UNIDAD 1: ATOMOS Y MOLÉCULAS

Transcripción

1 UNIDAD 1: ATOMOS Y MOLÉCULAS 1

2 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

3 Composición del átomo: Atomo Núcleo Protones Neutrones Carga +1 Masa 1 Carga 0 Masa 1 Corteza de electrones Electrones Carga -1 Masa aprox. 0 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

4 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

5 Símbolo nuclear 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). Ejemplo: 23 Na Esto nos dice que el sodio que tiene 11 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 = Z + N A = 23 y Z = 11 Por lo tanto N = = 12 O sea 12 neutrones 5

6 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 = A = 16 El símbolo nuclear queda entonces: 16 8 O 6

7 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

8 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

9 Ejemplo Mg ++ Por lo tanto este catión tiene 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) 12 protones 12 neutrones 10 electrones (dos menos que los protones) 9

10 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 S 17 8 O Cl 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 Cl con Cl 10

11 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 1 p 0 β n + neutrón Ejemplo 14 protón 6 C 14 7 N β partícula β o electrón nuclear 11

12 B) Emisión de positones, ocurren cuando el núcleo tiene déficit de neutrones 1 1 n 0 β p + protón neutrón positrón Ejemplo K Ar β 12

13 C) Captura K o captura de un electrón, ocurren cuando el núcleo tiene déficit de neutrones Ejemplo Ar 0 + e Cl D) Emisión de partículas alfa. Estas partículas corresponden a un átomo de Helio, o sea que corresponden a 2 protones y 2 neutrones. Ejemplo U Th + 4 α 2 13

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15 CANTIDADES QUÍMICAS Cómo trabajar con átomos y moléculas? 15

16 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 gramos 16

17 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

18 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

19 Ejemplo: molécula de H 2 SO 4 De la tabla periódica sacamos: PAR H = 1, PAR S = 32, PAR O = 16 Con estos PAR podemos calcular el PMR del H 2 SO 4 : Porque hay 2 átomos de H Porque hay 1 átomo de S Porque hay 4 átomos de O PMR (H 2 SO 4 ) = 2 x PAR H + 1 x PAR S + 4 x PAR O PMR (H 2 SO 4 ) = 2 x 1+ 1 x x 16 = 98 Esto quiere decir que una molécula de H 2 SO 4 tiene una masa 98 veces mayor que la masa de una u.m.a. 19

20 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 gramos PAA Fe = 56 x (1,66 x g) = 9,296 x g Por lo tanto la masa real de un átomo de Fe es de 56 u.m.a. o de 9,296 x gramos o cualquier otra equivalencia a esa masa en otra unidades, por ejemplo en Kg, toneladas, etc. 20

21 Peso molecular absoluto (PMA): Indica la masa real de la molécula en cuestión, por lo tanto posee unidades de masa Ejemplo: La molécula de H 2 SO 4 PMA = PMR x masa de la u.m.a. PMA H 2 SO 4 = 98 x 1 u.m.a. = 98 u.m.a. Recordando que 1 u.m.a. equivale a 1,66 x gramos PMA H 2 SO 4 = 98 x (1,66 x g) = 1,627 x g Por lo tanto la masa real de una molécula de H 2 SO 4 es de 98 u.m.a. o de 1,627 x gramos o cualquier otra equivalencia a esa masa en otra unidades, por ejemplo en Kg, toneladas, etc. 21

22 Se podría pesar un átomo de Fe, o una molécula de H 2 SO 4? 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 partículas) Mol Volumen molar NO!!! 22

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24 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

25 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 H 2 SO 4 Utilizando los PAR de los átomos que forman la molécula, obtenemos: PMR H 2 SO 4 = 2 x x x 16 = 98 Por lo tanto una molécula-gramo de H 2 SO 4 corresponde a 98 gramos (el PMR expresado en gramos) 25

26 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 H 2 SO 4 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

27 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 gramos átomo de Fe 56 gramos x = 6,023 x átomo de Fe 27

28 Cuántas moléculas de hay en una molécula-gramo de H 2 SO 4? Recordemos que PMA H 2 SO 4 = 1,627 x gramos Entonces 1 molécula-gramo de H 2 SO 4 = 98 gramos 1,627 x gramos molécula de H 2 SO 4 98 gramos x = 6,023 x moléculas de H 2 SO 4 28

29 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 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 moléculas. Al número 6,023 x 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 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. 29 Este concepto se volverá a ver en la unidad 2

30 Ejercicio Resuelto Cuántos moles, moléculas-gramo y moléculas hay en 106 gramos de CaNO 3? PMR CaNO 3 = 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 CaNO 3 Para calcular el número de moléculas: 1 mol 6,023 x ,04 moles X = 6,264 x moléculas de CaNO 3 30