Post on 24-Apr-2020
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.