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QUÍMICA GENERAL QQ-103
Estructura del átomo y teoría
atómica moderna
Cuantificación molecular
Átomo: protones, neutrones,
electrones
• Partículas subatómicas:
– Protones (carga positiva)
– Neutrones (neutro)
– Electrones (carga negativa)
Los protones rechazan a otros
protones (cargas iguales se
repelen) y atraen a los
electrones (cargas opuestas
se atraen)
El núcleo contiene
protones y neutrones,
es pequeño y denso
Los electrones se
encuentran en la
región que rodea al
núcleo, pero la mayor
parte de un átomo es
espacio vacío
Partículas subatómicas
Nombre Ubicación
de
en el
Carga
partícula
átomo
Protón
Núcleo
1+
Alrededor
Electrón
1de núcleo
Neutrón
Núcleo
0
Símbolo
p,11 p,11 H
e,
e-1,
0
e-1
n, n10
Masa
relativa
(uma)
1
1/1837
1
La identidad de un elemento está
determinada por el número de
protones en su núcleo, su número
atómico (Z)
El número atómico describe el número de
protones contenidos en el núcleo de cualquier
átomo de dicho elemento
La carga eléctrica de un protón cancela la de un
electrón, el número atómico indica cuantos
electrones hay en un átomo
Masa atómica (media) es el promedio
de las masas atómicas de la mezcla de
todos los isótopos naturales de un
elemento y es el que se presenta en
las tablas periódicas.
Los protones y neutrones tienen una
masa de 1,7 x 10-24 g, los e- tienen una
masa de 1/1837 de la de un protón
Número de masa es el número de protones + el número
de neutrones en el núcleo del átomo
Número de masa = protones + neutrones
M=p+n
X
Na
M
23
Z
11
Cual es el número de masa?
Número atómico?
M=p + n, p= 11 e-= 11
23=11 + n
12=n
Como se puede representar el
símbolo de un átomo de sodio?
Sodio-23, 23Na y
Isótopos son átomos de un elemento específico
que tienen diferente número de neutrones y
por lo tanto, diferente masa.
La mayor parte de los elementos tienen varios
isotopos.
El Sn es el elemento con mayor número de
isotopos estables.
Masa atómica relativa
También llamada masa atómica promedio o media: Es el
promedio ponderado de las masas de todos los isótopos
naturales de un elemento.
La mayor parte de los elementos tienen varios isotopos
de origen natural.
La masa de los átomos del isotopo de carbono 12 se ha
definido como exactamente 12uma.
Las masas relativas de todos los demás atomos se
establecen comparandolas con ese patrón.
Masa atómica relativa
• Ejemplo 1: En una muestra de Br,
aproximadamente la mitad de los átomos tiene
una masa atómica de 79uma, y la otra mitad, de
81uma. Con 50% Br-79 y 50% Br-81, la masa sería
exactamente 80uma.
• Ejemplo 2: Alrededor del 75% de los átomos de
cloro gaseoso tienen una masa atómica de
35uma, y aproximadamente el 25% la tienen de
37uma. La masa atómica media del cloro es de
35,5uma.
Isotopos naturales de algunos
elementos
Isótopo
Masa (uma)
Abundancia
Natural (%)
Isótopo
Masa (uma)
Abundancia
natural (%)
1H
1,0078
99,985
35Cl
34,9688
75,77
2H
2,0140
0,015
37Cl
36,9659
24,23
10B
10,0129
20,0
63Cu
62,9296
69,20
11B
11,0093
80,0
65Cu
64,9278
30,80
12C
12,0000
98,89
79Br
78,9183
50,69
13C
13,0033
1,11
81Br
80,9163
49,31
23Na
22,9898
100,00
84Sr
83,9134
0,50
24Mg
23,9850
78,99
86Sr
85,9094
9,90
25Mg
24,9858
10,00
87Sr
86,9089
7,00
26Mg
25,9826
11,01
88Sr
87,9056
82,60
27Al
26,9815
100,00
127I
126,9044
100,00
• La masa y el número de partículas son proporcionales.
• Las masa atómicas medias (que se muestran en la tabla
periódica) del hidrógeno, el carbono, y el oxígeno son
1,01 uma, 12,01 uma, 16,00 uma de manera que, sea
cualquier cantidad que tengamos de cada uno de estos
tres átomos se tendrá la mismas masas relativas.
• Se tomó como patrón el isótopo C-12, o sea que el
número de átomos N, presentes en exactamente 12 g del
isotopo carbono-12. Para el Hidrógeno este número de
átomos N, tienen una masa media de 1,008g.
• A este número extremadamente grande N, se le dio el
nombre de número de Avogadro. En Honor al químico
Amadeo Avogadro.
átomo-gramo, mol-gramo
De un elemento se puede tomar una cantidad de
gramos que sea igual al número expresado por su
peso atómico (átomo-gramo).
Ejem:
El peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079
g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de
hidrógeno.
La molécula-gramo de una sustancia es el número de
gramos de esa sustancia igual a su peso molecular.
Ejem:
El peso molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158; luego,
2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo
de hidrógeno.
número de avogadro,
6,022x1023 se le llama número de avogadro, en hornor al físico
químico Italiano, Amadeo Avogadro.
La cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro se
partículas se llama mol.
Un mol de cualquier sustancia contiene el número de partículas
(átomos, moléculas o iones) unitarias de esa sustancia.
Un mol de átomos de carbono contiene 6,022x1023 átomos en 12g
de carbono-12.
El mol-gramo, es el peso en gramos de un mol de moléculas
(6,022x1023 moléculas) de una sustancia química. Se determina
expresando el peso molecular en gramos.
Ejercicio 1: Consultar las masas atómicas indicadas en a
tabla periódica según sea necesario.
1. ¿Cuántos átomos hay en 1 mol de He, Fe y Au?
2. Determinar las masas de 1 mol de He, Fe y Au.
3. Determinar las masas de 0,60 mol de He, Fe y Au.
Ejercicio 2:
1. ¿Cuántos átomos hay en un mol de calcio y un mol
de plomo?
2. Indicar las masas de 1 mol de calcio y plomo.
3. Indicar las masas de 0,750 mol de calcio y de plomo.
Masas molares(masa atómica absoluta) y
fórmulas químicas
• La masa de un mol de cualquier sustancia
expresada en gramos es la masa molar.
• La masa de un mol de cualquier elemento
monoatómico es simplemente la masa atómica
expresada en gramos.
• La suma de las masas atómicas en uma se
denomina peso formula.
• Si la sustancia se compone en moléculas, esta
suma también se designa como peso molecular
del compuesto.
• Para conocer la masa de un mol (la masa molar)
de un compuesto, simplemente suma las masas
atómicas de todos los átomos representados en la
fórmula y expresa esta cantidad en gramos en vez
de unidades de masa atómica.
– Ejemplo: CO2
• Cuando una formula química tiene paréntesis,
cada cantidad comprendida dentro del paréntesis
se multiplica por el subíndice que sigue
inmediatamente al par del paréntesis.
– Ejemplo: (NH4)3PO4
Ejercicio:
Utilizar la fórmula del fosfato de calcio Ca3 (PO4)2,
para efectuar los cálculos siguientes.
a. ¿Cuál es la masa de 1 mol de fosfato de calcio?
b. ¿Cuál es la masa de 1,464 mol de fosfato de
calcio?
c. ¿Cuántas unidades de formula de Ca3(PO4)2 hay
en 1,464 moles de fosfato de calcio?