Magnitudes

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Estructura Atómica y Magnitudes Atómicas
QUÍMICA BASICA
Ariadna Yazmin Franco
COMPOSICIÓN ATÓMICA 
¿De qué están hechos los átomos?
Protones (+)
Neutrones
Electrones (-)
NÚCLEO ATOMICO
ORBITALES ATOMICOS
El modelo atómico
Existen varios modelos atómicos desarrollados por los científicos a lo largo de la historia
“Átomo”: proviene del griego atemnein y significa indivisible
Pero antes…
Demócrito (450 a.c.): creo la “teoría atómica del universo” en donde proponía que el mundo estaba formado por partículas muy pequeñas e indivisibles, de existencia eterna, homogéneas e incompresibles. Bautizo a las partículas con el nombre de “ATÓMOS” y decía que las propiedades de la materia las determinaban el modo en que se agrupaban dichos átomos.
Dalton (1803 a.c.): creo el primer modelo atómico con bases científicas donde se sostuvo que todo estaba hecho de átomos, indivisibles e indestructibles. Propuso: 
Los átomos de un mismo elemento eran iguales entre sí (igual masa y propiedades)
El Peso atómico relativo (peso de cada elemento respecto al peso del hidrogeno)
Los átomos pueden combinarse entre sí para formar compuestos químicos.
Afirmaba que los compuestos químicos se formaban usando la menor cantidad de átomos posibles de sus elementos. 
Los elementos en estado gaseoso eran siempre monoatómicos
MODELOS ATOMICOS
1°
Errores
Lewis (1902 d.c.): “modelo atómico cubico” en este modelo proponía la estructura de los átomos distribuida en forma de cubo y en sus ocho vértices se hallaban los electrones. Esto permitió avanzar en el estudio de las valencias atómicas.
Thomson (1904 d.c.): descubrió el electrón en 1897, y el modelo atómico propuesto fue antes del descubrimiento de los protones y neutrones. Asumía que los átomos estaban compuestos por una esfera de carga positiva y los electrones de carga negativa estaban incrustados en ella.
Rutherford (1911 d.c.): a partir de una serie de experimentos que realizo determino que el átomo está compuesto por un núcleo atómico de carga positiva (donde se concentra la mayor parte de su masa) y los electrones que giran libremente al rededor de este núcleo.
Bohr (1913 d.c.): propuso este modelo para explicar como podían los electrones tener orbitas estables (o niveles energéticos estables) rodeando el núcleo y plantea tres postulaos:
Los electrones trazan orbitas circulares en torno al núcleo sin irradiar energía 
Las orbitas permitidas a los electrones son aquellas con momento angular especifico
Los electrones emiten o absorben energía al saltar de una orbita a otra y al hacerlo emiten un fotón que representa la diferencia de energía entre ambas órbitas
2°
3°
4°
5°
Sommerfeld (1916 d.c.):intento cubrir las deficiencias que presentaba el modelo de Bohr y entre sus modificaciones afirmó que las orbitas de los electrones eran circulares o elípticas, que los electrones tenían corrientes eléctricas minúsculas y que a partir del segundo nivel de energía existieran dos o mas subniveles.
Schrödinger (1926 d.c.): “modelo cuántico-ondulatorio” se comenzó a tratar a los electrones como ondulaciones de la materia, lo cual permitió la formulación posterior de una interpretación probabilística de la función de onda (magnitud que sirve para describir la probabilidad de encontrar una partícula en el espacio). Significa que se puede estudiar la posición de un electrón o su cantidad de movimiento, pero no ambas cosas a la vez.
6°
7°
ELECTRONES: En un principio los científicos creían que los electrones tenían una orbita fija, que giraban alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol.
Con sus experimentos obtenían otros resultados que los esperados y llegaron a la conclusión de que los electrones no poseían una orbita fija, sino que se movían en una forma mas compleja formando una nube electrónica.
La carga negativa (-) que poseen estas partículas se cancela con la carga positiva (+) que poseen los protones del núcleo haciendo así que los átomos sean partículas neutras.
Para conocer la masa de los átomos es suficiente con saber cuantos protones y neutrones posee el núcleo de cada elemento, porque los electrones son tan chiquitos y poseen una masa tan pequeña que se considera despreciable.
Sumando los protones y neutrones de un átomo obtenemos el numero de masa o numero masico representado con la letra A
El número de protones de un átomo se lo llama numero atómico representado con la letra Z 
Numero de la tabla periódica
Igual numero de Electrones
Característico de cada elemento
X= elemento de la tabla periódica
IONES: Los átomos pueden ganar o perder electrones cuando esto sucede la cantidad de protones y electrones deja de ser iguales entre si. 
Un ion es una partícula con carga
Gana electrones la carga total será negativa (-)
Pierde electrones la carga total será positiva (+)
ANIONES
CATIONES
Ej: O 
Ej: K 
ISOTOPOS: Los científicos se dieron cuenta que la masa de los elementos podía variar, pero los protones siempre eran los mismos, porque Z es característico de cada elemento, entonces lo que aumentaba o disminuía en cantidad eran los neutrones
Átomos de un mismo elemento que difieren en su numero de masa
 
¿Qué es una magnitud?
La magnitud física es una cantidad medible de un sistema físico 
La masa, la longitud, el tiempo, la densidad la temperatura, etc. Pertenecen a estas magnitudes
La magnitud atómica es la masa de un átomo la cual depende de la cantidad de nucleidos que posea el mismo, esta masa es muy pequeña lo que genera imposible utilizar alguna medida de masa convencional como el g o kg
La IUPAC en 1961 propuso utilizar para la medida la Unidad de Masa Atómica o UMA, la cual utiliza como referencia a la doceava parte del nucleido mas abundante del carbono ()
Regla de tres y equivalencia
250g a kg
1kg 1000g
 0,25kg=X 250g
1000g 1kg
250g X=0,25kg
2= 0,25kg
Conversión de Unidades
La conversión de unidades es la transformación de una unidad en otra, que mida la misma magnitud o que de alguna manera tenga equivalencia
Notación científica
U.M.A
Por haber tomado la masa de un átomo como unidad de referencia y esta unidad comenzó a ser “u” se necesitaba una equivalencia con nuestro sistema cotidiano de masa.
 Experimentalmente se obtuvo la masa de cada elemento y la del carbon era de g
Entonces :
12 u  g
1 u  g
Masa Atómica Relativa (Ar): es una comparación de cada elemento con la unidad de referencia (u.m.a). Este numero nos dice cuantas unidades de masa atómica hay en un determinado elemento, no lleva unidades formalmente, es un numero entero, aunque en la tabla periódica lo encontramos con coma porque lo que aparece en ella es un promedio realizado con todos los isotopos presentes en la naturaleza.
Masa Molecular Relativa (Mr): Al igual que la Ar es un numero sin unidades que nos da la información de cuantas u.m.a hay en la molécula y se calcula sumando las Ar de los átomos que forman a la molécula y si hay mas de 1 átomo del mismo elemento las Ar se multiplican.
 16 
 : 2x + = 2x1+16 = 18
MOL: Cuando decimos “cantidades iguales” de dos sustancias nos referimos a igual numero de partículas y no a iguales masas o volúmenes. 
Para contar el numero de partículas (átomos, moléculas, iones, etc.) se invento una nueva magnitud que facilito obtener estos números tan chiquitos.
Entonces en definición es la cantidad de sustancia que contiene el mismo numero de unidades elementales que el numero de átomos que hay en 12g .
Esto quiere decir que la cantidad de átomos en 12g se llama mol y hay que tener cuidado al utilizarlo porque decir “mol” es similar a decir “docena” entonces cuando hablamos de mol se debe aclarar de ¿Qué? : mol de moléculas, mol de átomos, etc.
Numero de Avogadro (): constante universal
La cantidad de partículas o entidades elementales que hay en un mol es igual al numero de átomos que hay en 12g Además, sabemos que la masa es 12u 
12u= 12 x 1,6605xg= 1,9926x g (masa )
Con estos datos planteamos 
1,9926x g 1 átomo12g X= 6,02x átomo 
Según la definición 1mol contiene 6,02x partículas. 
= 6,02x o 1/mol
 
Masa molar M: es la masa expresada en gramos de un mol de partículas y se obtiene expresando en g el valor numérico de su masa atómica o molecular
= 16u =16 g/mol
 = 18u = 18 g/mol
Ejemplo de Ejercicios
Calcular la masa y el numero de átomos presentes en 1,5 moles de átomos:
Rubidio: 85,5 g/mol
1mol Rb  85,5g Rb
1,5mol Rb  X= 128,3g Rb 
1mol Rb 6,02x mol de átomos Rb
1,5 mol Rb  X= 9,03x mol de átomos Rb
Para una masa de 120 g de (amoniaco) calcular:
a. Cantidad de moléculas. 
b. Numero de moléculas
c. Cantidad de átomos de nitrógeno.
d. Número de átomos de nitrógeno.
e. Masa de nitrógeno.
: 14 : 1 : 17g/mol
a. 17g  1mol 
 120g  X= 7,06 mol 
b. 17g  6,02x /mol de moléculas 
 120g X= 4,25x /mol de moléculas
c. 17g 1 at. De N
 120g  X=7,06 at. De N
d. 1mol  6,02x mol de átomos N
 7,06 mol  X= 4,25x mol de átomos N
e. 17g  14g de N
 120g  X= 98,8g de N