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Estructura Atómica
Materia
Átomo
Dalton
Núcleo Orbitales
Electrones
Negativa
Protón Neutrón
Positiva Neutro
Thompson
Rutherford
Bohr
Mecanico
cuántico
T
e
o
r
í
a
s
¿Constitución de la materia?
• La comprensión de su composición se
remonta a tiempos antiguos y
• Para su explicación, existen distintas
teorías.
Teoría Atómica
Edad Antigua
• 500 años A.C. cuando Demócrito y
Leucipo funda la escuela atomista,
en la que sostenían que la materia
era finita, discontinua, indivisible
formada por una partícula común a
la que llamaron ÁTOMO.
ÁTOMO
Sin División
Teoría de los 4 elementos
• Las ideas de Demócrito y Leucipo fueron
desestimadas por Aristóteles, que sostenía que la
materia era continua formada por 4 elementos:
Agua, aire, tierra y fuego
……2400 años después
• Evidencias
experimentales y el
desarrollo natural del
conocimiento (cambio
de mentalidad de una
forma filosófica a otra
científica) llevaron a
proponer en 1808 al
inglés John Dalton su
teoría atómica
Modelo Atómico de Dalton
• Representa al átomo como
una esfera compacta
indivisible e indestructible.
Postulados
1. La materia está formada por minúsculas
partículas indivisibles llamadas átomos.
2. Hay distintas clases de átomos
que se distinguen por su masa y
sus propiedades. Todos los
átomos de un elemento poseen
las mismas propiedades químicas.
Los átomos de elementos distintos
tienen propiedades diferentes.
3. Los compuestos se forman al
combinarse los átomos de dos o más
elementos en proporciones fijas y
sencillas.
Observaciones
• El 1º postulado ya no se ajusta a
la realidad por el descubrimiento
de las partículas subatómicas:
electrón, protón y neutrón.
• El 2º postulado ya no se cumple
con el descubrimiento de los
isótopos e isóbaros
respectivamente.
• El único postulado que aun
permanece es que los átomos
se combinan en relaciones
enteras sencillas formando
compuestos.
Descubrimiento de los rayos
catódicos
• Posteriormente Michael
Faraday al realizar estudios
con la ELECTRICIDAD
considera que la materia
debe ser de naturaleza
eléctrica.
• Esto fue demostrado por
William Crookes en 1850 al
realizar estudios en tubos de
descarga descubriendo los
rayos catódicos.
• Se propagan en línea
recta.
• Atraviesan láminas de
espesores pequeños.
Rayos Catódicos
Descubrimiento del electrón
• En 1897, Joseph Thompson
ideó una serie de experiencias
con los rayos catódicos,
concluyendo que estos rayos al
ser afectados por un campo
eléctrico y uno magnético, que
se dirigían al ánodo (+) debían
ser partículas con carga
negativa, las que
posteriormente se les llamó
electrones.
Modelo atómico de Thompson
• Representa al átomo como una
especie de esfera homogénea de
electricidad positiva, en donde se
encuentran distribuidos los
electrones.
Su modelo lo asemeja a un budín de
pasas.
El átomo que representa éste modelo
es un átomo estacionario por la
inmovilidad de los electrones.
Descubrimiento del protón
• En 1886 Eugene Goldstein al trabajar con un
tubo de descarga de cátodo perforado, observó
otro tipo de rayos que precedían del ánodo (+).
• Estos rayos atravesaban las perforaciones del
cátodo y por ellos se les llamó rayos canales.
Goldstein postuló que estos rayos estaban compuestos por
partículas positivas, las que posteriormente se les llamó
protones.
Observaciones
• Los descubrimientos
del electrón y del
protón revelaron que
el átomo tendría una
estructura compuesta,
que contiene e- y p+ en
igual número para
hacer un todo
eléctricamente neutro.
Descubrimiento del núcleo atómico
• En 1911 Ernest
Rutherford y sus
colaboradores
utilizando un haz de
partículas α lo llevan a
establecer su propio
modelo atómico de la
materia.
Experimento
Resultados
• La mayoría de las partículas α atravesaban la lámina de oro.
• Algunas partículas eran desviadas (1 de 1.000.000).
• Sólo una pequeña fracción de las partículas era fuertemente
repelida por la lámina de oro e invertía su trayectoria.
Modelo atómico de Rutherford
• El átomo está constituido por un
núcleo central que es la región
donde se encuentran las cargas
(+) y alrededor se encuentran los
electrones.
• El e- se encuentra girando
alrededor el núcleo, describiendo
órbitas circulares.
• Este modelo se asemeja a un
sistema planetario en miniatura.
Electrón
Núcleo
Orbitas
Error de Rutherford
• Según la física clásica un
cuerpo cargado
eléctricamente al estar en
movimiento este emite
energía, por lo tanto, el
electrón perderá energía y
caería hacia el núcleo con
una trayectoria en espiral.
Observaciones
• En 1913 Niels Bohr propone
una mejora al modelo de
Rutherford.
Se basa en la Teoría Cuántica
de la Radiación
Electromagnética dada a
conocer por Max Planck.
Modelo atómico de Bohr
• Su modelo está hecho en
base al átomo de hidrógeno
y se fundamenta en los
siguientes postulados.
1. El átomo de hidrógeno
consta de un núcleo (+) y a
su alrededor gira en forma
circular el electrón.
Electrón
Núcleo
Orbitas
Modelo atómico de Bohr
2. El electrón solo gira
en determinadas
órbitas radios
definidos, llamados
niveles cuánticos de
energía.
Orbitas Cuantiadas
Modelo atómico de Bohr
3. Mientras los electrones permanezcan en un mismo nivel
de energía (estado estacionario) no ganan ni pierden
energía. Un electrón puede cambiar de un nivel a otro
ganando o perdiendo energía.
Observaciones
• A partir de 1925 el
modelo atómico de Bohr
fue objeto a sucesivas
modificaciones hasta
formular el actual modelo
atómico, que es un
modelo matemático –
probabilístico que explica
el comportamiento del
electrón.
PARTÍCULAS SUBATOMICAS
¿Qué es un átomo?
Un átomo es la unidad constituyente más
pequeña de la materia que tiene las
propiedades de un elemento químico.
Cada sólido, líquido, gas y plasma se compone
de átomos neutros o ionizados. Los átomos
son muy pequeños; los tamaños típicos son
alrededor de 100 pm (diez mil millonésima
parte de un metro).No obstante, los átomos no
tienen límites bien definidos y hay diferentes
formas de definir su tamaño que dan valores
diferentes pero cercanos.
COMPOSICIÓN DE UN ÁTOMO
Cada átomo se compone de un núcleo y uno o
más electrones unidos al núcleo. El núcleo está
compuesto de uno o más protones y típicamente un
número similar de neutrones. Los protones y los
neutrones son llamados nucleones. Más del 99,94 % de
la masa del átomo está en el núcleo. Los protones
tienen una carga eléctrica positiva, los electrones tienen
una carga eléctrica negativa y los neutrones no tienen
carga eléctrica. Si el número de protones y electrones
son iguales, ese átomo es eléctricamente neutro. Si un
átomo tiene más o menos electrones que protones,
entonces tiene una carga global negativa o positiva,
respectivamente, y se denomina ion.
PROPIEDADES:
• Número atómico (Z).
• Numero de masa atómica (A).
• Isótopos.
• Masa atómica.
• Masa molecular.
• Número de avogadro.
Número atómico
En física y química, el número atómico de un elemento
químico es el número total de protones que tiene
cada átomo de ese elemento. Se suele representar con
la letra Z. Los átomos de diferentes elementos tienen
distintos números de electrones y protones. Un átomo
en su estado natural es neutro y tiene un número igual
de electrones y protones. Un átomo de sodio (Na) tiene
un número atómico 11; posee 11 electrones y 11
protones. Un átomo de magnesio (Mg), tiene número
atómico 12, posee 12 electrones y 12 protones; y un
átomo de uranio (U), que tiene número atómico 92,
posee 92 electrones y 92 protones.
Se coloca como subíndice a la izquierda del
símbolo del elemento correspondiente. Por
ejemplo, todos los átomos del elemento
hidrógeno tienen 1 protón y su Z = 1; esto
sería ₁H. Los de helio tienen 2 protones y Z
=2; asimismo, ₂He. Los de litio, 3 protones y
Z = 3,…
Si el átomo es neutro, el número de
electrones coincide con el de protones y da
Z.
NÚMERO DE MASA ATÓMICA
O NÚMERO MÁSICO (A)
En química, el número másico o número
de masa es la suma del número
de protones y el número
de neutrones del núcleo de un átomo.
Se simboliza con la letra A (el uso de
esta letra proviene del
alemán Atomgewicht, que quiere
decir peso molecular, aunque sean
conceptos distintos que no deben
confundirse). Suele ser mayor que
Para todo átomo o ion:
Número másico (A) = número atómico (Z) +
número de neutrones(N)
A = Z + N
Para calcular la cantidad de neutrones que
posee un átomo debe hacerse: "A - Z",
(Número másico menos número atómico)
consultando antes en la tabla periódica las
cantidades correspondientes.
PREGUNTA SABER 11
Un elemento tiene un número de masa 65 y
se determinó que presenta 35 neutrones en
su núcleo. Teniendo en cuenta esta
información, el número de electrones que
tiene este elemento es:
a) 35
b) 30
c) 65
d) 100
ISÓTOPOS
Se denomina isótopos a los átomos de un
mismo elemento, cuyos núcleos tienen una cantidad
diferente de neutrones, y por lo tanto, difieren
en número másico.
La palabra isótopo se usa para indicar que todos los
tipos de átomos de un mismo elemento químico se
encuentran en el mismo sitio de la tabla periódica.
Los átomos que son isótopos entre sí son los que
tienen igual número atómico (número
de protones en el núcleo), pero diferente número
másico (suma del número de neutrones y el de
protones en el núcleo).
ALGUNAS APLICACIONES
DE LOS ISÓTOPOS
• Cobalto-60. Para el tratamiento del cáncer porque emite
una radiación con más energía que la que emite el radio
y es más barato que este.
• Arsénico-73. Se usa como trazador para estimar la
cantidad de arsénico absorbido por el organismo y el
arsénico-74 en la localización de tumores cerebrales.
• Bromo-82. Útil para hacer estudios en hidrología tales
como determinación de caudales de agua, direcciones
de flujo de agua y tiempos de residencia en aguas
superficiales y subterráneas, determinación de la
dinámica de lagos y fugas en embalses.
IONES
• Es un átomo que pierde o gana
electrones, y por esta razón queda con
carga positiva o negativa.
¿Qué le paso al átomo? ¿Con qué carga queda? Nombre
Gana electrones Negativa Anión
Pierde electrones Positiva Catión
PREGUNTA SABER 11
De acuerdo con la información de la tabla,
es válido afirmar que los números de masa
X y Y son respectivamente:
a) 13 Y 12
b) 11 y 6
c) 22 y 12
d) 23 y 14
PREGUNTA SABER 11
La purificación de cobre generalmente se realiza por medio de
electrolisis. La técnica consiste en sumergir en una solución de CuSO4
una placa de cobre impuro, la cual actúa como ánodo y una placa de
cobre puro que actúa como cátodo y luego conectarlas a una fuente de
energía, para generar un flujo de electrones atreves de la solución y
las placas como se observa a continuación
El ion Cu2+ cuenta con
a) 2 protones mas que el átomo de
cobre
b) 2 protones menos que el átomo de
cobre
c) 2 Electrones más que el átomo de
cobre
d) 2 electrones menos que el átomo de
cobre
MASA ATÓMICA
La masa atómica es la masa de un átomo,
más frecuentemente expresada en unidades
de masa atómica unificada. La masa
atómica puede ser considerada como la
masa total de protones y neutrones (pues la
masa de los electrones en el átomo es
prácticamente despreciable) en un
solo átomo (cuando el átomo no tiene
movimiento).
• Oro198. De gran aplicación en la industria
del petróleo: perforación de pozos para
búsqueda de petróleo, estudios de
recuperación secundaria de petróleo, que
se adelantan en la determinación de
producción incremental e industria
petroquímica en general.
• Fósforo-32. Es un isótopo que emite rayos
beta y se usa para diagnosticar y tratar
enfermedades relacionadas con
los huesos y con la médula ósea
La masa atómica es algunas veces usada
incorrectamente como un sinónimo de masa
atómica relativa, masa atómica
media y peso atómico; estos últimos difieren
sutilmente de la masa atómica. La masa
atómica está definida como la masa de un
átomo, que sólo puede ser de un isótopo a
la vez, y no es un promedio ponderado en
las abundancias de los isótopos.
MASA MOLECULAR
La masa molecular o masa molecular
relativa es un número que indica cuántas
veces la masa de una molécula de una
sustancia es mayor que la unidad de masa
molecular y sus elementos, se calcula
sumando todas las masas atómicas de
dicho elemento.
Su valor numérico coincide con el de
la masa molar, pero expresado en unidades
de masa atómica en lugar de gramos/mol.
La masa molecular alude una sola molécula,
la masa molar corresponde a un mol (N =
6,022·1023) de moléculas.
Número de Avogadro
El número de Avogadro puede definirse
como la cantidad de entidades elementales
(átomos, electrones, iones, moléculas) que
existen en un mol de cualquier sustancia..
El mol es la unidad del Sistema
Internacional de Unidades que permite
expresar una cantidad de sustancia. Se
trata de la unidad que utilizan los químicos
para expresar el peso de los átomos, que
La utilidad del número de Avogadro radica
en la necesidad de contar partículas o
entidades microscópicas a partir de medidas
macroscópicas (como la masa).
Es importante tener en cuenta que el
número de Avogadro es inmenso: equivale,
por ejemplo, a todo el volumen de la Luna
dividido en bolas de 1 milímetro de radio.
Amedeo Avogadro, Conde de Quaregna y Cerreto, (Turín,9 de
agosto de 1776 - Turín, 9 de julio de 1856) fue un físico y
químico italiano, profesor de Física de la Universidad de
Turín desde 1820 hasta su muerte.
Configuración
Electrónica de
acuerdo al PRINCIPIO
DE AUF-BAU
( Típicamente
conocida como
“LA REGLA DE LAS
DIAGONALES”)
Distribución Electrónica de algunos
elementos usando la Regla de Auf -Bau
• K 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
• Ni 28 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
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TEORIA ATOMICA Y SU HISTORIA CLASIFICACION

  • 2. Materia Átomo Dalton Núcleo Orbitales Electrones Negativa Protón Neutrón Positiva Neutro Thompson Rutherford Bohr Mecanico cuántico T e o r í a s
  • 3. ¿Constitución de la materia? • La comprensión de su composición se remonta a tiempos antiguos y • Para su explicación, existen distintas teorías. Teoría Atómica
  • 4. Edad Antigua • 500 años A.C. cuando Demócrito y Leucipo funda la escuela atomista, en la que sostenían que la materia era finita, discontinua, indivisible formada por una partícula común a la que llamaron ÁTOMO. ÁTOMO Sin División
  • 5. Teoría de los 4 elementos • Las ideas de Demócrito y Leucipo fueron desestimadas por Aristóteles, que sostenía que la materia era continua formada por 4 elementos: Agua, aire, tierra y fuego
  • 6. ……2400 años después • Evidencias experimentales y el desarrollo natural del conocimiento (cambio de mentalidad de una forma filosófica a otra científica) llevaron a proponer en 1808 al inglés John Dalton su teoría atómica
  • 7. Modelo Atómico de Dalton • Representa al átomo como una esfera compacta indivisible e indestructible. Postulados 1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.
  • 8. 2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes. 3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas.
  • 9. Observaciones • El 1º postulado ya no se ajusta a la realidad por el descubrimiento de las partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón. • El 2º postulado ya no se cumple con el descubrimiento de los isótopos e isóbaros respectivamente. • El único postulado que aun permanece es que los átomos se combinan en relaciones enteras sencillas formando compuestos.
  • 10. Descubrimiento de los rayos catódicos • Posteriormente Michael Faraday al realizar estudios con la ELECTRICIDAD considera que la materia debe ser de naturaleza eléctrica. • Esto fue demostrado por William Crookes en 1850 al realizar estudios en tubos de descarga descubriendo los rayos catódicos.
  • 11. • Se propagan en línea recta. • Atraviesan láminas de espesores pequeños. Rayos Catódicos
  • 12. Descubrimiento del electrón • En 1897, Joseph Thompson ideó una serie de experiencias con los rayos catódicos, concluyendo que estos rayos al ser afectados por un campo eléctrico y uno magnético, que se dirigían al ánodo (+) debían ser partículas con carga negativa, las que posteriormente se les llamó electrones.
  • 13. Modelo atómico de Thompson • Representa al átomo como una especie de esfera homogénea de electricidad positiva, en donde se encuentran distribuidos los electrones. Su modelo lo asemeja a un budín de pasas. El átomo que representa éste modelo es un átomo estacionario por la inmovilidad de los electrones.
  • 14. Descubrimiento del protón • En 1886 Eugene Goldstein al trabajar con un tubo de descarga de cátodo perforado, observó otro tipo de rayos que precedían del ánodo (+). • Estos rayos atravesaban las perforaciones del cátodo y por ellos se les llamó rayos canales. Goldstein postuló que estos rayos estaban compuestos por partículas positivas, las que posteriormente se les llamó protones.
  • 15. Observaciones • Los descubrimientos del electrón y del protón revelaron que el átomo tendría una estructura compuesta, que contiene e- y p+ en igual número para hacer un todo eléctricamente neutro.
  • 16. Descubrimiento del núcleo atómico • En 1911 Ernest Rutherford y sus colaboradores utilizando un haz de partículas α lo llevan a establecer su propio modelo atómico de la materia.
  • 17. Experimento Resultados • La mayoría de las partículas α atravesaban la lámina de oro. • Algunas partículas eran desviadas (1 de 1.000.000). • Sólo una pequeña fracción de las partículas era fuertemente repelida por la lámina de oro e invertía su trayectoria.
  • 18. Modelo atómico de Rutherford • El átomo está constituido por un núcleo central que es la región donde se encuentran las cargas (+) y alrededor se encuentran los electrones. • El e- se encuentra girando alrededor el núcleo, describiendo órbitas circulares. • Este modelo se asemeja a un sistema planetario en miniatura. Electrón Núcleo Orbitas
  • 19. Error de Rutherford • Según la física clásica un cuerpo cargado eléctricamente al estar en movimiento este emite energía, por lo tanto, el electrón perderá energía y caería hacia el núcleo con una trayectoria en espiral.
  • 20. Observaciones • En 1913 Niels Bohr propone una mejora al modelo de Rutherford. Se basa en la Teoría Cuántica de la Radiación Electromagnética dada a conocer por Max Planck.
  • 21. Modelo atómico de Bohr • Su modelo está hecho en base al átomo de hidrógeno y se fundamenta en los siguientes postulados. 1. El átomo de hidrógeno consta de un núcleo (+) y a su alrededor gira en forma circular el electrón. Electrón Núcleo Orbitas
  • 22. Modelo atómico de Bohr 2. El electrón solo gira en determinadas órbitas radios definidos, llamados niveles cuánticos de energía. Orbitas Cuantiadas
  • 23. Modelo atómico de Bohr 3. Mientras los electrones permanezcan en un mismo nivel de energía (estado estacionario) no ganan ni pierden energía. Un electrón puede cambiar de un nivel a otro ganando o perdiendo energía.
  • 24. Observaciones • A partir de 1925 el modelo atómico de Bohr fue objeto a sucesivas modificaciones hasta formular el actual modelo atómico, que es un modelo matemático – probabilístico que explica el comportamiento del electrón.
  • 26. ¿Qué es un átomo? Un átomo es la unidad constituyente más pequeña de la materia que tiene las propiedades de un elemento químico. Cada sólido, líquido, gas y plasma se compone de átomos neutros o ionizados. Los átomos son muy pequeños; los tamaños típicos son alrededor de 100 pm (diez mil millonésima parte de un metro).No obstante, los átomos no tienen límites bien definidos y hay diferentes formas de definir su tamaño que dan valores diferentes pero cercanos.
  • 27. COMPOSICIÓN DE UN ÁTOMO Cada átomo se compone de un núcleo y uno o más electrones unidos al núcleo. El núcleo está compuesto de uno o más protones y típicamente un número similar de neutrones. Los protones y los neutrones son llamados nucleones. Más del 99,94 % de la masa del átomo está en el núcleo. Los protones tienen una carga eléctrica positiva, los electrones tienen una carga eléctrica negativa y los neutrones no tienen carga eléctrica. Si el número de protones y electrones son iguales, ese átomo es eléctricamente neutro. Si un átomo tiene más o menos electrones que protones, entonces tiene una carga global negativa o positiva, respectivamente, y se denomina ion.
  • 28.
  • 29. PROPIEDADES: • Número atómico (Z). • Numero de masa atómica (A). • Isótopos. • Masa atómica. • Masa molecular. • Número de avogadro.
  • 30. Número atómico En física y química, el número atómico de un elemento químico es el número total de protones que tiene cada átomo de ese elemento. Se suele representar con la letra Z. Los átomos de diferentes elementos tienen distintos números de electrones y protones. Un átomo en su estado natural es neutro y tiene un número igual de electrones y protones. Un átomo de sodio (Na) tiene un número atómico 11; posee 11 electrones y 11 protones. Un átomo de magnesio (Mg), tiene número atómico 12, posee 12 electrones y 12 protones; y un átomo de uranio (U), que tiene número atómico 92, posee 92 electrones y 92 protones.
  • 31. Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento correspondiente. Por ejemplo, todos los átomos del elemento hidrógeno tienen 1 protón y su Z = 1; esto sería ₁H. Los de helio tienen 2 protones y Z =2; asimismo, ₂He. Los de litio, 3 protones y Z = 3,… Si el átomo es neutro, el número de electrones coincide con el de protones y da Z.
  • 32.
  • 33. NÚMERO DE MASA ATÓMICA O NÚMERO MÁSICO (A) En química, el número másico o número de masa es la suma del número de protones y el número de neutrones del núcleo de un átomo. Se simboliza con la letra A (el uso de esta letra proviene del alemán Atomgewicht, que quiere decir peso molecular, aunque sean conceptos distintos que no deben confundirse). Suele ser mayor que
  • 34. Para todo átomo o ion: Número másico (A) = número atómico (Z) + número de neutrones(N) A = Z + N Para calcular la cantidad de neutrones que posee un átomo debe hacerse: "A - Z", (Número másico menos número atómico) consultando antes en la tabla periódica las cantidades correspondientes.
  • 35.
  • 36. PREGUNTA SABER 11 Un elemento tiene un número de masa 65 y se determinó que presenta 35 neutrones en su núcleo. Teniendo en cuenta esta información, el número de electrones que tiene este elemento es: a) 35 b) 30 c) 65 d) 100
  • 37. ISÓTOPOS Se denomina isótopos a los átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen una cantidad diferente de neutrones, y por lo tanto, difieren en número másico. La palabra isótopo se usa para indicar que todos los tipos de átomos de un mismo elemento químico se encuentran en el mismo sitio de la tabla periódica. Los átomos que son isótopos entre sí son los que tienen igual número atómico (número de protones en el núcleo), pero diferente número másico (suma del número de neutrones y el de protones en el núcleo).
  • 38. ALGUNAS APLICACIONES DE LOS ISÓTOPOS • Cobalto-60. Para el tratamiento del cáncer porque emite una radiación con más energía que la que emite el radio y es más barato que este. • Arsénico-73. Se usa como trazador para estimar la cantidad de arsénico absorbido por el organismo y el arsénico-74 en la localización de tumores cerebrales. • Bromo-82. Útil para hacer estudios en hidrología tales como determinación de caudales de agua, direcciones de flujo de agua y tiempos de residencia en aguas superficiales y subterráneas, determinación de la dinámica de lagos y fugas en embalses.
  • 39. IONES • Es un átomo que pierde o gana electrones, y por esta razón queda con carga positiva o negativa. ¿Qué le paso al átomo? ¿Con qué carga queda? Nombre Gana electrones Negativa Anión Pierde electrones Positiva Catión
  • 40. PREGUNTA SABER 11 De acuerdo con la información de la tabla, es válido afirmar que los números de masa X y Y son respectivamente: a) 13 Y 12 b) 11 y 6 c) 22 y 12 d) 23 y 14
  • 41. PREGUNTA SABER 11 La purificación de cobre generalmente se realiza por medio de electrolisis. La técnica consiste en sumergir en una solución de CuSO4 una placa de cobre impuro, la cual actúa como ánodo y una placa de cobre puro que actúa como cátodo y luego conectarlas a una fuente de energía, para generar un flujo de electrones atreves de la solución y las placas como se observa a continuación El ion Cu2+ cuenta con a) 2 protones mas que el átomo de cobre b) 2 protones menos que el átomo de cobre c) 2 Electrones más que el átomo de cobre d) 2 electrones menos que el átomo de cobre
  • 42. MASA ATÓMICA La masa atómica es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades de masa atómica unificada. La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y neutrones (pues la masa de los electrones en el átomo es prácticamente despreciable) en un solo átomo (cuando el átomo no tiene movimiento).
  • 43. • Oro198. De gran aplicación en la industria del petróleo: perforación de pozos para búsqueda de petróleo, estudios de recuperación secundaria de petróleo, que se adelantan en la determinación de producción incremental e industria petroquímica en general. • Fósforo-32. Es un isótopo que emite rayos beta y se usa para diagnosticar y tratar enfermedades relacionadas con los huesos y con la médula ósea
  • 44. La masa atómica es algunas veces usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa, masa atómica media y peso atómico; estos últimos difieren sutilmente de la masa atómica. La masa atómica está definida como la masa de un átomo, que sólo puede ser de un isótopo a la vez, y no es un promedio ponderado en las abundancias de los isótopos.
  • 45.
  • 46. MASA MOLECULAR La masa molecular o masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces la masa de una molécula de una sustancia es mayor que la unidad de masa molecular y sus elementos, se calcula sumando todas las masas atómicas de dicho elemento.
  • 47. Su valor numérico coincide con el de la masa molar, pero expresado en unidades de masa atómica en lugar de gramos/mol. La masa molecular alude una sola molécula, la masa molar corresponde a un mol (N = 6,022·1023) de moléculas.
  • 48. Número de Avogadro El número de Avogadro puede definirse como la cantidad de entidades elementales (átomos, electrones, iones, moléculas) que existen en un mol de cualquier sustancia.. El mol es la unidad del Sistema Internacional de Unidades que permite expresar una cantidad de sustancia. Se trata de la unidad que utilizan los químicos para expresar el peso de los átomos, que
  • 49. La utilidad del número de Avogadro radica en la necesidad de contar partículas o entidades microscópicas a partir de medidas macroscópicas (como la masa). Es importante tener en cuenta que el número de Avogadro es inmenso: equivale, por ejemplo, a todo el volumen de la Luna dividido en bolas de 1 milímetro de radio.
  • 50. Amedeo Avogadro, Conde de Quaregna y Cerreto, (Turín,9 de agosto de 1776 - Turín, 9 de julio de 1856) fue un físico y químico italiano, profesor de Física de la Universidad de Turín desde 1820 hasta su muerte.
  • 51. Configuración Electrónica de acuerdo al PRINCIPIO DE AUF-BAU ( Típicamente conocida como “LA REGLA DE LAS DIAGONALES”)
  • 52. Distribución Electrónica de algunos elementos usando la Regla de Auf -Bau • K 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 • Ni 28 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 • O 8 1s2 2s2 2p4 • Ne10 1s2 2s2 2p6