CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁTOMOS

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(1)CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁTOMOS 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 A – Z = número de neutrones; A = Z + N ; N = nº de neutrones • Ejemplo: Calcula A y Z, así como las partículas del siguiente elemento neutro nº másico = A = 24 nº protones = nº electrones = Z = 12 Elemento 24 12. Mg. A Z 24 12. Protones 12. 24 12. Mg .. nº atómico = Z = 12 nº neutrones = A – Z = 24 – 12 = 12 Neutrones 12. Electrones 12. • Ejemplo: Calcula A y Z, así como las partículas que forman el elemento neutro 75 Li . nº másico = A = 7 nº protones = nº electrones = Z = 5 Elemento 7 5 Li. A 7. Z 5. Protones 5. nº atómico = Z = 5 nº neutrones = A – Z = 7 – 5 = 2 Neutrones 2. Electrones 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: 3+ Calcula A y Z, así como las partículas que forman el elemento 197 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 Elemento 197 3+ 79 Au. A Z 197 79. Protones 79. Neutrones 118. Electrones 76. • 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 Elemento 126 − 53 I. A Z 126 53. Protones 53. Neutrones 73. Electrones 54. 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)..

(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.. A ⋅x A=∑ i i 100. A = masa atómica del elemento natural Ai = masa atómica de cada isótopo xi = porcentaje de cada isótopo en la mezcla. 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..

(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) -19 Electrón -1,6 · 10 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 28 isótopos con las siguientes abundancias: 14 Si (92.23%), 29 14 Si (4.67%) y. 30 14 Si (3.10%).. Calcula la masa atómica del silicio.. A ⋅ x 28 ⋅ 92, 23 + 29 ⋅ 4,67 + 30 ⋅ 3,10 A=∑ i i = = 28,109 u.m.a. 100 100 • Ejemplo: El cloro presenta en la naturaleza dos isótopos: el isotópica del 76%, y el. 37 17 Cl ,. 35 17 Cl ,. con abundancia. con abundancia isotópica del 24%. ¿Cuál es la. masa atómica del cloro?. A ⋅ x 35 ⋅ 76 + 37 ⋅ 24 A=∑ i i = = 35, 48 u.m.a. 100 100.

(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 109 Ag = 44%. Deducir la masa atómica de la plata natural.. A=. 107 ⋅ 56 + 109 ⋅ 44 = 107,88 u.m.a. 100. • Ejemplo: Determinar la masa atómica del Galio, sabiendo que existen dos isótopos 69 Ga 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 =. Núcleo del. 69 31. 60, 2 ⋅ 69 + 39,8 ⋅ 71 = 69,7 u.m.a. 100. Ga : 31 protones y 38 neutrones (69 - 31); además contiene 31. neutrones en la corteza. Núcleo del 3171Ga : 31 protones y 40 neutrones (71 - 31); además contiene 31 neutrones en la corteza.. • Si. 6 3 Li. Ejemplo: y 37 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 u.m.a. 100.

(6) Masa molecular 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: Los subíndices indican el número de átomos con que cada uno, participa en la molécula. H2SO4 2 de hidrogeno. 4 de oxigeno. 1 de azufre 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..

(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) 1 u.m.a. 1g ⋅ = 6,022 ⋅ 1023 u.m.a. 1 g = 6,022 ⋅ 1023 u.m.a. -24 1,66 ⋅ 10 g 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:. n (moles ) =. m (masa, g ) M (masa molar ,. g ) mol.

(8) Esquema general de interconversión:. Se multiplica por masa molar. Gramos. Se divide por Nº Avog. moléculas/mol. Moles. Se divide por masa molar. Se divide por el nº de átomos en moléculas. Moléculas. Se multiplica por NºAvog. moléculas/mol. Átomos. Se multiplica por el nº de átomos en moléculas. • 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. n =. m 29, 4 g = = 0,3 moles de H2SO4 M 98 g mol. b) Y, ¿cuántas moléculas? 0,3 moles de H2SO4 ⋅. 6, 022 ⋅ 1023 moléculas de H2SO4 =1,81 ⋅ 1023 moléculas de H2SO4 1 mol de H2SO4. • 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. 6, 022 ⋅ 1023 átomos de C 12 u.m.a. u.m.a. ⋅ = 7,2 ⋅ 1024 1 mol de C 1 átomo de C mol de C ¿Y cuántos g? 1g g u.m.a. 7,2 ⋅ 1024 ⋅ = 12 23 mol de C 6, 022 ⋅ 10 u.m.a mol de C por tanto, 1 mol de C tiene de masa 12 g..

(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 ⋅ 1023 átomos Fe 2 moles Fe ⋅ = 1,2 ⋅ 1024 átomos Fe . 1 mol Fe. • Ejemplo: a) Sabiendo que Ar(As) = 74,92 u.m.a. Calcular su masa en g. 1g 74,92 u.m.a ⋅ = 1,24 ⋅ 10 −22 g 23 6,022 ⋅ 10 u.m.a. b) Calcular el número de átomos de Arsénico que habrá en 1 g. 1mol As 6, 022 ⋅ 1023 átomos As 1g ⋅ ⋅ = 8, 04 ⋅ 1021 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 m 100 n= = = 5,56 moles deH2O M 18 b) Calcular el número de moléculas. 6, 022 ⋅ 1023 moléculas H2O 5,56 moles de H2O ⋅ = 3,35 ⋅ 1024 moléculas H2O 1 mol de H2O. • 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 3 ⋅ 1023 moléculas de NaNO2 ⋅ Si n =. 1mol de NaNO2 = 0,5moles de NaNO2 6, 022 ⋅ 1023 moléculas de NaNO2. m ; m = n ⋅ M = 0,5 ⋅ 69 = 34,5 g de NaNO2 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. n=. m 100 = = 1,35 moles de Ca(OH)2 M 74. 1,35 moles de Ca(OH)2 ⋅. 6, 022 ⋅ 1023 moléculas de Ca(OH)2 = 8,13 ⋅ 1023 moléculas de Ca(OH)2 1 mol de Ca(OH)2. • 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 m 100 = = 2,27 moles de CO2 M 44 6, 022 ⋅ 1023 moléculas de CO2 2,27 moles de CO2 ⋅ = 1,37 ⋅ 1024 moléculas de CO2 1 mol de CO2. n=. 1,37 ⋅ 1024 moléculas de CO2 ⋅. 1 átomo de C = 1,37 ⋅ 1024 átomos de C 1 molécula de CO2. • 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. g Mr(Bi2O3 ) = 2 ⋅ 209 +3 ⋅ 16 = 466 u.m.a.; M=466 mol. n=. m 150 = = 0,32 moles de Bi2O3 M 466. 0,32 moles de Bi2O3 ⋅. 6, 022 ⋅ 1023 moléculas de Bi2O3 = 1,93 ⋅ 1023 moléculas de Bi2O3 1 mol de Bi2O3. 1,93 ⋅ 1023 moléculas de Bi2O3 ⋅. 3 átomos de O = 5,79 ⋅ 1023 átomos de O 1 molécula de Bi2O3.

(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 24,8 l/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. Esquema general de interconversión:. Se multiplica por masa molar. Gramos. Se divide por Nº Avog. moléculas/mol. Moles. Se divide por masa molar. Se divide por el nº de átomos en moléculas. Moléculas. Se multiplica por NºAvog. moléculas/mol. Átomos. Se multiplica por el nº de átomos en moléculas. Se divide por 22,4 l/mol en c.n.. Se multiplica por 22,4 l/mol en c.n.. Volumen. • Ejemplo: Calcular el volumen de 0,7 · 1021 moléculas de nitrógeno (g), en condiciones normales (c.n.). 1mol 0,7 ⋅ 1021 moléculas de N2 ⋅ = 1,2 ⋅ 10-3 moles N2 23 6, 022 ⋅ 10 moléculas 1,2 ⋅ 10-3 moles N2 ⋅. 22, 4 l = 0,026 l N2 1mol.

(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 0,5 ⋅1020 moléculas NH3 ⋅ 8,3 ⋅10-5 moles NH3 ⋅. 1mol = 8,3 ⋅10-5 moles NH3 23 6, 022 ⋅ 10 moléculas. 22, 4 l = 1,86 ⋅10-3 l NH3 1mol. g = 1, 41 ⋅10-3 g NH3 mol 3 átomos H 0,5 ⋅1020 moléculas NH3 ⋅ = 1,5 ⋅1020 átomos H 1molécula NH3. m = 8,3 ⋅10-5 moles NH3 ⋅ 17. • 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 m3 CO2 ⋅. 103 l 1mol ⋅ = 133,93 moles CO2 1m3 22, 4 l. g = 5892,86 g CO2 mol 6, 022 ⋅1023 moléculas 133,93 moles CO2 ⋅ = 8,07 ⋅1025 moléculas CO2 1mol m = 133,93 moles CO2 ⋅ 44. 8,07 ⋅1025 moléculas CO2 ⋅. 2 átomos de O = 1,61 ⋅ 1026 átomos de O 1molécula CO2. • Ejemplo: Calcular el volumen de 0,2·1023 moléculas de hidrógeno (g), en condiciones normales (c.n.). M(H2) = 2 g/mol 1mol 22, 4 l 0,2 ⋅1023 moléculas H2 ⋅ ⋅ = 0,74 l H2 23 6, 022 ⋅10 moléculas 1mol.

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