CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁTOMOS

12  77  Descargar (0)

Texto completo

(1)

Número atómico, número másico e isótopos

Los átomos están formados por un núcleo central (compuesto por protones y neutrones), de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en la corteza, con carga negativa. El número de protones que existen en el núcleo de un elemento neutro, es igual al número de electrones que lo rodean. Este número es un entero, que se denomina número atómico y se designa por la letra, "Z".

Éste, define la configuración electrónica del átomo y permite el orden de los distintos elementos químicos en la tabla periódica, que comienza con el Hidrógeno (Z=1) y sigue con el Helio, Litio, Berilio, Boro, Carbono, Nitrógeno…

La suma del número de protones y neutrones en el núcleo se denomina número másico del átomo y se designa por la letra, "A".

El número de neutrones de un elemento químico se puede calcular como: A-Z, es decir, como la diferencia entre el número másico y el número atómico. A = número de protones + número de neutrones

Z = número de protones = número de electrones

AZ = número de neutrones; A = Z + N ; N = nº de neutrones • Ejemplo:

Calcula A y Z, así como las partículas del siguiente elemento neutro 24 12

Mg

. nº másico = A = 24 nº atómico = Z = 12

nº protones = nº electrones = Z = 12 nº neutrones = A – Z = 24 – 12 = 12

• Ejemplo:

Calcula A y Z, así como las partículas que forman el elemento neutro 7 5

Li

. nº másico = A = 7 nº atómico = Z = 5

nº protones = nº electrones = Z = 5 nº neutrones = A – Z = 7 – 5 = 2 Elemento A Z Protones Neutrones Electrones

24

12

Mg

24 12 12 12 12

Elemento A Z Protones Neutrones Electrones 7

5

Li

7 5 5 2 5

(2)

Como sabemos, los iones, son átomos que han perdido o ganado electrones, con lo que han obtenido una carga eléctrica positiva (catión) o negativa (anión), respectivamente.

Su carga se representa como superíndice a la derecha del símbolo del elemento.

• Ejemplo:

Calcula A y Z, así como las partículas que forman el elemento 197 3 79

Au

+. (Catión) Ión que ha perdido 3 electrones. Por tanto, nº másico = A = 197 nº atómico = Z = 79 En este caso, nº protones

nº electrones

nº protones = 79 y nº electrones = 79 – 3 = 76 ya que ha perdido 3 e-. nº neutrones = A – Z = 197 – 79 = 118

• Ejemplo:

Calcula A y Z, así como las partículas que forman el elemento 126 53

I

.

(Anión) Ión que ha ganado 1 electrón. Por tanto, nº másico = A = 126 nº atómico = Z = 53 En este caso, nº protones

nº electrones

nº protones = 53 y nº electrones = 53 + 1 = 54 ya que ha ganado 1 e-. nº neutrones = A – Z = 126 – 53 = 73

Isótopos

La mayoría de los elementos tienen dos ó más isótopos,

átomos del mismo

elemento, que tienen el mismo número atómico, pero diferente número

másico

. Por lo tanto la diferencia entre dos isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo.

Veamos una serie de ejemplos:

Para el carbono Z=6. Es decir, todos los átomos de carbono tienen 6 protones y 6 electrones.

El carbono tiene dos isótopos: uno con A=12, con 6 neutrones y otro con número másico 13 (7 neutrones), que se representan como:

carbono-12 carbono-13

El carbono con número másico 12 es el más común (~99% de todo el carbono).

Elemento A Z Protones Neutrones Electrones 197 3

79

Au

+ 197 79 79 118 76

Elemento A Z Protones Neutrones Electrones 126

53

I

(3)

El hidrógeno presenta tres isótopos, y en este caso particular cada uno tiene un nombre diferente:

protio deuterio tritio

La forma más común es el protio, que es el único átomo que no tiene neutrones en su núcleo.

Otro ejemplo son los dos isótopos más comunes del uranio:

uranio-235 uranio-238

En general las propiedades químicas de un elemento están determinadas fundamentalmente por los protones y electrones de sus átomos y en condiciones normales los neutrones no participan en los cambios químicos. Por ello los isótopos de un elemento tendrán un comportamiento químico similar, formarán el mismo tipo de compuestos y reaccionarán de manera semejante.

En un elemento natural, la abundancia relativa de sus isótopos en la

naturaleza recibe el nombre de abundancia isotópica natural. La denominada masa atómica de un elemento es una media ponderada de las masas de sus isótopos naturales, de acuerdo a su abundancia relativa. Se mide en u.m.a.

La unidad de masa atómica (u.m.a.), es el patrón de medida de las masas atómicas y vale la doceava parte de la masa del isótopo de carbono-12. El átomo de carbono, con 6 protones, 6 neutrones y 6 electrones, es el átomo de carbono-12 y es la masa de referencia para las masas atómicas.

i i

A x

A

100

=

A = masa atómica del elemento natural

Ai = masa atómica de cada

isótopo

xi = porcentaje de cada

(4)

La nube de carga electrónica constituye casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa una pequeña parte de su masa. Los electrones,

particularmente la masa externa determinan la mayoría de las propiedades mecánicas, eléctricas, químicas, etc., de los átomos, y así, un conocimiento básico de estructura atómica es importante en el estudio básico de los materiales de ingeniería.

Partículas subatómicas básicas Carga (C) Masa (Kg) Electrón -1,6 · 10-19 9,109 · 10-31 Protón +1,6 · 10-19 1,673 · 10-27 Neutrón 0 1,675 · 10-27

Ya que la masa del electrón es prácticamente despreciable frente a la masa de un protón o un neutrón, se dice que la unidad de masa atómica (u.m.a.) coincide con la masa de un protón o un neutrón.

• Ejemplo:

El silicio es el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre después del oxígeno. El silicio se presenta en la naturaleza en forma de tres isótopos con las siguientes abundancias:2814

Si

(92.23%), 2914

Si

(4.67%) y 3014

Si

(3.10%). Calcula la masa atómica del silicio.

i i

28 92, 23 29 4, 67 30 3,10

28,109 u.m.a.

100

A x

A

100

+ ⋅

+ ⋅

=

=

=

• Ejemplo:

El cloro presenta en la naturaleza dos isótopos: el 35

17

Cl

, con abundancia isotópica del 76%, y el 37

17

Cl

, con abundancia isotópica del 24%. ¿Cuál es la masa atómica del cloro?

i i

35 76 37 24

35, 48 u.m.a.

100

A x

A

100

⋅ + ⋅

=

=

(5)

• Ejemplo:

La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números másicos 107 y 109.

Sabiendo que abundancia isotópica es la siguiente: 107Ag = 56% y 109Ag = 44%. Deducir la masa atómica de la plata natural.

A

107 56 109 44

107,88 . . .

100

u m a

⋅ +

=

=

• Ejemplo:

Determinar la masa atómica del Galio, sabiendo que existen dos isótopos 69Ga y 71Ga, cuya abundancia relativa es, respectivamente 60,2% y 39,8%.

Indica la composición de los núcleos de ambos isótopos sabiendo que el número atómico del galio es 31.

Masa atómica = A =

60, 2 69 39,8 71

69,7 . . .

100

u m a

⋅ +

⋅ =

Núcleo del 69

31Ga: 31 protones y 38 neutrones (69 - 31); además contiene 31 neutrones en la corteza.

Núcleo del 71

31Ga: 31 protones y 40 neutrones (71 - 31); además contiene 31 neutrones en la corteza.

• Ejemplo: Si 6

3

Li

y 7

3

Li

presentan unos porcentajes de abundancia del 7,42% y 92,58%, respectivamente. Calcular la masa atómica del Litio.

Masa atómica = A =

6 7, 42 7 92,58

6,93 . . .

100

u m a

+ ⋅

=

(6)

La masa molecular (Mr) no es más que la suma de las masas atómicas relativas (Ar), de cada uno de los átomos presentes en la formula química. Por ejemplo, el Ácido sulfúrico tiene una masa molecular de 98 u.m.a., calculada como la suma de las masas atómicas relativas de cada átomo, y multiplicada por el número de átomos que conforma su fórmula química, como se muestra en el siguiente ejemplo:

Datos:Ar (H) = 1 u.m.a. ; Ar(S) = 32 u.m.a. ; Ar(O) = 16 u.m.a. La masa molecular se calcula de la siguiente forma:

Mr(H2SO4) = 2 · (Ar de H) + 1 · (Ar de S) + 4 · (Ar de O) = = 2 · (1 u.m.a.) + 1 · (32 u.m.a.) + 4 · (16 u.m.a.) = 98 u.m.a.

• Ejemplo:

Calcula la masa molecular del ácido nítrico, sabiendo que las masas atómicas relativas de los distintos átomos son: Ar (H) = 1 u.m.a. ; Ar (N) = 14 u.m.a. y Ar (O) = 16 u.m.a.

Mr (HNO3)= 1 + 14 + 3 · 16 = 63 u.m.a.

• Ejemplo:

Calcula la masa molecular del dióxido de carbono, sabiendo que las masas atómicas relativas de los distintos átomos son: Ar (O) = 16 u.m.a. y Ar (C) = 12 u.m.a.

Mr (CO2)= 12 + 2 · 16 = 44 u.m.a.

• Ejemplo:

Calcula la masa molecular del metano, sabiendo que las masas atómicas relativas de los distintos átomos son: Ar (H) = 1 u.m.a. y Ar (C) = 12 u.m.a.

Mr (CH4)= 12 + 4 · 1 = 16 u.m.a.

Los subíndices indican el número de átomos con que cada uno, participa en

la molécula

H

2

SO

4

2 de hidrogeno 4 de oxigeno

(7)

Concepto de mol. Número de Avogadro.

La unidad de masa atómica es una medida muy pequeña, imposible de emplear en la práctica; en una balanza no se puede medir la masa de un átomo. Por eso se necesita un factor de conversión o de escala, que permita pasar del nivel atómico al nivel real.

La masa de un átomo de Hidrógeno (que es el más pequeño), es la masa de un protón que tiene en el núcleo y es aproximadamente de 1 u.m.a. y 1 u.m.a. equivale a 1,66 10-24 g o 1,66 10-27 Kg. (visto anteriormente)

⋅ ⋅

23 -24

1 u.m.a.

1g = 6,022 10 u.m.a.

1,66 10 g

23 1g= 6,022 10 u.m.a.

Si pones en una balanza de laboratorio un vaso con agua, no se mide la masa de una molécula de agua, sino de una cantidad muy grande de moléculas. La medida de la cantidad que permite pasar de la escala atómica a la práctica se denomina MOL, que se define como la cantidad de materia que contiene 6,022·1023 partículas o entidades.

El número de partículas contenidas en un mol, se denomina NÚMERO DE AVOGADRO, (N) que podemos considerar a efectos de recordar como 6,022·1023 partículas/mol.

Así un mol de electrones contendrá 6,022·1023 electrones, un mol de granos

de arroz supondrá 6,022·1023 granos, al igual que un mol de moléculas,

6,022·1023 moléculas.

Un mol también puede considerarse como la cantidad de átomos o moléculas cuya masa coincide con la masa atómica o molecular pero expresada en gramos.

La masa molar de una sustancia, M, es la masa de 1 mol de dicha sustancia expresada en gramos. Por tanto, su unidad es el g/mol.

Se calcula fácilmente, ya que en valor numérico, coincide con la masa atómica o molecular.

Por ejemplo: La masa molecular del Ácido sulfúrico es de 98 u.m.a; su masa molar será de 98 g/mol.

Mientras que la masa molecular es la masa de una sola molécula, la masa molar es la masa de 6,022 ·1023 moléculas (1 mol).

Utilizaremos la equivalencia siguiente:

( ) ( , )

( , )

m masa g n moles

g M masa molar

(8)

• Ejemplo:

a) ¿Cuántos moles habrá en 29,4 g de Ácido sulfúrico? Datos: Ar (H) = 1 u.m.a., Ar(S) 32 u.m.a y Ar(O) = 16 u.m.a. Si Mr(H2SO4) = 1 · 2 + 32 + 16 · 4 = 98 u.m.a.

sabemos que M(H2SO4) = 98 g/mol

2 4

29, 4 g m

n = = g = 0,3 moles de H SO M 98

mol

b) Y, ¿cuántas moléculas?

• Ejemplo:

Sabiendo que Ar(C) = 12 u.m.a. ¿Cuántas u.m.a. hay en 1 mol de C? 1 mol de átomos de C = 6,022 ·1023 átomos de C.

⋅ 23

24

6, 022 10 átomos de C 12 u.m.a. u.m.a. = 7,2 10

1 mol de C 1 átomo de C mol de C ¿Y cuántos g?

⋅ ⋅

24

23

1g g

u.m.a.

7,2 10 = 12

mol de C 6, 022 10 u.m.a mol de C por tanto, 1 mol de C tiene de masa 12 g.

Gramos Moles Moléculas Átomos

Esquema general de interconversión:

Se divide por masa molar

Se multiplica por NºAvog. moléculas/mol

Se multiplica por el nº de átomos en moléculas Se multiplica por

masa molar

Se divide por Nº Avog. moléculas/mol

Se divide por el nº de átomos en moléculas

⋅ 23 2 4 ⋅ 23

2 4 2 4

2 4

6, 022 10 moléculas de H SO

0,3 moles de H SO =1,81 10 moléculas de H SO

(9)

• Ejemplo:

a) Sabiendo que Ar(Fe) = 55,8 u.m.a. ¿Qué masa tendrán 2 moles de Fe? m = n · M = 2 moles · 55,8 g/mol = 111,6 g

b) ¿Cuántos átomos habrá? ⋅

⋅6, 022 10 átomos Fe23 ⋅ 24

2 moles Fe = 1,2 10 átomos Fe

1 mol Fe .

• Ejemplo:

a) Sabiendo que Ar(As) = 74,92 u.m.a. Calcular su masa en g. −

⋅ ⋅

22 23

1g

74,92 u.m.a = 1,24 10 g 6,022 10 u.m.a.

b) Calcular el número de átomos de Arsénico que habrá en 1 g. ⋅

⋅ 1mol As 6, 022 10 átomos As⋅ 23 ⋅ 21

1g = 8, 04 10 átomos As

74,92 g 1mol As

• Ejemplo:

a) Sabiendo que Ar(H) = 1 u.m.a. y Ar(O) = 16 u.m.a. Calcular el número de moles que habrán en 100 g de agua.

Si la Mr(H2O) = 18 u.m.a. sabemos que M(H2O) = 18 g/mol

2 m 100

n = = = 5,56 moles deH O M 18

b) Calcular el número de moléculas. ⋅

⋅ 23 2 ⋅ 24

2 2

2

6, 022 10 moléculas H O

5,56 moles de H O = 3,35 10 moléculas H O

1 mol de H O

• Ejemplo:

Si tenemos 3·1023 moléculas de Nitrito sódico. Calcular su masa.

Datos : Ar(N) = 14 u.m.a., Ar(O) = 16 u.m.a. y Ar(Na) = 23 u.m.a. Si la Mr(NaNO2) = 69 u.m.a., sabemos que M(NaNO2) = 69 g/mol

⋅ ⋅

⋅ ⋅

23 2

2 23 2

2

2 1mol de NaNO

3 10 moléculas de NaNO = 0,5moles de NaNO

6, 022 10 moléculas de NaNO m

(10)

• Ejemplo:

Calcula el número de moléculas que podemos encontrar en 100 g de

Hidróxido cálcico. Datos: Ar(Ca)= 40 u.m.a., Ar(O)= 16 u.m.a., Ar(H)= 1 u.m.a. Si la Mr(Ca(OH)2) = 74 u.m.a., sabemos que M(Ca(OH)2) = 74 g/mol

• Ejemplo:

En 100 g de Dióxido de carbono, ¿cuántos átomos de C hay? Datos: Ar(C) = 12 u.m.a. y Ar(O) = 16 u.m.a.

Si la Mr(CO2) = 44 u.m.a., sabemos que M(CO2) = 44 g/mol

• Ejemplo:

¿Cuántos átomos de Oxígeno habrán en 150 g de Trióxido de dibismuto? Datos: Ar(Bi) = 209 u.m.a. y Ar(O) = 16 u.m.a.

2 3

2 3

23

23 2 3

2 3 2 3

2 3

23

2 3

2 g Mr(Bi O )= 2 209+3 16 = 466 u.m.a.; M=466 mol

m 150

n = = = 0,32 moles de Bi O M 466

6, 022 10 moléculas de Bi O

0,32 moles de Bi O = 1,93 10 moléculas de Bi O 1 mol de Bi O

3 átomos de O 1,93 10 moléculas de Bi O

1 molécula de Bi O

⋅ ⋅

⋅ ⋅

⋅ ⋅ 23

3

= 5,79 10 átomos de O⋅ 2 23 23 2 2 2 2 m 100

n = = = 1,35 moles de Ca(OH)

M 74

6, 022 10 moléculas de Ca(OH)

1,35 moles de Ca(OH) = 8,13 10 moléculas de Ca(OH)

1 mol de Ca(OH) ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ 2 23 24 2 2 2 2 24 24 2 2 m 100

n = = = 2,27 moles de CO

M 44

6, 022 10 moléculas de CO

2,27 moles de CO = 1,37 10 moléculas de CO

1 mol de CO 1 átomo de C

(11)

Volumen molar

Un mol de cualquier sustancia contiene igual número de partículas (Número de Avogadro).

Estos números de partículas de cualquier sustancia gaseosa en condiciones normales de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 ºC ó 273 K), ocupan un volumen, de valor constante de 22,4 l/mol.

Este valor es lo que se conoce como volumen molar normal de un gas, que muchas veces se le denomina simplemente volumen molar, aunque esto no sea totalmente correcto, ya que se trata de un caso particular, ya que en

condiciones estándar (1 atmósfera y 25 ºC ó 298 K) el volumen molar es un poco mayor, y su valor constante es de 24,8l/mol.

El cálculo de volumen molar sólo es válido para gases.

Aunque las unidades de volumen en el Sistema Internacional, serían m3, tomaremos las de capacidad como litros.

• Ejemplo:

Calcularel volumen de 0,7 ·1021 moléculas de nitrógeno (g), en condiciones

normales (c.n.).

21 -3

2 23 2

-3

2 2

1mol

0,7 10 moléculas de N = 1,2 10 moles N 6, 022 10 moléculas

22, 4 l

1,2 10 moles N = 0,026 l N 1mol

⋅ ⋅ ⋅

⋅ ⋅

Gramos Moles Moléculas Átomos

Esquema general de interconversión:

Se divide por masa molar

Se multiplica por NºAvog. moléculas/mol

Se multiplica por el nº de átomos en moléculas Se multiplica por

masa molar

Se divide por Nº Avog. moléculas/mol

Se divide por el nº de átomos en moléculas

Volumen Se multiplica

por 22,4 l/mol en c.n.

(12)

• Ejemplo:

Determinar la masa y el volumen de 0,5 · 1020 moléculas de amoníaco en

condiciones normales. ¿Cuántos átomos de H tendrías? Ar (N) = 14 u.m.a. y Ar(H) = 1 u.m.a.

M(NH3) = 17 g/mol

20 -5

3 23 3

-5 -3 3 3 -5 -3 3 3 20 20 3 3 1mol

0,5 10 moléculas NH = 8,3 10 moles NH

6, 022 10 moléculas 22, 4 l

8,3 10 moles NH = 1,86 10 l NH 1mol

g

m = 8,3 10 moles NH 17 = 1, 41 10 g NH mol

3 átomos H

0,5 10 moléculas NH = 1,5 10 átomos H 1molécula NH ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ • Ejemplo:

Tres metros cúbicos de dióxido de carbono (g) en condiciones normales, ¿qué masa tendría?, ¿Cuántas moléculas? y, ¿Cuántos átomos de oxígeno? Ar(C) = 12 u.m.a. y Ar(O) = 16 u.m.a

M(CO2) = 44 g/mol

3 3

2 3 2

2 2 23 25 2 2 25 26 2 2 10 l 1mol

3 m CO = 133,93 moles CO

1m 22, 4 l

g

m = 133,93 moles CO 44 = 5892,86 g CO mol

6, 022 10 moléculas

133,93 moles CO = 8,07 10 moléculas CO

1mol

2 átomos de O

8,07 10 moléculas CO = 1,61 10 átomos de O 1molécula CO ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ • Ejemplo:

Calcular el volumen de 0,2·1023 moléculas de hidrógeno (g), en condiciones

normales (c.n.). M(H2) = 2 g/mol

23

2 23 2

1mol 22, 4 l

0,2 10 moléculas H = 0,74 l H 6, 022 10 moléculas 1mol

⋅ ⋅ ⋅

Figure

Actualización...

Referencias

Actualización...