con su peso atómico creciente. En un principio. Las octavas de Newlands. propuso la existencia de un elemento llamado EKA SILICIO (eka significa primero.b. Pero hubo otras modificaciones mucho más trascendentes. lo llevó a predecir las propiedades de varios elementos que aún no se habían descubierto. A medida que se descubrían nuevos elementos. 1837-1898). 27 . parecían indicar una relación entre los elementos similar a la que se da entre las notas musicales. Éstos debían ocupar los huecos que quedaban en su tabla luego de “acomodar” los elementos conocidos en su época. Este ordenamiento resultó inadecuado para aquellos elementos que tenían peso atómico mayor que el del calcio y esta investigación no fue aceptada por la comunidad científica. John A. La confianza de Mendeleiev en su trabajo.MÓDULO III Teoría 5. y por lo tanto. Así la notación cuántica para la configuración electrónica (C.MÓDULO III Teoría La Tabla periódica actual ordena los elementos por número atómico (Z) creciente Los distintos elementos químicos se encuentran ordenados y clasificados de acuerdo con su numero atómico (Z) en la tabla periódica. Cada elemento difiere del que le sigue en su ubicación periódica en solo un protón. Ese electrón que diferencia a cada elemento se denomina electrón diferenciante. en un electrón. La siguiente tabla resume la distribución de los electrones en niveles y subniveles: n 1 2 3 4 l 0ós 0ós 1ós 0ós 1óp 2ód 0ós 1óp 2ód 3óf Número máximo de electrones por subnivel 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 Número máximo de electrones por nivel 2 8 18 32 Para evitar confusiones entre el nivel y el subnivel.E.) del hidrógeno es: 28 . El valor del número cuántico magnético no se indica en la notación.ARTICULACIÓN QUÍMICA . solo se usa para este último la notación con letras. Para el caso del 12Mg es [Ne] 3s2.E. por lo tanto. Teniendo en cuenta que la C. De transición: El electrón diferenciador ingresa en un subnivel d del nivel anterior. además del corchete se indica la ubicación de ese electrón. Los elementos se pueden clasificar en: Representativos: Son aquellos que ubican su electrón diferencial en los subniveles s ó p. el electrón diferenciante ocupa el subnivel 4s y no el 3d. por ejemplo.MÓDULO III Teoría 1s1 que debe leerse: uno ese uno e indica que hay un electrón (el indicado como supraíndice) en el subnivel s del primer nivel de energía. De transición interna: En ellos el electrón diferencial entra en el subnivel f del antepenúltimo nivel de energía.ARTICULACIÓN QUÍMICA . la configuración electrónica del potasio es: 19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Como podés observar. el Ar tiene 18 e.E. De esta forma encontrarás escritas las configuraciones electrónicas en las tablas periódicas. se puede escribir de manera simplificada la C. del argón es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Nivel de energía 1s1 Número de electrones Subnivel de energía Veamos cómo se escriben las configuraciones electrónicas para otros átomos: 1s2 1s2 2s1 3Li 1s2 2s2 4Be 1s2 2s22p1 5B 1s2 2s22p2 6C 1s2 2s22p3 7N 1s2 2s22p4 8O 1s2 2s22p5 9F 2 2 6 10 Ne 1s 2s 2p 2 2 1s 2s 2p63S1 11Na 2He A partir del elemento 19 se produce una alteración en el orden de llenado y los electrones ingresan en un nivel de energía superior a pesar de que aún no se ha completado el nivel anterior. del potasio como [Ar] 4s1. Se escribe entre corchetes el símbolo del gas noble que precede al elemento considerado y se agrega la configuración de los restantes electrones. En este caso.y el K tiene 19 e-. 29 . E. C.E. del Rb es la siguiente: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 C.E. del Cl es la siguiente: 3s2 3p5 2p 3p 4p 5p 6p 3d 4d 5d 6d 4f 5f Los electrones de valencia para el elemento Cl son 7. Grupo 3A y Período 3.E.ARTICULACIÓN QUÍMICA .E. Grupo 3A. Una regla que ayuda a escribir las configuraciones electrónicas de los elementos es la Regla de las diagonales: 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s Se llama Configuración electrónica externa (C. por incorporar el electrón diferencial en el subnivel s.E. Grupo 7A. lo que estamos escribiendo es la distribución de los electrones que entran en juego en las reacciones químicas.E. Grupo 7A y Período 3. del Cl es la siguiente: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 C. Este elemento pertenece al Bloque p. del Rb es la siguiente: 5s1 El electrón de valencia para el elemento Rb es 1. por tener 5 niveles de energía. Grupo 1A y Período 5.E. Grupo 1A. por tener 7 electrones en su último nivel. En los elementos representativos la C. Período 3. por tener 3 electrones en su último nivel. del Al es la siguiente: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1.E) a la que corresponde a los electrones con capacidad para participar en las reacciones químicas. C. por tener 3 niveles de energía. Los electrones de valencia para el elemento Al son 3. en su máximo nivel de energía tiene tantos electrones como indica el grupo al cual pertenece III A (ó 13). Bloque p. Este elemento pertenece al Bloque p. Este elemento pertenece al Bloque s. por tener 3 niveles de energía. Período 5. por tener 1 electrón en su último nivel.E.MÓDULO III Teoría En la tabla periódica pueden distinguirse dieciocho columnas verticales. entonces la C. es 3s2 3p1.E. corresponde a los electrones del mayor nivel energético y coincide con el número del grupo A al cual pertenece.E. Como el Al es uno de los elementos representativos (su e. 3 electrones.diferencial está en el subnivel p). por incorporar el electrón diferencial en el subnivel p. 30 . es decir. Período 3.E. Bloque p. por incorporar el electrón diferencial en el subnivel p. Bloque s. Sabemos que la C. Es decir. llamados GRUPOS y siete filas horizontales denominados PERÍODOS.