Química: Composicion atomica y magnitudes

1. COMPOSICIÓN ATÓMICA Y MAGNITUDES
LIC GABRIELA VALDORA
QUÍMICA-CBC-UBA
2016

2. 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:

3. Composición atómica
 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.
 Electrones: negativos y con masa despreciable.
♦ n° de protones = n° de electrones para el átomo neutro
Podemos distinguir en el átomo, dos regiones principales:

4. Número atómico y número másico
♦ Llamamos nucleído a un átomo con un determinado z y un determinado A.
A
Z
X
X: símbolo
químico del
elemento
Z: número atómico→ n° de
protones
A: número másico→
n° de protones +
neutrones
Para describir a un átomo definimos:

5. ¿Cómo representamos a los distintos
nucleídos?
1
1
H
12
6
C
Hidrógeno
• 1 protón
• 1 electrón
• 0 neutrones
Carbono
• 6 protones
• 6 electrones
• 6 neutrones

6. Atomos y elementos químico
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
N
F Ne

7. Isótopos
Son 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.

8. Iones
Son 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-

9. Algunos iones de la naturaleza
Anión 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

10. Masa atómica
Para 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:
m atómica = 12,0 u
m atómica = 1,00 u
m atómica= 23,0 u

11. ¿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 24,2%
37Cl: m=37,0u y abundancia del 75,8%.
Masa atómica promedio
(m 35Cl %abundancia + m 37Cl %abundancia) /2 = 35,5 u

12. Número de Avogadro y concepto de mol
Para referirnos a cantidades macroscópicas de sustancia
definimos:
corresponde al número de
partículas que hay en 12,0 g de 12C y corresponde a
.
cantidad de sustancia que contiene un número de
Avogadro de partículas

13. 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 mol de átomos ( 6,02 *10 23 átomos)
masa de un mol de átomos : el mismo valor que la
masa atómica pero en g
1 átomo
masa atómica : en uma

14. 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:
Masa molar
(M)
Masa
atómica (m)
• 12, 011 u
• 1 sólo átomo de C
• 12,011 g
• 1 mol de átomos de C
(6,02 + 1023 átomos)

15. 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