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UNIDAD 1:
ATOMOS Y MOLÉCULAS
1
Se define átomo como la menor porción
de un elemento que se puede
intercambiar por medio de una reacción
química.
Se define molécula como la menor
porción de materia que puede existir al
estado libre en la naturaleza.
Las moléculas están formadas por
átomos.
2
Composición del átomo:
Protones
Carga +1
Masa 1
Neutrones
Carga
Masa
0
1
Electrones
Carga
Masa
-1
aprox. 0
Núcleo
Atomo
Corteza de
electrones
Esto significa que el átomo está formado por un núcleo y una
corteza de electrones. En el núcleo están los protones y los
neutrones y en la corteza de electrones están los electrones.
3
En el núcleo del átomo se concentra toda la carga positiva y toda
la masa. Esa carga positiva nuclear está equilibrada con la carga
negativa de los electrones.
Al número de protones se lo conoce como número atómico, este
número es representado por la letra Z
A la suma de protones y neutrones (las dos partículas que poseen
masa) se la conoce como número másico y se lo representa con la
letra A
El número másico y el número atómico están
relacionados por medio de una ecuación
A=Z+N
Ecuación 1.1.
En esta ecuación N es
el número de neutrones
del átomo
4
Símbolo nuclear
Ejemplo:
23
11
El símbolo nuclear de un átomo se obtiene
colocando el símbolo del elemento, al cual se
le agrega en la parte superior izquierda el
número másico (A) y en la parte inferior
izquierda el número atómico (Z).
Na
Esto nos dice que el sodio que tiene
como símbolo las letras Na, tiene 11
protones y que su número másico es
de 23, por lo que tiene 12 neutrones.
¿Cómo llegamos a estas conclusiones?
Recordando la ecuación 1.1.
A = 23 y Z = 11
A=Z+N
Por lo tanto N = 23 - 11 = 12
O sea 12 neutrones
5
Ejemplo:
Escribir el símbolo nuclear del elemento O (oxígeno)
que posee 8 protones y 8 neutrones
Si tiene 8 protones, Z = 8
Si tiene 8 neutrones, usando la ecuación 1.1.
A = Z + N, A = 8 + 8
A = 16
El símbolo nuclear queda entonces:
16
8
O
6
Los átomos neutros tienen el mismo número de protones que
de electrones
Pero como veremos en la unidades posteriores, los átomos
pueden ganar o perder electrones
Cuando ganan electrones, quedan con carga negativa y se
llaman ANIONES. Quedan con carga negativa porque hay mas
electrones que protones
Cuando pierden electrones, quedan con carga positiva y se
llaman CATIONES. Quedan con carga positiva porque hay
menos electrones que protones
Los átomos sólo pueden ganar o perder electrones, salvo en las
reacciones nucleares o radioactividad como veremos luego
7
Ejemplo
19
9
F
-
Este símbolo nuclear nos dice:
La especie química tiene 9 protones, Z = 9
La especie química tiene un A = 19, por lo tanto
como tiene 9 protones, tiene 10 neutrones
La especie química no es un átomo neutro, porque
arriba a la derecha tiene una carga negativa, por lo
tanto es un anión
Esta carga negativa nos dice que el número de
electrones supera en uno al número de protones
(el átomo neutro ganó un electrón)
Por lo tanto este anión tiene
9 protones
10 neutrones
10 electrones (uno más que los
protones)
8
Ejemplo
24
12
++
Mg
Este símbolo nuclear nos dice:
La especie química tiene 12 protones, Z = 12
La especie química tiene un A = 24, por lo tanto
como tiene 12 protones, tiene 12 neutrones
La especie química no es un átomo neutro, porque
arriba a la derecha tiene dos cargas positivas, por lo
tanto es un catión
Estas dos cargas positivas nos dice que el número
de electrones es inferior al número de protones
en dos (el átomo neutro perdió 2 electrones)
Por lo tanto este catión tiene
12 protones
12 neutrones
10 electrones (dos menos que los
9
protones)
Isótopos Se definen como isótopos a dos átomos que poseen el
mismo número atómico (Z), pero diferente número de
neutrones, por lo tanto tendrán diferente número
másico (A)
Ejemplo: ¿Cuáles de los siguientes elementos son isótopos entre sí?
16
8
O
32
16 S
17
8
35
17
O
32
15
Cl
37
17
P
Cl
Para que sean isótopos deben tener igual Z (abajo a la izquierda)
y diferente A (arriba a la izquierda)
Los isótopos
son:
16
8
O
con
17
8
O
y
35
17
Cl
con
37
17
Cl
10
Radioactividad
Es el fenómeno mediante el cual un núcleo atómico
inestable elimina (o capta) particulas de su interior
para alcanzar estabilidad.
Existen diferentes tipos de desintegraciones nucleares:
A) Emisión de partículas β (que son electrones nucleares), ocurren
cuando el núcleo tiene exceso de neutrones
Un neutrón se transforma en un protón y en un electrón que como
proviene del núcleo se lo llama partícula β
1
0
1
0
n
neutrón
Ejemplo 14
C
6
+1
p +
protón
14
N
7
+
β
-1
partícula β o
electrón nuclear
0
-1
β
11
B) Emisión de positones, ocurren cuando el núcleo tiene déficit de
neutrones
1
+1
1
p
0
protón
0
n +
neutrón
+1
β
positrón
Ejemplo
38
K
19
38
Ar
18
+
0
+1
β
12
C) Captura K o captura de un electrón, ocurren cuando el núcleo
tiene déficit de neutrones
Ejemplo
37
+
Ar
18
0
-1
37
Cl
17
e
D) Emisión de partículas alfa. Estas partículas corresponden a un
átomo de Helio, o sea que corresponden a 2 protones y 2 neutrones.
Ejemplo
238
U
92
234
+
Th
90
4
2
α
13
14
CANTIDADES QUÍMICAS
¿Cómo trabajar con átomos y moléculas?
15
UNIDAD DE MASA ATÓMICA U.M.A.
Para tener el peso o masa real de una átomo se define una unidad de
masa llamada unidad de masa atómica (u.m.a.)
Esta unidad de masa se define como la masa de una doceava
parte (1/12) del átomo de carbono 12 (este 12 corresponde al
isótopo del C que posee 6 protones y 6 neutrones en su núcleo)
La u.m.a. como toda unidad de masa posee su equivalencia con
otras unidades de masa, como ser el gramo:
Una u.m.a. equivale a 1,66 x 10 -24 gramos
16
Peso atómico relativo (PAR):
Indica cuántas veces más pesado es el átomo en cuestión
que la u.m.a., por lo tanto no posee unidades.
Está indicado en la tabla periódica.
PAR = masa real del átomo / masa de la u.m.a.
Ejemplo:
El átomo de Fe
De la tabla periódica sacamos que el Fe posee un PAR = 56.
Esto quiere decir que un átomo de Fe tiene una masa 56 veces
mayor que la masa de una u.m.a.
17
Peso molecular relativo (PMR):
Indica cuántas veces más pesada es la molécula en cuestión que la
u.m.a., por lo tanto no posee unidades
Se obtiene sumando los PAR de cada uno de los átomos que forman
la molécula
PMR = masa real de la molécula / masa de la u.m.a.
18
Ejemplo: molécula de H2SO4
De la tabla periódica sacamos: PARH = 1, PARS = 32, PARO = 16
Con estos PAR podemos calcular el PMR del H2SO4 :
Porque hay 2
átomos de H
Porque hay 1
átomo de S
Porque hay 4
átomos de O
PMR (H2SO4 ) = 2 x PARH + 1 x PARS + 4 x PARO
PMR (H2SO4 ) = 2 x 1+ 1 x 32 + 4 x 16 = 98
Esto quiere decir que una molécula de H2SO4 tiene una masa 98
veces mayor que la masa de una u.m.a.
19
Peso atómico absoluto (PAA):
Es la masa real que tiene un átomo, por lo tanto posee unidades de
masa
Ejemplo: El átomo de Fe
De la tabla periódica sacamos que el Fe posee un PAR=56
PAA = PAR x masa de la u.m.a.
PAA Fe = 56 x 1 u.m.a. = 56 u.m.a.
Recordando que 1 u.m.a. equivale a 1,66 x 10 -24 gramos
PAA Fe= 56 x (1,66 x 10 -24 g) = 9,296 x 10 -23 g
Por lo tanto la masa real de un átomo de Fe es de 56 u.m.a. o de
9,296 x 10 -23 gramos o cualquier otra equivalencia a esa masa
en otra unidades, por ejemplo en Kg, toneladas, etc.
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Peso molecular absoluto (PMA):
Indica la masa real de la molécula en cuestión, por lo tanto posee
unidades de masa
Ejemplo:
La molécula de H2SO4
PMA = PMR x masa de la u.m.a.
PMA H2SO4 = 98 x 1 u.m.a. = 98 u.m.a.
Recordando que 1 u.m.a. equivale a 1,66 x 10 -24 gramos
PMA H2SO4 = 98 x (1,66 x 10 -24 g) = 1,627 x 10 -22 g
Por lo tanto la masa real de una molécula de H2SO4 es de 98 u.m.a. o
de 1,627 x 10 -22 gramos o cualquier otra equivalencia a esa masa en
otra unidades, por ejemplo en Kg, toneladas, etc.
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¿Se podría pesar un átomo de Fe, o una molécula de H2SO4?
NO!!!
Entonces debemos definir cantidades químicas que podamos
manejar en el laboratorio y además que nos permita saber con
cuantos átomos o moléculas estamos trabajando.
Para esto se definen las siguientes cantidades químicas:
Átomo-gramo
Molécula-gramo
Número de Avogadro (6,023 x 1023 partículas)
Mol
Volumen molar
22
23
Átomo-gramo Se define átomo-gramo a la cantidad de un
elemento que coincide numéricamente con su
peso atómico relativo (PAR) expresado en
gramos.
Ejemplo:
El elemento Fe
De la tabla periódica obtenemos el PAR = 56
Por lo tanto un átomo-gramo de Fe
corresponde a 56 gramos (el PAR expresado
en gramos)
24
Molécula-gramo
Se define molécula-gramo a la cantidad de
una sustancia que coincide numéricamente
con su peso molecular relativo (PMR)
expresado en gramos.
Ejemplo: La molécula de H2SO4
Utilizando los PAR de los átomos que forman
la molécula, obtenemos:
PMR H2SO4 = 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16 = 98
Por lo tanto una molécula-gramo de H2SO4
corresponde a 98 gramos (el PMR expresado
en gramos)
25
En estos 98 gramos hay
2 gramos de H (2 átomos-gramo)
32 gramos de S (1 átomo-gramo)
64 gramos de O (4 átomos-gramo)
Esto significa que en una molécula-gramo de H2SO4 tenemos
2 gramos de H, o sea 2 átomos-gramo de H
32 gramos de S, o sea 1 átomo-gramo de S
64 gramos de O, o sea 4 átomos-gramo de O
26
Ahora que conocemos el peso real de los átomos (PAA) y
de las moléculas (PMA) y que definimos cantidades
químicas nuevas, calculemos cuantos átomos y/o
moléculas hay en estas nuevas cantidades químicas.
¿Cuántos átomos de Fe hay en 1 átomo-gramo de Fe?
Recordemos que PAA Fe = 9,296 x10 -23 gramos
1 átomo-gramo de Fe = 56 gramos
Entonces
9,296 x 10 -23 gramos--------------1 átomo de Fe
56 gramos--------------X = 6,023 x 1023 átomo
de Fe
27
¿Cuántas moléculas de hay en una molécula-gramo de H2SO4?
Recordemos que PMA H2SO4 = 1,627 x 10 -22 gramos
1 molécula-gramo de H2SO4 = 98 gramos
Entonces
1,627 x 10 -22 gramos--------------1 molécula de H2SO4
98 gramos--------------X = 6,023 x 1023 moléculas
de H2SO4
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Independientemente de que se trate de un átomo-gramo del
elemento X o del elemento Y, en un átomo-gramo SIEMPRE hay
6,023 x 1023 átomos
Independientemente de que se trate de un molécula-gramo de la
sustancia X o de la sustancia Y, en una molécula-gramo
SIEMPRE hay 6,023 x 1023 moléculas.
Al número 6,023 x 1023 se lo conoce como Número de Avogadro
Mol Se define mol a toda aquella cantidad que contenga un Número
de Avogadro de partículas, o sea 6,023 x 1023 partículas
Volumen molar, es el volumen que ocupa un mol de cualquier
compuesto gaseoso en Condiciones Normales de Presión y
Temperatura (CNPT). Estas condiciones son 0ºC y 1 atmósfera
de presión. El volumen molar es de 22,4 litros.
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Este concepto se volverá a ver en la unidad 2
Ejercicio Resuelto
¿Cuántos moles, moléculas-gramo y moléculas hay en 106
gramos de CaNO3?
PMR CaNO3 = 102
Entonces:
102 gramos____________1 molec.-gramo
106 gramos____________ X = 1,04 molec.-gramo
Recordemos que 1 mol es equivalente a una molécula-gramo
Por lo tanto también tenemos 1,04 moles de CaNO3
Para calcular el número de moléculas:
1 mol ______________ 6,023 x 1023
1,04 moles __________ X = 6,264 x 1023 moléculas de CaNO3
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