1

UNIDAD 1:

ATOMOS Y MOLÉCULAS

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Se define átomo como la menor porciónde un elemento que se puedeintercambiar por medio de una reacciónquímica.

Se define molécula como la menorporción de materia que puede existir alestado libre en la naturaleza.Las moléculas están formadas porátomos.

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Composición del átomo:

Atomo

Núcleo

Corteza deelectrones

Protones

Neutrones

Electrones

Carga +1Masa 1

Carga 0Masa 1

Carga -1Masa aprox. 0

Esto significa que el átomo está formado por un núcleo y unacorteza de electrones. En el núcleo están los protones y losneutrones y en la corteza de electrones están los electrones.

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En el núcleo del átomo se concentra toda la carga positiva y todala masa. Esa carga positiva nuclear está equilibrada con la carganegativa de los electrones.

Al número de protones se lo conoce como número atómico, estenúmero es representado por la letra Z

A la suma de protones y neutrones (las dos partículas que poseenmasa) se la conoce como número másico y se lo representa con laletra A

El número másico y el número atómico estánrelacionados por medio de una ecuación

A = Z + N Ecuación 1.1. En esta ecuación N esel número de neutronesdel átomo

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Símbolo nuclear El símbolo nuclear de un átomo se obtienecolocando el símbolo del elemento, al cual sele agrega en la parte superior izquierda elnúmero másico (A) y en la parte inferiorizquierda el número atómico (Z).

Ejemplo: Na1123 Esto nos dice que el sodio que tiene

como símbolo las letras Na, tiene 11protones y que su número másico esde 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 = 23 - 11 = 12O sea 12 neutrones

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Ejemplo:

Escribir el símbolo nuclear del elemento O (oxígeno)que posee 8 protones y 8 neutrones

O 816

Si tiene 8 protones, Z = 8Si tiene 8 neutrones, usando la ecuación 1.1.A = Z + N, A = 8 + 8A = 16

El símbolo nuclear queda entonces:

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Los átomos neutros tienen el mismo número de protones quede electrones

Pero como veremos en la unidades posteriores, los átomospueden ganar o perder electrones

Cuando ganan electrones, quedan con carga negativa y sellaman ANIONES. Quedan con carga negativa porque hay maselectrones que protones

Cuando pierden electrones, quedan con carga positiva y sellaman CATIONES. Quedan con carga positiva porque haymenos electrones que protones

Los átomos sólo pueden ganar o perder electrones, salvo en lasreacciones nucleares o radioactividad como veremos luego

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Ejemplo

F199

- Este símbolo nuclear nos dice:

La especie química tiene 9 protones, Z = 9La especie química tiene un A = 19, por lo tantocomo tiene 9 protones, tiene 10 neutronesLa especie química no es un átomo neutro, porquearriba a la derecha tiene una carga negativa, por lotanto es un aniónEsta carga negativa nos dice que el número deelectrones supera en uno al número de protones(el átomo neutro ganó un electrón)

Por lo tanto este anión tiene 9 protones10 neutrones10 electrones (uno más que los

protones)

9

Ejemplo

Mg24

12++ Este símbolo nuclear nos dice:

La especie química tiene 12 protones, Z = 12La especie química tiene un A = 24, por lo tantocomo tiene 12 protones, tiene 12 neutronesLa especie química no es un átomo neutro, porquearriba a la derecha tiene dos cargas positivas, por lotanto es un catiónEstas dos cargas positivas nos dice que el númerode electrones es inferior al número de protonesen dos (el átomo neutro perdió 2 electrones)

Por lo tanto este catión tiene 12 protones12 neutrones10 electrones (dos menos que los

protones)

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Isótopos Se definen como isótopos a dos átomos que poseen elmismo número atómico (Z), pero diferente número deneutrones, por lo tanto tendrán diferente númeromásico (A)

Ejemplo: ¿Cuáles de los siguientes elementos son isótopos entre sí?

O 816 O 8

17S1632 Cl17

35 Cl1737P15

32

Para que sean isótopos deben tener igual Z (abajo a la izquierda)y diferente A (arriba a la izquierda)

Los isótoposson: yO 8

16 O 817con Cl17

35 con Cl1737

11

Radioactividad Es el fenómeno mediante el cual un núcleo atómicoinestable elimina (o capta) particulas de su interiorpara alcanzar estabilidad.

Existen diferentes tipos de desintegraciones nucleares:A) Emisión de partículas β (que son electrones nucleares), ocurrencuando el núcleo tiene exceso de neutronesUn neutrón se transforma en un protón y en un electrón que comoproviene del núcleo se lo llama partícula β

1

0n +1

+1p 0

-1β

neutrón protón partícula β oelectrón nuclear

Ejemplo 14

6C

147N +

0

-1β

12

B) Emisión de positones, ocurren cuando el núcleo tiene déficit deneutrones

1

+1p +1

0n 0

+1β

protón neutrón positrón

Ejemplo

38

19K

3818

Ar +0

+1β

13

C) Captura K o captura de un electrón, ocurren cuando el núcleotiene déficit de neutrones

Ejemplo

37

18Ar 37

17Cl+ 0

-1e

D) Emisión de partículas alfa. Estas partículas corresponden a unátomo de Helio, o sea que corresponden a 2 protones y 2 neutrones.

Ejemplo

238

92U

234

90Th + α4

2

14

15

CANTIDADES QUÍMICAS

¿Cómo trabajar con átomos y moléculas?

16

Para tener el peso o masa real de una átomo se define una unidad demasa llamada unidad de masa atómica (u.m.a.)

Esta unidad de masa se define como la masa de una doceavaparte (1/12) del átomo de carbono 12 (este 12 corresponde alisótopo del C que posee 6 protones y 6 neutrones en su núcleo)

La u.m.a. como toda unidad de masa posee su equivalencia conotras unidades de masa, como ser el gramo:

UNIDAD DE MASA ATÓMICA U.M.A.

Una u.m.a. equivale a 1,66 x 10 -24 gramos

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Peso atómico relativo (PAR):

Ejemplo:

Indica cuántas veces más pesado es el átomo en cuestiónque 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.

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 vecesmayor que la masa de una u.m.a.

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Peso molecular relativo (PMR):

Indica cuántas veces más pesada es la molécula en cuestión que lau.m.a., por lo tanto no posee unidades

Se obtiene sumando los PAR de cada uno de los átomos que formanla molécula

PMR = masa real de la molécula / masa de la u.m.a.

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Ejemplo: molécula de H2SO4

De la tabla periódica sacamos: PARH = 1, PARS = 32, PARO = 16

Con estos PAR podemos calcular el PMR del H2SO4 :

PMR (H2SO4 ) = 2 x PARH + 1 x PARS + 4 x PARO

PMR (H2SO4 ) = 2 x 1+ 1 x 32 + 4 x 16 = 98

Esto quiere decir que una molécula de H2SO4 tiene una masa 98veces mayor que la masa de una u.m.a.

Porque hay 2átomos de H

Porque hay 1átomo de S

Porque hay 4átomos de O

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Peso atómico absoluto (PAA):

Ejemplo:

Es la masa real que tiene un átomo, por lo tanto posee unidades demasa

PAA = PAR x masa de la u.m.a.

El átomo de Fe

De la tabla periódica sacamos que el Fe posee un PAR=56

PAA Fe = 56 x 1 u.m.a. = 56 u.m.a.

PAA Fe= 56 x (1,66 x 10 -24 g) = 9,296 x 10 -23 g

Por lo tanto la masa real de un átomo de Fe es de 56 u.m.a. o de9,296 x 10 -23 gramos o cualquier otra equivalencia a esa masaen otra unidades, por ejemplo en Kg, toneladas, etc.

Recordando que 1 u.m.a. equivale a 1,66 x 10 -24 gramos

21

Peso molecular absoluto (PMA):

Ejemplo:

Indica la masa real de la molécula en cuestión, por lo tanto poseeunidades de masa

PMA = PMR x masa de la u.m.a.

La molécula de H2SO4

PMA H2SO4 = 98 x 1 u.m.a. = 98 u.m.a.

PMA H2SO4 = 98 x (1,66 x 10 -24 g) = 1,627 x 10 -22 g

Por lo tanto la masa real de una molécula de H2SO4 es de 98 u.m.a. ode 1,627 x 10 -22 gramos o cualquier otra equivalencia a esa masa enotra unidades, por ejemplo en Kg, toneladas, etc.

Recordando que 1 u.m.a. equivale a 1,66 x 10 -24 gramos

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¿Se podría pesar un átomo de Fe, o una molécula de H2SO4?

Entonces debemos definir cantidades químicas que podamosmanejar en el laboratorio y además que nos permita saber concuantos átomos o moléculas estamos trabajando.

Para esto se definen las siguientes cantidades químicas:

Molécula-gramo

Átomo-gramo

Mol

Número de Avogadro (6,023 x 1023 partículas)

Volumen molar

NO!!!

23

24

Átomo-gramo Se define átomo-gramo a la cantidad de unelemento que coincide numéricamente con supeso atómico relativo (PAR) expresado engramos.

El elemento Fe

De la tabla periódica obtenemos el PAR = 56

Por lo tanto un átomo-gramo de Fecorresponde a 56 gramos (el PAR expresadoen gramos)

Ejemplo:

25

Molécula-gramo Se define molécula-gramo a la cantidad deuna sustancia que coincide numéricamentecon su peso molecular relativo (PMR)expresado en gramos.

La molécula de H2SO4

Utilizando los PAR de los átomos que formanla molécula, obtenemos:

Por lo tanto una molécula-gramo de H2SO4corresponde a 98 gramos (el PMR expresadoen gramos)

Ejemplo:

PMR H2SO4 = 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16 = 98

26

Esto significa que en una molécula-gramo de H2SO4 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

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)

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Ahora que conocemos el peso real de los átomos (PAA) yde las moléculas (PMA) y que definimos cantidadesquímicas nuevas, calculemos cuantos átomos y/omoléculas 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 10 -23 gramos--------------1 átomo de Fe

56 gramos--------------X = 6,023 x 1023 átomo de Fe

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¿Cuántas moléculas de hay en una molécula-gramo de H2SO4?

Recordemos que PMA H2SO4 = 1,627 x 10 -22 gramos

1 molécula-gramo de H2SO4 = 98 gramos

Entonces

1,627 x 10 -22 gramos--------------1 molécula de H2SO4

98 gramos--------------X = 6,023 x 1023 moléculas de H2SO4

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Independientemente de que se trate de un átomo-gramo delelemento X o del elemento Y, en un átomo-gramo SIEMPRE hay6,023 x 1023 átomos

Independientemente de que se trate de un molécula-gramo de lasustancia X o de la sustancia Y, en una molécula-gramoSIEMPRE hay 6,023 x 1023 moléculas.

Al número 6,023 x 1023 se lo conoce como Número de Avogadro

Mol Se define mol a toda aquella cantidad que contenga un Númerode Avogadro de partículas, o sea 6,023 x 1023 partículas

Volumen molar, es el volumen que ocupa un mol de cualquiercompuesto gaseoso en Condiciones Normales de Presión yTemperatura (CNPT). Estas condiciones son 0ºC y 1 atmósferade presión. El volumen molar es de 22,4 litros.Este concepto se volverá a ver en la unidad 2

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Ejercicio Resuelto

¿Cuántos moles, moléculas-gramo y moléculas hay en 106gramos de CaNO3?

PMR CaNO3 = 102

Entonces: 102 gramos____________1 molec.-gramo106 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 CaNO3

Para calcular el número de moléculas:

1 mol ______________ 6,023 x 1023

1,04 moles __________ X = 6,264 x 1023 moléculas de CaNO3