Átomos, moléculas y iones

Capítulo 2

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La teoría atómica de Dalton (1808)

1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos.

2. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o fracción sencilla.

3. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos. 2.1

2

2.1

Dióxido de carbono

El oxígeno en CO y CO2

Monóxido de carbono

8 X2Y16 X 8 Y+

2.1

Átomos del elemento X

Átomos del elemento Y

Compuesto formado por los elementos X y Y

Teoría atómica de Dalton

J.J. Thomson, medida de masa/carga del e-

(1906 Premio Nobel de física)2.2

Pantalla fluorescenteAlto voltaje

Tubo de rayos catódicos

ÁnodoCátodo

carga e- = -1.60 x 10-19 C

carga de Thomson /masa del e- = -1.76 x 108 C/g

masa del e- = 9.10 x 10-28 g

Masa medida del e-

(1923 Premio Nobel de física)

2.2

Placa cargada

Atomizador

Visor delmicroscopio

Gota de aceiteen observación

Placa cargada

Orificiopequeño

Gota de aceiteExperimento de Millikan

(Compuesto de uranio)2.2

Cámara de plomo

Sustanciaradiactiva

Tres tipos de rayos emitidos por

elementosradiactivos

2.2

Modelo atómico de Thomson La carga positiva está distribuidasobre toda la esfera

1. átomos con carga positiva se concentran en el núcleo 2. el protón (p) tiene una carga opuesta (+) del electrón (-) 3. la masa de p es 1840 x la masa de e- (1.67 x 10-24 g)

velocidad de la partícula ~ 1.4 x 107 m/s(~5% velocidad de la luz )

(1908 Premio Nobel de química)

2.2

Diseño experimental de Rutherford

Emisor de partículas

Lámina de oro

Ranura

Pantalla de detección

radio del átomo ~ 100 pm = 1 x 10-10 m

Radio del núcleo ~ 5 x 10-3 pm = 5 x 10-15 m

Modelo del Átomode Rutherford

2.2

´

Experimento de Chadwick (1932)

átomos H - 1 p; átomos He - 2 p

masa del He/masa del H debe ser = 2

masa medida del He/masa del H = 4

+ 9Be 1n + 12C + energía

El neutrón (n) es neutral (carga = 0)

masa n ~ masa p = 1.67 x 10-24 g2.2

Partículas subatómicas (tabla 2.1)

Partícula Masa

(g) Carga

(Coulombs) Carga

(unitaria)

Electrón (e-) 9.1 x 10-28 -1.6 x 10-19 -1

Protón (p+) 1.67 x 10-24 +1.6 x 10-19 +1

Neutrón (n) 1.67 x 10-24 0 0

masa p = masa n = 1840 x masa e-

2.2

Número atómico (Z) = número de protones en el núcleo

Número de masa (A) = número de protones + número de neutrones

= número atómico (Z) + número de neutrones

Isotópos son átomos del mismo elemento (X) con diferente número de neutrones en su núcleo

XAZ

H11 H (D)2

1 H (T)31

U23592 U238

92

Número de masa

Número atómicoSímbolo del elemento

2.3

2.3

¿Cuántos protones, neutrones y electrones están en C146 ?

¿Cuántos protones, neutrones y electrones están en C116 ?

6 protones, 8 (14 - 6) neutrones, 6 electrones

6 protones, 5 (11 - 6) neutrones, 6 electrones

¿Sabe qué son los isótopos?

2.3

Periodo

Grupo

Metales alcalinos

Gases nobles

Halógenos

Metales alaclinotérreos

2.4

Tabla periódica moderna

Metaloides

Metales

No metales

Una molécula es un agregado de dos o más átomos en una colocación definitiva que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas

H2 H2O NH3 CH4

Una molécula diatómica contiene sólo dos átomos

H2, N2, O2, Br2, HCl, CO

Una molécula poliatómica contiene más de dos átomos O3, H2O, NH3, CH4

2.5

Un ion es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa.

catión es un ion con carga positivaSi un átomo neutro pierde uno o más electrones

se vuelve un catión.

anión es un ion con una carga negativaSi un átomo neutro gana uno o más electrones

se vuelve un anión.

Na 11 protones11 electrones Na+ 11 protones

10 electrones

Cl 17 protones17 electrones Cl-

17 protones18 electrones

2.5

Un ion monoatómico contiene solamente un átomo

Un ion poliatómico contiene más de un átomo

2.5

Na+, Cl-, Ca2+, O2-, Al3+, N3-

OH-, CN-, NH4+, NO3

-

13 protones, 10 (13 – 3) electrones

34 protones, 36 (34 + 2) electrones

¿Sabe qué son los iones?

2.5

¿Cuántos protones y electrones están en Al2713 ?3+

¿Cuántos protones y electrones están en Se7834

2- ?

2.5

Iones monoatómicos

2.6

Tipos estandar defórmulas y modelos Hidrógeno Agua Amoniaco Metano

Fórmulamolecular

Fórmula estructural

Modelo de esferas y barras

Modeloespacial

Una fórmula molecular muestra el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia. Una fórmula empírica indica cuáles elementosestán presentes y la relación mínima, en número entero, entre sus átomos.

H2OH2O

molecular empírica

C6H12O6 CH2O

O3 O

N2H4 NH2

2.6

Los compuestos iónicos son una combinación de cationes y aniones

• la fórmula siempre es la misma que la fórmula empírica

• la suma de las cargas en el catión(es) y anión(es) en cada una de las fórmulas debe ser igual a cero

El compuesto iónico NaCl

2.6

Fórmula de compuestos iónicos

Al2O3

2.6

2 x +3 = +6 3 x -2 = -6

Al3+ O2-

CaBr2

1 x +2 = +2 2 x -1 = -2

Ca2+ Br-

Na2CO3

1 x +2 = +2 1 x -2 = -2

Na+ CO32-

Algunos iones poliatómicos (tabla 2.3)

NH4+ amonio SO4

2- sulfato

CO32- carbonato SO3

2- sulfito

HCO3- bicarbonato NO3

- nitrato

ClO3- clorato NO2

- nitrito

Cr2O72-

dicromato SCN- tiocianato

CrO42- cromato OH- hidróxido

2.7

Nomenclatura química• Compuestos iónicos

– a menudo un metal + no metal – anión (no metal), agregue “uro” al nombre del elemento

BaCl2 cloruro de bario

K2O óxido de potasio

Mg(OH)2 hidróxido de magnesio

KNO3 nitrato de potasio

2.7

• Metales de transición de los compuestos iónicos – indique la carga en el metal con números romanos

FeCl2 2 Cl- -2 así Fe es +2 cloruro ion(II)

FeCl3 3 Cl- -3 así Fe es +3 cloruro ion(III)

Cr2S3 3 S-2 -6 así Cr es +3 (6/2) sulfuro de cromo (III)

2.7

• Compuestos moleculares – no metales o no metales + metaloides – nombres comunes

• H2O, NH3, CH4, C60

– el elemento izquierdo más lejano en la tabla periódica es 1st

– el elemento más cercano último del grupo es 1st

– si más de un compuesto puede formarse de los mismos elementos, use los prefijos para indicar el número de cada clase de átomo

– últimos extremos del elemento en uro

2.7

HI Yoduro de hidrógeno

NF3 Trifluoruro de nitrógeno

SO2 Dióxido de azufre

N2Cl4 Tetracloruro de dinitrógeno

NO2 Dióxido de nitrógeno

N2O monóxido de dinitrógeno

Compuestos moleculares

2.7

¡TÓXICO!

Gas risueño

Un ácido puede definirse como una sustancia que libera iones de hidrógeno (H+) cuando se disuelve en agua.

HCl•Sustancia pura, cloruro de hidrógeno, •Disuelta en agua (H+ Cl -), ácido clorhídrico

Un oxiácido en un ácido que contiene hidrógeno, oxígeno, y otro elemento.

HNO3 Ácido nítrico

H2CO3 Ácido carbónico

H2SO4 Ácido sulfúrico2.7

2.7

Nomenclatura de oxiácidos y oxianionesOxiácido Oxianión

ácido per…ico

Ácido representativo “…ico”

ácido “…oso”

per…ato

…ato

…ito

hipo…itoácido hipo …oso

Eliminación detodos los iones H+

Una base se define como una sustancia que libera iones hidróxido (OH-) cuando está disuelta en agua. Algunos ejemplos son

NaOH hidróxido de sodio

KOH hidróxido de potasio

Ba(OH)2 hidróxido de bario

2.7