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QUÍMICA GENERAL QQ 103
TEORIA ATÓMICA LEYES FUNDAMENTALES DE LA
MATERIA, PROPORCIONES DEFINIDAS Y MÚLTIPLES
Leyes y teorias
• Leyes son afirmaciones que resumen hechos experimentales referentes a la naturaleza, en los que el comportamiento es congruente y no presenta excepciones conocidas
• Teoría es un modelo que explica de modo robusto o congruente las observaciones y las leyes
TEORIA ATÓMICA
• Leucipo intuyó y concluyó que habían partículas que ya no podian subdividirse más.
• Demócrito (ca 470-380 a.C.) nombró a las partículas átomos (a=no y tomos=cortar), indivisible.
• El concepto de materia continua prevaleció durante 2000 años y hasta hace 300 años iniciaron experimentos sobre la materia.
Teoría atómica de Dalton
«Los elementos se componen de átomos que se combinan en proporciones enteras fijas y pequeñas. En una reacción química ocurre un cambio, no en los átomos mismos, sino en el modo como éstos se combinan para formar compuestos»
Ley de conservación de masas
• Antoine Lavoisier
–Padre de la química moderna
–postuló la Ley de conservación de la masa: «la masa no se crea ni se destruye durante cambios físicos y químicos»
–Tras el descubrimiento de Joseph Priestley del oxígeno, Lavoisier pudo explicar la combustión: las sustancias se combinan con el oxígeno del aire cuando se queman
• La respiración y la combustión son químicamente similares.
• En ambos procesos una sustancia reacciona con oxígeno y produce dióxido de carbono y agua.
• La masa (materia) se conserva en ambos casos.
Ley de las proporciones definidas • 1799, Joseph Louis Proust
– Demostró de una sustancia llamada carbonato de cobre contenía los mismos tres elementos en las mismas proporciones en término de masa
• Cuales?
Ley de las proporciones definidas • 1799, Joseph Louis Proust
– Demostró de una sustancia llamada carbonato de cobre contenía los mismos tres elementos en las mismas proporciones en término de masa
5,3 partes de cobre 4,0 partes de oxígeno y 1,0 parte de carbono
Proust postuló la Ley de las proporciones definidas:
«un compuesto siempre contiene elementos en ciertas proporciones definidas y en ninguna otra combinación»
J. J. Berzelius (1779-1848), químico sueco
Ley de las proporciones múltiples
• John Dalton encontró que ciertos elementos se combinan en más de un conjunto de proporciones
«Si dos elementos forman más de un compuesto, las diferentes masas de un elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento guardan entre sí una proporción sencilla de números enteros»
Ley de proporciones múltiples
N
O
N
N
N
N
O
O
O O
Compuesto Proporciones de masa
Óxido nitroso 2:1
Óxido nítrico 1:1
Dióxido de nitrógeno
2:1
Teoría atómica de Dalton
1. Todos los elementos se componen de diminutas partículas indivisibles llamadas átomos.
2. Los átomos son indivisibles, no se crean ni se destruyen durante las reacciones químicas.
3. Todos los átomos de un elemento son iguales, pero los átomos de un elemento difieren de los átomos de todos los demás elementos.
4. Se forman compuestos cuando átomos de elementos diferentes se combinan en proporciones fijas y pequeñas de números enteros.
5. Los átomos de diferentes elementos pueden unirse en diferentes proporciones para formar más de un compuesto.
En una reacción química, los átomos de las sustancias iniciales reaccionan unos con otros para formar sustancias nuevas y diferentes, con combinaciones de átomos distintas, pero no se crean ni se destruyen átomos
No todos los átomos de un elemento tienen la misma masa, los átomos contienen partículas subatómicas y en ciertas ocasiones es posible dividir los átomos.
Átomo: protones, neutrones, electrones
• Partículas subatómicas:
– Electrones (carga negativa)
– Protones (carga positiva)
– Neutrones (neutro)
Los protones rechazan a otros protones (cargas iguales se repelen) y atraen a los electrones (cargas opuestas se atraen)
El núcleo contiene protones y neutrones, es pequeño y denso
Los electrones se encuentran en la región que rodea al núcleo, pero la mayor parte de un átomo es espacio vacío
Partículas subatómicas Nombre
de partícula
Ubicación en el
átomo Carga Símbolo
Masa relativa (uma)
Protón Núcleo 1 + p , p , H 1
Electrón Alrededor de núcleo
1 - e, e-1, e 1/1837
Neutrón Núcleo 0 n, n 1
0 -1
1 0
1 1
1 1
El número atómico describe el número de protones contenidos en el núcleo de cualquier átomo de dicho elemento
La carga eléctrica de un protón cancela la de un electrón, el número atómico indica cuantos electrones hay en un átomo
La identidad de un elemento está determinada por el número de protones en su núcleo, su número atómico (Z)
Masa atómica Masa atómica (media) es el promedio de las masas atómicas de la mezcla de todos los isótopos naturales de un elemento y es el que se presenta en las tablas periódicas.
Isótopos son átomos de un elemento específico que tienen diferente número de neutrones y por lo tanto, diferente masa.
• Se analizan muestras A y B que contienen cobre y bromo, los resultados son:
A B
Bromo 160 g 64 g
Cobre 127 g 25,4 g
• Son las muestras del mismo compuesto o diferentes?
• Apoyan estos datos las leyes de las proporciones definidas para cada compuesto? La ley de las proporciones múltiples? O ambas?
• Cuanto bromo se combinaría completamente con 2,50 g de cobre para dar una muestra del compuesto A?
• Se analizan muestras A y B que contienen cobre y bromo, los resultados son:
A B
Bromo 160 g 80 g
Cobre 127 g 63,5 g
• Son las muestras del mismo compuesto o diferentes?
• Apoyan estos datos las leyes de las proporciones definidas para cada compuesto? La ley de las proporciones múltiples? O ambas?
• Cuanto bromo se combinaría completamente con 1,25 g de cobre para dar una muestra del compuesto A?
M 23
Z 11
Cual es el número de masa?
Número atómico?
M=p + n, p= 11 e-= 11
23=11 + n
12=n
Como se puede representar el símbolo de un átomo de sodio?
Sodio-23, 23Na y
X Na
Isótopos son átomos de un elemento específico que tienen diferente número de neutrones y por lo tanto, diferente masa.
La mayor parte de los elementos tienen varios isotopos.
El Sn es el elemento con mayor número de isotopos estables.
Masa atómica relativa
También llamada masa atómica promedio o media: Es el promedio ponderado de las masas de todos los isótopos naturales de un elemento. La mayor parte de los elementos tienen varios isotopos de origen natural. La masa de los átomos del isotopo de carbono 12 se ha definido como exactamente 12uma. Las masas relativas de todos los demás átomos se establecen comparándolas con ese patrón.
Masa atómica relativa • Ejemplo 1: En una muestra de Br,
aproximadamente la mitad de los átomos tiene una masa atómica de 79uma, y la otra mitad, de 81uma. Con 50% Br-79 y 50% Br-81, la masa sería exactamente 80uma.
• Ejemplo 2: Alrededor del 75% de los átomos de cloro gaseoso tienen una masa atómica de 35uma, y aproximadamente el 25% la tienen de 37uma. La masa atómica media del cloro es de 35,5uma.
Isotopos naturales de algunos elementos
Isótopo Masa (uma) Abundancia Natural (%)
Isótopo Masa (uma) Abundancia natural (%)
1H 1,0078 99,985 35Cl 34,9688 75,77
2H 2,0140 0,015 37Cl 36,9659 24,23
10B 10,0129 20,0 63Cu 62,9296 69,20
11B 11,0093 80,0 65Cu 64,9278 30,80
12C 12,0000 98,89 79Br 78,9183 50,69
13C 13,0033 1,11 81Br 80,9163 49,31
23Na 22,9898 100,00 84Sr 83,9134 0,50
24Mg 23,9850 78,99 86Sr 85,9094 9,90
25Mg 24,9858 10,00 87Sr 86,9089 7,00
26Mg 25,9826 11,01 88Sr 87,9056 82,60
27Al 26,9815 100,00 127I 126,9044 100,00
La masa y el número de partículas son proporcionales.
Las masa atómicas medias (que se muestran en la tabla periódica). Ejem
Cualquier cantidad que tengamos de cada uno de estos tres átomos se tendrá la mismas masas relativas.
Se tomó como patrón el isótopo C-12, o sea que el número de átomos N, presentes en exactamente 12 g del isotopo carbono-12. Para el Hidrógeno este número de átomos N, tienen una masa media de 1,008g.
A este número extremadamente grande “N”, se le dio el nombre de Número de Avogadro. En Honor al químico Amadeo Avogadro. (más adelante ampliaremos este tema)
Elemento Masa atómica media (uma)
Hidrógeno 1,01
Carbono 12,01
Oxígeno 16,00
átomo-gramo, mol-gramo De un elemento se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico (átomo-gramo). Ejem: El peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.
La molécula-gramo de una sustancia es el número de gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejem: El peso molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.
Tabla Periódica
Química General
(QQ 103)
HISTORIA La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características. Función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.
• Dmitri Mendeleiev: Ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas.
• Julius Lothar Meyer: Llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos.
• Alfred Werner diseño la forma actual, que es una versión modificada de la de Mendeleiev.
La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y la física:
1. El descubrimiento de los elementos.
2. El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos.
3. La noción de la masa atómica, y luego en el siglo XX, del número atómico.
4. Las relaciones entre la masa atómica, el número atómico y sus propiedades periódicas de los elementos.
La noción de elemento y las propiedades periódicas
• Para la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades.
• Durante dos siglos se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos nuevos elementos.
Número de avogadro, 𝟔, 𝟎𝟐𝟐 × 𝟏𝟎𝟐𝟑 Se le llama número de avogadro, en honor al físico químico Italiano, Amadeo Avogadro.
La cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro se partículas se llama mol.
Un mol de cualquier sustancia contiene el número de partículas (átomos, moléculas o iones) unitarias de esa sustancia.
Un mol de átomos de carbono contiene 6,022x1023 átomos en 12g de carbono-12.
El mol-gramo, es el peso en gramos de un mol de moléculas (6,022x1023 moléculas) de una sustancia química. Se determina expresando el peso molecular en gramos.
Ejercicio 1: Consultar las masas atómicas indicadas en a tabla periódica según sea necesario.
1. ¿Cuántos átomos hay en 1 mol de He, Fe y Au?
2. Determinar las masas de 1 mol de He, Fe y Au.
3. Determinar las masas de 0,60 mol de He, Fe y Au.
Ejercicio 2:
1. ¿Cuántos átomos hay en un mol de calcio y un mol de plomo?
2. Indicar las masas de 1 mol de calcio y plomo.
3. Indicar las masas de 0,750 mol de calcio y de plomo.
Masas molares(masa atómica absoluta) y fórmulas químicas
• La masa de un mol de cualquier sustancia expresada en gramos es la masa molar.
• La masa de un mol de cualquier elemento monoatómico es simplemente la masa atómica expresada en gramos.
• La suma de las masas atómicas en “uma” se denomina peso formula.
• Si la sustancia se compone en moléculas, esta suma también se designa como peso molecular del compuesto.
• Para conocer la masa de un mol (la masa molar) de un compuesto, simplemente suma las masas atómicas de todos los átomos representados en la fórmula y expresa esta cantidad en gramos en vez de unidades de masa atómica. – Ejemplo: CO2
• Cuando una formula química tiene paréntesis, cada cantidad comprendida dentro del paréntesis se multiplica por el subíndice que sigue inmediatamente al par del paréntesis.
– Ejemplo: (NH4)3PO4
Ejercicio:
Utilizar la fórmula del fosfato de calcio Ca3 (PO4)2, para efectuar los cálculos siguientes.
a. ¿Cuál es la masa de 1 mol de fosfato de calcio?
b. ¿Cuál es la masa de 1,464 mol de fosfato de calcio?
c. ¿Cuántas unidades de formula de Ca3(PO4)2 hay en 1,464 moles de fosfato de calcio?
