QUMICA GENERAL QQ103 Estructura del tomo y teora

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 Carga de en el partícula átomo Protón Núcleo 1+ Alrededor Electrón 1 de núcleo Neutrón Núcleo 0 Símbolo p, 11 H e, e-1, 0 e-1 n, n 10 Masa relativa (uma) 1 1/1837 1 El número de protones determina cuál es el elemento que representa el átomo

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, 23 Na 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 12 uma. 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 79 uma, y la otra mitad, de 81 uma. Con 50% Br-79 y 50% Br-81, la masa sería exactamente 80 uma. • Ejemplo 2: Alrededor del 75% de los átomos de cloro gaseoso tienen una masa atómica de 35 uma, y aproximadamente el 25% la tienen de 37 uma. La masa atómica media del cloro es de 35, 5 uma.

Isotopos naturales de algunos elementos Isótopo Masa (uma) Abundancia Natural (%) Isótopo Masa (uma) Abundancia natural (%) 1 H 1, 0078 99, 985 35 Cl 34, 9688 75, 77 2 H 2, 0140 0, 015 37 Cl 36, 9659 24, 23 10 B 10, 0129 20, 0 63 Cu 62, 9296 69, 20 11 B 11, 0093 80, 0 65 Cu 64, 9278 30, 80 12 C 12, 0000 98, 89 79 Br 78, 9183 50, 69 13 C 13, 0033 1, 11 81 Br 80, 9163 49, 31 23 Na 22, 9898 100, 00 84 Sr 83, 9134 0, 50 24 Mg 23, 9850 78, 99 86 Sr 85, 9094 9, 90 25 Mg 24, 9858 10, 00 87 Sr 86, 9089 7, 00 26 Mg 25, 9826 11, 01 88 Sr 87, 9056 82, 60 27 Al 26, 9815 100, 00 127 I 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, 008 g. • 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 (H 2) es 2, 0158; luego, 2, 0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.

número de avogadro, 6, 022 x 1023 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, 022 x 1023 átomos en 12 g de carbono-12. El mol-gramo, es el peso en gramos de un mol de moléculas (6, 022 x 1023 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: CO 2 • 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: (NH 4)3 PO 4

Ejercicio: Utilizar la fórmula del fosfato de calcio Ca 3 (PO 4)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 Ca 3(PO 4)2 hay en 1, 464 moles de fosfato de calcio?