Los átomos de la primera columna vertical tienen los símbolos más

Sesión 2
Tema: Atomos Moléculas, Iones.
I. Objetivos de la sesión
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
Después de comple tar el estudio de este capítulo Ud. debe ser capaz de:
Saber el nombre y el símbolo de alg unos ele mentos comunes.
Distinguir entre ele ctrones, protones y neutrones y describir sus rela ciones en la estructura de los átomos.
Distinguir entre número atómico y número másico,
Discutir el concepto de isótopo y dar eje mplos.
Discutir el concepto de peso atómico.
Distinguir entre la le y de la conservación de la masa y la ley de la composición constante.
Entender y aplicar el concepto de mol.
Efectuar cálculo s de la fórmula de un compuesto a partir de su composición química y viceversa.
II. Temas
El átomo hoy: algunas definiciones básicas.
La observació n y la experimentación nos han revela do la existencia de 90 ele mentos químicos naturales y hasta la
fecha, 16 otros ele mentos han sido sintetizados por los químicos. Cada uno de estos 106 ele mentos tiene propie dades físicas y
químicas características. Se cree que cada elemento está constituido de pequeñas partículas llamadas átomos. Los átomos de
un ele mento se pueden descomponer en pequeñas partícula s más pequeñas, pero en el proceso, las propie dades únicas
distintivas del ele mento se pierden. Para ahorrar tie mpo, los químicos han desarrolla do símbolos químicos abrevia dos para los
átomos de los 106 elementos conocid os. Unos pocos eje mplos de algunos elementos comunes usados en este curso se entregan
en la tabla 2.1.
Tabla 2.1. Símbolos de algunos elementos comunes
H hidrógeno
F flúor
O oxígeno
I iodo
C carbono
N nitrógeno
U uranio
Hg mercurio
Al aluminio
Br bromo
Ca calcio
Cl cloro
Li litio
Ne neón
Ra radio
Pb plomo
Mg magnesio
Cd cadmio
Pu plutonio
Cu cobre
Na sodio
K potasio
P fósforo
Sr estroncio
Los átomos de la primera columna vertical tienen los símbolos más simples consistentes en la
primera letra del nombre en mayúscula. Los de la segunda columna consisten de las dos primeras letras,
mientras que los de la tercera columna contienen la primera letra del nombre más otra, distinta de la
segunda. La última columna muestra elementos cuyos símbolos se derivan del nombre latino original
(ferrum, plumbum, hydragyrium, cuprum, natrium, kalium, phosphorus y strontium, respectivamente). Es muy
importante tomar nota que cuando se usan dos letras como símbolo de un elemento, la primera letra es
siempre mayúscula y la segunda siempre minúscula. Así, por ejemplo, Co es el símbolo del cobalto,
mientras que CO es el símbolo de la molécula de monóxido de carbono, un compuesto de un átomo de
carbono y un átomo de oxígeno.
Estructura Atómica: Electrones, Protones y Neutrones. Cerca de 100 años de experimentación
nos han provisto de una enorme cantidad de evidencia indirecta, en el sentido que el átomo tiene una
estructura interna. El desarrollar una teoría útil de la estructura del átomo ha sido uno de los problemas más
importantes y fascinantes de la física y la química de este siglo. La tarea no está completa y la teoría de la
estructura atómica está en continuo desarrollo y mejoramiento.
Se cree que el átomo consiste de un núcleo cargado positivamente, contenie ndo la mayor parte de la masa del átomo y
de uno o más electrones cargados negativamente fuera del núcleo. Un electrón es extremadamente pequeño. Si Noé después del
diluvio (situado alrededor del 3.000 A. C.) hubiese extendido electrones en línea a la velo cidad de uno por segundo durante la s 24
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para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la
información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos
términos y condiciones de la información en cualquier momento.
horas del día, la longitud de la cadena hoy día sería cercana al diá metro de un cabello . El núcleo se puede visualizar como
consistente de protones, partículas positivas y neutrones, partícula s sin carga elé ctrica.
Tabla 2.2 Algunas partícula s atómicas fundamentales
Nombre
Símbolo
Posición
Neutrón
n
núcleo
Protón
p
núcleo
Electrón
e
fuera del núcleo
* 1 uma (unidad atómica de masa) = 1,66 x 10 -24g.
carga eléctrica
relativa
0
+1
-1
masa relativa
aproximada
1 uma*
1 uma
0 uma
El número de ele ctrones, protones y neutrones que contenga un átomo determina la s propiedades físicas y químicas del
elemento. Este es un modelo crudo, ya que el núcle o puede contener o formar una cantidad de otras partículas fundamentale s,
las que no nos preocuparán en este nivel introductorio .
Tamaño. El diámetro de un átomo promedio está entre uno y vario s cientos de millonésima de centímetro, esto es,
cerca de 0,00000001 (10 -8) cm. El diámetro de un núcleo típico es cerca de 0,0000000000001 (10 -13) cm. Así, el núcleo es cerca
de 100.000 veces más pequeño que el átomo total. Como la masa del átomo está concentrada en su núcleo, la mayor parte del
átomo es espacio vacío.
Estos números nos dicen poco acerca de la in creíble pequeñez de lo s átomos. Si pudié ramos in flar un núcle o al porte
de una nuez y lo colocáramos en el centro del campo del estadio nacional, los electrones aparecerían como pequeños mosquitos
volando en torno al estadio .
Carga y masa: Atomos, iones, Número Atómico y Número de masa. Medidas indirectas nos indican que un átomo
es neutro, sin carga elé ctrica neta. Como el átomo consiste de neutrones sin carga eléctrica, protones cargados positivamente y
electrones cargados negativamente, la única forma que la carga neta sea 0 es que el número de protones cargados
positivamente en el núcleo sea igual al número de electrones cargados negativamente fuera del núcleo.
El número de protones en el núcle o de un átomo de un ele mento se defin e como su Número Atómico, comúnmente
designado por la letra Z. Para átomos neutros, el número de protones es igual al número de electrones, de modo que el número
atómico es también igual al número de electrones en ese átomo. El número atómico es una propiedad única que distingue un
elemento de otro. Si se cambia el número atómico, esto es, se agregan o remueven protones del núcleo y un igual número de
electrones fuera del núcle o, se ha cambiado el átomo de un ele mento en el de otro. Por ejemplo, el número atómico del hid rógeno
(H) es 1, mientras que el del carbono (C) es 6. Esto significa que hay un protón en el núcle o de un átomo de hidrógeno neutro y
un ele ctrón fuera del núcleo. Un átomo de carbono, en cambio, tiene seis ele ctrones fuera y seis protones dentro del núcle o.
Es más útil, sin embargo, usar el número atómico como una medida del número de protones en el núcle o. Para un
elemento dado, este número es siempre el mismo, mientras que el número de ele ctrones fuera del núcleo puede variar para los
átomos de un elemento particula r, bajo ciertas condiciones. Un átomo neutro puede ganar o perder uno o más electrones
cargados negativamente, para formar un ion. Si un átomo pierde ele ctrones, la carga neta del ion resultante es positiva, porque el
número de protones cargados positivamente en el núcleo es ahora mayor que el número de electrones cargados negativamente.
Adicionar uno o más electrones genera un ion cargado negativamente.
Otro término importante usado para describir átomos es el Número de Masa o número másico, desig nado
generalmente con la letra A. Es una medida de la masa atómica aproximada, en uam, de un átomo y se define como el número de
protones más neutrones en el núcleo de un átomo. Como la masa relativa aproximada del protón, neutrón y electrón es 1 uam, 1
uam y 0 uam respectivamente, entonces, el número de neutrones más protones (n + p) da la masa aproximada de un átomo.
Por convenie ncia , el número atómico frecuentemente se muestra como un suscrito del símbolo abrevia do del ele mento,
mientras que el número de masa se muestra como un exponencial. Comúnmente un elemento se designa en versió n abreviada
escribie ndo sólo su nombre o símbolo y el número másico. Por ejemplo, hid rógeno-1 o H-1 y carbono-12 o C-12.
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z
A = Número Másico (número de protones más
neutrones en el núcle o)
A
X
Z = Número Atómico (número de protones en el
núcleo)
X = Símbolo del ele mento
1H
1
6C
12 carbono
hidrógeno - 1
16
8O
92U
- 12
oxígeno - 16
235
uranio - 235
Número Atómico y Número Másico
Isótopos y peso atómico. La razón por la cual los químicos usualmente no especifican el número atómico es que
todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico (número de protones). Experimentos han mostrado, sin
embargo, que la mayoría de los ele mentos pueden tener más de un número de masa (n + p). Diferentes átomos del mismo
elemento pueden tener diferentes números de neutrones en sus núcle os. Átomos de un mismo elemento que tienen el mismo
número atómico (Z) y diferente número de masa (A) se conocen como isótopos. Por ejemplo, se encuentra que una mezcla
natural de átomos de hidrógeno contiene tres diferentes isótopos. H-1, H-2 y H-3, cada isótopo sucesivo tenie ndo un neutrón
adicio nal en su núcleo.
Hidrógeno-1
(protio)
1 protón
Hidrógeno-2
(deuterio)
1 protón + 1 neutrón
Carbono-12
Carbono-14
6 protones + 6 neutrones
6 protones + 8 neutrones
Hidrógeno-3
(tritio)
1 protón + 2 neutrones
El número de neutrones en el núcle o de un isótopo dado se puede determinar sustrayendo el número atómico del
número de masa. Por eje mplo, consideremos dos isótopos de uranio , U-235 y U-238. El núcleo de un átomo de U-235 contiene
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235 - 92 = 143 neutrones. ¿Cuántos neutrones hay en el núcleo de U-238? (Como veremos más adelante, U-235 y U-238 son
isótopos importantes para las reacciones de fisión nuclear, usadas como fuentes de energía en los reactores nucleares).
La mayoría de lo s elementos que se encuentran en la naturaleza tienen dos o más isótopos en rela ciones definid as. Por
ejemplo, el cloro (Cl) natural se encuentra como 75 % de sus átomos con número de masa 35 y 25 % con número de masa 37. El
hecho que un ele mento dado se encuentre en la naturaleza como una mezcla de isótopos de masa variadas, causa alg una
complicación en la obtención de su masa promedio .
Para efectuar este cálculo , debemos introducir el concepto de peso atómico. El peso atómico de un elemento se define
como la masa promedio ponderada, en unidades de masa atómica de una mezcla natural de isótopos de ese ele mento. Para fijar
esta escala relativa, la masa del isótopo de carbono, C-12 se toma exactamente como 12,0000... uam. Las masas de los isótopos
de todos los otros elementos son rela tivas a esta masa standard.
Similitudes y diferencias entre los elementos. Los químicos han clasificado tradicionalmente los diversos
átomos conocidos en función de sus propiedades químicas conocidas, en lo que se conoce como el
Sistema o la Tabla Periódica de los Elementos. En ella, los distintos elementos se ordenan en orden de
número atómico creciente, en columnas, en función de sus propiedades químicas parecidas, y en filas, en
que las propiedades van variando periódicamente. Esta se muestra en su forma resumida moderna en la
página siguiente, a manera de ilustración de los símbolos de la mayoría de los elementos conocidos. Si nos
fijamos en la numeración correlativa de los elementos, vemos que en las filas 6ª y 7ª, faltan algunos
elementos, que se colocan en un agregado, como una segunda tabla, debajo de la principal. Corresponden
a los elementos conocidos como lantánidos y actínidos, y más adelante veremos a qué tipos de elementos
corresponden. Los elementos con fondo blanco se denominan metales y los de fondo oscuro, no metales.
Más adelante la estudiaremos con mayor detalle y trataremos de explicar el por qué de tal ordenamiento en
filas y columnas. La tabla periódica, además de la clasificación de los átomos, es una fuente importante de
información respecto a número atómico, número y tipos de isótopos, pesos atómicos y otras muchas
características de los elementos, por lo que resulta de gran utilidad. Los elementos de la columna 1 se
conocen como elementos alcalinos y los de la columna 2 como alcalino-térreos. Los elementos de la
columna 18 se denominan gases nobles y los de la columna 17 halógenos. Los elementos desde la columna
3 a la 12 y los de la 13 a la 16 que se encuentran bajo la línea escalonada se denominan elementos de
transición.
1
IA
2
IIA
13
IIIA
Z
X
m
= Nº Atómico
= Símbolo
= masa atómica
18
VIIIA
2
He
4,003
5
6
7
8
9
10
B
C
N
O
F
Ne
10,81 12,01 14,01 16,00 19,00 20,18
1
H
1,008
3
4
Li
Be
6,941 9,012
11
12
Na
Mg
22,99 24,31
3
3B
4
4B
5
5B
6
6B
7
7B
8
¡----
9
-8B-
10
----¡
11
1B
12
2B
14
IVA
15
VA
16
VIA
17
VIIA
13
14
15
16
17
18
Al
Si
P
S
Cl
Ar
26,98 28,09 30,97 32,07 35,45 39,95
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
39,10 40,08 44,96 47,88 50,94 52,00 54,94 55,85 58,93 58,69 63,55 65,39 69,72 72,59 74,92 78,96 79,90 83,80
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
85,47 87,62 88,91 91,22 92,91 95,94 (98) 101,1 102,9 106,4 107,9 112,4 114,8 118,7 121,8 127,6 126,9 131,3
55
56
57
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
Cs
Ba
La
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
132,9 137,3 138,9 178,5 180,9 183,9 186,2 190,2 192,2 195,1 197,0 200,6 204,4 207,2 209,0 (210) (210) (222)
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87
88
89 104 105 106 107 108 109
Fr
Ra
Ac
Ku
(223) (226) (227) (257) (260) (263) (262) (265) (266)
Metales
No Metales
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
Ce
Pr
Nd Pm Sm Eu
Gd Tb Dy
Ho
Er
Tm Yb
Lu
140,1 140,9 144,2 (147) 150,4 152,0 157,3 158,9 162,5 164,9 167,3 168,9 173,0 175,0
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99 100 101 102 103
Th
Pa
U
Np Pu Am Cm Bk
Cf
Es
Fm Md No
Lr
232,0 (231) 238,0 (237) (242) (243) (247) (247) (249) (254) (253) (256) (254) (257)
Leyes Ponderales.
Antes de 1800, el químico francés Antoine Lavoisie r (1743 - 1794) realizó numerosos experimentos en el que pesaba lo s
reactantes (sustancias de partida) y los productos, antes y después de una reacció n química. En 1789 formuló la ley de la
conservación de la masa, que establece que no hay pérdida ni ganancia de masa, dentro de los límites medibles, cuando
sustancias reaccionan químicamente para formar productos. En otras palabras, dentro de límites medibles, la materia no se crea
ni destruye en una reacció n química.
Después de un prodig ioso número de experimentos, otro químico francés, Joseph Proust (1754 - 1826) formuló la ley
de la composición constante, l amada también ley de las proporciones definidas, en 1799. Ella estable ce que el porcentaje
en peso de los ele mentos en un compuesto puro será siempre la misma. Por ejemplo, cualquier muestra de agua químicamente
pura, independientemente de su fuente orig inal, contendrá 88,9 % en peso, o masa, de oxígeno y 11,1 % en peso, o masa, de
hidrógeno.
¿Qué es una reacción química?
Si agregamos vinagre a polvos para hornear, éstos burbujean. Si se expone al aire el gas óxido nítrico, NO, proveniente
del tubo de escape de un automóvil o de la chimenea de una planta termoeléctrica, que es in colo ro, se vuelve café rojizo. Al
prender el gas, se produce lla ma y luz. Al hacer burbujear nuestro aliento en una solu ción básica contenie ndo iones de Calcio, ella
se va opacando y finalmente se decanta un sólid o blanco. Si mezclamos soluciones de ácid o sulfúrico e hidróxid o de sodio (soda
cáustica), en un vaso, se produce tanto calo r que no lo podemos tocar. Agreguemos unas gotas de un determinado producto
químico al agua y podremos congelar in stantáneamente una lata de cerveza debid o al brusco descenso de la temperatura.
En cada uno de estos casos, la evid encia nos indica que se ha producido un cambio químico. Se forman burbuja s de un
gas. Se produce un cambio de colo r. La solución se vuelve opaca y “ precipita” un materia l sólid o. En fin, un testeo indica un
cambio en alguna propiedad.
Un cambio químico o una “ reacción química” , consiste, como lo explica la teoría atómica de Dalton, de un
reordenamiento de átomos o iones, de modo que se forman otros iones o molécula s, las cuales tienen propie dades físicas y
químicas características. Si le preguntamos a un químico qué es lo que él hace, su respuesta más simple sería que ellos
reordenan átomos, iones y molécula s, rompiendo enla ces existentes y formando nuevos.
El mol. Cualq uier trozo de materia visib le al ojo humano contiene una cantid ad increíble mente grande de átomos o
moléculas. Para hacer la transició n desde el micro mundo al macro mundo, los químicos han escogido una cantidad estándar de
partícula s (átomos, molé culas, iones) que pueden usar para fines comparativos. Esta cantid ad estándar, se lla ma un mol, y por
defin ición, contiene 6,023 por 10 23 unid ades (602.200.000.000.000.000.000.000). Este in menso número, se lla ma el número de
Avogadro y se le da el símbolo N.
Usando sie mpre el mismo número de partícula s para comparaciones (sean átomos o molécula s), preservamos las
propiedades rela tivas del micro mundo en el nivel macro. Por eje mplo , un átomo de oxígeno tiene una masa 16 veces la de un átomo
de hidrógeno. Si tomamos 100 átomos de cada ele mento y comparamos sus masas, la relación será 1600 a 100 o lo que es lo mismo,
16 a 1. Si tomamos 6,023 por 10 23 átomos de cada ele mento, la relación de masas será nuevamente 16 a 1.
Como no podemos pesar un átomo o una molécula , podemos comparar sus masas relativas, pesando el mismo número de
moléculas o átomos, como un mol. Esta es la base de las escala s de pesos atómicos y moleculares. La escala de pesos atómicos se
basa en asignar al isótopo de carbono-12 una masa exacta de 12 uam, y en comparar el peso atómico de otros átomos con él. El id eal
es poder trabajar con el peso atómico expresado en gramos. Podemos calcular el número de átomos que hay en 12,00 g de C (un
peso atómico de C-12 expresado en gramos).
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términos y condiciones de la información en cualquier momento.
Los 12,00 g de C van a ser igual a la masa de un átomo de C-12, 12 uma, multiplicado por el número de átomos en 12 g.
Como una unidad atómica de masa se ha defin ido como teniendo un peso de 1,66 por 10 -24 gramos, el número de átomos de C en 12 g
de C será ig ual a:
12 g
Nº de átomos =
= 6,023 x 10 23
12 uma x 1,66x10-24 g/uma
Así, en 12 g de C-12 (un peso atómico de C-12 expresado en gramos), hay 6,023 por 10 23 átomos, o un mol de átomos de
C-12. Como esta es la base para la escala de pesos atómicos, en un mol de cualquie r elemento hay 6,023 por 10 23 átomos del
ele mento. Al peso de un mol de átomos de un ele mento en gramos se le conoce como el peso atómico gramo del elemento.
Similarmente, el peso molecular gramo de una sustancia es el peso en gramos de un mol (o 6,023 por 10 23 molécula s) de la
sustancia . Nótese que un mol de molécula s de oxígeno (O2) contie ne 6,023 por 10 23 molé cula s de O2 y 2 moles de átomos de oxígeno,
ya que cada molécula de oxígeno contiene 2 átomos del ele mento. El peso molecular gramo de una sustancia es igual a la suma
de los pesos atómicos gramos de todos los átomos que contiene. El mol, entonces, nos permite trasladar la s propiedades del
micro mundo de los átomos y molécula s al nivel del macro mundo. El mol como unid ad, se puede comparar con la unidad docena que
se utiliza todos lo s días.
Problemas.
1.- ¿Cuántos átomos hay en 5,00 mole s de zin c (Zn)?
En un mol de Zn hay 6,023x10 23 átomos de Zn, en consecuencia , en 5,00 mole s habrá 5,00 veces más átomos.
6,023x10 23 átomos
X
=
1,00 mol
X=
3,01x10 24 átomos de
5,00 moles
Zn
2.- El dióxido de nitrógeno es un contaminante del aire. Si Ud. inhala 2,00 g de NO2, ¿Cuántas molécula s habrá inhalado?
El peso mole cular gramo del NO2 será ig ual a una vez el peso atómico de N (14,09 más 2 veces el peso atómico del O (2x16,0), esto
es, 46,0 g/mol. En 46,0 g, un peso mole cular gramo (1 mol) de NO2 hay 6,023x10 23 molé cula s del mismo.
46,0 g
=
X
6,023x10 23
2,00
X = 2,62x10 22 molé culas de NO2
3.- ¿Cuál es el peso en gramos de 50 molé culas de agua (H2O)?
El peso molecula r gramo del agua es 2x1,01 más 16,0, o sea 18,0 g/mol.
6,023x10 23 molécula s de agua
50 moléculas de agua
=
pesan 18,0 g
pesarán X g
X = 1,49x10 -21 g de agua.
4.- Si Ud. tie ne 10 25 átomos de calcio, Ca, ¿Cuántos pesos atómicos gramo (o moles) tendrá?
1 peso atómico gramo (mol) de Ca
X moles
=
10 25 átomos
contiene 6,023x10 23 átomos de Ca
X = 16,6 moles de Ca.
5.- ¿Cuál será el peso en gramos de 2,00 moles de LSD (derivado del ácid o lisérgico), cuya fórmula molecula r es C20H25N3O?
El peso molecula r gramo del LSD es ig ual a 20x12,00 + 25x1,00 + 3x 14,0 + 16,0 = 323 g/mol LSD
1 mol de LSD
pesa 323 g
=
2,00 moles
pesan X g
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términos y condiciones de la información en cualquier momento.
X = 646 g LSD.
Composición porcentual y fórmula de un compuesto.
A veces deseamos saber el porcentaje de cada ele mento en un compuesto. Este se puede calcular divid ie ndo la cantidad
(usualmente expresada en gramos) del componente en un mol del compuesto, por el peso mole cular gramo del compuesto y
multiplicando el resultado por 100.
gramos del elemento por mol de compuesto
% de un elemento =
gramos del compuesto por mol de compuesto
¿Cuál será el porcentaje de cada elemento presente en el sulfato de alu minio , Al2(SO4)3?
Peso mole cular gramo : 2x27,0 + 3x32,1 + 12x16,0 = 342 g/mol
% Al =
2x27,0 g Al
x 100 = 15,8 % Al en Al2(SO4)3
342 g Al2(SO4)3
%S =
3x32,1 g S
x 100 = 28,2 % S en Al2(SO4)3
342 g Al2(SO4)3
12 x 16,0 g O
%O =
342 g Al2(SO4)3
x 100 = 56,1 % O en Al2(SO4)3
Tambié n se puede determinar la rela ción de lo s átomos de los ele mentos de un compuesto (fórmula empírica) a partir de la
composición porcentual del mismo. Para ello se calcula usualmente el número de átomos gramo (o mole s) de cada ele mento en 100 g
del compuesto. Si no se obtie nen directamente números enteros, se divide por el menor de ellos, para lograrlo . Si aún no se lo gra, se
amplifican los números obtenidos de la división anterio r por un número que de valo res enteros, o muy cercanos al entero.
El ácido ascórbico (vitamina C), un compuesto que cura el escorbuto y puede ayudar a prevenir el resfria do común se
compone de 40,92% de C, 4,58% de H y 54,50% de O en masa. ¿Cuál será su fórmula empírica?
Calcula mos en primer lugar el número de moles de cada elemento presente en 100 g de vitamin a C :
40,92 g C
Nº moles C =
Nº moles H =
12,01 g C/mol
4,58 g H
= 3,407 mol C
= 4,54 mol H
1,008 g H/mol
54,50 g O
Nº moles O =
16,00 g O/mol
= 3,406 mol O
Como en una molé cula sólo pueden haber átomos enteros, debemos transformar esta rela ción de moles en números enteros. Para ello
divid imos cada uno de los resultados por el menor, esto es, por 3,406, obteniendo :
C : 3,407/3,406 = 1 H : 4,54/3,406 = 1,33
O : 3,406/3,406 = 1
Ahora requerimos transformar el número 1,33 en un entero. Aquí se va probando, multip licando por 2, 3, 4, etc., hasta obtener un
entero y luego amplificamos por ese entero lo s números antes obtenidos.
1,33x2 = 2,66 ;
C3H4O3.
1,33x3 = 3,99 ;
3,99 es prácticamente igual a 4. Por lo tanto, la fórmula empírica del ácido ascórbico será
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Cuestionario.
1.
Escriba el símbolo químico de cada uno de lo s siguie ntes elementos: calcio , oro, iodo, fierro, cromo, carbono, silicio , potasio ,
cadmio, azufre, tungsteno.
2.
De el nombre a cada uno de los ele mentos representados por los símbolos siguientes: Be, Al, P, Zn, Co, K, Na, Ne, Hg, B.
3.
Distinguir entre: (a) número atómico y número másico, (b) número másico y peso atómico, (c) átomos y elementos, (d)
isótopos y elementos, (e) elementos y compuestos, (f) átomos y moléculas, (g) átomos y iones.
4.
Expliq ue cómo teniendo sólo 106 elementos diferentes tenemos cerca de 1.000 clases de átomos.
5.
Llene lo blancos:
Isótopo
hidrógeno-1
hidrógeno-3
oxígeno-16
oxígeno-17
plomo-206
plomo-___
ion potasio-40
ion alu minio-27
ion cloro-37
Símbolo
Nº de protones
Nº de neutrones
Nº másico
Nº atómico
Nº de
electrones
H
8
8
Pb
124
82
208
K+1
Al+3
Cl-
13
18
III. Actividad previa. Syllabus sesión 1
IV Metodología de la sesión. Clase expositiva, de debate y con ejercicios prácticos
V. Lectura post-sesión. Por definir
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