UNIDAD 1:

ATOMOS Y MOLÉCULAS 1

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

Composición del átomo: Protones

Carga +1 Masa 1

Neutrones

Carga Masa

0 1

Electrones

Carga Masa

-1 aprox. 0

Núcleo Atomo Corteza de electrones

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

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

Símbolo nuclear

Ejemplo:

23 11

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).

Na

Esto nos dice que el sodio que tiene 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 = 23 y Z = 11

A=Z+N

Por lo tanto N = 23 - 11 = 12 O sea 12 neutrones

5

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 = 8 + 8 A = 16 El símbolo nuclear queda entonces: 16 8

O 6

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

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

Ejemplo 24 12

++

Mg

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)

Por lo tanto este catión tiene

12 protones 12 neutrones 10 electrones (dos menos que los 9 protones)

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

32 16 S

17 8

35 17

O

32 15

Cl

37 17

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

35 17

Cl

con

37 17

Cl 10

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 0 1 0

n

neutrón Ejemplo 14

C 6

+1

p +

protón 14 N 7

+

β

-1 partícula β o electrón nuclear 0 -1

β 11

B) Emisión de positones, ocurren cuando el núcleo tiene déficit de neutrones 1 +1

1

p

0

protón

0

n +

neutrón

+1

β

positrón

Ejemplo 38

K 19

38 Ar 18

+

0 +1

β

12

C) Captura K o captura de un electrón, ocurren cuando el núcleo tiene déficit de neutrones Ejemplo 37

+ Ar 18

0 -1

37 Cl 17

e

D) Emisión de partículas alfa. Estas partículas corresponden a un átomo de Helio, o sea que corresponden a 2 protones y 2 neutrones. Ejemplo 238

U 92

234

+ Th 90

4 2

α 13

14

CANTIDADES QUÍMICAS

¿Cómo trabajar con átomos y moléculas?

15

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 10 -24 gramos 16

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

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

Ejemplo: molécula de H2SO4 De la tabla periódica sacamos: PARH = 1, PARS = 32, PARO = 16 Con estos PAR podemos calcular el PMR del H2SO4 : Porque hay 2 átomos de H

Porque hay 1 átomo de S

Porque hay 4 átomos de O

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 98 veces mayor que la masa de una u.m.a. 19

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 10 -24 gramos 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 de 9,296 x 10 -23 gramos o cualquier otra equivalencia a esa masa en otra unidades, por ejemplo en Kg, toneladas, etc. 20

Peso molecular absoluto (PMA): Indica la masa real de la molécula en cuestión, por lo tanto posee unidades de masa Ejemplo:

La molécula de H2SO4 PMA = PMR x masa de la u.m.a. PMA H2SO4 = 98 x 1 u.m.a. = 98 u.m.a.

Recordando que 1 u.m.a. equivale a 1,66 x 10 -24 gramos 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. o de 1,627 x 10 -22 gramos o cualquier otra equivalencia a esa masa en otra unidades, por ejemplo en Kg, toneladas, etc. 21

¿Se podría pesar un átomo de Fe, o una molécula de H2SO4? NO!!! 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 1023 partículas) Mol Volumen molar 22

23

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

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 H2SO4 Utilizando los PAR de los átomos que forman la molécula, obtenemos: PMR H2SO4 = 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16 = 98 Por lo tanto una molécula-gramo de H2SO4 corresponde a 98 gramos (el PMR expresado en gramos) 25

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 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

26

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 10 -23 gramos--------------1 átomo de Fe 56 gramos--------------X = 6,023 x 1023 átomo de Fe

27

¿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

28

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 1023 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 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 Número de Avogadro de partículas, o sea 6,023 x 1023 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

Ejercicio Resuelto ¿Cuántos moles, moléculas-gramo y moléculas hay en 106 gramos de CaNO3? PMR CaNO3 = 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 CaNO3 Para calcular el número de moléculas: 1 mol ______________ 6,023 x 1023 1,04 moles __________ X = 6,264 x 1023 moléculas de CaNO3 30