13.1. Repaso conceptos.
Para empezar se repasan los conceptos de átomo y molécula
El átomo es la mínima cantidad de materia de un elemento químico.
Por las observaciones que se han realizado bombardeando átomos con partículas elementales, un átomo se puede explicar así:
1. Un núcleo de carga positiva donde se concentra la mayoría de su masa, y alrededor del núcleo varios electrones (con carga negativa).
2. El núcleo está compuesto de protones (con carga positiva) y neutrones (sin carga)
3. La carga neta de un átomo es cero.
La diferencia entre los elementos químicos que se encuentran en la naturaleza no es más que el número de protones, electrones y de neutrones en sus átomos.
Las moléculas están hechas de átomos de uno o más elementos. Algunas moléculas están hechas de un sólo tipo de átomo. Por ejemplo, dos átomos de oxígeno se unen para formar una molécula de O2, Otras moléculas son muy grandes y complejas. Por ejemplo, generalmente las moléculas de proteína contienen cientos de átomos.
Figura'16.'Moléculas'
(tomada de http://mx.geocities.com/marcos693/hipotesisdeavogadro.htm
Cada molécula es tan pequeña que es imposible ver una molécula dentro de una sustancia. Pero cuando cientos de moléculas se encuentran juntas, podrían estar en forma de un vaso de agua, el árbol de un bosque, la pantalla de la computadora; dependiendo del tipo de moléculas que sean.
Cómo hizo Mendeleiev para saber la masa de los diferentes átomos?
Los Químicos del siglo XIX no podían tomar átomos individuales y colocarlos en una balanza. Ellos únicamente podían estudiar las reacciones químicas que involucraban un número considerable de átomos a la vez.
Comenzando el año 1800, científicos como Jonn Dalton habían descubierto que el peso de los elementos envueltos en una reacción química siempre tiene que estar en determinadas proporciones (ley de las proporciones definidas).
Mendeleiev y sus contemporáneos no podían decir cuánto pesaba exactamente un átomo en libras o gramos pero, estudiando las reacciones, pudieron decir qué tan pesados eran en relación con otros átomos
13.2 Unidad de Masa Atómica
Símbolo: u (antes uma)
Es aproximadamente la masa de un protón o un neutrón (Los electrones son tan livianos que usualmente se puede ignorar su masa en relación con la de todo el átomo. Un protón tiene cerca de 2000 veces la masa de un electrón).
Una unidad de masa atómica, es equivale a la duodécima (1/12) parte de la
masa de un átomo de carbono -12.
Un gramo es alrededor de 600,000,000,000,000,000,000,000 u (esto es 600 sextillones, o un 6 seguido de 23 ceros).
Muchas versiones de la tabla periódica dan la masa atómica de los elementos en
u; que son promedios de masas, que tienen en cuenta los diferentes isótopos que existen.
Isótopos: Los átomos de un mismo elemento que tienen diferentes números
másicos o masa atómica (A). La diferencia en la masa atómica se debe a la
diferencia en el número de neutrones del núcleo (los protones nunca cambian).!
!
Ejemplo: isótopos del carbono!
Isótopo! Masa atómica!
(u)! Número de protones! Número de neutrones! C - 12! 12! 6! 6! C - 13! 13! 6! 7! C - 14! 14! 6! 8! ! 13.3 Masa atómica
La masa atómica puede ser considerada como la masa total de los protones y neutrones en un átomo único en estado de reposo.
La masa atómica, también se ha denominado peso atómico, aunque esta denominación es incorrecta, ya que la masa es propiedad del cuerpo y el peso depende de la gravedad.
Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos
La masa atómica de un isótopo coincide aproximadamente con la masa de sus protones + neutrones, mientras que la masa atómica, de un elemento no coincide exactamente con el número de nucleones (protones + neutrones) que alberga el núcleo de su isótopo más común.. Esta diferencia es debida a que los elementos, en general, no están formados por un solo isótopo sino por una mezcla con unas ciertas abundancias para cada uno de ellos.
Isótopos del C Estabilidad
Abundancia en la naturaleza % Participación en la masa atómica promedio del elemento C u C- 12 Estable 98.9 98,9x12/100 = 11,868 C- 13 Estable 1.1 1.1x13 /100 = 0.143 C- 14 Radioactivo < 10 -10 mínima = <10 -10 Masa atómica promedio (u) 12,011
Isótopos del O Estabilidad
Abundancia en la naturaleza % Participación en la masa atómica promedio del elemento O u O- 16 Estable 99,76 99,76x16/100 = 15,9616 O- 17 Estable 0,038 0.038X17/100 = 0.0065 O- 18 Estable 0.205 0.205X18/100 = 0.0369 Masa atómica promedio (uma) 16.005
Datos tomados de Isótopos Ambientales en el Ciclo Hidrológico IGME. Temas:
Guías y manuales. ISBN: 84-7840-465-1
http://www-web.iaea.org/napc/ih/document/LIBRO%20IS%D3TOPOS/PDF%20Isotopos- I/Seccion%207.pdf (actualmente no abre).
Ejemplo 1.23
Masa atómica del Cu = 63,54 u
Significa que la masa de un átomo de Cu es 63.54 veces mayor que la unidad de masa atómica, pero no que la masa de un átomo de Cu es 63.54g
Masa atómica del C = 12.011 u
Significa que la masa de un átomo de C es 12.011 veces mayor que la unidad de masa atómica, pero no que la masa de un átomo de C es 12.011g
13.4 Masa molecular
Es la suma de la masa atómica de los elementos que forman la molécula. Ej. El
SO2 tiene una masa de (32 + 2x16) = 64 u.