Año: 2020

Guía N 1: ESTRUCTURA ATÓMICA

Grado: ONCE

Área: Ciencias Naturales y Medio

Ambiente

Asignatura: Química

Docente: Jaime José Maya tobar

Estimados estudiantes por favor leer y repasar detenidamente y de modo analítico el

fundamento teórico de la guía, que le permitirán entender cómo se llegó a dilucidar la

estructura interna de la materia.

Desarrollar el taller de aplicación teórica aplicando las competencias básicas.

1. EL ATOMO A TRAVES DEL TIEMPO

Desde el siglo V a de C. La humanidad ha escuchado hablar de

átomos, como las partículas fundamentales de la materia. Sin

embargo, debido a que los átomos son tan pequeños, no es

posible verlos a simple vista, por esta razón, se han propuesto

varios modelos y teorías acerca de cómo son estas partículas

fundamentales.

1.1 Los primeros atomistas

Los griegos fueron quienes por primera vez se

preocuparon por indagar sobre la constitución

íntima de la materia, aunque desde una

perspectiva puramente teórica, pues no creían

en la importancia de la investigación. Leucipo

y su discípulo Demócrito, propusieron lo que hoy se considera

como los fundamentos de la teoría atómica. Sus postulados

establecían que:

1.1.1 Toda la materia está formada por partículas

pequeñísimas llamadas átomos, que son indivisibles,

eternos e indestructibles.

1.1.2 Los átomos son sólidos.

1.1.3 Los átomos de elementos diferentes varían en peso y

tamaño.

1.1.4 El espacio entre los átomos es vacío.

1.1.5 Los átomos están en movimiento constante.

1.2 Teoría atómica de John Dalton

Dalton conocedor de la teoría atómica de

los griegos Leucipo y Demócrito, cuyos

estudios se basaron más en la lógica que en la

observación y experimentación. Estos

conocimientos fueron la base en la

elaboración de los postulados de su teoría atómica:

Toda sustancia, elemental o compuesta, está integrada

por partículas diminutas e indivisibles llamadas

átomos, que son las partículas básicas de la materia y

no se crean ni se destruyen.

Los átomos que forman un mismo elemento son

iguales entre sí, tiene la misma forma, tamaño y sus

características químicas son idénticas; mientras que

los átomos de elementos diferentes son químicamente

diferentes.

Los átomos de diferentes elementos se combinan entre

sí, en relaciones numéricas enteras y sencillas para

formar compuestos. Ejemplo:

2Na + Cl2 ---------> 2Na Cl Relación = 2 a 1

Los átomos de diferentes elementos se combinan entre

sí, para formar compuestos y dichos compuestos

tienen proporciones definidas. Ejemplo:

2H2 + O2 ---------> 2H2O

Proporción: H2 = 11.2%

O2 = 88,8%

Algunas afirmaciones hechas por Dalton han tenido que

revisarse científicamente, sin embargo, la teoría de Dalton sigue

proporcionando importantes conocimientos del

comportamiento de los átomos.

1.3 Naturaleza eléctrica de la materia

El modelo propuesto por la ciencia actual está muy lejos del

átomo simple e indivisible que imaginó Dalton. La nueva

imagen de un átomo nuclear, cuántico, probalístico, envuelto en

orbitales de nubes electrónicas, son consecuencia de los

siguientes hechos:

Tales de Mileto y William Gilbert.

Llegan a la conclusión de que el átomo

es de carácter eléctrico. Observaron

que por frotamiento muchas sustancias

se cargan eléctricamente y adquieren el

poder de atraer objetos ligeros. Gilbert

utilizó la palabra eléctrico para describir ésta fuerza de

atracción derivándola de la palabra griega elëktron,

que significa ámbar.

Miguel Faraday.

Descubre la correspondencia

electricidad-materia. Observó que al

hacer pasar una corriente eléctrica a

través de una solución o un sólido

fundido, ocurrían cambios químicos en

la superficie de los electrodos o terminales eléctricos.

Además enunció que la masa de una sustancia

producida en un electrodo era proporcional a la

cantidad de corriente eléctrica empleada. Por

ejemplo, en el proceso de la electrólisis del agua existe

una relación entre la cantidad de electricidad empleada

y la cantidad de H2 y O2 que se obtienen.

George Stoney.

Con base en los trabajos de Faraday,

propuso que las unidades o partículas de

carga eléctrica estaban asociadas a los

átomos, a las cuales dio el nombre de electrones

1.4 El electrón (e-)

Son partículas subatómicas de masa insignificante, portadores

de la carga eléctrica negativa más pequeña obtenida y medida

por el hombre, se mueven cerca del núcleo en regiones llamadas

capas o niveles de energía. El movimiento del electrón genera

una fuerza centrípeta que hace que no se salga de su órbita a

gran velocidad.

1.4.1 Descubrimiento del electrón

La existencia del electrón fue posteriormente comprobada al

experimentar los fenómenos eléctricos en tubos de descarga

eléctrica, que fueron diseñados por William Crookes.

Un tubo de descarga es simplemente un tubo de

vidrio provisto de dos placas metálicas o

electrodos que están conectados a una fuente de

alto voltaje. Los electrodos se denominan

cátodo y ánodo según estén conectados al

terminal negativo o positivo de la fuente, respectivamente, y de

una salida para una bomba de vacío.

Crookes demostró que cuando

se introduce un gas al tubo, a

presión ordinaria no se observa

nada, ya que los gases son

normalmente malos conductores

de la electricidad, pero cuando se hace el vacío dentro del tubo,

empieza a fluir electricidad y el gas que queda en el tubo

comienza a ponerse luminoso. La luz producida es emitida en

destellos que saltan del cátodo al ánodo. Debido a su

procedencia del cátodo, estos destellos fueron llamados rayos

catódicos.

Thomson.

Demostró que los rayos catódicos eran

desviados de su trayectoria tanto por campos

magnéticos como eléctricos, la dirección de la

desviación demuestra que las partículas

constituyentes de dichos rayos están cargadas

negativamente y están presentes en los átomos de todos los

elementos. Eran, en efecto, los electrones descritos por Stoney.

Conociendo la fuerza del campo magnético y luego midiendo la

desviación de los electrones. Thomson determinó la relación

entre la carga y la masa del electrón. El valor obtenido fue:

Dónde: e = carga eléctrica

m = masa

Culombio = unidad de carga eléctrica.

Roberth Millikan.

Midió la magnitud de la carga eléctrica del

electrón, hallándose el siguiente valor: -1,6x10-

19 culombios. Conociendo la relación entre la

carga y la masa (e/m) y la carga del electrón

determinó la masa. Es decir:

donde m = masa

e = carga eléctrica del electrón

e/m = relación carga a masa del electrón

Reemplazando:

m 9,1x 10-28 g En la escala relativa la carga es -1 y su

masa 0,00055 u.m.a.

1.5 El protón ( P+ )

Son partículas subatómicas portadores de la carga eléctrica

positiva más pequeña obtenida y medida por el hombre, se

encuentran localizados dentro del núcleo en el átomo.

1.5.1 Descubrimiento del protón

Eugen Goldstein.

Utilizando tubos de descarga eléctrica con el

cátodo perforado y que contenía un gas a baja

presión observó, que además de la corriente de

rayos catódicos, había una corriente de

partículas que se dirigían del ánodo hacia el

cátodo y los denominó por ello, rayos anódicos

o rayos canales.

Experimentos posteriores y determinaciones de carga y masa

llevaron a Thomson y a otros científicos a la identificación

del protón, partícula de carga igual a la del electrón, pero de

signo Positivo +1,6x10-19 culombios; y con una masa de

1,67x 10-24 g. Es decir 1836 veces mayor que la del electrón.

En la escala relativa, su masa es 1,00732 u.m.a. y carga +1.

TUBO DE DESCARGA ELÉCTRICA CON CÁTODO

PERFORADO

1.6 Rayos x.

Wilhelm Roentgen.

Físico alemán, descubrió accidentalmente

trabajando en tubos de descarga, unos rayos a

los que los llamó rayos x. Estos se producen

cuando los rayos catódicos en su trayectoria

chocan contra el ánodo (u otro objeto metálico

denominado anticátodo), desplazando

electrones de las capas internas de los átomos del anticátodo,

los cuales son reemplazados por otros electrones de niveles

superiores que liberan un exceso de energía en forma de ondas

electromagnéticas, o rayos x. Los rayos x, presentan entre otras,

las siguientes características: No son corpusculares; sino ondas

electromagnéticas, por su corta longitud de onda tienen gran

poder de penetración; no se

desvían ante un campo

eléctrico o magnético, se

propagan en línea recta;

impresionan las placas

fotográficas; atraviesan

libremente el papel, la madera,

el cuerpo humano, e inclusive

placas metálicas de poco espesor, producen fluorescencia en

ciertas sustancias como vidrio, calcita, etc... Hoy son de gran

utilidad en medicina y en la industria, como también en la

determinación del número de cargas positivas del núcleo de los

átomos.

1.7 La radiactividad

Es la descomposición espontánea de los átomos de ciertos

elementos en otras más simples y la emisión simultánea de una

o más clases de radiaciones.

1.7.1 Descubrimiento de la radiactividad

Henry Becquerel.

Cuando se encontraba estudiando las propiedades

de ciertos minerales, descubrió que las sales de

uranio y el mismo uranio metálico emiten

espontáneamente un tipo de radiación de mayor

poder de penetración que los rayos x, capaces de

impresionar las placas fotográficas y hasta de atravesar ciertas

láminas metálicas.

Los esposos Pierre y Marie Curie se interesaron

por los descubrimientos de Becquerel y

mediante sus investigaciones lograron descubrir

los elementos radio (Ra) y polonio (Po) que

emitían radiaciones semejantes al uranio (U) y por ello se les

denominó materiales radiactivos.

Rutherford.

Logró separar éstas radiaciones, por medio de un campo

eléctrico.

Estableció que las sustancias radiactivas emiten tres tipos de

radiaciones:

Los rayos (alfa), eran desviados ligeramente hacia el

lado negativo del campo eléctrico. Son partículas de

naturaleza positiva y, constituida por átomos de helio

que han perdido sus dos electrones por lo que se les

denomina como heliones. Debido a que la masa y el

volumen de las partículas alfa son relativamente

elevados, estas radiaciones viajan a una velocidad

baja, y tienen un poder de penetración igualmente

bajo.

Los rayos (beta), son desviados hacia el polo

positivo del campo eléctrico. Consisten simplemente

en radiaciones de electrones, pueden ser de dos tipos:

RAYOS BETA NEGATIVOS: se trata de haces de

partículas, 7.000 veces más pequeños que las

partículas alfa, y que viajan a una velocidad cercana

a la de la luz, por lo que poseen un poder de

penetración medio. RAYOS BETA POSITIVOS:

son haces de partículas similares a los electrones, pero

con carga positiva denominados positrones. Tienen

las mismas propiedades que las partículas beta

negativas, en cuanto a masa, velocidad y capacidad de

penetración.

Los rayos (gamma), no son desviados por el campo

eléctrico. Consisten en radiaciones electromagnéticas

de alta energía superior al de la luz visible, carentes de

carga y masa. De naturaleza idéntica a los rayos x,

pero más penetrantes

De las observaciones realizadas por Rutherford se concluye la

naturaleza eléctrica de la materia y el fenómeno de

transmutación de los elementos, es decir la transformación de

un elemento en otro por emisión de radiaciones alfa, beta y

gamma.

1.8 El neutrón (nº)

Son partículas subatómicas carentes de carga eléctrica, se

encuentran localizados en el núcleo de los átomos.

1.8.1 Descubrimiento del neutrón

James Chadwick, al bombardear berilio con

partículas alfa logro una transmutación y

descubrió el neutrón, como partícula con

existencia propia, que se desprendía de la

reacción nuclear, que no se desviaban por la

presencia de campos eléctricos. Carentes de

carga eléctrica, con un alto poder de penetración y con una masa

aproximadamente igual a la del protón 1,76x10-24 g. En la

escala relativa su masa es 1,00866 u.m.a. y la carga 0. Con

excepción del hidrógeno, los átomos de todos los elementos

contienen neutrones.

1.9 Otras partículas atómicas

Hoy se sabe que el átomo es más complejo de lo imaginado,

además de las tres partículas fundamentales: electrones,

protones y neutrones, contienen muchas otras partículas

subatómicas consideradas también como constituyentes de los

átomos, son: el positrón, el mesón y el neutrino.

Los positrones, son idénticos a los electrones

tienen la misma masa que el electrón 9.1x10-24 g e

igual carga pero positiva. Son partículas estables.

Dado que son antagonistas de los electrones, cuando

un electrón y un positrón se chocan se aniquilan

mutuamente, convirtiéndose en energía

electromagnética.

Los mesones, son partículas de masa intermedia entre

la del protón y la del electrón. Existen tres tipos de

mesones: el muón positivo y negativo, el pión

positivo y negativo, y el pión neutro. Son muy

inestables, se desintegran con gran rapidez

produciendo otras partículas subatómicas; como: el

positrón, el neutrino y electrones.

Los neutrinos, no poseen carga eléctrica, son unas

partículas de masa en reposo cero.

Estas partículas se consideran como antipartículas de

las tres fundamentales. En consecuencia, el núcleo

está compuesto principalmente de protones y

neutrones que por encontrarse allí se los llaman

nucleones, los electrones se mueven en el espacio que

rodea al núcleo.

2. MODELOS ATÓMICOS

Una vez identificadas las partículas subatómicas se inició la

especulación sobre su distribución en el átomo.

2.1 El modelo de Thomson

Las bases en que se apoyó Thomson para elaborar

su modelo fueron:

La materia se presenta normalmente neutra, lo que

supone que junto a los electrones, los átomos deben

tener materia cargada positivamente.

Los electrones pueden ser extraídos de los átomos de

cualquier sustancia pero no ocurre igual con la carga

positiva.

Con base en éstas ideas, Thomson representó el átomo con un

modelo estático, en el cual se consideraba a los átomos como

esferas de carga positiva distribuida uniformemente, en la cual,

están incrustados los electrones en número suficiente para

neutralizar la carga positiva

2.2 El modelo nuclear de Ernest Rutherford

Con el objeto de determinar experimentalmente la distribución

de la masa y de la carga en el átomo, Rutherford bombardeó

una lámina de oro con u haz de partículas alfa y estudió sus

desviaciones. Como resultado de sus observaciones encontró.

La mayoría de

radiaciones

atravesaban la

lámina de oro sin

ser desviadas en su

trayectoria; un

número menor era desviado por alguna causa y unas

pocas partículas eran repelidas. Que se ponían de

manifiesto sobre una pantalla fluorescente de sulfuro

de zinc (ZnS). Como resultado de sus observaciones

concluyó:

La mayor parte del volumen del átomo es espacio

vacío ya que la gran mayoría de las partículas alfa

atraviesan la lámina sin ser desviadas.

Existe un núcleo atómico cargado positivamente

puesto que algunas partículas alfa son desviadas al

pasar cerca de él debido a que cargas de igual signo se

repelen.

La masa del átomo se encuentra concentrada en el

núcleo puesto que solo algunas partículas alfa son

repelidas cuando chocan contra algo sólido, que

constituye el núcleo del átomo.

Los electrones deben estar en continuo movimiento

pues no interfieren el paso de las partículas alfa; y en

número igual a la carga nuclear para lograr su

neutralidad.

La carga positiva del núcleo coincide con el número

de orden del elemento en el sistema periódico, o sea,

con su número atómico (z).

El modelo de Rutherford en cuanto a su explicación teórica es

incompleto, porque según la teoría electromagnética clásica,

toda carga que se mueve irradia energía continuamente, lo cual

por el principio de conservación de la energía, le llevaría a

perder velocidad y caer finalmente sobre el núcleo y el átomo

de desmoronaría y se llegaría a un modelo equivalente al de

Thomson.

2.3 Modelo atómico cuántico de Niels Bohr.

Bohr propuso, que el átomo podía considerarse igual al

planteado por Rutherford, con un núcleo en el cual se

concentra la mayor parte de la masa constituida por protones y

neutrones, pero con los electrones girando en órbitas

concéntricas con una energía constante que no varía con el

tiempo o sea que los electrones tendrían su energía cuantizada,

es decir restringida a determinados valores. Bohr suponía que

los electrones se movían al rededor del núcleo en la misma

forma que la tierra alrededor del sol. Esta teoría puede

resumirse en los siguientes postulados:

Los electrones en los átomos giran alrededor del

núcleo únicamente en órbitas circulares o niveles de

energía.

Cuando un electrón gira en una órbita o nivel de

energía permitido, tiene una energía definida

característica de la órbita, por lo tanto no irradia

energía.

Los electrones en las órbitas más cercanas al núcleo

tienen menor energía que aquellos en órbitas más

alejadas del núcleo.

Cuando un electrón de un átomo absorbe energía de

una fuente externa, es excitado, puede pasar de un

nivel a otro de energía superior. Pero ésta situación

es inestable y cuando el electrón regresa a su nivel

inicial emite la cantidad exacta de energía (un cuanto

de energía), que había absorbido. Cuando un electrón

cae o desciende a un nivel de menor energía el átomo

emite energía.

Cualquier electrón en un átomo puede tener solo

ciertos valores de energía permitidos. Esta energía

determina que órbita ocupa un electrón.

La fuerza de atracción del núcleo (+) sobre los

electrones (-), denominada fuerza centrípeta, es

exactamente igual a la fuerza centrífuga la cual

impulsa los electrones hacia afuera, por lo cual, los

electrones no llegarían a chocar con el núcleo atómico

La energía de los electrones está cuantizada, tiene

ciertos valores definidos que corresponden a los

niveles de energía el valor energético de éstos niveles

aumenta a medida que se alejan del núcleo y se

representa por la letra n, que toma los valores de

1,2,3,4,5,6,7, de adentro hacia afuera. También suelen

usarse las letras K, L, M, N, O, P y Q de menor a

mayor energía.

Estos postulados fueron planteados por Bohr en relación con el

átomo de hidrógeno, el más sencillo que se conoce. Sin

embargo, el análisis de los espectros de emisión de otros átomos

mostraba estructuras internas más complejas, que no eran

explicadas satisfactoriamente por este modelo. Además,

tampoco era claro por qué eran posibles sólo ciertas órbitas y

por qué había discrepancias tan grandes entre las órbitas de

diferentes átomos

Niveles de energía según Bohr

Arnold Sommerfeld, propuso que las capas del modelo

atómico de Bohr consistían en subcapas de un contenido de

energía entre ellas ligeramente diferentes, esta es, que los

niveles de energía eran realmente un grupo de subniveles,

órbitas elípticas

3. ALGUNAS PROPIEDADES DE LOS ATOMOS

Hemos visto hasta ahora que el átomo se compone de tres

partículas subatómicas: el electrón, el protón, y el neutrón.

Protones y neutrones se disponen en la región central dando

lugar al núcleo del átomo, mientras que los electrones giran

alrededor de este centro en regiones bien definidas. Muchas de

las propiedades físicas de los átomos, como masa, densidad o

capacidad radioactiva se relacionan con el núcleo. Por el

contrario, del arreglo de los electrones en la periferia del átomo

dependen propiedades químicas, como la capacidad para formar

compuestos con átomos de otros elementos. Así mismo, algunas

propiedades físicas de los elementos y compuestos, como el

punto de fisión y de ebullición, el color o la dureza, están

determinadas en gran parte por la cubierta externa de electrones.

Al descubrir un elemento químico se mencionan algunas de sus

propiedades, entre las que se encuentra el número atómico, el

número de masa y la masa atómica. A continuación

explicaremos cada una de estas magnitudes.

3.1 Átomo

Es la partícula más pequeña de un elemento que puede

participar en una reacción química. O también, átomo es la

partícula más simple de un elemento que conserva sus

propiedades. El átomo es el límite de la subdivisión química y

a partir de ellos se forman las moléculas que pueden ser

separadas por métodos químicos. Su tamaño oscila entre 1 y 5

Angstrom.

3.2 Molécula

Resultan de la unión química de dos o más átomos en una

relación fija e invariable. Son las unidades más pequeñas de

una sustancia pura, capaces de existir independiente y en forma

estable. La molécula es el límite de la subdivisión física. Las

moléculas, según el número de átomos que las forman, se

clasifican en:

Monoatómicas: Si están formadas por un solo átomo

como en los metales. Na, K, Ca, Mg.

Diatónicas: Si están constituidas por dos átomos. O2,

H2, N2, HCl

Triatómicas: Conformadas por tres átomos. KOH,

H2O

Poliatómicas: Si están constituidas por más de tres

átomos. HNO3, H2SO4

3.3 Numero Atómico ( Z )

Es igual al número de protones que tiene un átomo en su núcleo.

El número de protones varía según la clase de átomos, siendo

igual para todos los átomos de un mismo elemento. En un

átomo eléctricamente neutro el número de electrones es igual al

número de protones, es decir, a su número atómico (z), fue

establecido por Henry Moseley.

3.4 Número de Masa ( A )

Denominado también número másico, es numéricamente igual

a la suma de protones y neutrones que tiene el átomo en su

núcleo. Es diferente en los distintos elementos y en los átomos

del mismo elemento. Es el número entero más cercano al peso

atómico que aparece en la tabla periódica, se determina según

la ecuación:

A = Z + N Donde A = Número másico

Z = Número

atómico

N = Número de

neutrones

Cada elemento se representa por un símbolo y dos números así:

Ejemplo, para el potasio sería 19K39 indicando con esto que Z =

19 o sea que posee 19 protones y 19 electrones y que A = 39

entre protones y neutrones, entonces:

N = A - Z = 39 - 19 = 20 neutrones.

3.5 Isótopos

Son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número

atómico (z), pero diferente número de masa por contener

diferente número de neutrones en su núcleo. Todos los

elementos existen en dos o más formas de isótopos. Se pueden

encontrar como tales en la naturaleza o se pueden separar

artificialmente. Ejemplo,... El hidrógeno tiene 3 isótopos:

Protio 1H1, Deutrio 1H2, Tritio 1H3.

El número de masa del Protio es ( 1 protón + 0 neutrones ) =

1, el Deutrio es ( 1 protón + 1 neutrón ) = 2, y del tritio es (

1 protón + 2 neutrones) = 3. El tritio es inestable y

experimenta desintegración radiactiva.

3.6 Isóbaros.

Existen elementos que a pesar de ser distintos entre sí, pues

tienen un número atómico y unas propiedades químicas

características y propias, poseen isótopos con el mismo número

de masa. Son muy comunes entre los elementos radiactivos. Por

ejemplo:

20 Ca40 18 Ar40 26 Fe57 27Co57 50

Sn122 52 Te122

3.7 Masa atómica

Se determina indirectamente comparando la masa del átomo

que se estudia, con la de otro átomo que se toma como patrón o

referencia. Antes se tomaron como modelos el H2 y O2;

actualmente se utiliza un isótopo del carbono, el 6C12.

Entonces, masa atómica es la masa de un átomo expresada en

relación al isótopo del carbono de masa 12. Se determina en

unidades de masa atómica (u.m.a.) que es igual a la masa de un

protón o de un neutrón y se define como doceava parte (1/12)

de la masa del isótopo 6C12. Las masas atómicas se determinan

en el espectrómetro de masas.

Ejemplo, el peso atómico del S es 32 u.m.a., lo que quiere decir

que un átomo de este elemento tiene 32 partículas entre

protones y neutrones.

3.8 Peso atómico

El peso atómico que aparece en la tabla periódica, es el valor

promedio de las masas atómicas de todos los isótopos del

elemento, teniendo en cuenta la abundancia relativa de ellos en

la naturaleza; puesto que la mayoría de los elementos químicos

se presentan como una mezcla de isótopos, lo que equivale a

decir que los átomos de un mismo elemento no son todos

iguales, sino que se diferencian en su masa porque tienen

diferente número de neutrones.

El término masa atómica se refiere para designar la masa de un

isótopo y peso atómico para la masa promedio de los distintos

isótopos de un elemento.

El peso atómico promedio se calcula mediante la expresión:

Donde : A Peso atómico promedio

N1 Abundancia relativa en términos porcentuales.

A1 Masa atómica de cada isótopo.

3.9 Peso molecular

Es por definición el peso de una molécula, está dado por la

suma de los pesos atómicos promedios de todos los átomos que

constituyen la molécula. De aquí, entonces, los pesos

moleculares están expresados en u.m.a.

3.10 Mole o mol

Mol átomo, es el peso de un elemento en gramos

numéricamente igual a su peso atómico. Ejemplo, el peso

atómica del S es 32 u.m.a. o 32 g / mol es decir que una mol de

S pesa 32 g.

Mol molécula, es el peso de una molécula en gramos

numéricamente igual a su peso molecular. Ejemplo, un mol de

H2O pesa 18 u.m.a. y se expresa 18 g / mol.

3.11 Número de Avogadro

En honor al químico y físico italiano Amadeo Avogadro. Por

definición es el número de átomos que existen en un mol -

átomo de cualquier elemento. Su valor se ha determinado

experimentalmente y es igual a 6,023 x 1023átomos / mol.

Ejemplo, un mol de K = 39 g y contiene 6,023 x 1023 átomos

de K.

3.12 Átomo - gramo

Es el peso atómico de ese elemento expresado en gramos o

también el número de gramos de ese elemento que contiene el

número de Avogadro.

Ejemplo, el peso atómico del Na es 22,9 u.m.a., por lo tanto

un átomo - gramo de Na es igual a 22,9 g que contiene 6,023

x 1023 átomos de Na.

3.13 Molécula - gramo

La molécula gramo de un compuesto, es el peso molecular de

ese compuesto expresado en gramos que contiene exactamente

el número de Avogadro de moléculas.

Por ejemplo, la molécula del H2O pesa 18 gramos, esta cantidad

contiene exactamente 6.023 x 1023 moléculas de H2O.

TALLER DE APLICACIÓN PRÁCTICA.

Conteste la pregunta 1 teniendo en cuente la siguiente información:

Los isótopos son átomos de un mismo elemento que se diferencian

únicamente por su masa atómica expresada en unidades de masa

atómica (u.m.a). En la siguiente tabla se representa algunos isótopos

de hidrógeno y sus respectivas masas atómicas:

Isótopo 1H1 1H2 1H3

Número de p+

1 1 1

Número de e-

1 1 1

Número de n0

0 1 2

Número másico (A)

1 2 3

1. Según lo anterior es válido afirmar que el isótopo 1H3

del hidrógeno con respecto a los isótopos 1H1 y 1H2

presenta una masa:

A. Menor debido a que presenta en su núcleo menos

protones.

B. Mayor debido a que presenta en su núcleo más

protones.

C. Mayor debido a que presenta en su núcleo más

neutrones.

D. Menor debido a que presenta en su núcleo menos

neutrones.

2. Los isótopos son átomos del mismo elemento que

difieren únicamente en el número de neutrones que

posee el núcleo. El carbono posee tres isótopos, como

se ilustra en la siguiente tabla:

Isótopo P+ N°

C12 6 6

C13 6 7

C14 6 8

Si la configuración electrónica del C13 es 1s2 2s2 2p2,

entonces la configuración electrónica del C14 es:

A. 1s2 2s2 2p4.

B. 1s2 2s2 2p2.

C. 1s2 2s2 3s2.

D. 1s2 2s2 3p4.

Conteste las preguntas 3 y 4 teniendo en cuenta la siguiente

información:

El átomo tiene tres partículas fundamentales: electrones de carga

negativa (e-); protones, de carga positiva que equivale al número

atómico (Z) y neutrones (n°), partículas sin carga. La masa atómica (A)

comprende las partículas del núcleo: protones y neutrones.

3. Para todo elemento A – n° representa el número de:

A. Neutrones.

B. Electrones.

C. Protones.

D. Masa atómica.

4. Si un átomo tiene 15 protones y 16 neutrones se puede

concluir que:

A. Su masa es 31.

B. Está neutro.

C. Tiene 16 electrones.

D. Está cargado negativamente.

Conteste las preguntas 5 a 7 teniendo en cuenta la siguiente

información:

Los isótopos corresponden a átomos de un mismo elemento que

tienen igual número atómico (Z) y difieren en su masa atómica,

mientras que los isobaros son átomos de distintos elementos que

tienen igual número de masa, es decir distinto número atómico, pero

igual número másico.

Se tienen los elementos que se muestran en la tabla, con sus

respectivas partículas:

Átomo Partículas subatómicas

e- P+ N°

W 10 10 10

X 10 10 11

Y 9 9 11

Z 9 10 9

5. De acuerdo con la anterior información corresponde a

isótopos los átomos:

A. X, Y y Z.

B. Sólo W y X.

C. Sólo Y y Z.

D. W, X y Z.

6. De los anteriores átomos se pueden decir que son

isobaros:

A. W y Y.

B. X y Z.

C. W y X.

D. Y y Z.

7. De acuerdo con la anterior información, con respecto

a las cargas se puede inferir que:

A. X está neutro.

B. Y está cargado negativamente.

C. Z está cargado positivamente.

D. W tiene carga de -10.

8. De acuerdo con el modelo atómico de Dalton “los

átomos de un elemento dado son todos iguales en

masa, tamaño y demás propiedades”, puede decirse

que:

A. No se puede justificar la existencia de los isótopos

y los iones.

B. Es el postulado fundamental de la teoría atómica.

C. Explica por qué la densidad de un elemento no

varía.

D. Justifica la homogeneidad de los elementos

puros.

9. Si un ión monoatómico tiene 8 protones (p+), 9

neutrones (n°) y 7 electrones (e-), su carga eléctrica

será:

A. -1.

B. +1.

C. +2.

D. -2.

Conteste las preguntas 10 y 11 teniendo en cuenta la siguiente

información:

Los átomos de un mismo elemento tienen la misma cantidad de

protones.

Los isótopos son átomos de un mismo elemento que

difieren en su masa atómica y contienen la misma cantidad

de protones pero no de neutrones.

Los iones de un átomo poseen carga, porque tienen más o

menos electrones que el átomo neutro.

Un estudiante encuentra la siguiente tabla que relaciona número de

protones, de electrones y masa atómica del átomo neutro y cuatro

átomos de este mismo elemento:

Átomo Número de p+

Número de e-

Masa atómica (p+

+ no)

Átomo neutro

20 20 40

1 20 18 40

2 20 20 42

3 20 20 44

4 20 19 40

10. Con base en la anterior información, ¿cuáles átomos

son isótopos del átomo neutro?

A. 2 y 3.

B. 1 y 2.

C. 1 y 3.

D. 2 y 4.

11. ¿cuáles átomos son iones del átomo neutro?

A. 1 y 4.

B. 3 y 4.

C. 1 y 2.

D. 1 y 3.

12. Los átomos se conforman de protones, electrones y

neutrones. El número atómico (Z) representa el

número de protones o de electrones en un átomo

neutro. La suma del número de protones y neutrones

en el núcleo se denomina número de masa (A). El sodio

tiene las siguientes propiedades en la tabla periódica:

Con base en La información anterior, se puede afirmar

que el sodio neutro tiene:

A. 23 protones, 11 electrones y 23 neutrones.

B. 23 protones, 23 electrones y 11 neutrones.

C. 11 protones, 11 electrones y 11 neutrones.

D. 11 protones, 11 electrones y 12 neutrones.

13. El Fe3(PO4)2 está constituido por:

A. 3 átomos de hierro, un átomo de fosforo y 4

átomos de oxígeno.

B. 3 gramos de hierro, 2 gramos de fosforo y 8

gramos de oxígeno.

C. 3 átomos de hierro, 2 átomos de fosforo y 8

átomos de oxígeno.

D. 1 gramo de hierro, 2 gramos de potasio y 4

gramos de oxígeno.

14. La mol o mole es utilizada en los cálculos químicos

indicando:

A. La cantidad de materia.

B. La cantidad de sustancia.

C. La cantidad de líquido.

D. La cantidad de sustrato.

Conteste la pregunta 15 teniendo en cuenta la siguiente información:

En el siguiente cuadro se especifican los pesos atómicos para

determinados átomos:

Elemento Peso atómico g/mol

H 1

N 14

O 16

15. Media mole de HNO3 equivale a:

A. 30,1 g.

B. 35.5 g.

C. 31,5 g.

D. 63 g

16. Para hallar la cantidad de sustancia presente en 15 g

de NO2, se debe hallar:

A. Masa.

B. Moléculas.

C. Mililitros.

D. Moles.

17. La aplicación del concepto de mol en la química se

estandarizó por el hecho:

A. De los diferentes pesos atómicos que presentan

cada uno de los elementos en la tabla periódica.

B. De las diferentes electronegatividades de los

elementos de la tabla periódica.

C. De las diferentes masa moleculares que

presentan los elementos químicos en la tabla

periódica.

D. De los diferentes números atómicos de los

elementos en la tabla periódica.

18. El número de Avogadro fue ideado para:

A. Realizar cálculos químicos.

B. Estandarizar el número de átomos o moléculas

presentes en un mol de cualquier sustancia.

C. Estandarizar el número de moles presentes en

una molécula.

D. Estandarizar la cantidad de materia presente en

una sustancia.

JAIME JOSÉ MAYA TOBAR ESP. DOCENCIA DE LA QUÍMICA.