Estructura atómica y sistema periódico

FQI-Horto
Curso 2008/09
ESTRUCTURA ATÓMICA Y
SISTEMA PERIÓDICO
1. EL ÁTOMO
2. EL SISTEMA PERIODICO
2.1 Introducción Histórica
2.2 El Sistema Periódico
3. PROPIEDADES PERIÓDICAS
3.1 Radio atómico e iónico
3.2 Energía o potencial de ionización
3.3 Afinidad electrónica
3.4 Electronegatividad
3.5 Enlace químico
4.
5.
6.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
DISTINCIÓN ENTRE METALES Y NO METALES
METALES DE TRANSICIÓN Y TRANSICIÓN INTERNA
ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
1. EL ÁTOMO
Modelo de RUTHERFORD (1871-1937) “Los átomos están constituidos
por una zona central denominada núcleo, en la cual se concentra la carga
positiva del átomo y su masa (protones y neutrones). Los electrones, que
garantizan la electroneutralidad del átomo, se localizan moviéndose en
torno al núcleo en el seno de un espacio vacío como en las órbitas de los
planetas alrededor del sol”.
Carga electrón = Carga
protón = 6·10-19 culombios
Masa protón ≈ Masa neutrón
≈ 1800 Masa electrón
El átomo es neutro
1
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
1. EL ÁTOMO
A
Z
Caracterización de un átomo:
X
•Número atómico (Z): Número de protones (= nº de electrones en
un átomo neutro)
•Número másico (A): Suma del número de protones y neutrones.
9
4
Be
Z=4
A=9
ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
1. EL ÁTOMO
ISÓTOPOS: Átomos con igual número atómico pero diferente número
másico.
Los elementos son mezclas de varios isótopos.
1
1
H
2
1
H
3
1
H
Usos:
Marcadores en medicina, agricultura, etc
Ej.1
2
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
1. EL ÁTOMO
¿De qué manera están distribuidos los electrones en el átomo?
El modelo atómico de Bohr mejora al anterior, y este a su vez es mejorado por la
mecánica cuántica, estableciendo que el electrón se mueve alrededor del núcleo
según ciertas órbitas, sin emitir energía. Estos orbitales son zonas donde existe una
máxima probabilidad de encontrar al electrón, ya que la posición exacta de éste no
se puede determinar. La forma y tamaño del orbital depende del nivel energético
del electrón.
Los electrones de una misma capa tienen valores semejantes de energía y diferentes
a los de otra capa o "nivel energético". Un electrón no puede tener cualquier valor
de energía, sino únicamente una serie de valores
"permitidos“. Cuando un electrón pasa de una órbita
a otra de menor energía, emite un cuanto (E = h·ν).
Lo contrario ocurre para pasar a una órbita de
mayor energía. Esto permitió conocer la estructura
electrónica de los átomos, como veremos en el
siguiente tema.
ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
1. EL ÁTOMO
Las propiedades de los diferentes elementos dependen de cómo están
distribuidos los electrones en los orbitales más externos.
¿Cómo se caracteriza o define un orbital atómico y un electrón?
Un orbital está definido por tres números cuánticos, y cada electrón por 4
números cuánticos. Ningún electrón puede tener los cuatro números
cuánticos iguales → en un orbital sólo caben 2 electrones con espines
diferentes (Principio de Exclusión de Pauli):
Símbolo
n
(principal)
l
(angular o azimutal)
ml
(magnético)
ms
(de espin)
Valores
Descripción
1,2,3…
Tamaño del orbital
0,1,2…(n-1)
Forma del orbital
-l,…0….+l
Orientación espacial
±
½
Giro del electrón
Ej.2
3
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
1. EL ÁTOMO
Orbitales s: l = 0
Orbitales p: l = 1
Orbitales d: l = 2
ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
1. EL ÁTOMO
CAPAS Y SUBCAPAS
NOTACIONES:
n
l
ml
Orbital
1
0
0
1s
2
0
0
2s
2
1
-1, 0, +1
2px, 2py, 2pz
3
0
0
3s
qr
3
1
-1, 0, +1
3px, 3py, 3pz
1s
3
2
-2,-1,0,+1,+2
3dz2,3dx2-y2,3dxy,3dyz,3dxz
4
3
-3…..+3
4 f (7 orbitales)
Nº electrones
1
1s
Valor de n
Valor de l
La flecha
muestra el espín
Orden de llenado de los orbitales en los átomos
para que la energía sea mínima
Regla nemotécnica:
diagrama de Moeller
4
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1. EL ÁTOMO
Configuración electrónica del Na (Z= 11): 1s2 2s2 2p6 3s1
En un mismo nivel
energético los electrones s
tienden a encontrarse más
cerca del núcleo que los p
(son más penetrantes)
El electrón 3s está sometido a la
repulsión de los electrones interiores
Ej.3a
ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
1. EL ÁTOMO
La disposición de los electrones que confiere una energía más baja
a la molécula (mayor estabilidad) corresponde a la de máximo
desapareamiento (Regla de Hund): los electrones ocupan
diferentes orbitales de energía análoga, con los espines paralelos.
Ej: Configuración del C (Z= 6):
2p
1s
2s
qr
qr
qr
qr
qr
q q
El estado fundamental de un átomo corresponde a la
configuración más estable, esto es la de menor energía (diagrama
de Moeller).
La pérdida o ganancia de electrones para formar iones se
produce en la última capa. Recordar que todos los elementos
tienden a alcanzar la configuración de gas noble (capa llena).
Ej.3b
5
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
2. EL SISTEMA PERIÓDICO
2.1 Introducción Histórica
¾ Las tríadas de Döbereiner (1829): ordenaciones de grupos
de tres elementos ("tríadas") con propiedades muy
semejantes. Por ej.: Li, Na, K.
Intentos de
clasificación
¾ Las octavas de Newlands (1864): la ordenación por pesos
atómicos crecientes, mostró que en muchos casos las
propiedades de un elemento eran muy parecidas a las del que
se encontraba siete lugares más adelante en la lista.
¾ La tabla periódica de Mendeleiev (1869): presentó una
ordenación de los elementos, que prácticamente coincide con
la actual, basándose en los pesos atómicos, pero sobre todo
en la semejanza de las propiedades de éstos y las valencias
con las que reaccionaban, dejando huecos (predijo la
existencia de elementos aun no descubiertos) o alterando la
posición marcada por los pesos atómicos si era necesario.
SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS
1. EL SISTEMA PERIODICO
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
Actualmente hay unos 112 elementos conocidos. En el sistema
periódico actual, los elementos están colocados en orden
creciente de número atómico en una serie de 7 filas (periodos) de
diferente longitud, y 18 columnas (grupos o familias). Los que
quedan en una misma columna vertical poseen propiedades muy
parecidas entre sí.
Como se ha visto, cada capa electrónica puede albergar un
número de electrones diferente. El número de electrones que
caben en las siete primeras capas son: 2, 8, 18, 32, 50, 72, 98,
respectivamente. Cada una de las capas de electrones está
formada por una serie de subcapas o subniveles. Las propiedades
de un elemento dependen de cómo estén distribuidos los
electrones en las capas de la corteza.
ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
Ej.3c
Ej. 4
Gases Nobles (ns2 np6)
Halógenos (ns2 np5)
Anfígenos (ns2 np4)
ns2 (n-1)dx
Carbonoideos (ns2 np2)
Nitrogenoideos (ns2 np3)
Transición
Térreos (ns2 np1)
Alcalinotérreos (ns2)
Alcalinos (ns1)
GRUPO
PERIODO
Elementos
Representativos
Transición Interna, ns2 (n-1)d1 (n-2)fx
Lantánidos (tierras raras)
Actínidos
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3. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
Propiedades de los elementos distribución electrónica posición de los
elementos en la tabla. Los elementos de un grupo presentan una gran semejanza.
Propiedades de los elementos
Bloque s:
Grupos: IA y IIA
Físicas
Blandos. Bajo punto de fusión. Compuestos
incoloros.
Químicas
Alcalinos en agua. Agentes reductores fuertes.
Físicas
Duros. Punto de fusión alto. Compuestos
coloreados.
Químicas
No reactivos en agua. Forman iones complejos.
Cationes hidrolizados.
Bloque p: metales
Grupos: IIIA, IVA, VA,
VIA
Físicas
Más blandos y menores punto de fusión que en el
bloque d.
Químicas
Dos valencias, excepto el Al.
Bloque p: no metales
Grupos: IIIA, IVA, VA,
VIA, VIIA y 0
Físicas
Sólidos, líquidos o gases dependiendo de la
estructura.
Químicas
Valencia variable.
Bloque d:
Metales de transición
ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
3. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
3. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
3.1 Radio atómico e iónico
Radio atómico: es la mitad de la distancia entre dos núcleos de elementos unidos
por enlace covalente puro.
Se > I
S > Br
aumenta
El radio de un elemento viene determinado por la carga efectiva a la que están
sometidos los electrones, que depende del valor de n (apantallamiento de la carga
nuclear), y también por la repulsión electrónica dentro de una misma capa.
¿Cómo cabe esperar que varíe el radio atómico al bajar en una familia o grupo?
Aumenta la carga nuclear per los electrones ocupan un orbital de mayor n, en los
que la carga efectiva es menor, debido al efecto de apantallamiento t Aumenta.
¿Y al avanzar a lo largo de un periodo?
Aumenta la carga nuclear y el número de electrones que estarán ocupando
orbitales de igual n, de modo que la carga
aumenta
efectiva es mayor t Disminuye.
Radio atómico
ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
3. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
3.1 Radio atómico e iónico
Radio iónico: radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado
electrones.
Cationes: aumenta la carga efectiva t Son de menor tamaño que los
átomos de partida.
Aniones: mayor repulsión electrónica y menor carga efectiva t Son
de mayor tamaño que los átomos de partida.
Na
Na+
Cl
Cl-
Ej.5
9
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3. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
3.2 Energía de Ionización
Es la energía necesaria para extraer un electrón de cada uno de los átomos
que componen un mol de dicho elemento, cuando se encuentra en estado
∆E = energía de ionización
gaseoso.
X(g) → X+(g) + eSe pueden arrancar sucesivos electrones de un átomo hasta dejar sólo el
núcleo. La primera energía de ionización es una medida de la atracción del
átomo por sus propios electrones.
¿Cómo cabe esperar que varíe el potencial de ionización al bajar en un grupo?
Nota: Se pierden en primer lugar los
electrones más externos.
aumenta
Aumentar la distancia de los electrones de valencia al núcleo (menor carga
efectiva) t Disminuye.
¿Y al avanzar a lo largo de un periodo?
aumenta
Aumenta la carga efectiva t Aumenta.
Energía de ionización
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3. PROPIEDADES PERIODICAS.
3.2 Energía de Ionización
Variación de la 1ª Energía de Ionización en función de Z
Ej.6
10
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3. PROPIEDADES PERIODICAS.
3.3 Afinidad electrónica
Es la energía que se libera o que es necesaria cuando se añade un
electrón a cada uno de los átomos que componen un mol de dicho
elemento, cuando se encuentra en estado gaseoso.
X(g) + e- → X-(g)
∆E = afinidad electrónica = E(A-) - E(A)
¿Cómo cabe esperar que varíe la afinidad electrónica a lo largo de una
familia y de un periodo?
Los valores de afinidades electrónicas no muestran una tendencia
definida, pero se puede generalizar.
aumenta
aumenta
Aumenta con la carga
efectiva.
Afinidad Electrónica
ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIODICO
3. PROPIEDADES PERIODICAS.
3.3 Afinidad electrónica
Ej.7
11
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3. PROPIEDADES PERIODICAS.
3.4 Electronegatividad
aumenta
Indica la mayor o menor atracción que ejerce un átomo sobre el par de
electrones que comparte con otro átomo cuando forma parte de una
molécula. La electronegatividad sirve para establecer el carácter
metálico o no metálico de un elemento. Así un elemento será más “no
metálico” cuanto mayor sea su electronegatividad. Cuanto más difieran
las electronegatividades de los átomos que forman un enlace, mayor
será el carácter iónico de este, mientras que cuanto más parecidas sean
las electronegatividades mayor será el carácter covalente del enlace.
¿Cómo cabe esperar que varíe la electronegatividad a lo largo de un grupo
y de un periodo?
aumenta
Directamente relacionado con la
energía de ionización y la afinidad
electrónica.
Electronegatividad
ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIODICO
3. PROPIEDADES PERIODICAS.
3.4 Electronegatividad
Tabla electronegatividades
B (2,09)
C (2,55)
N (3,04)
O (3,44)
F (3,98)
Al (1,61)
Si (1,9)
P (2,19)
S (2,58)
Cl (3,16)
Ga (1,81)
Ge (2,01)
As (2,18)
Se (2,55)
Br (2,96)
In (1,78)
Sn (1,96)
Sb (2,05)
Te (2,1)
I (2,66)
Tl (2,04)
Pb (2,33)
Bi (2,02)
Po (2)
At (2,2)
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3. PROPIEDADES PERIODICAS.
3.5 Enlace químico
Enlace iónico: Se produce entre átomos que presentan
NaCl
electronegatividades muy diferentes. Los átomos se
CH3Cl
+
+
+
+ +
+
+
+
+
+ +
+
+
+
+
+ +
+
+
+
+
+ +
+
encuentran en forma de iones (uno ha perdido electrones y
otro los ha ganado), y se atraen entre sí por fuerzas
electrostáticas. Los iones se disponen en el espacio
formando estructuras cristalinas, en las que cada ion se
encuentra rodeado por iones de signo contrario, formando
figuras geométricas.
Enlace covalente: Polar o apolar. Se produce entre
átomos que presentan electronegatividades similares o
iguales, respectivamente. Los átomos están más próximos
que en los compuestos iónicos, unidos por fuerzas
intramoleculares más fuertes, compartiendo electrones de
valencia.
Enlace metálico: Elementos metálicos. Resulta de las
atracciones electrostáticas entre los iones metálicos
cargados positivamente y los electrones móviles.
Ej.8
ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIODICO
4.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
Metales alcalinos: Son monovalentes y actúan con valencia +1, dan
con los no metales reacciones vivas y exotérmicas y destruyen la
molécula de agua, dando bases solubles según las reacciones del tipo:
H2O + Na Œ NaOH + ½ H2
Forman óxidos (M2O), hidróxidos (MOH) que son bases fuertes,
halogenuros (MX) y sales solubles (M2CO3, MHCO3, MNO3, etc).
Metales alcalinotérreos: Son metales bivalentes (actúan con valencia
+2). Todos los elementos son bastante reactivos, pero menos que los
alcalinos. Son plateados y más duros que los anteriores.
Forman óxidos (MO), hidróxidos [M(OH)2], halogenuros (MX2), sales
(MCO3, MSO4, MCrO4, etc).
Térreos: Los metales son todos de bajo punto de fusión. Las
propiedades de estos elementos pueden variar mucho de unos a otros.
El galio es un elemento en estado líquido. El boro (B) es el único no
metal del grupo, y se encuentra en la naturaleza en depósitos de borax.
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIODICO
4.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
Carbonoideos: Existe poca semejanza entre los elementos de esta
familia. El carbono (no metal) es aislante y se encuentra en diferentes
formas alotrópicas (carbono amorfo, grafito, diamante y fullerenos). La
conducción de los semimetales o metaloides (Si y Ge) cambia con la
temperatura y el contenido en impurezas. Los metales del grupo son
dúctiles, maleables, buenos conductores, y presentan bajo punto de fusión
GRAFITO
DIAMANTE
BUCKMINSTERFULLERENO
(Fullereno C60)
ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIODICO
4.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
Nitrogenoideos: Gran variedad de propiedades físicas y químicas. El N y P
son no metales, el As y Sb son semimetales y el Bi es un metal. El N es un
gas molecular diatómico muy poco reactivo (enlace triple fuerte). El P,
existe formando moléculas de P4 (fósforo blanco). Los metales son de bajo
punto de fusión.
Anfígenos o calcógenos: Existe gran variabilidad entre los elementos de
este grupo. El O que es un gas diatómico, el azufre que es un sólido no
metal, el Se y Te son sólidos semimetálicos y el Po es un elemento
radiactivo, con conductividad eléctrica de metal.
Halógenos: Forman moléculas diatómicas muy volátiles, cuyos puntos de
fusión y de ebullición se elevan con la masa molecular. Son coloreados, de
olor muy desagradables y venenos corrosivos, muy reactivos y muy
electronegativos. Todos son agentes oxidantes → iones haluro son buenos
agentes reductores. Forman tanto compuestos iónicos como covalentes.
Gases inertes o nobles: Gases monoatómicos incoloros e inertes
químicamente: sólo muy raramente dan un compuesto estable. Gran interés
práctico relacionado con su inercia química.
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5. DISTINCIÓN ENTRE METALES Y NO METALES
Las propiedades que caracterizan a los no metales son:
• Suelen tener baja densidad y bajos puntos de fusión y de ebullición.
• A temperatura ambiente pueden ser gases, líquidos o sólidos.
• Con la excepción del grafito, no son buenos conductores de la electricidad
y del calor.
• Suelen ser opacos, pero pueden tener distintos colores.
• No son maleables ( no pueden adquirir forma determinada) pues, en estado
sólido son muy quebradizos o blandos.
• No producen un sonido característico al ser golpeados.
Las principales propiedades de los elementos metálicos son:
• Tienen alta densidad y puntos de fusión y ebullición elevados.
• Son sólidos a temperatura ambiente (a excepción del mercurio).
• Suelen ser buenos conductores del calor y la electricidad.
• Suelen tener superficie brillante que se altera con la exposición al aire.
• Son maleables y dúctiles, es decir, pueden tallarse en diversas formas y ser
reducidos a limaduras.
• Suelen producir un sonido característico al ser golpeados.
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6.
METALES DE TRANSICIÓN Y TRANSICIÓN INTERNA
Los elementos de transición y de transición interna presentan
semejanzas con los elementos vecinales en la posición de la Tabla
Periódica.
En los de transición, la principal característica es la entrada de
electrones en los orbitales d (presentan orbitales internos parcialmente
ocupados). Generalmente pueden presentar varios estados de
oxidación, especialmente la primera serie, ya que la energía de los
orbitales 3d y 4s es similar. Muchos de los compuestos a que dan lugar
son coloreados. Así, p.e., las sales manganosas son de color rosado; el
manganato es verde, y el permanganato (MnO4-) es de color violeta. El
ion MnO4- es muy activo.
En los elementos de transición interna o doble transición se produce la
entrada de electrones en orbitales f. Están divididos en dos series de 14
elementos: los metales que siguen al lantano (La), denominados
lantánidos o tierras raras; y los que siguen al actinio (Ac),
denominados actínidos.
15
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Ej. 1 a) Determinar el número de protones, electrones y neutrones para:
243
I) El isótopo de americio: 95 Am
II) Catión Fe3+ sabiendo que Z= 26 y A= 55.
b) Determinar la masa atómica relativa del cobre, sabiendo que un 56,5%
de los átomos corresponden al isótopo de 63 uma y el resto al isótopo de 65
uma.
Ej. 2 De las siguientes configuraciones, indicar cual/es no son posibles:
a) n= 1, l= 0, ml= 0, ms= + ½
b) n= 1, l= 3, ml= 3, ms= - ½
c) n= 2, l= 1, ml= 1, ms= + ½
d) n= 5, l= 2, ml= 2, ms= - ½
Ej. 3 a) Escribir la configuración electrónica de los elementos de número
atómico 15, 16, 20 y 35, cuando se encuentran en estado fundamental.
b) Determina el número de electrones de valencia de los elementos
anteriores, y a partir de la distribución electrónica, indicar cuales son
las valencias más probables para los mismos.
c) Indicar a que periodo y grupo pertenecen los elementos anteriores, y
sin mirar el sistema periódico decir de que elementos se trata.
Ej. 4 Sin consultar la tabla periódica, deduce el número atómico y
la estructura electrónica de los átomos siguientes:
a) el tercer metal alcalino
b) el tercer halógeno
c) el tercer gas noble.
Ej. 5 Indica cuál sería el ion más grande en cada uno de los pares
siguientes:
a) As3+ y Brb) O2- y F22c) S y Se
d) Tl y Tl3+
Ej. 6 Comenta la veracidad o no de las siguientes proposiciones:
a) A lo largo del segundo periodo, los potenciales de ionización
aumentan siempre al crecer el número atómico.
b) Existen unos pocos elementos en los que el segundo potencial de
ionización es menor que el primero.
c) Para arrancar un electrón al K+ se necesita mayor energía que para
arrancárselo al Ca+.
d) Para los elementos representativos los potenciales de ionización
disminuyen al descender en el grupo.
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Ej. 7 a) La afinidad electrónica del N es anormalmente baja para
un no metal, aproximadamente 0. Sin embargo, para el carbono es
aproximadamente -1,3 eV. Basándose en el conocimiento de las
configuraciones electrónicas, ¿por qué es anormalmente baja la
electroafinidad del nitrógeno?
b) Las segundas afinidades electrónicas de los elementos son
positivas, es decir, se absorbe energía en lugar de liberarse incluso
para elementos muy electroaceptores como el oxígeno. Explicar el
porqué.
Ej. 8 I) Indicar qué tipo de enlace se formará entre los elementos
indicados:
a) Sodio y cloro.
b) Nitrógeno y oxígeno.
c) Dos átomos de bromo.
II) Indicar como se comportarán las siguientes moléculas al tratar
de disolverlas en agua:
a) Na2SO4
b) FeCl3
c) KMnO4
d) C6H6
17