COMPOSICIÓN ATÓMICA Y MAGNITUDESLIC GABRIELA VALDORAQUÍMICA-CBC-UBA2016

El átomo

En un solo clavo de 10 g de masa , hay aproximadamente 100 trillones de átomos de hierro.

Dicho de otra manera: 10 23 átomos de hierro 100.000.000.000.000.000.000.000 átomos de hierro

Los átomos son partículas muy pequeñas que constituyen toda la materia que nos rodea. Son imposibles de ver por separado. Para darnos una idea del tamaño relativo, veamos este ejemplo:

Composición atómicaNúcleo: Protones: positivos y con gran masa en relación a su tamaño (m protón = 1,66 * 10 -24g). Neutrones: sin carga y con masa similar a la del protón.

Región extranuclear: Electrones: negativos y con masa despreciable.

♦ n° de protones = n° de electrones para el átomo neutro

Podemos distinguir en el átomo, dos regiones principales:

Número atómico y número másico

♦ Llamamos nucleído a un átomo con un determinado z y un determinado A.

A

ZX

X: símbolo químico del elemento

Z: número atómico→ n° de protones

A: número másico→ n° de protones +

neutrones

Para describir a un átomo definimos:

¿Cómo representamos a los distintos nucleídos?

1

1 H12

6C

Hidrógeno (nucleído con A=1)

• 1 protón• 1 electrón • 0 neutrones

Carbono (nucleído con A=12)

• 6 protones • 6 electrones • 6 neutrones

Atomos y elementos químicos El número de protones en el núcleo define a qué elemento químico pertenece un determinado átomo. Los átomos correspondientes a un mismo elemento se representan con un único símbolo, que los identifica.

El número de electrones y neutrones, en cambio, puede variar para distintas especies aunque correspondan a un mismo elemento.

BLi

Be

O C

F

IsótoposSon átomos de un mismo elemento, con igual Z pero distinto A.

Ejemplo:

Tres nucleídos correspondientes al elemento Carbono, con igual n° de protones pero distinto número de neutrones y por lo tanto, distinta masa.

IonesSon especies atómicas eléctricamente cargadas ya que no tienen igual número de protones y electrones.

Ejemplo

• Si el número de electrones es menor que el de protones, se llaman CATIONES y tienen carga positiva.

• Si el número de electrones es mayor que el de protones, se llaman ANIONES y tienen carga negativa

Ejemplo: catión Na +Ejemplo: anión Cl-

Algunos iones de la naturalezaAnión monovalente

•9 protones•10 electrones

Catión divalente•12 protones•10 electrones

Catión trivalente•13 protones•10 electrones

♦ Notar que estos 3 iones tienen el mismo número de electrones y se llaman por lo tanto isoelectrónicos

Masa atómicaPara medir las masas de los átomos, se define la unidad u.m.a (u) que es la unidad de masa atómica.

1 u = m de 1 átomo de 12 C / 12

(aproximadamente la masa de un protón o un neutrón)

Su equivalencia en g es entonces:

1 u = 1,66 * 10 -24 g

m atómica = 12,0 u

m atómica = 1,00 u

m atómica= 23,0 u

¿Cómo se calculan las masas de la tabla periódica para cada elemento?

Son masas atómicas promedio, que tienen en cuenta los distintos isótopos existentes en la naturaleza y su abundancia.

Ejemplo : El elemento cloro presenta dos isótopos principales: 35Cl: m=35,0u y abundancia del 75,8% 37Cl: m=37,0u y abundancia del 24,2%.

Masa atómica promedio(m 35Cl * % abund + m 37Cl * % abund) /100 = 35,5 u

Número de Avogadro y concepto de mol

Para referirnos a cantidades macroscópicas de sustancia definimos:

Número de Avogadro: corresponde al número de partículas que hay en 12,0 g de 12C y corresponde a 6,02 * 10 23.

Mol: cantidad de sustancia que contiene un número de Avogadro de partículas

Relaciones con el número de Avogadro

La unidad y el mol, se relacionan a través del número de Avogadro y lo mismo ocurre con la uma y el g.

♦ Notar que la relación entre la uma y el g se puede escribir así: 1 g = 6,02 *10 23 u

x 6,02 * 10 23

Masa molar de un elemento Es la masa de un mol de átomos de un determinado elemento. Se obtiene de la tabla periódica pero la unidad que corresponde ahora es el g.

Ejemplo:

• 12, 011 u• 1 sólo átomo de C

• 12,011 g• 1 mol de átomos de C

(6,02 * 1023 átomos)

Bibliografía•Di Risio C; Roverano M y Vazquez I. (2006). Química Básica. Buenos Aires: Educando.

•Mahan B; Myers R (1987). Química Curso Universitario. Buenos Aires: Editorial Adison-Wesley Iberoamericana