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
𝑍
𝐴𝑋
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 
𝐺𝑎𝑛𝑎 2𝑒−
𝑂−2
Ej: K 
𝑃𝑖𝑒𝑟𝑑𝑒 1𝑒−
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
10
20𝑁𝑒 10
21𝑁𝑒 10
22𝑁𝑒
¿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 ( 6
12
𝐶)
Regla de tres y equivalencia
250g a kg
1kg 1000g
0,25kg=X 250g
1000g 1kg
250g X=0,25kg
250g
1𝑘𝑔
1000𝑔
= 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 carbon𝑜 12𝐶 era de 1,99𝑥10−23g
Entonces :
12 u  1,99𝑥10−23g
1 u  𝑋 = 1,6605𝑥10−24g
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.
𝐴𝑟𝑂 = 16 𝐴𝑟𝐻 = 1
𝑀𝑟𝐻2𝑂 : 2x 𝐴𝑟𝐻 + 𝐴𝑟𝑂 = 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 𝒅𝒆 𝟏𝟐𝑪.
Esto quiere decir que la cantidad de átomos en 12g 𝑑𝑒 12𝐶 se llama mol y hay que tener 
cuidado al utilizarloporque 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 (𝑵𝑨): constante universal
La cantidad de partículas o entidades elementales que hay en un 
mol es igual al numero de átomos que hay en 12g 𝑑𝑒 12𝐶. Además, 
sabemos que la masa 𝑑𝑒𝑙 12𝐶 es 12u 
12u= 12 x 1,6605x10−24g= 1,9926x 10−23g (masa 𝑑𝑒 12𝐶)
Con estos datos planteamos 
1,9926x 10−23g 𝑑𝑒 12𝐶 1 átomo 𝑑𝑒 12𝐶
12g 𝑑𝑒 12𝐶 X= 6,02x 1023 átomo 𝑑𝑒 12𝐶
Según la definición 1mol contiene 6,02x 1023 partículas. 
𝑵𝑨= 6,02x 𝟏𝟎
𝟐𝟑 𝒎𝒐𝒍−𝟏 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 𝑚𝑂= 16u 𝑀𝑂 =16 g/mol
𝑚𝐻2𝑂= 18u 𝑀𝐻2𝑂 = 18 g/mol
Ejemplo de Ejercicios
• Calcular la masa y el numero de átomos presentes en 1,5 moles de 
átomos:
Rubidio 𝑀𝑅𝑏: 85,5 g/mol
1mol Rb  85,5g Rb
1,5mol Rb  X= 128,3g Rb
1mol Rb 6,02x 1023mol de átomos Rb
1,5 mol Rb  X= 9,03x 1023mol de átomos Rb
Para una masa de 120 g de 𝑁𝐻3 (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.
𝑀𝑁: 14 𝑀𝐻: 1 𝑀𝑁𝐻3: 17g/mol
a. 17g 𝑁𝐻3  1mol 𝑁𝐻3
120g 𝑁𝐻3  X= 7,06 mol 𝑁𝐻3
b. 17g 𝑁𝐻3 6,02x 10
23 𝑚𝑜𝑙−1/mol de moléculas 
120g 𝑁𝐻3 X= 4,25x 10
24 𝑚𝑜𝑙−1/mol de moléculas
c. 17g 𝑁𝐻3 1 at. De N
120g 𝑁𝐻3  X=7,06 at. De N
d. 1mol 𝑁𝐻3  6,02x 10
23mol de átomos N
7,06 mol 𝑁𝐻3  X= 4,25x 10
24mol de átomos N
e. 17g 𝑁𝐻3  14g de N
120g 𝑁𝐻3  X= 98,8g de N