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SESIÓN Nº 5
“ÁTOMOS, MOLECULAS,
IONES”
Algunas teorias atómicas
Literatura sugerida: R. Chang 7º Ed. Cap.2 Pag.
36-48
Breve desarrollo histórico: Evolución del
modelo atómico.
En en siglo V a.C. Los filósofos griegos se preguntaban si la materia podía ser dividida
indefinidamente o si llegaría a un punto, que tales partículas, fueran indivisibles. Es así,
como Demócrito formula la teoría de que la materia se compone de partículas
indivisibles, a las que llamó átomos (del griego átomos, indivisible).
En 1803 el químico inglés John Dalton propone una nueva teoría sobre la constitución
de la materia. Según Dalton toda la materia se podía dividir en dos grandes grupos: los
elementos y los compuestos. Los elementos estarían constituidos por unidades
fundamentales, que en honor a Demócrito, Dalton denominó átomos. Los compuestos
se constituirían de moléculas, cuya estructura viene dada por la unión de átomos en
proporciones definidas y constantes. La teoría de Dalton seguía considerando el hecho
de que los átomos eran partículas indivisibles.
Dalton mostró que los átomos se unían entre sí en proporciones definidas. Las
investigaciones demostraron que los átomos suelen formar grupos llamados moléculas.
Cada molécula de agua, por ejemplo, está formada por un único átomo de oxígeno (O)
y dos átomos de hidrógeno (H) unidos por una fuerza eléctrica denominada enlace
químico, por lo que el agua se simboliza como HOH o H2O.
1.- EL ÁTOMO
El átomo se ha definido, tradicionalmente, como la partícula mas pequeña de
un elemento la cual puede participar en una combinación química.
El químico ruso Mendeleev formuló la Ley Periódica de los Elementos Químicos
la cual ordenaba a los elementos de acuerdo con el valor creciente de sus
masas atómicas.
Basado en la Ley Periódica de los elementos químicos, Mendeleev propuso su
representación visual creando la Tabla Periódica.
En 1912 el físico y químico inglés Moseley enunció que la verdadera base de la
Ley Periódica no era la masa atómica sino el numero de protones en el núcleo
atómico, que es numéricamente igual a la cantidad de electrones en la
envoltura del átomo.
La Tabla Periódica aceptada oficialmente por la IUPAC organiza los elementos
químicos en 18 grupos (columnas) y 7 periodos (filas).
2.- ESTRUCTURA ATÓMICA
La materia esta constituida por átomos, los que a su vez están
formados por un núcleo y una envoltura electrónica.
 El núcleo atómico posee casi toda la masa del átomo y está
constituido por protones (+) y neutrones (sin carga eléctrica).
 La envoltura electrónica del átomo esta constituida por unas
partículas subatómicas llamadas electrones (-) que giran alrededor del núcleo.

Descubrimiento de la estructura atómica
Durante los siglos XIX-XX: se demostró que los átomos en realidad poseen
una estructura interna conocidas como partículas subatómicas
(electrones, protones y neutrones).
J.J. Thomson (1856-1940)
Demostró la existencia de los electrones dentro de los átomos. Dedujo que el átomo
debía ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban
incrustados los electrones.Modelo atómico de Thomson.
Niels Bohr (1885-1962)
Propuso un nuevo modelo atómico en el que los electrones
giraban alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos,
donde dichos niveles sólo podían albergar un número
limitado de electrones. Modelo atómico de Bohr. Este modelo
no explica porqué el electrón no caía finalmente en contacto
con el núcleo.
Postulados:
•El electrón se mueve alrededor del núcleo en órbitas circulares según las leyes
del movimiento de la mecánica clásica (Modelo de Rutherford)
•las órbitas son estacionarias por lo que el electrón no emite ni absorbe energía:
estado estacionario
E.Rutherford (1871-1937)
Demostró que los átomos no eran macizos, sino que estaban vacíos en su
mayor parte. En su centro (núcleo) residían los protones, partículas con
carga idéntica a los electrones, pero positivas. Pensó que los electrones,
en número igual al de los protones, debían girar alrededor del núcleo en
órbitas circulares. Modelo atómico de Rutherford.
RESUMIENDO
3.- CARGA Y MASA
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El átomo es una partícula eléctricamente neutra, es decir su carga
neta es 0 ya que el número de protones es igual al numero de
electrones.
El número de protones en el núcleo de un átomo de un elemento
se define como su NUMERO ATOMICO designado por la letra Z.
El numero atómico es una propiedad única que distingue un
elemento de otro.
Para un elemento dado, este número es siempre el mismo,
mientras que el número de electrones fuera del núcleo puede
variar para los átomos de un elemento particular.
Un átomo neutro puede ganar o perder uno o mas electrones para
formar un ION.
El NÚMERO MÁSICO designado con la letra A se define como el
número de protones mas neutrones en el núcleo de un átomo.
A
ZX
4.- ISOTOPOS Y PESO ATOMICO
Los ISOTOPOS se definen como átomos de un mismo elemento
que tienen el mismo número atómico (Z) pero diferente número
másico (A).
 El PESO ATÓMICO se define como la masa promedio ponderada,
en unidades de masa atómica de una mezcla natural de isótopos
de ese elemento.

5.- SISTEMA O TABLA PERIODICA DE
LOS ELEMENTOS.
* Corresponde a la clasificación de los diversos átomos conocidos
en función de sus propiedades químicas, en ella los distintos
elementos se ordenan en orden de número atómico creciente, en
COLUMNAS en función de sus propiedades químicas parecidas, y
en FILAS, en que las propiedades van variando periódicamente.
La tabla periódica
Metales alcalinos
Alcalinotérreos
Halógenos
Gases nobles
Grupo principal
Metales de transición
Grupo principal
Química General: Capítulo 2
Lantánidos y actínidos
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Concepto de mol
El conteo físico de los átomos es imposible.
Debemos ser capaces de relacionar la masa
medida de un elemento y algún número de átomos
conocido aunque no se pueda contar.
El mol (símbolo: n) es la unidad con que se mide la cantidad de
sustancia
La constante de Avogadro (símbolos: L, NA) es el número de entidades
elementales (normalmente átomos o moléculas) que hay en un mol.
Literatura sugerida concepto de mol: R. Chang 7º Ed. Cap.3 Pág. 69.
Iones y moleculas
Otros Conceptos:
Moléculas: es un agregado de, por lo menos, dos átomos distintos
que se mantienen unidos por medios de enlaces químicos.
Ej: H2O , NH3
Ión: especie cargada formada a partir de átomos o moléculas
neutras, que han ganado o perdido electrones producto de una
reacción química
Ej: Na+ , Ca2+ , Al3+ , Cl- , S2- , OH- , NH4+
Masas atómicas promedio (peso atómico)
La mayoría de los elementos se encuentran en la naturaleza
como mezclas de isótopos, podemos determinar la masa
atómica promedio de un elemento utilizando las masas de sus
varios isótopos y su abundancia relativa
Ejemplo:
El carbono presente en la naturaleza está compuesto por: 98,93%
de C-12 y 1,07% de C13. masas atómicas son 12 y 13,00335 u.m.a.
(0,9893)(12 uma) + (0,0107)(13,00335 uma) = 12,01 uma
Peso Molecular (masa molecular):
Es la suma de los pesos atómicos de los elementos que conforman
la molécula. Multiplicados cada uno por el número de veces en que
está presente el elemento.
Ej: Calculemos el P.M. de NaOH
1 x Na =
1xH =
1xO =
1 x 23.00 uma = 23.00 uma de Na
1 x 1.01 uma = 1.01 uma de H
1 x 16.00 uma = 16.00 uma de O
P. M (x) = m(x) /n(x)
= 40.01 uma
Ejercicio.
Calcule la masa molecular de la cafeína (C8H10N4O2).
- Razonamiento y solución, para calcular la masa molecular es necesario contar
el número de cada tipo de átomo presente en la molécula y buscar su masa
atómica en la tabla periódica.
-En la cafeína hay 8 átomos de C, 10 de H, 4 de N y 2 de O, así se debe plantear
la siguiente suma.
8 (12,01 u.m.a.)+ 10 (1,008 u.m.a.)+ 4 (14,01 u.m.a.) + 2 (16,00 u.m.a.)
= 194,2 u.m.a.