Cantidades Atomico Moleculares

UNIVERSIDAD NACIONAL DE CATAMARCAFACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS Y NATURALES

QUÍMICA- 2ª. Parte

Prof. Susana Fiad

AÑO 2013

Módulo: QuímicaProf. Susana FiadAño: 2013

1

Hasta el momento, en nuestras clases de química hemos venido estudiando todo loreferido al lenguaje propio de la Química, es decir a las fórmulas ynomenclatura de la Química Inorgánica. Ahora vamos a ocuparnos de la TeoríaAtómica de Dalton y la importancia que tuvo para el posterior desarrollo de laQuímica aún cuando algunos de sus postulados hoy no son válidos. Esta Teoríaexplicó satisfactoriamente leyes de la química que habían sido formuladas conanterioridad como las leyes gravimétricas, que las estudiaremos más adelante. Otrade las razones por las que se le atribuye importancia a esta Teoría ha sido elconcepto de que cada elemento tenía una masa atómica característica, y entonces,surgió el interés de los químicos en medir esta masa, puesto que resultabaimportante para el trabajo de laboratorio, y es aquí donde surgieron algunosinconvenientes: a causa de su tamaño tan pequeño resulta imposible determinar lamasa individual de los átomos; imagínense como son de pequeños que aún lapartícula mínima de polvo, que se filtra por una ventana, visible a simple vistacontiene aproximadamente 1x10 16 átomos. Por ello no es posible masar un soloátomo, pero sí existen métodos experimentales para determinar la masa de unátomo en relación con otro tomado como patrón. Antes de definirla recordemosalgunos conceptos:Átomo: es la menor porción de materia capaz de combinarse.

Molécula: es la menor porción de materia capaz de existir en estado libre.

Atomicidad: es el número de átomos que conforman una molécula ¨.

Si la molécula tiene 1 átomo se dice que es monoatómica.

Si la molécula tiene 2 átomos se dice que es diatómica.

Si la molécula tiene 3 átomos se dice que es triatómica.

Masa Atómica Relativa o Peso atómico Relativo: se simboliza con A y se define

como un número que indica cuántas veces un átomo es más pesado que otro

tomado como patrón. El patrón utilizado ha ido cambiando a través del tiempo y en

la actualidad y desde 1961 la IUPAC, por un acuerdo internacional, seleccionó

arbitrariamente como patrón al átomo de 12C (isótopo de 12C) asignándole una masa

de 12 unidades de masa atómica, 12 u.m.a.

De modo que se define a la u.m.a. como una masa exactamente igual a la doce ava

parte de la masa de un átomo de carbono 12, es decir:

1 u.m.a. = masa de 1 át. de 12C

CANTIDADES ATÓMICO - MOLECULARES


2

12

Con el sólo fin de interpretar de alguna manera lo que es la u.m.a., (y salvando las

diferencias entre un átomo real y el siguiente esquema) se puede representarla de la

siguiente forma:

Esquema Representativo de la u.m.a.

La Tabla Periódica de los Elementos es una herramienta valiosa para los químicos

ya que brinda mucha información sobre los elementos, y a cada uno le corresponde

una casilla de la misma:

23

11 Na

Entonces usando la tabla se puede escribir:

ArH = 1,008 u.m.a. = 1 u.m.a.

ArNa= 22,98 u.m.a. = 23 u.m.a., que significa que los átomos de sodio tienen

aproximadamente 23 veces más masa que los átomos de hidrógeno.

Una vez que se conoce la masa atómica para los átomos de los diferentes

elementos es posible calcular la masa molecular, ya que las moléculas son

conjuntos unitarios de átomos.

Masa Molecular Relativa o Peso Molecular Relativo: se simboliza con Mr y se

define como un número que indica cuántas veces una molécula es más pesada que

otra tomada como patrón, tomándose como patrón el mismo que para las masas

123456789101112


3

atómicas, y de hecho se expresa en u.m.a. Para calcular la Mr se suman las Ar de

los elementos presentes en la fórmula, multiplicados cada uno por la atomicidad del

elemento). Ejemplo:

Mr N 2 = {N = 14x2= 28u.m.a.

H2SO4 H= 1x2 = 2 ** Fe2(SO4)3 Fe = 56x2 = 112

S= 32x1= 32 S = 32x3 = 96

O= 16x4= 64 O = 16x12 = 192------ --------98 u.m.a. 400 u.m.a.

**Como en el caso del sulfato férrico la fórmula tiene un paréntesis elsubíndice exterior es un multiplicador de todos los átomos ubicados dentrodel paréntesis.También se lo suele denominar Peso Molecular Relativo. Esto es en el caso de

sustancias moleculares como por ejemplo la glucosa C6 H12 O 6 , pero en el caso de

sustancia iónica, como por ejemplo el NaCl que existen en forma de arreglos

tridimensionales de iones no es apropiado hablar de Peso Molecular sino se usa el

término Peso Formular.

Peso Formula NaCl Na = 23 x 1 = 23

Cl = 35,5 x1 = 35,5

58,5 u.m.a.

EL MOL

Las muestras más pequeñas con las que se puede trabajar en un laboratorio de

Química contienen grandes cantidades de átomos, iones o moléculas. Por ejemplo 1

cucharita de té con agua contiene aproximadamente 5 mL de agua y esto representa

aproximadamente 2x1023 moléculas de agua. Resulta, entonces, conveniente tener

una unidad especial para describir números tan grandes. También en la vida diaria

se acostumbra contar las unidades como docena, decena, etc. Por ejemplo 1

docena de facturas equivale a 12 facturas; 1 gruesa de fósforos equivale a 144

cajitas, 1 par de zapatos a dos zapatos, etc..

En Química la unidad utilizada para referirse a cantidades de átomos, moléculas y

iones es el MOL, que proviene del latín y significa mole, pila o montón.


4

En 1971 la XIV Conferencia de Pesas y Medidas designó al Mol como otraunidad básica del Sistema Internacional (S.I.) y denominó cantidad desustancia a la magnitud que se mide con esta unidad. La definición adoptadapara el mol es:

“Un mol es la cantidad de materia que contiene tantas entidades elementalescomo átomos hay en 12g de carbono 12”.

Cuando se emplee mol las “entidades elementales deben ser especificadas ypueden ser átomos, moléculas, iones u otras partículas especificadas”.

La cantidad de entidades elementales encontradas es 6,0221367x1023 y recibe el

nombre de Número o Constante de Avogadro (NA). Para la resolución de

problemas se adoptará este número como 6,02x1023, número que se debe grabar y

recordar.

Así 1 Mol de partículas contiene 1 vez al N° de Avogadro en esas partículas.

Ejemplos:1 mol de átomos de 12C contiene 6,02x1023 átomos de 12C1mol de moléculas de H2O contiene 6,02x1023 moléculas H2O1mol de iones de NO-

3 contiene 6,02x1023 iones NO-3

COMENTARIO 1:En notación común el N° de Avogadro es 602000000000000000000000, es decir602 mil trillones por lo que resulta incómodo leerlo y es por ello que se usa lanotación científica, y también es difícil de imaginar su valor. Para visualizar sumagnitud se realizan las siguientes comparaciones:*El número total de habitantes de la tierra es aproximadamente 4x109 =4.000.000.000 (cuatro mil millones). Entonces el N° de Avogadro es casi 2x1015

veces más que el total de habitantes de la tierra.*Si se colocaran 6,02x1023 bolillas de las más pequeñas, con las que juegan loniños, sobre la superficie de toda la tierra se formaría una capa cuyo espesor seríade aproximadamente 4,8Km.

Ejemplo de aplicación 1:¿ Cuántos átomos de Nitrógeno Hay en 0,35 moles de moléculas de urea,(NH2)2CO, que es un fertilizante muy utilizado?.

Como 1mol de (NH2)2CO-------------- 6,02x1023 moléculas0,35 moles de (NH2)2CO ------------- x

x= 2,1x1023 moléc.

1 moléc. de (NH2)2CO---------------- 2 átomos de N


5

2,1x1023 moléc.------------------------- xx = 4,2x1023 átomos de N

Masa del Mol o Masa MolarSe sabe que 1 solo átomo de 12C tiene una masa de 12 uma, entonces 1 solo átomode 24Mg tiene una masa de 24 uma .Por definición de mol:1mol de át. de 12C pesa 12g, entonces 1 mol de át. de 24Mg pesa 24gDe lo anterior se ve que la masa de 1 solo átomo de un elemento en uma esnuméricamente igual a la masa en gramos de 1 mol de átomos de ese elemento, enconsecuencia se define a la Masa Molar o Masa del Mol como la masa en gramosde 1 mol de sustancia. Así:1 molécula de H2O pesa 18 uma; 1 mol de moléculas de H2O pesa 18g1 ión NO-

3 pesa 62 uma; 1 mol de iones NO-3 pesa 62g

1 unidad de NaCl pesa 58,5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58,5g

Ejemplo de aplicación 2:a) ¿Cuál es la masa de los 0,35 moles de moléculas de la urea citada en el

problema anterior?

1 mol de moléc. de (NH2)2CO -------------------- 60g0,35 moles de moléc. de (NH2)2CO ------------- x

x = 21gb) ¿Cuál es la masa de 1 molécula de urea?

6,02x1023 moléculas de urea--------------60g1 molécula de urea ---------------- x

x = 9,96x10-23 g.Relación entre la uma con la masa en gramos

Si 12g ------------------- 6,02x1023 átomos de 12CXg--------------------1 átomo de 12C

X = 1,99x10-23 g.Masa de 1 át de 12C 1,99x10-23 g

Como 1 uma =--------------------------- = ------------------------12 12

1uma = 1,66x10-24g

si 1uma------------------- 1,66x10-24gx ---------------------- 1g

x = 6,02x1023 umaCOMENTARIO 2:

El mol constituye un puente entre el mundo de los átomos y moléculas invisiblesy los gramos y moles de sustancia que se puede ver y pesar.


6

Esto demuestra que el N° de Avogadro se puede utilizar para convertirunidades de masa atómica a la masa en gramos y viceversa.La masa atómica, la masa molecular, el N° de Avogadro y el mol se puedenusar en la resolución de problemas que relacionan la masa y el mol de átomos,número de átomos, entre masa y moles de moléculas y el número demoléculas.

Ejemplo de Aplicación 3:El fósforo es un nutriente esencial para las plantas, es usual emplear los llamadossuperfosfatos cuya fórmula es Ca(H2PO4)2

a) ¿Cuál es la masa de 1 mol de Ca(H2PO4)2?1 mol de Ca(H2PO4)2 -------------194g

b) ¿Cuántos moles hay en 75,8g de Ca(H2PO4)2 ?1 mol de Ca(H2PO4)2 ---------------- 194g

x moles ----------------- 75,8g

x= 0,39 moles

c) ¿Cuál es la masa de 0,71 moles de Ca(H2PO4)2 ?

1 mol de Ca(H2PO4)2 ---------------194g0,71 moles de Ca(H2PO4)2 --------- xg

x = 137,74 g

d) ¿Cuántos átomos de H hay en 8,22 mg de Ca(H2PO4)2 ?Como 194g de Ca(H2PO4)2 ------------- 4g de H ------------ 2,40x1024 átomos

Entonces

194g de Ca(H2PO4)2 ------------------------- 2,40x1024 átomos0,00822g de Ca(H2PO4)2 --------------------x át.

x= 1,01x1020 átomos de HVolumen MolarAvogadro estableció relaciones entre el volumen de un gas y el número de moles.Experimentalmente encontró que en C.N.T.P. (condiciones normales de temperaturay presión, 273 K y 1 atmósfera) 1 mol de gas ocupa un volumen de 22,4L. Engeneral se puede escribir la siguiente relación:

1mol -------------- 6,02x1023 moléc.---------------MM(g)------------ 22,4 L

Ejemplo de Aplicación 4:¿Cuántas moléculas de gas metano CH4 en CNTP hay en:

a) 120 L del gas en CNTP.22,4 L --------------------------------- 6,02x1023 moléc.120 L ----------------------------------- x

x = 3,21x1024 moléc.


7

b) 1000g de metano.16g de metano-------------------------------- 6,02x1023 moléc.

1000g de metano ----------------------------- xx = 3,76x1025 moléc.

c) 12 moles de moléculas del gas metano.

1 mol de metano --------------------------------- 6,02x1023 moléc12 moles de metano ------------------------------ x

x= 7,22x1024 moléc.

Resumiendo podemos establecer el siguiente diagrama que relaciona todas las

cantidades atómico-moleculares:

O también lo podemos resumir como:

n°moles ---------- n° moléculas ------------- masa --------------------- volumen

1mol ------------- 6,02x1023---------------------MM(g)----------------------22,4 l

COMENTARIO 3: Debemos tener en cuenta que cuando nos referimos a las

moléculas, los subíndices en las fórmulas indican el número de átomos de ese

elemento presentes en cada molécula de la sustancia, mientras que cuando

hablamos del mol de sustancia los subíndices representan el número de moles de

átomos de ese elemento presentes y si queremos contabilizar el número de átmos

se debe multiplicar por NA.

Ejemplos:

1 MOLMASA MOLAR6,02x1023

VOLUMENMOLAR


8

* 1 molécula de H2O contiene 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno.

1 mol de H2O contiene 2 moles de átomos de hidrógeno y 1 mol de átomos de

oxígeno, es decir contiene 2x6,02x1023 átomos de hidrogeno y 6,02x1023 átomos de

oxígeno.

FORMULA MINIMA Y FORMULA MOLECULAR

Determinación de la Fórmula Mínima (fm):

La Fórmula Mínima de un compuesto expresa la relación más simple del número de

átomos en una molécula o los iones en la fórmula unidad.

Por ejemplo: La fórmula CH2 significa que en una molécula hay doble número de

átomos de hidrógeno que de carbono. Pero esta condición se cumple también para

C2H4; C8H16, etc.

La Composición Centesimal de una sustancia permite hallar su fórmula mínima.

Ejemplo de Aplicación 5:Partimos de los siguientes porcentajes calculados: C: 77,33%, H: 7,50%, N: 15,03%.

Si en 100 gr de la sustancia hay 77,35 gr de Carbono, la masa de 1 mol de átomos

de Carbono corresponde a 12 gr. En esa cantidad habrá:

% dado de C

átomosdemoles44,6gr12

gr35,77:C

masa atómica del C

Es decir, dividimos el % dado de cada elemento presente en el compuesto, en la

masa atómica de cada uno respectivamente.

Procediendo de la misma manera para el hidrógeno y el nitrógeno, tenemos:

átomodemoles07,114

03,15Nátomodemoles50,7

1

50,7:H

Tenemos la relación 07,150,744,6 NHC

Pero, debemos expresar estas relaciones por medio de números enteros, para cual

dividimos a todos por el máximo común divisor, en este caso sería por 1,07


9

07,107,1

07,150,7

01,607,144,6 1

Esta es la menor relación en que se encuentran los átomos, por lo tanto, la fórmula

mínima, f.m., es:

C6 H7N

Determinación de la fórmula molecular (FM)

La fórmula molecular de un compuesto es la que expresa el número real de átomos

presentes en una molécula.

Ejemplo de Aplicación 5: Supongamos que el cálculo de la fórmula mínima haya

dado CH3O, su masa molecular, a partir de las masas atómicas es:

C= 12x1=12H= 1x3= 3O= 16x1=16

masa molecular de f.m. 31 uma

Por otro lado se determinó la masa molecular de la sustancia igual a 93

La fórmula molecular se obtiene de multiplicar un valor x por la fórmula mínima

calculada:

Fórmula Molecular = (fórmula mínima)x

Ese valor x se obtiene de dividir el valor de la masa molecular de la sustancia (que

siempre está dado con un dato en el problema) en el valor de la masa molecular de

la fórmula mínima:

..f

dato.

mlademolecularmasa

molecularmasaX

Aplicándolo en nuestro ejemplo tenemos.

31

93 Fórmula Molecular = (CH3O). 3

Fórmula Molecular = (C1x3 H3x3 O1x3)

C H N

X 3


10

Fórmula Molecular C3H9O3A continuación veremos un ejemplo, muy común en el análisis inmediato de químicaorgánica, cuando a partir de una masa de muestra determinada se valora el carbonocomo CO2, el hidrógeno como H2O y por diferencia se determina el porcentaje deoxígeno.

Ejemplo de Aplicación 6: cuando 7,42g de un compuesto orgánico que contiene C,H y O se queman completamente en presencia de oxígeno, todo el carbono seconvierte en 14,06 g de CO2 y el hidrógeno en 8,63 g de H2O. Determinar la fm delcompuesto y la FM sabiendo que la masa molecular es 138.

Para resolver este problema procedemos de la siguiente forma:1) ordenemos los datos:

7,42 g de muestra

2) calculamos la masa de C y de H presentes en la muestra:Si en 44 g de CO2

hay 12 g de C Si en 18 g de H2O hay 2 g deHEn 14,06 g de CO2

habrá X En 8,63 g de H2O habrá X

X = 3,84g de C X = 0,95 gde H

3) calculamos la composición centesimal del H y del C em el compuesto y pordiferencia calculamos el porcentaje de O.

Si 7,42 g representa el 100%entonces 3,84g de C X

X = 51,75% de C

Razonando de igual forma podemos plantear:Si 7,42 g representa el 100%

entonces 0,95 g de H XX = 12,80% de H

Por lo tanto el % de O= 100 – (51,75% +12,80%)= 35,45% de O

4) ahora procedemos como en el ejemplo anterior para determinar la fm elcompuesto:

14,06 g de CO2

8,63 g de H2O


11

2156,216

45,35O12,80

180,12

H3125,412

75,51C

Dividendo por el máximo común divisor

12156,22156,2

O65,778215,280,12

H296,12156,23125,4

C

Por lo tanto la fm del compuesto orgánico es:

C2H6O

5) Para la FM calculamos el valor de X, así:

X =46

138 = 3

Entonces la FM del compuesto orgánico es:C6H18O3

Un primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la relación entre lascantidades de los cuerpos que intervienen en una reacción pasando de lomeramente cualitativo a lo cuantitativo. El descubrimiento de la balanza y suaplicación sistemática al estudio de las transformaciones químicas por LAVOISIERdio lugar al descubrimiento de las leyes de las combinaciones químicas y alestablecimiento de la química como ciencia.

LEYES DE LA COMBINACIONES QUÍMICAS

Los fenómenos de combinación, de descomposición, y en general todas las

reacciones químicas se rigen por leyes, que surgieron experimentalmente. Las

fundamentales son:

1. Ley de la conservación de la masa ( Lavoisier)2. Ley de las proporciones definidas ( Proust)3. Ley de las proporciones múltiples (Dalton )4. Ley de las proporciones recíprocas ( Richter)

1-Ley de Conservación de la Masa: Ley de Lavoisier (Antonio Laurent Lavoisier1743-1794)

Para una reacción química,

LEY DE LAVOISIER: En un sistema químicamente cerrado, la masapermanece constante, cualesquiera sean las transformaciones físicas oquímicas que en el ocurran.-


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A + B C

La representación matemática de la ley es:

ó

Como consecuencia de la ley de Lavoisier resulta:

Esto se conoce como ley de la conservación de los elementos, y puede explicarsecon el siguiente ejemplo:

Hidrógeno + Oxígeno = agua2 g + 16 g = 18 g

La ley de conservación de la masa (Lavoisier), no resulta estrictamente exacta.Alberto Einstein (1879-1955) estableció que en determinadas condiciones la masapuede transformarse en energía. La relación existente entre la energía y la masa,está dada por la ecuación de Einstein

E = mc2 ( 1 )donde: E = variación de energía

m = variación de masac = velocidad de la luz (3. 1010 cm /seg )

De (1) resulta que:

2c

Em (2)

Por lo tanto:

Según la ecuación (2) como el denominador es un número muy grande(300.000Km/seg) para que m sea apreciable, debe producirse en el sistema unavariación muy grande de energía. Como en las reacciones químicas comunes, lavariación de energía (E) es pequeña, la variación de masa resulta imposible deapreciar con los métodos comunes de laboratorio. Por lo tanto es válida la Ley deLavoisier.En cambio, en las reacciones nucleares (explosión atómica) se debe aplicar laecuación de Einstein, debido a que las variaciones de energía son elevadas.-Para ser estrictos, debe enunciarse la LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA-ENERGÍA:

mi = mf

Ma + Mb = Mc

En un sistema químicamente cerrado, las masas de los elementos queintervienen en toda transformación química o física permanecen constantes

La variación de masa resulta directamente proporcional a la variación de energía delsistema e inversamente proporcional al cuadrado de la velocidad de la luz.


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2-Ley de las proporciones definidas: Ley de José Luis Proust (1754-1826)

La ley de las proporciones definidas establece que muestras diferentes de unmismo compuesto siempre contienen los elementos constituyentes en las mismasproporciones en masa. Esta ley por lo general se atribuye a Joseph Proust, químicofrancés que la publicó en 1799, ocho años antes de que la teoría de Dalton fuerapropuesta. La ley dice si, por ejemplo, se analizan muestras del gas dióxido decarbono (CO2) obtenido de fuentes diferentes, se encontrará en cada una de lasmuestras la misma relación en masa entre carbono y oxígeno. En la actualidad esteenunciado parece obvio, porque normalmente se espera que todas las moléculas deun mismo compuesto tengan la misma composición; es decir, que contengan lasmismas proporciones de átomos de los elementos constituyentes. Si lasproporciones de los diferentes átomos son fijas, también los serán las masas dedichos átomos.

La representación matemática de la ley es, para la siguiente reacción general:

A + B AB

KmB

mA

Ejemplo de Aplicación 7: Se analizan dos muestras y se obtiene los siguientesresultadosMuestra A: a partir de 39,78 g de sustancia se obtienen 8,00 g de O y 31,78 g de CuMuestra B: a partir de 10 g de sustancia se obtienen 2.01 g de O y 7.99g de Cu.Indicar si las muestras corresponden a un mismo compuesto.

Solución:En la muestra A, la masa de Cu que se combina con 1 g de O es

K1=mO

mCu =g

g

00,878,31 = 3,97

En la muestra B, la masa de cobre que se combina con 1 g de O es

K2 = 97,301,299,7

´´

g

g

Om

Cum

Se halla que K 1= K2

Respuesta: Al cumplirse la Ley de Proust, se trata del mismo compuesto.

En toda transformación química, la masa-energía (“masergia”) del sistema permanececonstante.

Ley de Proust: Cuando dos o más elementos se combinan para formar uncompuesto, lo hacen siempre en una relación constante de masas.


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NOTA: Se llega a la misma conclusión si se toma el Cu como patrón de referenciaen lugar del O.

3-Ley de las proporciones múltiples: Ley de Dalton

Juan Dalton (1766-1844), enunció la ley de las proporciones múltiples, la cualestablece que si dos elementos se pueden combinar para formar más de uncompuesto, las masas de un elemento que se combinan con la masa fija de otroelemento se encuentran en relaciones de números enteros pequeños. Por ejemplo,el carbono forma dos compuestos estables con el oxígeno, a saber, CO (monóxidode carbono) y CO2 (dióxido de carbono).El análisis químico de los compuestos arroja los siguientes datos:

Primer compuesto (CO)

La masa del oxígeno que se combina con 12 g de C es de 16 g, de modo que larelación es

11612

Kg

g

Odemasa

Cdemasa

Segundo compuesto (CO2)

La masa de oxígeno que se combina con 12 g de C es de 32 g, por lo cual larelación es

23212

Kg

g

Odemasa

Cdemasa

La relación de masas de O que se combinan con 12 g de C en estos doscompuestos está dada por

21

3216

22

1 g

g

COenOdemasa

COenOdemasa

K

K

La relación 1:2 cumple con la ley de las proporciones múltiples.

La teoría atómica de Dalton explica la ley de las proporciones múltiples de una formamuy sencilla. Los compuestos difieren en el número de átomos de cada clase que secombinan. Para los dos compuestos formados entre C y O, las mediciones sugierenque un átomo de carbono se combina con un átomo de oxígeno en el primercompuesto (esto es, en el CO) y que un átomo de carbono se combina con dosátomos de oxígeno en el otro compuesto (esto es, en el CO2).

La ley de Dalton se enuncia:

Cuando dos elementos se combinan para formar dos o más compuestos diferenteslas masas de uno de los elementos, combinadas con una masa fija del otro, estánentre sí, en una relación de números enteros pequeños.


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La representación matemática de esta ley es para una reacción tal como:

A + B AB (1) yA + B AB2 (2)

Para (1) 1KmB

mA y para (2) 2K

mB

mA

Por lo tanto

nK

K

2

1

Ejemplo de Aplicación 8: al analizar dos compuestos formados por cobre (Cu) yoxígeno (O), se obtiene:

m Cu = 6,35g m´Cu = 3,175gCompuesto A Compuesto B

m O = 0,80 g m´O = 0,800g

Indicar si se cumple la ley de Dalton.

Solución:Para el compuesto A:

K1 = 93,78,035,6

g

g

Om

Cum

Para el compuesto B:

K2 = 96,38,0

175,3´´

g

g

Om

Cum

De donde:

12

96,393,7

2

1 K

K

Respuesta: como la relación entre las masas de cobre en los dos compuestospuede expresarse con números enteros y pequeños se cumple la ley de Dalton.NOTA: Los resultados obtenidos indican que los compuestos analizados sondistintos, en este caso corresponden a monóxido de cobre y monóxido de dicobre.

4-Ley de las proporciones recíprocas: Ley de RichterJeremías Benjamín Richter (1762-1807), determinó, experimentalmente la relaciónque existe entre las masas de dos elementos (A y B) , que se combinan con untercer elemento (C ) para dar compuestos diferentes (AC) y (BC), y la relación de


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masas entre los elementos A y B cuando se combinan entre sí para dar elcompuesto ABEn símbolos resulta:

A + C = ACB + C = BCA + B = AB

OA BC

CB AC

2KmB

mA 1K

mCmB

mCmA

Por lo tanto,

K1 = K2 ó K1= nK2 ó K1 = 2

1K

nLa ley de Richter se enuncia:

Ejemplo de Aplicación 9: se analizan dos compuestos. Uno formado por 46 g deNa y 16 g de Oy el otro formado por 16 g de S y 16 g de O. Calcular:

a) en qué posible proporción se combina el Na y el S.b) Sí al analizar 3,9 g de un compuesto formado por estos elementos (Na y S)

se obtienen: 2,3g de Na y 1,6 g de S, demostrar que se cumple la ley deRichter.

Solución:En el compuesto de Na y O se obtiene

K1= 87,21646

g

g

mO

mNa

en el compuesto de S y O se tiene

K2= 11616

g

g

mO

mS

Por lo tanto:

87,22

1 mO

mSmO

mNa

K

K

AB

Las masas de los elementos A y B que se combinan con una masa fija de un tercerelemento C, son también las masas, un múltiplo o un submúltiplo, con que estos elementos(A y B), se combinan entre sí.


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Respuesta:a) Al combinarse el Na y el S la harán en una relación de masas de 2,87 g de Na

por cada g de S o bien un múltiplo o submúltiplo de este valorEn el compuesto de Na y S se tiene:

437,16,13,2

3 mS

mNaK

2

13

2

1

n

nK

K

K como 87,2

2

1 K

K reemplazando,2

1437,187,2n

n

Entonces: 212

437,187,2

2

1 n

n , por lo tanto 2.32

1 KK

K

b) Se cumple la ley de Richter, porque el valor hallado teóricamente es un múltiploentero del valor experimental.-

Equivalente químico o Peso de combinaciónLa ley de Richter permite determinar la relación de masas en que se combinan entresí los distintos elementos. Si se toma la masa de uno de ellos como patrón y serefieren a esta las masas de otros elementos que se combinan con él, se obtienenconstantes para cada elemento que reciben el nombre de EQUIVALENTEQUÍMICO, EQUIVALENTE GRAMO o PESO DE COMBINACIÓN.-Se ha tomado al oxígeno como patrón, debido a que la mayoría de los elementosreaccionan con él.

Ejemplo de Aplicación 10: sabiendo que 16 g de O se combinan con 2 g de H paraformar 18 g de agua, calcule el peso de combinación (Pc) de H.Solución:

16 g de O 2 g de H8 g de O x g de H

X= HdegOdeg

OdegHdeg1

168.2

Pc= goxígenodemasa

elementodelmasa8.

Se puede decir que: El peso de combinación de un elemento es la masa de eseelemento que se combina (o reemplaza) a 8,00 g de oxígeno o a 1,00 g dehidrógeno.-

EQUIVALENTE QUÍMICO O PESO DE COMBINACIÓN: es la masa de un elementoque se combina (o reemplaza) con 8.00 g de oxígeno

PcH = 1


18

Si bien por costumbre se sigue utilizando el término “equivalente químico” o“equivalente gramo”, lo correcto es llamarle “Peso de combinación”

Ejemplo de Aplicación 11: sabiendo que 10 g de un elemento X se combinacon 2 g de Cloro (Cl) y que 71 g de Cl se combinan con 16 g de oxígeno, calcular elpeso de combinación del elemento X.

Solución:Se tiene un elemento X que no se combina con O ni con H. Su peso de combinaciónse halla indirectamente.

PcCl= 5,358.1671

8. gg

gg

mO

mCl

Como el Cloro se combina con el elemento X (10 g) es:

PcX= gg

g

mCl

mX5,1775,35.

210

5,35.

Respuesta: El peso de combinación del elemento X es 177,5 g

Trabajo Práctico Nº 3

Cantidades Atómico-moleculares. Leyes Gravimétricas

1) Un químico muy goloso va a una confitería y pide una docena de alfajores de

dulce de leche. Cada alfajor cuesta $0,50. Mientras vuelve a su casa se come un

alfajor y se cuestiona:

a-¿cuántos pesos cuesta un mol de alfajores?

b- ¿cuántos moles de pesos costará un mol de alfajores?

c- Si cada alfajor está formado por dos tapas unidas por dulce de leche. ¿Cuántas

tapas de alfajores hay en un mol de alfajores?

2. Determine los pesos moleculares y las masas molares de cada uno de los

siguientes compuestos:

a) P2O3; b) BaSO4; c) Mg(C2H3O2)2.

PcCl = 35,5 g

PcX = 177,5 g


19

3. Calcule el porcentaje en masa de oxígeno en cada uno de los siguientes

compuestos: a) SO3; b) CH3COOH; c) Ca(NO3)2 ; d) (NH4)2SO4.

4. Una muestra de glucosa, C6H12O6, contiene 4,8 x 1022 átomos de carbono:

a) ¿cuántos átomos de hidrógeno contiene la muestra?

b) ¿cuántas moléculas de glucosa contiene la muestra?

c) ¿cuántos moles de glucosa contiene la muestra?

d) calcule la masa de la muestra en gramos.

5. a) Calcule la masa molar de Cu(NO3)2

b)calcule la masa en gramos de 0,120 moles de Cu(NO3)2

c) ¿cuántos moles de Cu(NO3)2 hay en 3,15 g de este compuesto?

d)¿cuántos átomos de N hay en 1,25 mg de Cu(NO3)2?.

6. a. Determine la fórmula empírica y molecular del etilenglicol (sustancia empleada

como componente primario de la mayor parte de las soluciones anticongelantes)

formada por 38,7 % de C, 9,.7 % de H y 51,6 % de O, PM = 62,1 uma.

b) El olor característico de la piña se debe al butirato de etilo, un compuesto que

contiene C, H y O. La combustión de 2,78 mg de este compuesto produce 6,32 mg

de CO2 y 2,58 mg de H2O. Determine la fórmula empírica del compuesto.

7. La sosa para lavar, un compuesto que se emplea para acondicionar aguas duras

para el lavado de ropa, es un hidrato, lo que significa que su estructura sólida incluye

cierto número de moléculas de agua. Su fórmula puede escribirse como Na2CO3 x

H2O. Cuando una muestra de 2,558 g de sosa para lavar se calienta a 125 °C se

pierde toda el agua de hidratación dejando 0,948 g de Na2CO3 ¿Cuál es el valor de

x?

8. El análisis de dos muestras constituidas por nitrógeno e Hidrógeno ha demostrado

que ambas pertenecen a un mismo compuesto. La primera posee 2,8 g de N y 0,6 g

de H; la segunda tiene 196 g de N. ¿Cuál es la masa de Hidrógeno de la segunda

muestra?

9. Una muestra A contiene 1,2 g de Magnesio y 1,6 g de Oxígeno. Otra muestra B

contiene 30 g de Magnesio y 40 g de Oxígeno. ¿Pertenecen ambas a un mismo

compuesto?

10.El oxígeno y el nitrógeno forman varios compuestos, tres de los cuales contienen,

respectivamente, 46,69%, 36,87% y 30,44% de nitrógeno. Demostrar que entre

estos tres compuestos se cumple la ley de las proporciones múltiples.


20

11.Se analizan dos muestras formadas por oxígeno y calcio, obteniéndose los

siguientes resultados: 168 g de muestra I contienen 48 g de oxígeno y 120 de calcio

y 112 g de muestra II contienen 32 g de oxígeno y 80 g de calcio .

a) Indicar que leyes gravimétricas se cumplen y por qué.

b) calcular cuántos gramos de oxígeno se combinan con 10 g de calcio.

c) calcular cuántos gramos de calcio se necesitan para obtener 500 g de compuesto

12. Se tiene 1,806 x 1024 moléculas de un gas en un recipiente en CNTP calcular:

a) moles de gas en el recipiente.

b) volumen del recipiente.

13. Calcular la masa de un átomo de iodo sabiendo que su mol es de 254 g.

14. ¿Qué atomicidad tiene el ozono si un átomo de oxígeno tiene una masa de 2,66

x 10-23 g y el mol de ozono es de 48 g?

15. ¿Cuál es la masa de un litro de los siguientes gases en CNPT hidrógeno

molecular; dióxido de carbono; monóxido de nitrógeno y cloro molecular.

16. ¿Cuántas moléculas y átomos hay en 44,8 dm ³ de oxígeno, medidos en CNPT?

17. En una molécula de H2SOx hay 7,98x10-23 g de oxígeno.

a) Calcular la atomicidad del oxígeno de H2SOx .

b) Indicar cuántos moles de átomos de oxígeno hay en 2 moles de H2SOx .

18. Si la masa de 3,20x104 átomos de R es 1,65x10-18 g y la masa de 15 moléculas

de Rn es de 3,09x10-21 g.

a) Calcular la masa atómica relativa de R.

b) Calcular los moles de átomos que hay en un mol de Rn.

19. La masa de un átomo de X es 1,994x10-23 g.

a) Calcular la masa molar de X2H2.

b) Indicar cuál de los siguientes valores: 32,0 g; 32,0 µ y 32,0 g/mol corresponde a la

masa de una molécula de oxígeno.

20. Dados 0,008 mol de NH3 calcular qué cantidad representa:

a) en gramos

b) en moles de N y H

c) en gramos de N y H

d) en moléculas de NH3

e) en átomos de N y H.


21

21. ¿Cuántos moles de sulfuro de sodio corresponden a 2,709 x 1024 moléculas de

sulfuro de sodio y cuántos moles de sodio?

22. La soja es una planta leguminosa cuyo fruto es una vaina que contiene un

número diferente de granos según la variedad de la planta. En un campo sembrado

nacen 1600 plantas de soja, 1000 de las cuales son de la variedad que produce 4

granos por vaina y el resto otra variedad que produce 3 granos por vaina. Sabiendo

que en promedio cada planta de soja tiene 250 vainas, ¿cuántos moles de grano de

soja se producen?.

23.Dadas las siguientes composiciones centesimales:

monóxido de dicloro

tetracloruro de carbono

dióxido de carbono

Cl: 52,4 %

Cl: 92,2 %

C: 27,29 %

O: 47,6 %

C: 7,8 %

O: 72,71 %

a) demostrar que se cumple la ley de Richter.

b) Calcular el equivalente del cloro en el monóxido de dicloro.

24. Determine cuántos átomos de Cr hay en:

a. 104 g de dicromato de potasio.

b. 58 moles de óxido crómico.

c. 2,67x10 21 moléculas de anhídrido crómico.

25. Compare cada par de cantidades y justificando, diga cuál representa mayor

cantidad de sustancia.

a.- 10 gr. de H2SO3 ó 0,1 mol de H2SO3

b.- 8x1023 moléculas de HNO2 ó 1,2 moles de HNO2

c.- 1,1x10-3 kg. de H2O ó 1x10-2 moles de H2O

d.- 0,012 moles de CO2 ó 6,02x1020 moléculas de CO2

e.- 2,5 moles CaSO4 ó 390,35 gr. de CaSO4

26 a) Una molécula de antibiótico llamada penicilina G tiene una masa de 5,342 x10-

21 g. Calcule la masa molar de la penicilina G.

b) La hemoglobina, la proteína portadora de oxígeno de los glóbulos rojos de la

sangre, tiene 4 átomos de Fe por molécula y contiene 0.340 % en masa de Fe.

Calcule la masa molar de la hemoglobina.

27. La vainillina, el saborizante que domina en la vainilla, contiene C, H y O. Cuandose quema totalmente 1,05 g de esta sustancia, se produce 2,43 g de CO2 y 0,50 g deH2O. Determine la fórmula empírica de la vainillina.


22

ESTEQUIOMETRIA I

Estequiometría: Es la parte de la Química que se ocupa de establecer relaciones

numéricas, en términos de una medida, entre las sustancias que intervienen en una

reacción química.Los cálculos que permiten establecer estas relaciones se llaman

cálculos estequiométricos.

Recordar las recomendaciones para resolver ejercicios y problemas: Leer detenidamente el enunciado. Reconocer los datos y las incógnitas. Realizar un esquema sencillo de la situación. Representar simbólicamente a la reacción química.

Particularmente en el caso de ls problemas estequimétricos se hace indispensable

seguir una serie de pasos que permitan ordenar el trabajo. Estos pasos son:

1) Plantear la ecuación química.

2) Igualar la ecuación química.

3) Anotar los datos e incógnitas aportados por el enunciado del problema en la

parte inferior de la ecuación.

4) Anotar los datos aportados por la propia ecuación estequiométrica en la parte

superior de la ecuación.

5) Plantear y resolver la regla de tres simple.

6) Expresar la respuesta.

Las relaciones estequiométricas que se pueden establecer más comúnmente

implican el cálculo de masas, moles de moléculas y volúmenes. A continuación se

presentará ejemplos de cada una de estas relaciones y allí se mostrará la secuencia

de pasos a las que se hizo referencia anteriormente.

Cálculo de masas:

Ejemplo de Aplicación 12: Calcular cuántos gramos de anhídrido sulfúrico se

obtienen con 100 gr de dióxido de azufre.

1er. paso: Plantear la ecuación: SO2 + O2 ----------- SO3

2do. paso: Igualar la ecuación: 2 SO2 + O2 ----------- 2 SO3


23

3er. paso: Anotar los datos e incógnitas aportados por el enunciado del problema en

la parte inferior de la ecuación.

2 SO2 + O2 2 SO3

100 g x g.4to. paso: Anotar los datos aportados por la propia ecuación estequiométrica en laparte superior de la ecuación.

2x64g 2x80g2 SO2 + O2 2 SO3

100 g xg.

5to. Paso: Plantear y resolver la regla de tres simpleSi 128 g de SO2 -------------- 160 g de SO3

100 g de SO2 -------------- xg

g128

SOdeg160.SOdeg100xg 32

6to. paso: Expresar la respuesta: Con 100 g de SO2 se obtienen 125 g de SO3

Es conveniente que antes de obtener el valor de la incógnita realice una estimación

del mismo. Para el ejemplo si 128 g de SO2 permiten obtener 160 g de SO3

indudablemente 100 g de SO2 permitirán obtener menos de 160 g.

Cálculo de moles de moléculasEjemplo de Aplicación 13:¿Cuántos moles de moléculas de oxigeno son

necesarios para obtener 7 moles de moléculas de anhídrido sulfúrico?.

Para resolverlo sigamos los pasos ya enunciados:

1ero. : SO2 + O2 SO3

2do.: 2 SO2 + O2 2 SO3

3er.: SO2 + O2 SO3

x mol 7 moles

1 mol 2 moles

x = 125 g de SO3


24

4to.: 2 SO2 + O2 2 SO3

x mol 7 moles

5to.: Si 1 mol de molécula de O2 ----------- 2 moles de SO3

entonces x mol de O2 ----------- 7 moles de SO3

6to.: Para obtener 7 moles de moléculas de anhídrido sulfúrico se requieren 3,5

moles de moléculas de oxígeno.

Cálculo de moléculas:

Ejemplo de Aplicación 14:¿Cuántas moléculas de anhídrido sulfúrico se obtienen

con 2,3x1023 moléculas de oxigeno?

1er.: SO2 + O2 SO3

2do.: 2 SO2 + O2 2 SO3

3er.: 2 SO2 + O2 2 SO3

2,3.1023 moléc. x moléc.

6,02.1023 moléc. 2 x 6,02.1023 moléc.4to. paso: 2 SO2 + O2 2 SO3

2,3.1023 moléc. x moléc.

5to.: Si 6,02.1023 moléc. de O2 --------------- 2 x 6,02.1023 moléc. de SO3

entonces 2,3.1023 moléc. . de O2 --------------- x moléc. de SO3

6to.: Con 2,3.1023 moléculas de O2 se obtienen 4,6 x 1023 moléculas de SO3

Cálculo de Volúmenes:

X= 3,5 moles de moléculas de oxigeno

X= 4,6 x 1023 moléculas de SO3


25

Ejemplo de Aplicación 15:¿Cuántos litros de oxígeno en CNTP reaccionan con 100

litros de anhídrido sulfuroso en CNTP?.

1er.: SO2 + O2 2 SO3

2do.: 2 SO2 + O2 ----------- 2 SO3

3er.: 2 SO2 + O2 ----------- 2 SO3

100 L. xL

2 x 22,4 L 22,4L4to.: 2 SO2 + O2 ----------- 2 SO3

100 L. xL5to.: Si 2x 22,4L de SO2 ----------- 22,4 L de O2

entonces 100 L. de SO2 ------------ xL de O2

6to.: 100 litros de trióxido de azufre en CNTP reaccionan con 50 litros de oxígeno enCNTP.Hasta acá hemos trabajado relaciones estequiométricas masa–masa, moles–moles;

moléculas–moléculas; y volumen–volumen, es decir dato e incógnita estaban en la

misma unidad, pero esto no siempre es así sino que, generalmente, se combinan

entre todas ellas. A continuación se verá un ejemplo integrador.

Ejemplo Integrador

Sabiendo que el ácido clorhídrico reacciona con el zinc metálico para formar cloruro

de zinc e hidrógeno, calcular:

a) moles de ácido necesario para obtener 99,6 litro de hidrógeno en CNTP.

b) moles de cinc necesario para obtener 300 g de cloruro de cinc.

c) moléculas de cloruro de zinc que se forman partiendo de 5 litros de ácido en

CNTP.

d) volumen de hidrógeno en CNTP que se producen a partir de 12,56 x 1022

moléculas de zinc.

X= 50 litros de O2


26

Para resolverlo se siguen los pasos explicados, solo que por comodidad para cada

ítem se volverá a escribir la ecuación correctamente igualada.

a) 1 ero. HCl + Zn ZnCl2 + H2

2 do. 2HCl + Zn ZnCl2 + H2

3ero. 2HCl + Zn ZnCl2 + H2

x moles 99,6 L

2 moles 22,4 L4 to. 2HCl + Zn ZnCl2 + H2

x moles 99,6 L

5to. Si 2 moles de HCl -------------- 22,4 L de H2

entonces x moles de HCl -------------- 99,6 L de H2

6to.: Para obtener 99,6 litros de hidrógeno gas se requieren 8,89 moles de ácido.

b) 1 ero. HCl + Zn ZnCl2 + H2



x moles 300g

1 mol 136,3g4 to. 2HCl + Zn -------------- ZnCl2 + H2

x moles 300g

5to. Si 1 mol de Zn -------------- 136,3 g de ZnCl2

entonces x moles de Zn -------------- 300g de ZnCl2

6to.: Para producir 300g de la sal se necesitan 2,20 moles del metal zinc.c) 1 ero. HCl + Zn --------------- ZnCl2 + H2

X= 8,89 moles de ácido

X= 2,20 moles de Zn


27

2 do. 2HCl + Zn -------------- ZnCl2 + H2

3ero. 2HCl + Zn -------------- ZnCl2 + H2

xL x moléc.2x22,4L 6,02x1023 moléc.

4 to. 2HCl + Zn ZnCl2 + H2

5 L x moléc.

5to. Si 44,8 L de HCl -------------- 6,02x1023 moléc. de ZnCl2

entonces 5L de HCl -------------- x moléc. de ZnCl2

6to. Empleando 5 litros de HCl en CNTP se producen 6,71x1022 moléculas deZnCl2.

d) 1 ero. HCl + Zn ZnCl2 + H2



12,56 x1022 moléc. x L

6,02x1023 moléc. 22,4L4 to. 2HCl + Zn ZnCl2 + H2

12,56x1022 moléc. x L

5to. Si 6,02x1023 moléc. de Zn -------------- 22,4 L de H2

entonces 12,56x1022 moléc. -------------- x L

6to. A partir de 12,56x1022 moléculas de Zn se obtienen 46,73 litros de hidrógeno

gaseoso en CNTP.

ESTEQUIOMETRIA IIPureza

X= 6,71x1022 moléculas

X= 46,73 litros de H2


28

Hasta ahora hemos trabajado bajo la suposición que todas las sustancias usadas en

las diversas reacciones químicas son puras. En la práctica esto no siempre es así ya

que se emplean reactivos que no son puros, por ello y a los fines de obtener un

resultado representativo es necesario tener en cuenta las impurezas presentes. Así,

en un frasco de laboratorio que contenga NaCl, se puede leer en la etiqueta “cloruro

de sodio al 90%”. Esto debe interpretarse como que cada 100g del contenido sólo

90g es de sal pura, los 10g restantes corresponden a impurezas. Esto es muy

importante tener en cuenta al resolver un problema con datos de pureza.

Ejemplo de Aplicación 13: Se producen por calentamiento 100g de NaHCO3 al

80% y se desea saber la cantidad de carbonato obtenido.

Para resolverlo se siguen los pasos para la resolución de problemas

estequiométricos ya estudiados.

1 er. paso: NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O

2 do. paso: 2 NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O

Antes de anotar los datos e incógnitas, como la pureza de la droga es del 80%, y

debe plantear una relación a fin de averiguar la masa real de bicarbonato de sodio

que reacciona:

Si 100g-------------- 100%

Entonces xg--------------- 80%......

Es decir que de los 100g de reactivo solo 80g participan efectivamente de la misma.

Ahora si podemos seguir con los pasos:

3er. paso: 2 NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O80 g xg

2x84g 106g4to. paso: 2 NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O

80g xg

5to. paso: Si 168g de NaHCO3 ------------------- 106g de Na2CO3

X= 80g


29

80g de NaHCO3 ------------------- xg de Na2CO3

6to. paso: A partir de 100g de NaHCO3 al 80%, reaccionan efectivamente 80g de

NaHCO3, produciendo entonces 50,47g de Na2CO3.

Rendimiento

Muchas reacciones químicas no se desarrollan en forma completa por diversas

razones como por ejemplo:

a) Los reactivos no se convierten totalmente en productos.

b) En algunos casos, puede ocurrir que se produzcan dos o más reacciones

simultáneas que originan reacciones indeseables, llamadas reacciones

secundarias.

c) A veces, la separación del producto deseado de la mezcla-reacción es

demasiado difícil, y no todo el producto formado logra aislarse con éxito.

Por todo esto es necesario considerar el porcentaje de rendimiento aportado por la

reacción.

El término rendimiento indica la fracción de reactivos que se convierten en productos

y se calcula a través de una regla de tres simple en la que se relaciona la cantidad

teórica que se debe obtener de la ecuación balanceada y la cantidad real obtenida.

Se expresa en %.

Ejemplo de Aplicación 14: Se hacen reaccionar 25g de mercurio con azufre y se

producen 27,8g de sulfuro mercúrico. Calcular el rendimiento de la reacción.

Razonando como antes:

1ero: Hg + S HgS

2do: Hg + S HgS

En el paso siguiente se debe tener en cuenta que la masa de la sal formada debe

aparecer como incógnita y luego de obtener el resultado comparar ese valor con el

que aparece como dato:

3ero: Hg + S----------------- HgS.25g xg

X = 50,47g de Na2CO3


30

200,6g 232,7g4to: Hg + S HgS

25g xg

5to: Si 200,6g de Hg------------232,7g de HgS

entonces 25g de Hg------------xg de HgS

Este resultado representa el rendimiento teórico, sin embargo el enunciado del

problema establece que en la práctica se obtuvo menos, sólo 27,8g que representa

el rendimiento práctico. Entonces ¿Cuál es el rendimiento de la reacción en términos

de porcentaje?. Para responderlo se razona de la siguiente forma.

Si 29g------------- 100%

Entonces 27,8g------------- x%

6to. El rendimiento de la reacción es del 95,8%

Reactivo Limitante y en Exceso

X=29g de HgS

X=95,8%

Nota: A veces en el enunciado del problema se da el rendimiento práctico como en elejemplo que acabamos de ver, pero también se puede dar el rendimiento teórico. Para noconfundirse se debe tener en cuenta que a la hora de calcular el rendimiento de lareacción siempre debe referirse al 100% el valor que sea mayor, no importando que seael teórico o el práctico, puesto que no puede haber porcentajes mayores a 100. Paraejemplificar esto vamos a suponer el mismo problema del ejemplo, solo que ahora seobtienen 30,2g de sulfuro mercúrico. Entonces el planteo de la regla de tres simple seríaahora:

Si 30,2g------------------------100g

Entonces 29g------------------------xg

X = 96,02%


31

Hasta acá los problemas resueltos y propuestos constan de un dato y una incógnita,

ahora vamos a aprender a resolver problemas estequiométricos que tengan dos

datos en su enunciado y en los cuales uno tiene que decidir con cuál de los dos

corresponde que se realice el cálculo. Para ello primero vamos a citar un ejemplo de

la vida diaria.

Supongamos la siguiente situación problemática: la mamá de Jorgito le dejó

encargado que prepare para la cena la mayor cantidad posible de sándwichs

simples de jamón y queso. (Entiéndase por simple una rodaja de pan, una feta de

queso, una feta de jamón y otra rodaja de pan).

Cuando Jorgito sacó de la heladera el fiambre y el queso se da con que había 12

fetas de queso y sólo 5 de jamón y que tenía pan a discreción. Entonces, según las

indicaciones que le dejó su mamá ¿Cuántos sándwichs puede fabricar?: es obvio

que sólo 5 puesto que se le termina el jamón sobrándole 7 fetas de queso. Esta

situación que se le planteó a Jorgito también ocurre en las reacciones químicas

cuando tenemos dos datos de los reactivos y donde uno se llama ReactivoLimitante (que es el que se termina, para Jorgito es el jamón, y con el cual se debe

hacer el cálculo porque limita la producción en la reacción) y el otro se llama

Reactivo en Exceso y es el que sobra, (para Jorgito es el queso).

Ejemplo de Aplicación 15: En un recipiente cerrado hay 24,79g de oxigeno y 13g

de hidrógeno. Mediante una chispa eléctrica se produce la combinación de estos

gases formando agua. Calcular:

a. Masa de agua formada.

b. Masa y moles del reactivo en exceso.

Para resolverlo se deben seguir los pasos ya aprendidos.

1 ero. H2 + O2 H2O

2 do. 2 H2O + O2 2 H2O

3ero. 2 H2 + O2 2 H2O13g 24,79g

2x2g 32g4 to. 2 H2 + O2 -------------- 2 H2O


32

13g 24,79gAntes de resolver se debe decidir cuál es el reactivo limitante (que es con el que se

debe hacer el cálculo puesto que es el que se termina primero), y para ello se realiza

lo siguiente:

Si 4g de H2 -------------- 32g de O2

Entonces 13g de H2---------- xg de O2

Entonces significa que para que reacciones totalmente los 13g de hidrógeno (y sea

entonces el reactivo limitante porque se terminaría) se necesitan 104g de oxigeno,

masa que no se tiene ya que solo se dispone de 24,79g. Entonces se debe hacer el

siguiente nuevo planteo:

Si 4g de H2-----------32g de O2

Entonces xg de H2-----------24,79g de O2

Esto significa que para que reacciones totalmente los 24,79g de oxigeno (y entonces

éste sea el reactivo limitante) se necesitan 3,09g de hidrógeno, lo que es posible

puesto que de acuerdo al enunciado se dispone de 13g. En conclusión el reactivolimitante es en este caso el oxigeno porque se consume totalmente con sólo3,09g de hidrógeno y obviamente con el dato del oxigeno es con quién debocalcular la masa de agua formada. El reactivo en exceso es el Hidrógeno yaque quedan sin reaccionar 9,91g de hidrógeno (13g-3,09g = 9,91g).

Entonces el 4to paso sería:

4to. 32g 2x18g

2 H2 + O2 ------------ 2 H2O24,79g xg

5to. Si 32g de O2------------ 36g de agua

entonces 24,79g de O2---------- xg de agua

X = 1047g de O2

X = 3,09 g de H2

X = 27,88g de agua


33

6to. Con 24,79g de oxigeno que reaccionan completamente con 3,09 de hidrógeno

se producen 27,88g de agua.

b) La masa de reactivo en exceso se saca restando la masa dato de la que

realmente se utilizó: 13-3,09g = 9,91g

Ejemplo Integrador

Suponiendo que se parte de la siguiente reacción:

HNO3 + Cu Cu (NO3)2 + NO2 + H2O

y que se hacen reaccionar 5 moles de ácido con 50g de cobre al 90%,calcular:

a- Reactivo en exceso y la masa del mismo.

b- Volumen del dióxido de nitrógeno desprendido en CNTP.

c- Masa de sal formada.

d- Rendimiento de la reacción sabiendo que en la práctica se obtuvo 70g de sal

2do. 4 HNO3 + Cu -------------- Cu (NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

Antes de resolver debemos tener en cuenta la pureza del reactivo, es decir:

Si 50g de Cu ---------------- 100%

Entonces xg de Cu --------------- 90%

3ero. 4 HNO3 + Cu Cu (NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O5 moles 45g

4 moles 63g4to. 4 HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

5 moles 45gAhora debemos averiguar cuál es el reactivo limitante, es decir:

X = 45g de Cu


34

4 moles de ácido ---------- 63g5 moles de ácido---------- xg de Cu

Como necesito mayor cantidad de cobre que de la que se dispone, debo hacerla otra regla de tres, es decir:

4 moles de ácido ------------- 63g de Cu

x moles de ácido ------------- 45g de Cu

Entonces se puede afirmar que el reactivo limitante es el cobre ya que seconsume totalmente con sólo 2,85 moles de ácido.

a) El reactivo en exceso es el ácido nítrico y sobran 5 moles – 2,85 moles =2,15 moles de exceso. Para calcular la masa del mismo se razona comoaprendimos en cantidades atómicos – moleculares, es decir:

Si 63g de HNO3----------- 1mol

xg de HNO3----------- 2,15 moles

b)63g 2x22,4L

4to. 4 HNO3 + Cu ------------ Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O45g xL

5to. Si 63g de Cu------------- 44,8 L de gas45g de Cu------------- xL

c)63g 187g

4to. 4 HNO3 + Cu ------------ Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O45g xg

5to. Si 63g de Cu------------- 187g de sal45g de Cu------------- xg

X = 78,75g Cu

X = 2,85 moles de ácido

X = 135,5g de

ácido en exceso

X = 32 litros de NO2


35

d)Si 133,5g de sal ------------- 100%

70g de sal ------------- x


Estequiometría

1. El alcohol del “gasohol” arde según la siguiente ecuación:C2H5OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l)

a) ¿Cuántos moles de CO2 se producen cuando 3 moles de C2H5OH se queman deesta forma?b) ¿Cuántos gramos de CO2 se producen al quemar de esta manera 30 g deC2H5OH?

2. El hidruro de calcio reacciona con agua para formar hidróxido de calcio ehidrógeno gaseoso.a) Escriba la ecuación química balanceada para la reacción.b) ¿cuántos gramos de hidruro de calcio se requieren para formar 10 g dehidrógeno?

3. La fermentación de la glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico, C2H5OH, y CO2 :C6H12O6 (ac) C2H5OH(ac) + 2CO2(g)

a) ¿cuántos moles de CO2 se producen cuando 0,330 moles de glucosa reaccionande esta manera?b) ¿cuántos gramos de glucosa se requieren para formar 2,20 moles de C2H5OH?.c) ¿cuántos gramos de CO2(g) se forman cuando se producen 2 g de C2H5OH?.

4. Las soluciones de carbonato de sodio y nitrato de plata reaccionan para formarcarbonato de plata sólido y una solución de nitrato de sodio. Una solución quecontiene 5.0 g de carbonato de sodio se mezcla con otra que contiene 5.0 g denitrato de plata. Una vez que la reacción llega a su término, la solución se evapora asequedad dejando una mezcla de sales. ¿Cuántos gramos de carbonato de sodio,nitrato de plata, carbonato de plata y nitrato de sodio están presentes al final de lareacción?.

5. En 1774, el químico británico Joseph Priestley preparó el oxígeno pordescomposición por calentamiento del óxido de mercurio (II). El mercurio metálicotambién es un producto en esta reacción. Si se recogen 6,47 g de oxígeno,¿Cuántos gramos de mercurio metálico se producen también?

X =133,57 g de sal

X = 52,40%


36

6. El sodio es un metal reactivo que reacciona en forma instantánea con agua paradar gas hidrógeno y una disolución de hidróxido de sodio. ¿Cuántos gramos desodio metálico se necesitan para obtener 7,81 g de hidrógeno ?

7. El ácido sulfúrico y el hidróxido de aluminio reaccionan en una relación de 3 molesa 2 moles. Indique en cada caso si las cantidades señaladas guardan lasproporciones estequiométricas (en caso contrario especifique cuáles están enexceso):a.- 6,023 x 1023 moléculas de ácido + 3,0115 x 1023 moléculas de hidróxido.b.- 20 gr. de ácido + 15 gr. de hidróxidoc.- 1,5 gr. de ácido + 78,01 gr. de hidróxido 1865. Una planta embotelladora tiene 120550 botellas vacías con capacidad de 355ml cada una de ellas, 123000 tapas y 51575 litros de bebida:a) ¿cuántas botellas de bebida pueden llenarse y taparse ?b) ¿cuánto sobra de cada componente?c) ¿qué componente limita la producción?

8. La urea, CO(NH2)2, se utiliza como fertilizante y se obtiene mediante la reacción:2NH3 + CO CO(NH2)2 + H2O

La mezcla habitualmente empleada para iniciar la reacción está en una proporciónmolar NH3:CO2 =(3:1). Si se obtienen 47,7 g de urea por mol de CO2 que reacciona,¿cuáles son:(a) el rendimiento teórico(b) el rendimiento real(c) el rendimiento porcentual de esta reacción?

9. El carburo de silicio, SiC, se comercializa como abrasivo. Se obtiene calentandoSiO2 y C a altas temperaturas:

SiO2(s) + 3C(s) SiC(s) + 2CO(g)a) ¿Cuántos gramos de SiC pueden formarse si se permite que reaccionen 30 gSiO2 de y 4,5 g de C?b) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso?c) ¿Cuánto queda del reactivo en exceso después que se consume todo elreactivo limitante?.

10. En uno de los pasos del proceso comercial para convertir amoniaco en ácidonítrico se hace reaccionar amoníaco con oxígeno gas , formándose óxido nítrico yagua.a) ¿Cuántos gramos del óxido nítrico se forman cuando 1,50 g de amoníacoreaccionan con 1,85 g de O2?b) ¿Cuál es el reactivo limitante y cual está en exceso?c) ¿Cuánto del reactivo en exceso queda una vez que se ha consumidototalmente el RL?

11. Cuando se burbujea ácido sulfhídrico gaseoso en una solución de hidróxido desodio, la reacción forma sulfuro de sodio y agua. ¿Cuántos gramos de sulfuro desodio se forman si 1,50 g de ácido sulfhídrico son burbujeados en una solución quecontiene 1,65 g de hidróxido de sodio al 89%?


37

12. Una técnica de laboratorio común para preparar pequeñas cantidades deoxígeno consiste en descomponer clorato de potasio por calentamiento. A partir dela descomposición de 2 g de clorato de potasio se obtiene 0,720 g de oxígeno,calcule el porcentaje de rendimiento de la reacción. Sugiera una razón por la que elrendimiento real es tan marcadamente menor que teórico.13. Cuántos gramos de dióxido de carbono pueden formarse cuando se enciendeuna mezcla de 1,93 g de etileno (C2H4) al 92% y 3,75 g de oxígeno. Suponga unacombustión completa.

14. En la descomposición térmica del nitrito de armonio. NH4NO2, se forma agua ynitrógeno. Si se descomponen 10g de la sal con una pureza del 80%, calcular:

a) Masa de agua formadab) Si se obtienen 2 litros de nitrógeno en CNTP, cuál es el rendimiento de la

reacción.

15. Partiendo de la ecuación:HNO3 + Cu ---------- Cu (NO3)2 + NO2 + H2O

y haciendo reaccionar 2,5 moles de ácido con 128g de cobre al 91%, calcular:a) El reactivo en exceso y la masa que queda sin reaccionar.b) Volumen de dióxido desprendido en CNTP.c) Moles de moléculas formadas.

16. Se tratan a 5g de granalla de zinc al 78% con ácido clorhídrico. Calcule elrendimiento de la reacción si se obtuvieran:

a) 8,91g de sal.b) 7,4 g de sal.

17. El H3PO4 reacciona con Mg(OH)2 produciendo Mg(H2PO4)2 .Escribir la ecuación química y calcular:

a) ¿Cuántos gramos de sal se obtendrán por reacción entre 1,5moles del ácido con 11 gramos del hidróxido?b) ¿Cuántos moles y cuántos gramos de cada una de las especiespermanecen una vez finalizada la reacción?c) ¿Cuántos gramos del reactivo en defecto hay que agregar paraque reaccione completamente el reactivo que originalmente estabaen exceso?

ESTRUCTURA ATOMICA

Un poco de Historia….

En el siglo Va.C., el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia

estaba formada por partículas muy pequeñas e indivisibles que llamó átomos. A

pesar que la idea de Demócrito no fue aceptada por muchos de sus

contemporáneos, como Platón y Aristóteles, la idea se mantuvo. Recien en 1808, el


38

científico inglés John Dalton formuló una definición precisa sobre las unidades

indivisibles con las que está formada la materia llamadas átomos. El trabajo de

Dalton marcó el incio de la química moderna. Las hipótesis sobre la naturaleza de la

materia en las que se basa la teoría atómica de Dalton pueden resumirse como

sigue:

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

2-Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. Encualquier compuesto la relación del número de átomos entre dos elementospresentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.

3-Una reacción química incluye sólo la separación, combinación oreordenamiento de los átomos; nunca se crean o se destruyen.

El concepto de Dalton sobre un átomo es mucho más detallado y específico que

el concepto de Demócrito. La primera hpotesis establece que los átomos de un

elemento son diferentes de lso átomos de todos los deás elementos. Dalton no

inentó describir la estructura o composición de los átomos porque no tenía idea

de cómo era un átomo, pero descubrió que la diferencia en las propiedades

manifestadas por el elemento hidrógeno y oxígeno sólo se podían explicar a

apartir de la suposición de que los átomos de hidrógeno son diferentes a los de

oxígeno

La estructura del átomo:

A partir de la teoría atómica de Dalton se puede definir al átomo como la unidadbásica de un elemento que puede intervenir en una combinación química.

Dalton imaginó un átomo como una partícula extremadamente pequeña e indivisible.

Sin embargo, una serie de investigaciones, que empezó alrededor de 1850 y se

extendió hasta el siglo XX demostró que los átomos tienen una estructura interna, es

decir, están formados por partículas aún más pequeñas, denominadas partículas

subatómicas. Estas investigaciones condujeron al descubrimiento de tres partículas:

electrones, protones y neutrones.


39

El Electrón

Alrededor de 1890 muchos científicos estaban interesados en el estudio de la

radiación, la emisión y transmisión de la energía a través del espacio en forma de

ondas. La información obtenida por estas investigaciones contribuyó al conocimiento

de la estructura atómica. Para investigar sobre este fenómeno se utilizó un tubo de

rayos catódicos, precursor de los tubos utilizados en los televisores, como se ve en

la fig 1.

Consta de un tubo de vidrio al cual se le ha sacado casi todo el aire. Si se colocan

dos placas metálicas y se conectan a una fuente de alto voltaje, la placa con carga

negativa, denominada cátodo, emite un rayo invisible. Este rayo catódico se dirige

hacia la placa con carga positiva, denominada ánodo, el cual atraviesa una

perforación y continúa su trayectoria hasta el otro extremo del tubo. Cuando dicho

rayo alcanza el extremo, cubierto de una manera especial, produce una fuerte

fluorescencia o luz brillante. En algunos experimentos se colocaron, por fuera del

tubo de rayos catódicos, dos placas cargadas eléctricamente y un electroimán, como

puede verse en la figura. Cuando se conecta el campo magnético y el campo

eléctrico permanece desconectado, los rayos catódicos alcanzan el punto A del tubo.

Cuando está conectado sólo el campo eléctrico, los rayos llegan al punto C. Cuando,

tanto el campo magnético como el eléctrico están desconectados, o bien cuando

ambos están conectados pero se equilibran de forma que se cancelen uno a otro,

dichos rayos alcanzan el punto B. de acuerdo con la teoría electromagnética, un

Fig 1: Tubo de rayos cátodicos con un campo eléctrico perpendicular a la dirección de los rayos catódicos y

un campo magnético externo.


40

cuerpo cargado en movimiento se comporta como un imán y puede interaccionar

con los campos magnéticos y eléctricos que atraviesa. Debido a que los rayos

catódicos son atraídos por la placa con cargas positivas y repelidas por la placa

negativa, deben ser partículas con carga negativa. Actualmente, estas partículas con

carga negativa se conocen como electrones.

El físico ingles J.J.Thomson utilizó un tubo de rayos catódicos y su conocimiento de

la teoría electromagnética para determinar la relación entre la carga eléctrica y la

masa de un electrón. El número que él obtuvo es – 1,76x108C/g, donde C es la

cantidad de carga eléctrica en coulumbs. Ya entre 1908 y 1917, R. Millikan llevó a

cabo una serie de experimentos y encontró que la carga de un electrón es de

1,6x10-19C. A partir de estos datos, calculó la masa de un electrón:

Masa del electrón =masaac

ac

/argarg =9,09x10-28g

Que es un valor de masa extremadamente pequeño

Radiactividad

En 1895, el físico alemán Wilhelm Rontegen, observó que cuando los rayos

catódicos incidían sobre el vidrio y los metales, ocasionaban que éstos emitieran

ciertos rayos desconocidos. Estos rayos muy energéticos podían atravesar la

materia, oscurecían placas fotográficas aún estando cubiertas, y producían

fluorescencia en algunas sustancias.

Debido a que estos rayos no eran desviados de su trayectoria por un imán, no

estaban constituidos por partículas con carga, como los rayos catódicos. En virtud

de su naturaleza desconocida, Rontgen les dio el nombre de rayos X.

Poco después del descubrimiento de Rontgen, Becquerel, empezó a estudiar las

propiedades fluorescentes de las sustancias. Accidentalmente encontró que

algunos compuestos de uranio causaban el oscurecimiento de placas fotográficas

cubiertas, incluso en ausencia de los rayos catódicos. Al igual que los rayos X, los

rayos provenientes de los compuestos de uranio resultaban muy energéticos y no

los desviaba un imán, pero diferían de los rayos X en que eran emitido de manera

espontánea. Marie Curie, discípula de Becquerel, sugirió el nombre radiactividadpara describir la emisión espontánea de partículas y/ o radiación. Desde entonces,

se dice que un elemento es radiactivo si emite radiación de manera espontánea.


41

El decaimiento o descomposición de las sustancias radiactivas, como el uranio,

produce tres tipos de rayos. Dos de estos rayos son desviados de su trayectoria por

placas metálicas con cargas opuestas como se ve en la figura 2.

Los rayos alfa (α) consisten de partículas cargadas positivamente, llamadas

partículas α, y en consecuencia se alejan de la placa con carga positiva. Los rayos

beta (β), o partículas β, son electrones y son rechazados por la placa negativa. Un

tercer tipo de radiación radiactiva consiste en rayos de alta energía, llamado rayos γ.

Al igual que los rayos X, los rayos γ no presentan carga y no les afecta un campo

externo

Resumiendo:

Radiación Símbolo Composición Carga Desviación

Alfa 2 protones, 2neutrones

2+ En un campo eléctrico: al cátodo (-)En un campo magnético: al polo sur

Beta Partícula similar alelectrón

1- En un campo eléctrico: al ánodo (+)En un campo magnético: al polo

norte

Gamma Radiaciónelectromagnética de

longitud de onda corta

0 No se desvían

El protón y el núcleo

Fig.2: Desviación de los rayos alfa alejándose de la placa con carga positiva y de los rayos beta alejándose de la placacon carga negativa..


42

Desde principios de 1900 ya se conocían dos características de los átomos:

contienen electrones y son eléctricamente neutros. Para que un átomo sea neutro

debe contener el mismo número de cargas positivas y negativas. Thomson propuso

que un átomo podía visualizarse como una esfera uniforme de materia con carga

positiva, dentro de la cual se encontraban los electrones, como si fueran las pasas

de un pastel, tal como se representa en la siguiente figura 3.

Este modelo, llamado “del pastel de pasas” se aceptó como una teoría durante

algunos años.

En 1910, un físico neozelandés, Ernest Rutherford, que estudió con Thomson en la

Universidad de Cambridge, decidió utilizar partículas alfa, α, para demostrar la

estructura de los átomos. Así Rutherford efectuó una serie de experimentos

utilizando láminas muy delgadas de oro y de otros metales como blanco de

partículas α provenientes de una fuente radiactiva. Observó que la mayoría de las

partículas atravesaban la lámina sin desviarse o con una ligera desviación. De vez

en cuando, algunas partículas α eran desviadas un gran ángulo de su trayectoria.

¡En algunos casos las partículas regresaban por la misma trayectoria hacia la fuente

radiactiva;¡ éste fue el descubrimiento más sorprendente ya que según el modelo de

Thomson la carga positiva del átomo era tan difusa que se esperaría que las

partículas α atravesaran las láminas sin desviarse o con una desviación mínima. El

comentario de Rutherford cuando le comunicaron sobre este descubrimiento fue el

siguiente: “resultó tan increíble como si usted hubiera lanzado una bala de 15

pulgadas hacia un trozo de papel de seda y la bala se hubiera regresado a usted”.

Posteriormente Rutherford pudo explicar los resultados del experimento de la

desviación de partículas α utilizando un nuevo modelo atómico. De acuerdo con

Figura 3. Modelo de Thomson


43

Rutherford, la mayor parte de los átomos debe ser espacio vacío. Esto explica

porque la mayoría de las partículas α atravesaron la placa de oro con muy poca o

ninguna desviación. Rutherford propuso que las cargas positivas de los átomos

estaban concentradas en un conglomerado central del átomo que denominó núcleo.

Cuando una partícula α pasaba cerca del núcleo en el experimento, actuaba sobre

ella una gran fuerza de repulsión, lo que originaba una gran desviación. Más aún,

cuando una partícula α incidía directamente sobre el núcleo, experimentaba una

repulsión tan grande que se invertía completamente su trayectoria. Experiencias

realizadas por Goldstein trabajando con un tubo de rayos catódicos permitieron

observar la presencia de los rayos canales (haces de partículas cargadas

positivamente).

Trabajando en un tubo de descarga eléctrica al vacío, observó:

Los electrones (Rayos Catódicos) son atraídos por el Ánodo. Los núcleos de los

átomos del gas quedan desprovistos de electrones y por lo tanto cargados

positivamente. Estas partículas positivas son atraídas por el cátodo. Realizando

canalizaciones en el cátodo (cátodo cribado) se observa que las partículas positivas

lo atraviesan (Rayos Canales).

Thomson estudió estos rayos y pudo determinar la masa y la carga de las partículas

que lo formaban. Estas partículas subatómicas fueron denominadas protones.

Masa del protón = 1, 6726 x 10-24 gramos

Carga del protón = + 1, 6022 x 10-19 Coulombs

Figura 4. Esquema representativo de las Experiencias realizadas en un tubo de gases con descarga eléctrica.


44

Precisamente sobre la base del conocimiento de estas dos partículas subatómicas

Thomson propuso al átomo como una esfera con carga positiva en la cual estaban

contenidos los electrones, de tal forma que la materia resultaba neutra.

Las partículas del núcleo que tienen carga positiva reciben el nombre de protones.

En otros experimentos se encontró que los protones tiene la misma cantidad de

carga que los electrones y que su masa es de 1,67252x10-24 g, aproximadamente

1840 veces la masa de los electrones, las partículas con carga negativa. Hasta este

punto, los científicos visualizaban el átomo de la siguiente manera: la masa del

núcleo constituye la mayor parte de la masa total del átomo, pero el núcleo ocupa

sólo 1/1013 del volumen total del átomo. Las dimensiones atómicas y según el

sistema internacional de unidades, SI, se expresan en pico metros (pm). Recuerde

que 1pm= 1x10-12m. El radio de un átomo es, aproximadamente, de 10pm en tanto

que el radio del núcleo atómico es sólo de 5x10-3 pm.

El neutrón

El modelo de Rutherford dejaba un importante problema sin resolver. Se sabía que

el hidrógeno, el átomo más sencillo, contenía sólo un protón, y que el átomo de helio

contenía dos protones. Por lo tanto, la relación entre la masa de un átomo de helio y

un átomo de hidrógeno debería ser 2:1. Sin embargo, la relación es 4:1. Rutherford y

otros investigadores habían propuesto que debería existir otro tipo de partículas

subatómicas en el núcleo; la prueba la proporcionó el físico inglés James Chadwick

en 1932. Cuando Chadwick bombardeó una delgada lámina de berilio con partículas

α, el metal emitió una radiación de muy alta energía, similar a los rayos γ.

Experimentos ulteriores demostraron que esos rayos realmente conforman un tercer

tipo de partículas subatómicas, que Chadwick denominó neutrones debido a que

se demostró que eran partículas eléctricamente neutras con una masa un poco

mayor que la masa de los protones. El misterio de la relación de las masas ahora

podía explicarse. En el núcleo de helio hay dos protones y dos neutrones, en tanto

que en el núcleo de hidrógeno hay sólo un protón, no hay neutrones; por la lo tanto

la relación es 4:1. En la figura siguiente se muestra la localización de las partículas

elementales (protones, neutrones y electrones) en un átomo.


45

A continuación en la tabla se muestran los valores de carga y masa de estas tres

partículas.

Partícula Masa (g)

Carga

Coulombs Carga unitaria

Electrón 9,1095x10-28 -1,6022x10-19 -1

Protón 1,67252x10-24 +1,6022x10-19 +1

Neutrón 1,67495x10-24 0 0

Resumen de partículas subatómicas:

Partícula Símbolo Origen Masa

Absoluta

Masa

Relativa

Carga

Absoluta

Carga

Relativa

Electrón e- Extranuclear 9,1 x 10-28g 1/1836 -1,6 x 10-19 C - 1

Protón p+ ó H+ Nuclear 1,6 x 10-24g 1 +1,6 x 10-19C + 1

Neutrón n ó N Nuclear 1,6 x 10-24g 1 0 0

Número Atómico, Número Másico e Isótopos

Todo átomo se identifica por dos números:

Los protones y neutrones de un átomo estánconfinados en el núcleo, que es extremadamentepequeño. Los electrones forman una “nube”alrededor del núcleo


46

Número Atómico (Z): Es el número de protones que tiene un átomo. Como el

átomo es eléctricamente neutro, el número de protones (Z) señala también el

número de electrones. El número atómico define al átomo. La identidad química de

un átomo queda determinada exclusivamente por su número atómico. El átomo de

Hidrógeno tiene 1 protón y su Z es 1; el átomo de Helio tiene 2 protones y su Z es 1,

etc.

El Z significa: número de protones = número de electrones

El número de masa o Número Másico (A): Es la suma del número de protones y el

número de neutrones que tiene un átomo (a los cuales se los denomina

genéricamente nucleones). El A significa: número de protones (Z) + número de

neutrones (N)

El número másico se refiere a la masa del núcleo de un átomo y como la masa de

los electrones es despreciable, se puede extender el concepto a la masa del átomo.

El A se aproxima mucho a la masa atómica relativa del elemento. El A determina las

propiedades físicas del elemento. Con excepción de la forma más común del

hidrógeno, que tiene un protón y no tiene neutrones, todos los núcleos atómicos

contienen tanto protones como neutrones. En general, el número de masa está dado

por:

Número de masa = número de protones + número de neutrones

Número de masa = número atómico + número de neutrones

A = Z + N

Entonces, estructuralmente, el átomo está formado por dos regiones:

Región Central o Núcleo Atómico

Región Periférica o Extranuclear

Región Características

Núcleo Tiene carga positiva

Se compone de 2 partículas elementales distintas:

−Protones (p+): Tienen carga positiva. Su masa relativa

es 1. Se considera como partícula pesada.


47

−Neutrones (nº): No tienen carga eléctrica. Su masa

relativa es 1. Pesa aproximadamente igual

que el protón.

Periferia Es la región donde se encuentran los Electrones.

−Electrones (e-): Tienen carga eléctrica negativa. Su

masa relativa es 1/1836 que la masa de los protones y

neutrones. (la masa de un electrón es 1836 veces menor

que la masa de un protón o de un neutrón). Se consideran

partículas livianas. Se disponen en órbitas y giran alrededor

del núcleo y sobre sí mismos (spin), para evitar la atracción

por el núcleo que tiene mayor masa.

El Átomo se considera eléctricamente neutro y por lo tanto hay:

Resumiendo:

El átomo de un elemento se representa por la notación isotópica, que se escribe de

la siguiente forma:

a. El símbolo químico del elemento.

Z = número de protones y por lo tanto número de electronesA= Z + NN= A – Z

El número atómico (Z) identifica al elemento.El número másico (A) da idea de la masa del átomo del elemento

Igual número de protones que de electrones

Núcleo

Periferia

Núcleo

OrbitasExternas


48

b. El número másico (A) escrito a la izquierda del símbolo químico y comosupraíndice (arriba). El número másico determina las propiedades físicasdel elemento.

c. El número atómico (Z) escrito a la izquierda del símbolo químico y comosubíndice (abajo). El número atómico determina las propiedadesquímicas del elemento.

Ejemplo de Aplicación 1: El átomo de carbono posee 6 protones (Z = 6), también 6

electrones y 6 neutrones (N = 6), por lo tanto tiene 12 nucleones (A = 12) y se

simboliza:

Nota: Se llama nucleón a la suma de protones + neutrones (suma de partículas

nucleares)

El átomo de oxígeno posee 8 protones (Z = 8), también 8 electrones y 8 neutrones

(N = 8), por lo tanto tiene 16 nucleones (A = 16) y se simboliza:

Ejemplo de Aplicación 2:

Átomo Elemento A Z Protones (Z) Neutrones (A-Z) Electrones

Cl3517 Cloro 35 17 17 18 17

Br8035 Bromo 80 35 37 45 35

He42 Helio 4 2 2 2 2

N147 Nitrógeno 14 7 7 7 7

S3216 Azufre 32 16 16 16 16

Nucleídos: Se denomina genéricamente nucleído a todo elemento caracterizado porsu estructura nuclear, o sea por un símbolo químico, un A, un Z y un nivelenergético.Analizaremos a continuación qué ocurre con los átomos cuando cambia el númerode alguna de sus partículas subatómicas. Si cambia el número de protones:

Como el Z identifica a cada elemento, si cambia el número de protones (Z)estamos en presencia de otro elemento químico.

XAZ

C126

O168


49

Si cambia el número de electrones, el átomo se transforma en un ión. Puedensuceder 2 cosas:

a. Con el átomo de Cloro

2 8 7 2 8 8

b. Con el átomo de Sodio

2 8 1 2 8

Si gana electrones:

El átomo deja de ser neutro y adquiere carga negativa: se transforma en un anión.Ejemplo de Aplicación 3:

Neutrones: 10199 F Protones: 9 (9+) + 1 e- 19

9 F

Electrones: 9 (9-)

Si pierde electrones:El átomo deja de ser neutro y adquiere carga positiva: se transforma en un catión.

Ejemplo:Neutrones: 20

K3919 Protones: 19 (19+) – 1 e- K39

19

Electrones: 19

Si cambia el número de neutrones:

Se denominan iones isoelectrónicos a aquellos que poseen igual número de

electrones.

Ejemplo: El anión Cl- y el catión Ca+2: ambos tienen 18

17 p+

17 p+

Cargas +:17Cargas - : 18Carga neta: -1Anión

Cargas +:11Cargas - : 10Carga neta:+1Catión

11 p+

11 p+

Neutrones: 10Protones: 9 (9+)Electrones: 10 (10-)Carga Neta: - 1Anión

Neutrones: 20Protones: 19 (19+)Electrones: 18 (18-)Carga Neta: + 1Catión


50

Cuando cambia el número de neutrones estamos en presencia de átomos

del mismo elemento (=Z) que poseen diferente número de neutrones ( N) y

por lo tanto diferente número másico (A). Estos nucleídos se denominan

isótopos.

Ejemplo de Aplicación 3:Átomo Element

oA Z Protone

sNeutrone

sElectrones

Cl Cloro 35 17 17 18 17

Cl Cloro 37 17 17 20 17

Los isótopos difieren entre sí en el número de neutrones, razón por la cual también

difieren en sus masas atómicas (el 37Cl es más pesado que el 35Cl).Debido a que las

propiedades químicas de un elemento dependen de su número atómico (Z), los

isótopos poseen propiedades químicas semejantes. Los isótopos de un mismo

elemento se presentan en la naturaleza en distintas proporciones. Sobre la base de

estas proporciones y la masa atómica de cada isótopo se puede calcular la masa

atómica de cada elemento. La masa atómica relativa de un elemento es el promedio

de las masas atómicas relativas de los isótopos naturales que forman un elemento

teniendo en cuenta su abundancia relativa.

100

3IsótopodelAx%2IsótopodelAx%1IsótopodelAx%AtómicaMasa

Algunos elementos existen en la naturaleza en una sola forma isotópica (sodio,

flúor), pero la mayoría tienen más de un isótopo.

Por ejemplo:

Elemento Z Isótopos A Abundancia

Hidrógeno 1 1H (Protio) 1 99,98%

2H (Deuterio) 2 0,016%

3H (Tritio) 3 Despreciabl

e

Isótopos = Z, A y N


51

Oxigeno 8 16O 16 99,76%

17O 17 0,04%

18O 18 0,20%

Azufre 16 32S 32 95,91%

33S 33 0,74%

34S 34 4,2%

35S 35 0,016%

1000,016%x3534%2,433%74,032%91,5

xxx

AS

006,32SA

Se denominan Isóbaros a los átomos de diferentes elementos que poseen igual

número másico y diferente número atómico.

Se denominan Isótonos a los átomos de diferentes elementos que tienen igual

número de neutrones.


Isóbaros Isótonos

Ar4018 Ca40

20 C146 N15

7

Ambos con 8 neutrones

Se denominan Isómeros a los átomos de un mismo elemento (=Z) que con igual

número másico (=A), difieren en un nivel energético

Resumiendo:

ISOBAROS Z, =A N

ISOTONOS Z, A =N

ISOMEROS = Z, =A E

A ; = Z ISOTOPOSCon distintonº de Neutrones = A ; Z ISOBAROS

A ; Z ISOTONOSCon igualnº de Neutrones = A ; = Z E ISOMEROS

= E Átomos idénticos


52

Modelo Atómico de Bohr

Las radiaciones electromagnéticas (ondas de radio, infrarrojas, luz visible,

ultravioletas, rayos X, etc.) se desplazan con un movimiento ondulatorio, pero no

todas las propiedades de las mismas pueden explicarse de esta forma; esto llevó a

Planck a proponer la teoría cuántica, según la cual las radiaciones

electromagnéticas estaban formadas por cuantos (partículas de radiación),

actualmente se los llama fotones, cuya energía se puede calcular con la siguiente

ecuación:

E = h . v

Como la frecuencia de la radiación (v) se puede calcular c/; reemplazando:

E = h .c/

Siendo:E = energía del fotónh = constante de Planck (6,62 x 10-34 J. seg)v = frecuencia de la radiaciónc = velocidad de la luz (300.000 km/seg.) = longitud de ondaBohr, sobre la base de estos conocimientos y experimentos realizados sobreespectros de absorción y emisión de radiaciones del átomo de Hidrógeno, propusosu teoría sobre la estructura de dicho átomo:

El átomo de hidrógeno posee un protón y un electrón.El electrón del átomo de hidrógeno puede existir en órbitas esféricas (nivelesde energía) concéntricos alrededor del núcleo y designados por una letra (K,L, M, N, etc.) o un número (1,2,3,4, etc.).El electrón posee una energía definida y característica de la órbita en quegira (al aumentar la distancia al núcleo, radio del nivel, la energía es mayor) yno puede tener una energía intermedia.Al estar el electrón en la posición más cercana al núcleo, se encuentra conenergía mínima y máxima estabilidad, es lo que se denomina estadofundamental o básico.Si se aplica energía (calor), los átomos la absorben y los electrones pasan aniveles exteriores (de mayor estado energético) denominados estadosexcitados.

K L

E Estado

ExcitadoNúcleo


53

n = 1 n = 2

E1 < E2

El electrón en estado excitado es inestable y tiende a volver al estadofundamental, este cambio de nivel energético se hace emitiendo un fotón cuyaenergía es la diferencia energética entre el estado en que estaba y el estadofundamental.

K L

Cuanto de Energía

n = 1 n = 2

E1 < E2 E

Modelo Atómico de Schrodinger

De Broglie estableció que los electrones, ante determinados experimentos,evidencian un comportamiento como si fueran partículas, y en otros casos secomportan como ondas de radiación electromagnética (naturaleza dual). Pudocalcular la longitud de onda asociada a un electrón utilizando una ecuación derivadade las de Planck y Einstein.Heisemberg en 1926 enunció el Principio de Incertidumbre según el cual esimposible determinar la posición exacta de una partícula en movimiento tan pequeñay rápida como el electrón.Sobre la base de estos conocimientos Schrodinger desarrolló una ecuaciónmatemática que describe al electrón como onda. Esta ecuación denominadaEcuación de Onda de Schrodinger es la base de la mecánica ondulatoria. Al resolverdicha ecuación se obtienen una serie de funciones de onda, cada una de las cualescorresponde a un estado de energía (es decir, a una región del espacio) en el cualpuede encontrarse el electrón. Este estado energético es lo que se denominaorbital.

Los electrones pueden pasar de una órbita a otra emitiendo o absorbiendoenergía (emitiendo o absorbiendo un Cuanto de Energía).

Núcleo

E2 – E1 = h . v

Un orbital es la región del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón esmáxima


54

Modelo Moderno de ÁtomoTodo átomo posee electrones en su parte extranuclear, que giran en órbitasalrededor del núcleo, según distintos niveles de energía. Cada uno de los electronesde un átomo se identifican por una combinación de cuatro números denominadosnúmeros cuánticos.

a. Número cuántico principal (n):Describe el nivel de energía u órbita en la que se encuentra el electrón.En un átomo existen distintos niveles energéticos (órbitas) que corresponden alos distintos valores de n. Los valores de n pueden ser:

n. = 1 corresponde a la 1º órbita (órbita K)

n. = 2 corresponde a la 2º órbita (órbita L)

n.= 3 corresponde a la 3º órbita (órbita M)n.= 4 corresponde a la 4º órbita (órbita N)

El número n determina la distancia radial media entre el electrón y el núcleo. Estárelacionado con la energía del electrón y el volumen o tamaño del orbital.Según Bohr para cada nivel de energía (n) se puede calcular el número máximo deelectrones, utilizando la siguiente fórmula:

Número máximo de electrones = 2. n2

Donden = nivel energético

n. = 1 2. (1)2 = 2 . 1 = 2 electronesn. = 2 2. (2)2 = 2 . 4 = 8 electronesn. = 3 2. (3)2 = 2 . 9 = 18 electrones

Número

Cuántico

Símbolo Significado

Principal n Determina el nivel de energía

Azimutal l Determina los subniveles deenergía

Magnético m Determina el orbital de unsubnivel y su posición en el

espacio

Spin s Determina el sentido derotación del electrón sobre su

eje

Los Números Cuánticos caracterizan y cuantifican los niveles deenergía.


55

n. = 4 2. (4)2 = 2 . 16 = 32 electronesCuanto mayor es en número de n, mayor es la órbita del electrón y mayor suenergía. Como hemos visto en cada nivel energético hay más de un electrón, por lotanto para diferenciarlos es necesario definir otro número cuántico, el númerocuántico azimutal.b. Número cuántico azimutal, orbital o secundario (l).Describe el momento angular del electrón y distingue los subniveles de energíadentro de un nivel energético.

Los valores l van desde 0 a n-1l = 0 subnivel s (sharp: nítido)l = 1 subnivel p (principal)l = 2 subnivel d (difuso)l = 3 subnivel f (fundamental)

Según la órbita le corresponden los siguientes subniveles:Orbita Subnivel

n = 1n = 2n = 3n = 4

ss ~ps ~ p ~ds ~ p ~d ~ f

Cada uno de estos subniveles de energía tiene una forma particular:

Orbital s o subnivel s (l = 0):

Tiene forma de esfera (alrededor del núcleo)

Puede aceptar 2 electrones. Orbital s

Orbital p o subnivel p (l = 1)

Está formando por dos lóbulos que se disponen en lados opuestos del núcleo.El sitio que separa los 2 lóbulos se denomina nodo.Puede aceptar 6 electrones

Orbital d o subnivel d (l = 2):

Tiene forma compleja y puede aceptar 10 electrones.

Orbital f o subnivel f (l = 3):

yz

x


56

Tiene aún la forma más compleja y puede aceptar 14 electrones.

c. Número cuántico magnético (m):

Determina el subsubnivel de energía, es decir la orientación espacial de cadaorbital (subnivel energético) en un campo magnético. El m determina el número deorbitales de cada subnivel.

El valor de m se calcula según:m = (2 . l) + 1 ó decimos que los valores posibles de m van desde –l,……0………+l

Donde

m = número cuántico magnéticol = número cuántico azimutal

l = 0 → m = (2 .0) + 1 = 1 → 1 orbital → 1s

l = 1 → m = (2 .1) + 1 = 3 → 3 orbitales → 3p

l = 2 → m = (2 .2) + 1 = 5 → 5 orbitales → 5d

l = 3 → m = (2 .3) + 1 = 7 → 7 orbitales → 7f

De acuerdo a esto

El subnivel s (orbital s):

Tiene un único subsubnivel (m = 0) y lleva 2 electrones.

El subnivel p (orbital p):

Tiene 3 subsubniveles (m = -1, 0, +1) con 6 electrones en total.

Los subsubniveles están orientados en cada uno de los 3 ejes del espacio (en

forma perpendicular entre sí).

El subnivel d (orbital d):

Tiene 5 subsubniveles (m = -2, -1, 0, +1, +2) con 10 electrones en total.


57

Cada subsubnivel tiene una forma compleja y una orientación espacial definida.

El subnivel f (orbital f):

Tiene 7 subsubniveles (m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3) con 14 electrones en total.

Cada orbital de un subnivel (a excepción del s) es equivalente energéticamente al

otro en ausencia de campo magnético, por lo tanto no hay diferencia entre los

electrones que los ocupan.

d. Número cuántico de Spin (s).

Define el sentido de rotación sobre su propio eje. Adquiere dos valores: -½ y +½.

Cada orbital puede tener como máximo 2 electrones, los cuales pueden tener igual

n, igual l, igual m pero necesariamente deben tener distinto s.

Eje sobre el que gira el electrón.

Representación esquemática de los orbitales – Casillas cuánticas -:

− Orbtial vacío No contiene electrones

− Orbital incompleto (desapareado) Tiene un electrón

− Orbital completo (apareado) Tiene dos electrones

Reglas de Construcción Atómica. Llenado de Orbitales

1. Primera regla de la construcción atómica.

Si bien hemos hablado de los orbitales de cada nivel cuántico, este no es el orden

en el cual se llenan.

Experimentalmente Bohr verificó que:

−Para igual n la energía del orbital s < p < d < f.


58

−Para distinto n la diferencia de energía entre dos orbitales (2s y 3s) en

mucho mayor que la diferencia de energía entre subniveles (2s y 2p).

−Además la diferencia de energía en los primeros niveles es mucho más

importante que en los niveles superiores.

Como consecuencia de esto el orden real de los orbitales es el siguiente:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 6f...

Una manera práctica de recordar el orden de los orbitales es utilizar la regla de las

diagonales:

1. Los niveles de energía son tanto más próximos entre sí cuanto más grande es el

valor de n.

2. Segunda regla de construcción atómica o principio de exclusión de Pauli: “dos

electrones no pueden tener exactamente el mismo conjunto de números cuánticos, y

si coinciden en los tres primeros (n, l, m) deben diferir en el último (s)”.

Dicho de otra forma dos electrones que están en un mismo orbital deben tener

spines opuestos.

3. Tercera regla de construcción atómica o regla de Hund.

Se refiere a que un electrón no puede completar un orbital subnivel hasta que todos

los otros orbitales (subsubniveles) tengan un electrón cada uno.

Si hay 2 electrones Si hay 3 electrones Si hay 4 electrones

↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑

↓

↑ ↑

px py pz px py pz px py pz


59

Concepto de Electrón Diferenciador

Se considera que la diferencia entre un elemento químico y otro, a nivel nuclear, es

la presencia de un protón más; a nivel extra nuclear, la diferencia está en el último

electrón que se le agrega. De acuerdo a ello, según el tipo de subnivel donde se

coloca ese electrón (s, p, d ó f), será el comportamiento químico de ese elemento.

CLASIFICACION PERIODICA DE LOS ELEMENTOS

Desde la antigüedad se buscaba un sistema que permitiera clasificar a los

elementos químicos conocidos en grupos relacionados sistemáticamente,

aprovechando sus propiedades comunes. Hubo varios intentos de clasificación. Sin

embargo, en la medida que se conocían nuevos elementos, se planteaba la

dificultad de ubicarlos en estos modelos. La mayoría de los elementos quimicos

fueron descubiertos entre los años 1800 y 1900. Se trató de elaborar difeentes

propuestas y se llegó a la Clasificación Periódica Moderna o Tabla de Mendelejeff –

Moseley.

Precursores de la clasificación actual:

Triadas de Dobereimer (1829): Ordenó a los elementos en grupos de

tres en relación a sus pesos atómicos.

Octavas de Newlands (1866): Clasificó a los elementos en orden

creciente de sus pesos atómicos y observó que el octavo elemento

respecto de uno dado, repite las propiedades del primero.

Tabla de Mendelejeff (1869): Clasificó los elementos de acuerdo a sus

pesos atómicos crecientes, relacionándolos además con sus

propiedades físicas y químicas.

Posteriormente esta clasificación fue modificada dando origen a una

Tabla Periódica de ocho columnas.

De esta última surge la actual Clasificación Periódica Moderna o Tabla deMendelejeff – Moseley (1913).

Clasificación Periódica Moderna. Tabla de Mendelejeff – Moseley

La Ley Periódica de Mendelejeff – Moseley enuncia que:

Las propiedades físicas y químicas de los elementos son una función periódicade sus números atómicos, Z, (y no de sus pesos atómicos como se pensaba

anteriormente).


60

En la Tabla Periódica los elementos se distribuyen en Grupos y Períodos de acuerdoa su configuración electrónica externa (CEE), es decir la ubicación de aquelloselectrones que participan en las reacciones químicas:Ejemplo de Aplicación 5:

11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 → CEE = 3s1

15P = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 → CEE = 3s2 3p3.

Para elementos que tienen subniveles d o f completos (nd10 ó nf14) y hay uno o más

electrones en un subnivel con mayor energía, los mismos no forman parte de la

CEE.

29Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 → CEE = 4s1 3d10

33As = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 → CEE = 4s2 4p3

Característica de la Tabla Moderna

Períodos y Grupos: los elementos se ordenan en siete filas horizontales o Períodos

y dieciocho columnas o Grupos.

Períodos: se enumeran del 1 al 7. Cada uno comienza con un metal alcalino y

termina con un gas noble. El número de período indica la cantidad de órbitas en que

se hallan distribuidos los electrones.

Período 1................ 2 elementos (H y He)Período 2 y 3.......... 8 elementos cada uno.

Se denominan períodos cortos.Período 4 y 5.......... 18 elementos cada uno.

Se denominan períodos medios.Período 6................ 32 elementos.Se denomina período largo. En este período, en el lugar 57 (Lantano) hay unconjunto de 15 elementos con propiedades iguales, llamados Lantánidos, TierrasRaras Lantánidas o Serie de Lantano.Período 7................En el lugar 89 (Actinio) hay 15 elementos con propiedades

iguales llamados Actínidos, Tierras Raras Actínidas o Serie delActinio.


61

Grupos: se enumeran del 1 al 8 y se subdividen en 2 subgrupos: A y B. El número

del grupo indica

la cantidad de electrones de la última órbita de ese elemento. De acuerdo a esto,

todos los elementos

de un mismo grupo poseen igual cantidad de electrones en la última órbita (órbita de

valencia).

Clasificación Periódica y Configuración Electrónica

Según el modelo atómico de Bohr:

1. El número de órbitas o niveles de energía de un átomo es igual al número de

período en el que se ubica ese elemento en la tabla.


Na → Z = 11 → Período 3 1s2 2s2 2p6 3s1 (Tiene 3 órbitas)

O → Z = 8 → Período 2 1s2 2s2 2p4 (Tiene 2 órbitas)

2. El átomo posee tantos electrones en la órbita externa (órbita de valencia)

como sea el número de grupo en el cual ese elemento se encuentra.


Li → Z = 3 → Grupo 1 1s2 2s1 Grupo: I; Período: 2

Mg → Z = 12 → Grupo 2 1s2 2s2 2p6 3s2 Grupo: II; Período: 3

3. Al aumentar en uno el número atómico de un átomo, se tiene el elemento que

le sigue en la Tabla. También se le agrega un electrón. Este electrón se ubica

en la órbita más externa o en una órbita nueva según el siguiente elemento se

halle en el mismo período o en un período posterior.

4. Al final de cada período se llega a un gas noble que posee 8 electrones en su

última órbita (órbita completa y octeto completo).

Según el modelo atómico de Schrodinger:

− El mayor número cuántico principal de la CEE indica el período.

− La suma de la cantidad de electrones de ese nivel indica el grupo.


Na → Z = 11 → 1s2 2s2 2p6 3s1 Grupo: I; Período: 3


62

Teoría del Octeto

Dado que los gases nobles, raros o inertes no presentan compuestos y

prácticamente no reaccionan químicamente se consideró que su configuración

electrónica externa de 8 electrones sería muy estable (excepto el He, que posee 2

electrones).

Según Lewis:


El Sodio (11Na) Z = 11 → 1s2 2s2 2p6 3s1 Grupo: I; Período: 3Tiende a asemejarse al gas noble más próximo en la Tabla Periódica, es

decir:

Al Neón (10Ne) Z = 10 → 1s2 2s2 2p6

El Sodio pierde un electrón y adquiere estructura semejante a la del Neón. De

esta forma el sodio se transforma en un ión positivo, catión Na+1.

Carácter Metálico y No Metálico de los Elementos

En la tabla periódica se puede hacer una clasificación de los elementos teniendo en

cuenta su carácter metálico, no metálico o semimetálico, definido por determinadas

propiedades físicas químicas de los mismos. El carácter metálico de los elementos

Los átomos al reaccionar entre sí tienden a completar la estructura del gasnoble más próximo en la tabla periódica para adquirir una estructura electrónica

de mayor estabilidad.

Comentario Nº 1: La Tabla periodica es una herramienta muy útil para losquímicos. Proporciona información acerca de cada uno de los elementosquímicos como el símbolo, el nombre, el número atómico y el número másico, elestado de agregación a temperatura ambiente, la estructura cristalina, laelectronegatividad asignada por Pauling, el punto de ebullición y el de fusión,entre otras.

Comentario 2: cualquier elemento químico puede ser ubicado en la tabla a partirde su nombre, de su símbolo, por su Z, por su CEE, o conociendo el grupo y elperíodo a los que petenece.


63

se define señalando que son sólidos a temperatura ambiente, a excepción del

mercurio, cesio y galio, que son buenos conductores del calor y la electricidad, que

poseen brillo en su superficie, que tienden a perder electrones externos para formar

cationes, que sus moléculas son monoatómicas, que reaccionan con oxígeno para

formar óxidos básicos y con hidrógeno para formar hidruros metálicos.

En cambio, el carácter no metálico de los elementos se define señalando que

pueden presentarse sólidos como el carbono y el azufre, líquidos como el bromo,

gaseosos como el oxígeno, hidrógeno, gases raros, cloro, etc., que la atomicidad de

sus moléculas puede ser 2 o más, que son malos conductores del calor y la

electricidad a excepción del carbono, que reaccionan con oxígeno para formar

óxidos ácidos y con hidrógeno para formar hidruros no metálicos.

Los elementos con carácter semimetálico presentan combinaciones en sus

propiedades. Así el aluminio es físicamente un metal porque conduce el calor, tiene

brillo, es sólido a temperatura ambiente, etc, pero en su comportamiento químico

podemos encontrar óxidos con carácter básico o ácido, siendo éste último típico de

los no metales. Otro ejemplo es el antimonio.

El carácter metálico de los elementos disminuye de izquierda a derecha en el

período y de abajo hacia arriba en el grupo.

Según la Teoría del octeto de Lewis:

1. A los elementos de los Grupos IA, IIA y IIIA les resulta más fácil perder 1, 2 y

3 electrones respectivamente para asemejarse al gas noble anterior (el más

cercano en la tabla), que ganar 7, 6 ó 5 electrones para asemejarse al gas

noble posterior. Por lo tanto todos estos elementos tienen tendencia a ceder

electrones y quedar cargados positivamente. Esto se llama Carácter

Electropositivo o Carácter Metálico.

-1 e-

2 8 1 2 8

Ión Na+1

(carga +1)

Electropositivo Catión

Elemento

Del Grupo I

- 2 e- Ión Mg+2 Elemento

11Na

12Mg

11Na

12Mg


64

2 8 2 2 8

(carga +2)


Del Grupo II

-3 e-

2 8 3 2 8

Ión Al+3

(carga +3)


Elemento

Del Grupo III

2. A los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA les resulta más fácil ganar 3, 2 y

1 electrón para asemejarse al gas noble posterior (el más cercano a la tabla),

que perder, 5, 6 y 7 electrones para asemejarse al gas noble anterior. Estos

elementos tienen tendencia a ganar electrones y quedar cargados

negativamente. Esto se llama Carácter Electronegativo o Carácter No

Metálico.


+1 e-

2 8 7 2 8

8

Ión Cl-1

(carga -1)

Electronegativo

Anión

Elemento

Del Grupo VII

3. Los elementos del grupo IVA (por ejemplo el C y el Si), tienen 4 electrones en

la última órbita y les resulta indiferente ganar o perder electrones ya que

perdiendo 4 electrones adquieren la estructura del gas noble anterior y

ganando 4 electrones adquiere la estructura del gas noble posterior.

Subdivisión General de los ElementosComprenden:

1. Elementos representativos2. Elementos relacionados o de transición3. Elementos de transición interna, Lantánidos y Actínidos

13Al 13Al

17Cl 17Cl


65

Elementos Representativos o Principales: son aquellos elementos cuyo nivelenergético externo está incompleto. El último electrón está en un subnivel s ó p.Pertenecen al grupo A.

Los elementos del grupo IA son los metales alcalinos. Los elementos del grupo IIA son los metales alcalinos térreos. Los elementos de los grupos IIIA, IVA y VA son los elementos de los grupos

del Boro (B), del Carbono (C) y del Nitrógeno (N). Los elementos del grupo VIA son los calcógenos. Los elementos del grupo VIIA son los halógenos. Los elementos del grupo VIIIA son los gases nobles.

Nota: El Hidrógeno se ubica en el grupo IA por su configuración electrónica perotiene propiedades diferentes a los demás elementos de ese grupo.

Elementos de Transición o Relacionados: poseen alguna de sus dos órbitasexternas incompletas. El último electrón de sus átomos se encuentra en un orbital dy pertenecen al grupo B; son los elementos que se ubican en el centro de la tabla.

Elementos de Transición Interna (Lantánidos y Actínidos): sus tres órbitasexternas están incompletas. El último electrón de sus átomos se encuentra en unorbital f. Se subdividen en dos series:

Lantánidos: Ubicados en el 6º período, Grupo IIIB, comprende los elementosque van desde el Nº 57 (Lantano) hasta el 71.

Actínidos: Ubicados en el 7º período, Grupo IIIB, comprende los elementosque van desde el Nº 89 (Actinio) hasta el 103.

Elementos Transactínidos: son 18 elementos cuyos números atómicos van del 104al 121 que se prevé que existen; hasta el momento sólo se han descubierto los 2primeros (104 y 105).

Elementos Supractínidos: son elementos cuya existencia se postula e irían del Nº122 al 153, todos serían de origen sintético.

I VIII

H1 II III IV V VI VII

He2

A B A


66

Li3

Be4

B5

C6

N7

O8

F9

Ne10

Na11

Mg12 III IV V VI VII VII

IVIII

VIII

I IIAl13

Si14

P15

S16

Cl17

Ar18

K19

Ca20

Sc21

Ti22

V23

Cr24

Mn25

Fe26

Co27

Ni28

Cu29

Zn30

Ga31

Ge32

As33

Se34

Br35

Kr36

Rb37

Sr38

Y39

Zr40

Nb41

Mo42

Tc43

Ru44

Rh45

Pd46

Ag47

Cd48

In49

Sn50

Sb51

Te52

I53

Xe54

Cs55

Ba56

La*

Hf72

Ta73

W74

Re75

Os76

Ir77

Pt78

Au79

Hg80

Tl81

Pb82

Bi83

Po84

At85

Rn86

Fr87

Ra88

Ac**

Unq104

Unp105

Unh106

Uns107

*La57

Lu71

**Ac89

Lw103

Nota: Los elementos del 104 en adelante, utilizan una nomenclatura relacionada con

el Z y pueden aceptar símbolo de tres letras. Ejemplo: Unq (Z = 104) Unmil quadium

→ Kurchatovio.

Poblado o Llenado de Orbitales

a. Los elementos de los grupos IA y IIA tienen el electrón diferenciador(último electrón) en orbitales s. Por ejemplo:Litio (Z: 3)Magnesio: (Z:12)

b. En los elementos de los grupos IIIA y VIIIA se ocupan los orbitales p.Es decir: los elementos representativos (Grupos A) pueblan orbitales s y p.

c. En los elementos de transición (IIIB a IIB) se pueblan los orbitales d.d. En los elementos de transición interna se pueblan los orbitales f.

s d p

f


67

Tabla Periódica y Valencia: La tabla sólo da las valencias principales.

a. Elementos representativos

Grupos IA a IVA

La valencia de los elementos coincide con el Grupo.

Elemento Grupo Valenci

a

NaCaBC

IAIIAIIIAIVA

1234

Grupos VA a VIIA

Son elementos con más de una valencia donde:

− La mayor valencia coincide con el Grupo.− La menor valencia se obtiene restando a 8, el número del Grupo.− Las valencias intermedias se obtienen restando 2 unidades de la mayor

y así sucesivamente.

Elemento

Grupo Valencias

Mayor Intermedia Menor

NSCl

VAVIAVIIA

567

-4

5 – 3

321

Existen excepciones:

Elemento Grupo Valencia

Talio (Ti)Estaño(Sn)Plomo(Pb)Oxigeno(O)Polonio (Po)

Flúor (F)

IIIAIVAIVAVIAVIAVIIA

3 – 14 – 24 – 2

24 – 2

1


68

c. Elementos de Transición

Grupo Elemento Valencias

IB CuAgAu

1 – 21

1 – 3

IIB ZnCdHg

22

1 – 2

VIIB Fe – Co – NiPd – Pt

2 – 32 – 4

Propiedades Periódicas

a. Carácter Metálico:(CM) mide la tendencia de los elementos de ganar o perder

electrones. Aumenta en el grupo de arriba hacia abajo y disminuye en el

período de izquierda a derecha. El Francio (Grupo I, Período 7) es el

elemento con mayor carácter metálico.

b. Electronegatividad: (E)Es una medida de la capacidad de un átomo para atraer los electrones involucrados

en sus enlaces quimicos con otros átomos cuando forma una molécula. Es una

propiedad relativa que sólo puede medirse con respecto a otro elemento. En la Tabla

Periódica se informan los valores de electronegatividades determinadas por Pauling.

El flúor es elemento más electronegativo según Pauling, quien le asignó un valor

máximo de 4, y el Francio es el elemento con mayor carácter metálico y por lo tanto

el menos electronegativo, con un valor asignado de 0,7. La electronegatividad

aumenta en el grupo de abajo hacia arriba y aumenta en el período de izquierda a

derecha.

c. Radio Atómico (RA)Radio atómico es la distancia entre el centro del núcleo de un átomo y la órbita más

externa del mismo. Es un valor que se determina experimentalmente como la mitad

de la distancia entre los núcleos de dos átomos que forman una unión. En la Tabla

periódica se observa que:


69

El radio atómico disminuye de izquierda a derecha (de metales a no metales) dentro

del período. Dicho de otra forma dentro de un período disminuye al aumentar el Z.

La explicación lógica es que dentro del mismo período tenemos igual número de

órbitas y al aumentar el Z aumenta la carga nuclear y es mayor la atracción

electrónica. El radio atómico será menor.

El radio atómico aumenta de arriba hacia abajo dentro del Grupo. Es decir que,

dentro del grupo aumenta al aumentar el Z y el radio atómico de un catión es

siempre menor que el del átomo neutro.

d. Potencial de Ionización o Energía de Ionización (EI)Para quitarle un electrón a un átomo es necesario aplicarle energía. Esta energia se

denomina potencial de ionización o energía de ionización. El o los electrones más

externos son los que requieren menor energia para ser extraidos. Cuando se extrae

el primer electrón (primer potencial de ionización), el segundo electrón externo pasa

a ser atraido con mayor fuerza por el núcleo (segunda energía de ionización), y así

sucesivamente; a medida que se quiten electrones del átomo, los restanates irán

siendo atraídos cada vez con más fuerza por los protones del núcleo (cuyo número

permanece constante). Entonces, se puede decir que el potencial de ionización es

una medida de la fuerza con que el núcleo atrae a un electrón. Cuanto mayor es el

potencial de ionización mayor es la fuerza con que ese electrón está siendo atraido

por el núcleo. La energía de ionización se mide para átomos al estado gaseoso,

porque en este estado los átomos se encuentran más alejados, y se minimiza la

influencia de los átomos vecinos. Debe tenerse en cuenta que en la práctica es

imposible medir el potencial de ionización para un solo átomo, porque es una

energía de magnitud extremadamente pequeña y no existe instrumento de medición

de tal sensibilidad. Sin embargo, este inconveniente se resuelve fácilmente midiendo

la energía requerida para un mol de átomos, y cuyos valores de potenciales de

ionizaciónse registran en tablas y se expresan en kCal/mol o kJ/mol.

En la Tabla periódica el potencial de ionización aumenta de izquierda a derecha

dentro del período y por lo tanto, aumenta dentro del período al aumentar el Z y

disminuye de arriba hacia abajo dentro del grupo y por lo tanto, disminuye al

aumentar el Z. El Francio es el elemento con la más baja energía de ionización. Si A

representa un mol de átomos en estado gaseoso, podemos escribir:


70

A (g) + E 1)(gA + e primera energía de ionización (EI1)

1)(gA + E 2

)(gA + e segunda energía de ionización (EI2)

2)(gA + E 3

)(gA + e tercera energía de ionización (EI3)

e. Radio IónicoEs la distancia que existe entre el núcleo de un ión y la órbita más externa del

mismo. En general los cationes tienen menor radio que el gas noble

correspondiente para su estructura y a la inversa ocurre con los aniones.

f. Afinidad ElectrónicaEs una medida de la capacidad que tiene un átomo en estado gaseoso de incorporar

un electrón. Cuanto mayor es esta tendencia mayor es la probabilidad de que el

elemento se encuentre como anión, ya que es más estable químicamente y de

menor energía que el átomo neutro. Se expresa también en kCal/mol o kJ/mol. En la

Tabla Periódica varía en forma análoga al potencial de ionización.

Resumen de las Propiedades Periódicas

Nota: La dirección de las flechas indica el aumento de las propiedades en el grupo

y período.

Electronegatividad (E), Potencial de Ionización (EI) y Afinidad Electrónica (AE)

Carácter Metálico (CM) , Radio Atómico (RA) y Radio Iónico (RI)

Siempre se cumple que EI1 < EI2 < EI3


71

Analogías

Analogías Horizontales:

En la parte central de la tabla existe un grupo de elementos que poseen igual

cantidad de electrones periféricos y por lo tanto, propiedades muy semejantes.

En los grupos VIII B, períodos 4,5,y 6 hay tres analogías horizontales:

− Fe – Co – Ni (Hierro, Cobalto y Níquel).

− Ru – Rh – Pd (Rutenio, Rodio y Paladio).

− Os – Ir – Pt (Osmio, Iridio y Platino).

INTRODUCCION A LA QUIMICA NUCLEAR

La química nuclear estudia las reacciones que implican cambios en el núcleoatómico. Esta rama de la química comenzó con el descubrimiento de la radiactividadnatural por Becquerel. En la actualidad es un tema frecuente y controvertido por susaplicaciones en la fabricación de bombas atómicas, bombas de hidrógeno y deneutrones, por los deshechos que ocasionan y la seguridad en las plantas nucleares.

La Radiactividad

El fenómeno de la radiactividad fue descubierto casualmente por HenriBecquerel(a la izquierda) en 1896. Estudiaba los fenómenos defluorescencia y fosforescencia, para lo cual colocaba un cristal dePechblenda, mineral que contiene uranio, encima de una placa fotográficaenvuelta en papel negro y las exponía al sol. Cuando desenvolvía la placa laencontraba velada, hecho que atribuía a la fosforescencia del cristal. Losdías siguientes no hubo sol y dejó en un cajón la placa envuelta con papelnegro y con la sal de Uranio encima. Cuando sacó la placa fotográficaestaba velada, y no podía deberse a la fosforescencia ya que no había sidoexpuesta al sol. La única explicación era que la sal de uranio emitía una

radiación muy penetrante. Sin saberlo Becquerel había descubierto lo que MarieCurie llamaría más tarde radiactividad.


72

Mme. Curie junto a su esposo Pierre Curie, empezaron a estudiar el raro fenómenoque había descubierto Becquerel. Estudiaron diversos minerales y se dieron cuentade que otra sustancia el torio, era "radiactiva", término de su invención. Demostraronque la radiactividad no era resultado de una reacción química, sino una propiedadelemental del átomo. El fenómeno de la radiactividad era característico de losnúcleos de los átomos. En 1898 descubren dos nuevas sutancias radiactivas: elradio y el polonio, mucho más activas que el uranio. Pierre estudiaba laspropiedades de la radiación, y Marie intentaba obtener de los minerales lassustancias radiactivas con el mayor grado de pureza posible. Pierre probó el radiosobre su piel, y el resultado fue una quemadura y una herida, pronto el radio serviríapara tratar tumores malignos. Era el comienzo de las aplicaciones médicas queMme. Curie daría a la radiactividad. En 1903 recibieron el premio Nobel de físicajunto con Becquerel por el descubrimiento de la radiactividad natural.

Al poco tiempo murió Pierre Curie en un accidente debilitado como estaba por elradio. Mme. Curie siguió trabajando y fue la primera mujer que ocupó un puesto enla Universidad de la Sorbona en Paris. Siguió investigando junto a ErnestRutherford, quien encontró que la radiación que emitían las sustancias radiactivas,tenía tres componentes que denominó: alfa, beta y gamma.

Mme. Curie siguió estudiando el fenómeno de la radiactividad durante toda su vida,prestando especial atención a las aplicaciones médicas de la radiactividad junto conlos rayos X, recien descubiertos. Agotada, casi ciega, los dedos quemados ymarcados por su querido radio, Mme Curie murió a los 60 años de leucemia en1934. Su hija Irene continuó su trabajo con la misma pasión junto a su marido, conel que descubrió la radiactividad artificial y por lo que recibieron el premio Nobel.

Madame Curie ha sido quizá la mujer más excepcional del S XX y de la historia d laciencia. Se dice de ella que la “primera” porque fue:

La primera de la promoción en la carrera de Física. La primera mujer en doctorarse en Francia La primera mujer en obtener un Premio Nobel La primera mujer en obtener una cátedra en la Sorbona La primera científica en obtener dos premios Nobel.


73

¿QUE ES LA RADIACTIVIDAD?El fenómeno de la radiactividad fue descubierto casualmente por Henri Becquerel

en 1896. Estudiaba los fenómenos de fluorescencia y fosforescencia, para lo cualcolocaba un cristal de Pechblenda (mineral que contiene uranio), encima de unaplaca fotográfica envuelta en papel negro y las exponía al sol. Cuando desenvolvíala placa la encontraba velada, hecho que atribuía a la fosforescencia del cristal. Losdías siguientes no hubo sol y dejó en un cajón la placa envuelta con papel negro ycon la sal de Uranio encima. Cuando sacó la placa fotográfica estaba velada, y nopodía deberse a la fosforescencia ya que no había sido expuesta al sol. La únicaexplicación era que la sal de uranio emitía una radiación muy penetrante. Sin saberloBecquerel había descubierto lo que Marie Curie llamaría más tarde radiactividad.Curie y su esposo estudiaron diversos minerales y se dieron cuenta de que otrasustancia, el torio, era "radiactiva", término de su invención. Demostraron que laradiactividad no era resultado de una reacción química, sino una propiedadelemental del átomo. Es decir el fenómeno de la radiactividad es característico delos núcleos de los átomos llamados inestables, especialmente aquellos con númerosatómicos elevados y por lo tanto con número de protones elevados. Un núcleoinestable de este tipo se desintegra, emitiendo partículas y formando un nuevonúcleo llamado derivado, el cual puede o no ser estable. Esta serie de decaimientose denomina también serie de desintegración (figura 1).

Entonces, podemos decir que:

Radiactividad es el término utilizado para describir la liberación o emisión de dicharadiación procedente de isótopos de ciertos elementos o de sus compuestos, yestos isótopos radiactivos se llaman radionúclidos.

El decaimiento de un núcleo puede traer como resultado la emisión de varios tiposde radiación

Todos los núcleos de Z mayor a 83 son radiactivos

LA NATURALEZA DE LAS REACCIONES NUCLEARES

Con excepción del hidrógeno ( H11 ), todos los núcleos contienen dos tipos de

partículas fundamentales, los protones y los neutrones. Algunos núcleos soninestables y emiten partículas y/o radiación electromagnética de maneraespontánea, fenómeno al que se llama radiactividad. Todos los elementos quetienen número atómico mayor de 83 son radiactivos. Por ejemplo, el isótopo del


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polonio, el polonio-210 ( )(21084Po , decae de modo espontáneo a )(206

82Pb y emite unapartícula .Otro tipo de radiactividad, conocida como transmutación nuclear, se produce albombardear el núcleo con neutrones, protones y otros núcleos. La conversión de

N147 a C12

6 y H11 es un ejemplo de transmutación nuclear, que se produce cuando el

isótopo de nitrógeno captura un neutrón (del sol). Este tipo de transmutación suelesuceder en el espacio, pero también se puede lograr por medios artificiales. Eldecaimiento radiactivo y la transmutación nuclear son reacciones nucleares, que sonmuy distintas a las reacciones químicas ordinarias. Las diferencias entre estasreacciones se resumen en el siguiente cuadro:

Tabla. Comparación de las reacciones químicas con las reaccionesREACCIONES QUIMICAS REACCIONES NUCLEARES

1. Los átomos se arreglan por la rupturay formación de enlaces químicos.2. Sólo los electrones de los orbitalesatómicos están implicados en la rupturay formación de los enlaces.3. Las reacciones van acompañadas porla absorción o liberación de cantidadesde energía relativamente pequeñas.4. Las velocidades de reacción, se venafectadas por la temperatura, la presión,la concentración y los catalizadores.

1. Los elementos (o los isótopos de losmismos elementos) se interconviertenlos unos en los otros.2. pueden estar implicados los protones,neutrones, electrones y otras partículaselementales.3. las reacciones van acompañadas porla absorción o liberación de cantidadesenormes de energía.4. Las velocidades de reacción, por logeneral, no se ven afectadas por latemperatura, la presión o loscatalizadores.

Tipos de Radiación

Radiación Alfa (Partículas α): la forma en que el núcleo se hace más estable, esemitiendo radiación alfa. Ésta consta de un flujo de partículas alfa, cada una estácompuesta por dos protones y dos neutrones (el núcleo de un átomo de helio, 4

2 He).Al emitir una partícula alfa, el número atómico del núcleo se reduce en dos y elnúmero de masa se reduce en cuatro. Una fuente bien conocida de radiación alfa esel isótopo uranio-238, que decae al emitir una partícula alfa para formar un átomo detorio-234. Una manera abreviada de representar este decaimiento, es mediante lallamada ecuación nuclear:

ThU 23490

23892

El núcleo inestable que comienza la desintegración se muestra a la izquierda de laflecha y los productos resultantes de dicha desintegración radiactiva, se muestran ala derecha. Para estar seguros de que esa ecuación nuclear esté correctamenteescrita, se debe verificar que el número de protones y neutrones que aparecen a unlado de la flecha, sea igual al número de protones y neutrones del otro lado. En otraspalabras la suma de las masas de cada lado de la ecuación y los números atómicos,deben ser iguales. Teniendo en cuenta el ejemplo:

Número de masa: 238 = 234 + 4


75

Número atómico: 92 = 90 + 2El átomo de torio producido por la desintegración del uranio-238 es tambiéninestable y se desintegra a su vez para formar un nuevo núcleo.Las partículas alfa son las partículas más grandes que emiten las sustanciasradiactivas y tienen muy poco poder de penetración. Pueden ser detenidas por unpedazo de papel y no pueden penetrar en la capa de células muertas que cubren lapiel. Una dosis externa intensa de radiación alfa producirá sin embargo, quemadurasen la piel. Además, las partículas alfa pueden hacer mucho daño si se encuentrandentro del cuerpo, lo cual podría resultar de la inhalación o ingestión de partículasalfa.

Radiación Beta (Partículas β): la radiación β como la radiación α, consiste enemisiones de partículas. En este caso, la partícula es un electrón ( e0

1 ) que seproduce dentro del núcleo. Durante la desintegración β, un neutrón es transformadoen un protón y un electrón. Ese electrón (o partícula β) es lanzado del núcleo,dejando tras de sí un núcleo derivado que tiene el mismo número de masa que elátomo original, pero un número atómico diferente. Por ejemplo, el átomo de torio quese produce en la desintegración alfa del uranio-238, es un emisor beta.

PaTh 23491

23490

Para verificar que la ecuación nuclear esté correctamente escrita, se tiene:


Número atómico: 90 = 91 + (-1) = 90

Las partículas beta son 7000 veces más pequeñas que las partículas alfa y tienenpor consiguiente un mayor poder de penetración. Las partículas beta puedenatravesar un pedazo de papel, pero sondetenidas por un trozo de madera, puede atravesar la capa, de células muertas,exterior de la piel, quedando detenidas dentro de la piel y dañando el tejido dándoleun aspecto de quemado. El efecto sobre los órganos internos puede ser grave si seingiere un emisor beta.

Radiación Gamma (Rayos γ): los rayos gamma no son partículas, sino radiación dealta energía, similar a los rayos X. Con mucha frecuencia, el núcleo derivado,producido por un emisor alfa o beta, se hallará en un estado de alta energía oexcitación, liberará esta energía en forma de radiación gamma para hacerse másestable. La radiación gamma casi siempre tiene lugar junto con la radiación alfa obeta.Por ejemplo, el radio-226 tiene un núcleo radiactivo que libera radiación alfa ygamma al desintegrarse.

RnRa 22286

22688

Para verificar que la ecuación nuclear esté correctamente escrita, se tiene:


76


Número atómico: 88 = 86 + 2

Debido a que poseen una energía muy elevada, los rayos gamma atraviesanfácilmente el papel y la madera, pero pueden ser detenidos por bloques de plomo opor paredes gruesas de concreto. Los rayos gamma penetran totalmente el cuerpohumano causando graves daños al atravesarlo.

Radiación de Positrones β+: Un positrón es una partícula que tiene la misma masaque un electrón pero con carga opuesta, se simboliza como e0

1 . El Positrón emitidoes inestable en presencia de electrones, ya que es aniquilado cuando choca con unelectrón, produciendo rayos gamma:

00

01

01 2 ee

Ejemplo: El carbono-11 es un isótopo que se desintegra por emisión de un positrón:

eBC 01

115

116

La emisión de un positrón causa que el número atómico disminuya de 6 a 5. Estaemisión tiene el efecto de convertir un protón en un neutrón, con lo cual el númeroatómico del núcleo disminuye en 1.

nep 10

01

11

La captura de electrones ( 0-1e).

Es la captura por parte del núcleo de un electrón de una capa interna de la nube deelectrones que rodea al núcleo.

p+ + e n0 + neutrino

XAZ + e YA

Z 1 + neutrino

Ejemplo:El rubidio-81 sufre este tipo de desintegración:

KreRb 8136

01

8137

En este proceso el electrón se consume en vez de formarse, es por ello que semuestra en el lado de los reactivos en la ecuación.

La captura de electrones, así como la emisión de positrones, tiene el efecto deconvertir un protón en un neutrón: nep 1

001

11

Tabla Nº1: Partículas y radiación emitidas por radionúclidosPartícula/radiación Tipo Carga Símbolo

Alfa Partícula, núcleo de helio 2 + α, He42


77

Beta Partícula, electrón 1 - β, e01

Gamma Radiación electromagnética 0 γNeutrón Partícula 0 n1

0

Protón Partícula 1 + p11

Positrón Partícula 1 + e01

Serie radiactiva: es la secuencia natural de desintegración de un núcleoradioactivo, en sucesivas etapas, a través de emisión de partículas y radiación.Estas series siempre comienzan con el núcleo radiactivo y termina con el núcleoestable.Estos decaimientos van frecuentemente acompañados de radiaciones y comoliberan energía, son procesos exergónicas o exotérmicos.

Figura 1: Serie de la desintegración del uranio-238

Transmutaciones Nucleares

Hasta aquí hemos examinado reacciones nucleares en las cuales un núcleo sedesintegra espontáneamente. Otra manera de cómo un núcleo puede cambiar deidentidad, consiste en ser golpeado por un neutrón o por otro núcleo. Las reaccionesnucleares que se inducen de esta forma se conocen como transmutacionesnucleares.La primera conversión de un núcleo por otro fue realizada por Rutherford, quiénconsiguió convertir el nitrógeno-14 en oxígeno-17 más un protón, empleando laspartículas alfa que emite el radio.La reacción es:

N147 + He4

2 O178 + H1

1

Mediante esta reacción se demostró que es posible inducir reacciones nuclearesgolpeando núcleos con partículas de este tipo, lo cual ha permitido sintetizar cientosde radioisótopos en el laboratorio.


78

Las tramitaciones nucleares se representan generalmente, enumerando, en orden,el núcleo objetivo, la partícula que bombardea, la partícula expulsada y el núcleoproducto.Entonces, la ecuación nuclear anterior, expresada de esta manera es:

N147 (α, p) O17

8

Ejemplos:

Escriba la ecuación nuclear balanceada para el proceso que se puederesumir como Al27

13 (n, α) Na2311 .

Solución: La n es la abreviatura del neutrón y α representa a una partícula alfa. Elneutrón es la partícula que bombardea y la partícula alfa es el producto. Entonces laecuación nuclear es:

Al2713 + n1

0 Na2411 + He4

2

Velocidades de Desintegración Radiactiva

La diferencia que existe entre los radioisótopos, como el Uranio- 238, que existe enla naturaleza y otros que es necesario sintetizarlos en el laboratorio, se debe a quelos distintos núcleos sufren una desintegración radiactiva a diferentes velocidades.Muchos radioisótopos se desintegran por completo en cuestión de segundos, omenos; es obvio que estos núcleos no se encuentran en la naturaleza. En cambio, elUranio-238 se desintegra con gran lentitud, por lo tanto todavía podemos observareste isótopo en la naturaleza.Una característica de éste isótopo es su velocidad de desintegración radiactiva, lacual se analiza en términos de su vida media (t ½), la cual es el tiempo que serequiere para que reaccione la mitad de cualquier sustancia dada. Esto Significa quedespués de una vida media, se habrá desintegrado la mitad (1/2) de una muestra delisótopo para formar una nueva sustancia y quedará la mitad. Después de dos vidasmedias, quedará la mitad de la mitad (o ¼ parte). Después de tres vidas mediasquedará la mitad de una cuarta parte ( o 1/8 parte), y así sucesivamente.Cada isótopo tiene su propia vida media característica.Ejemplo 1:La vida media del estroncio-90 se de 29 años.Si partiéramos de 10,0 g de estroncio-90, solo quedarían 5,0 g de éste isótopodespués de 29 años; después de otros 29 años quedarían 2,5 g, y asísucesivamente.La pérdida de estroncio-90 en función del tiempo se muestra en la siguiente figura:


79

Las vidas medias de los diferentes radionúclidos pueden ser tan cortas comofracciones de segundo o tan largas como millones de años.Ejemplo 2:El fósforo-32 se utiliza a menudo para estudiar las reacciones químicas eninvestigaciones biológicas. La vida media del 32P es de 14 días. Si un laboratorio deinvestigación recibió 500 mg de fósforo-32, ¿Cuántos miligramos de 32P quedaránpara ser utilizados después de 70 días?

Solución: Si una vida media equivale a 14 días, 70 días serán entonces

svidasmediadias

vidamediadiasx5

14170

Ahora que conocemos el número de vida media del fósforo-32, podemos calcular lacantidad de 32P remanente para ese período de tiempo, entonces

La cantidad de 32P remanente será32X , dónde X es la cantidad original del isótopo.

En este caso,

X= 500 mg

32P remanente = 500mg/ 32 = 15,6 mg

Fisión Nuclear

La fisión nuclear es una reacción nuclear, consiste en la ruptura de un núcleo maspesado para formar núcleos más pequeños y más estables, cuando se bombardeacon neutrones, en este proceso se producen algunos subproductos mas la liberaciónde una gran cantidad de energía.Por ejemplo: El Uranio-235 al ser bombardeado con neutrones, sufren una fisiónnuclear, dividiéndose en dos pequeños fragmentos que se separan uno del otro.También se liberan dos o tres neutrones los cuales pueden reaccionar con otros


80

núcleos de Uranio- 235. Si este proceso continúa, se produce una reacción encadena, que, si no se controla pronto da como resultado una explosión nuclear oliberación de gran cantidad de energía, en esto se fundamente la bomba atómica.La reacción es:

n10 + U235

92 U23692 Ba139

56 + Kr9436 + 3 n1

0 + Energía

Fusión Nuclear

Es el fenómeno mediante el cual núcleos livianos, más pequeños (como los dehidrogeno, helio y litio) se combinan para formar núcleos mas pesados y estables, seliberan enormes cantidades de energía, en forma de calor.Ejemplo: En el sol, cuatro átomos de hidrogeno, se unen para dar átomos de helio,positrones y gran cantidad de energía

H11 + H1

1 + H11 + H1

1 He42 + 2 e0

1 + Energía

La energía solar que recibe la tierra así como otros planetas, es la energía que selibera por fusión de átomos de átomos de hidrogeno, fenómeno que ocurre en elinterior del sol a temperaturas muy elevadas.

La siguiente reacción de fusión es la que utilizará con más probabilidad aquí en latierra:

H21 + H3

1 He42 + n1

0 + Energía.


81

BALANCEO DE LAS ECUACIONES NUCLEARES

Con el fin de estudiar con cierta profundidad las reacciones nucleares, es necesarioentender como se escriben y balancean sus ecuaciones. La escritura de unaecuación nuclear es n poco distinta a la de las ecuaciones de las reaccionesquímicas. Además de escribir los símbolos de los distintos elementos químicos,también se deben indicar, de manera clara, los protones, neutrones y los electrones.De hecho, en la ecuación se debe indicar el número de protones y neutrones quehay en cada especie. Los símbolos de las partículas elementales son los siguientes:

H11 o p1

1 n11 e11_ o 01_ e1

1 o 01 He4

2 o

Protón Neutrón Electrón Positrón Partícula

El símbolo e11_ representa un electrón dentro de un orbital atómico o que provienede él. El símbolo 01_ representa un electrón que, aunque físicamente esidéntico a cualquier otro electrón, proviene de un núcleo (en un proceso dedecaimiento en el que el neutrón se transforma en un protón y un electrón) y no deun orbital atómico. El positrón tiene la misma masa que el electrón, pero tiene unacarga de +1.

Al balancear cualquier ecuación nuclear se deben cumplir las siguientes reglas:

El número total de protones y neutrones en los productos y reactivos debe serel mismo (para conservar el número de masa).

El número total de cargas nucleares en los productos y reactivos debe ser elmismo (para conservar el número atómico).

Si se conocen el número atómico y el número de masa de todas las especies deuna ecuación nuclear, excepto una, la especie desconocida se puede identificar


82

al aplicar estas reglas, como se verá en el ejemplo siguiente, en donde semuestra cómo se balancean las ecuaciones de decaimiento nuclear.

Ejemplos:

Balancear las siguientes ecuaciones nucleares e identificar el producto X.

a) XPbPo 20882

21284

b) XBaCs 13756

13755

Respuesta:

a) PbPo 20882

21284

b) 01

13756

13755 BaCs

ESTABILIDAD NUCLEAR

El factor principal que determina la estabilidad del núcleo es la relación neutrón-protón (n/p). Para los átomos estables de elementos que tienen un númeroatómico bajo, el valor (n/p) es cercano a 1. Conforme aumenta el númeroatómico, la relación neutrón-protón tiende a ser mayor que 1. Esta desviación sedebe a que se necesita un mayor número de neutrones para contrarrestar lasfuertes repulsiones que hay entre los protones para poder estabilizar al núcleo.Las siguientes reglas ayudan a predecir la estabilidad nuclear:

Los núcleos que contienen 2, 8, 20, 50, 82 o 126 protones o neutronesson, por lo general, más estables que los núcleos que no poseen estosnúmeros. Así, por ejemplo, existen 10 isótopos estables del estaño (Sn)con número atómico de 50, y sólo dos isótopos estables del antimonio(Sb) con número atómico de 51. Los números 2, 8, 20, 50, 82 y 126 sellaman números mágicos. la importancia de estos números para laestabilidad nuclear es similar a la del número de electrones asociados conlos gases nobles tan estables (esto es 2.10.18.36, 54 y 86 electrones).

Los núcleos con números pares de protones y neutrones son, por logeneral, más estables que los que tienen números nones de estaspartículas.

Todos los isótopos de los elementos que tienen número atómico mayor de83 son radiactivos, los isótopos del tecnecio (Tc, Z=43) y del promedio(Pm, Z=61) son radiactivos.

Número de isótopos estables con número par e impar de protones yneutrones

Protones Neutrones Número de isótopos establesImpar Impar 4Impar Par 50


83

Par Impar 53Par Par 157

Se llama Radiactividad a la emisión espontánea de partículas (radiación) deelementos inestables. Los elementos radiactivos experimentan de manerapermanente una desintegración radiactiva (también llamada decaimiento radiactivo,ya que la masa atómica y el número atómico tienden a disminuir) para formarelementos diferentes.

Procesos de desintegración radiactiva

La desintegración radiactiva afecta a los protones y neutrones que constituyen elnúcleo. Las desintegraciones radiactivas son reacciones nucleares. Hay cinco tiposcomunes de desintegración radiactivas:

1) emisión de partículas alfa, α: consiste en dos protones y dos neutrones, tieneuna masa aproximada de 4 uma y una carga de +2. Es un núcleo de helio quese simboliza 4

2 He, son poco penetrantes, penetran la primera capa de piel ypueden ser detenidas hasta por una hoja de papel. La mayor parte de laradiación α es absorbida por la capa superficial de piel muerta donde puedeprovocar poco daño, sin embargo si se las ingiere o inhalan pueden ser enextremo peligrosas. Estas partículas capturan electrones de la materiacircundante. La velocidad es variable, menos del 10% de la velocidad de laluz. Tienen energía ionizante elevadaCuando se emite una partícula del núcleo se forma un elemento diferenteque tiene un Z menor en dos unidades y la masa es menor en 4 umacon respecto al elemento original.

Ejemplo:

2) emisión de partículas beta, β: son idénticas en masa y carga a los electronesy se representan como e0

1 . Son partículas moderadamente penetrantes,capaces de penetrar hasta 1 cm en el tejido muscular, son retenidas por unadelgada hoja de aluminio. Se producen por la descomposición de un neutrón.

ThU 23490

23892


84

La velocidad es variable, hasta el 90% de la velocidad de la luz. Tienenenergía ionizante moderada.Cuando un átomo pierde una partícula β de su núcleo, se forma un elementodiferente que tiene prácticamente la misma masa pero su Z es una unidadmayor con respecto al elemento original.

Ejemplo: PaU 234

9123490

3) emisión de positrones β+ : partículas que tienen la misma masa que loselectrones, pero con carga positiva unitaria. Se las simboliza también como

e01 , son partículas moderadamente penetrantes, la velocidad es variable,

menos del 90% de la velocidad de la luz. Llamadas también antipartículas demovimiento rápido. Para explicar su existencia se utiliza él concepto, yaexplicado, del neutrino dado que esta desintegración esta caracterizada porla conversión de un protón en un neutrón y la emisión de unneutrino.(figura 3) Esta desintegración ocasiona la perdida de un protón porlo cual el radionúclido desciende una unidad en su número atómico pero nocambia su número de masa.


85

A A

X Y + e- + Z Z-1

4) Captura electrónica: cuando uno de los electrones, generalmente de laprimera capa, pasa a formar parte del núcleo al transformar un protón en unneutrón. En este caso la reacción se expresa así:

p + e- n +

Ocurre cuando un electrón se une a un protón originando un neutrón y la emisión deun neutrino; así que las consecuencias son las mismas que en una emisión betapositiva pero, en este caso, el lugar dejado por el electrón capturado es ocupado porotro proveniente de una órbita superior produciéndose la emisión de energíacaracterística. Se da en núcleos con exceso de protones. El núcleo captura un electrónde la corteza electrónica, que se unirá a un protón del núcleo para dar un neutrón.

p+ + e- ----> n0 + neutrino


86

XAZ + e- ----> YA

Z 1 + neutrino

5) Emisión de rayos gamma, γ: los rayos gama son paquetes de energíallamados fotones. Son radiaciones electromagnéticas de longitud más corta yde mayor energía y poder de penetración que los rayos X. Son muypenetrantes. La emisión de rayos gamma generalmente acompaña a los otroscuatro tipos de desintegraciones radiactivas. Estos rayos no se incluyen enlas ecuaciones de las reacciones nucleares porque no son materia sinoradiación electromagnética y carecen de masa o carga. Una fuente naturalde rayos gama es el potasio-40. Las fuentes artificiales incluyen plutonio-239y cesio-137. Los rayos gama. pueden pasar fácilmente a través del cuerpohumano, pero puede suceder que en su trayectoria sean absorbidos por algúntejido, por ello es perjudicial para todo el cuerpo. Para lograr detener los rayosgama se necesita aproximadamente 50 cm de cemento o algunos centímetrosde plomo. La velocidad es la de la luz. No tienen energía ionizante. Laradiación γ no altera el Z ni la masa de un elemento.

En este tipo de radiación el núcleo no pierde su identidad. Mediante esta radiaciónel núcleo se desprende de la energía que le sobra para pasar a otro estado deenergía más baja. Emite rayos gamma, o sea fotones muy energéticos. Este tipo deemisión acompaña a las radiaciones alfa y beta. Es una radiación muy penetrante,atraviesa el cuerpo humano y sólo se frena con planchas de plomo y muros gruesosde hormigón. Al ser tan penetrante y tan energética, de los tres tipos de radiaciónes la más peligrosa.

AZ X* ----> A

Z X + gamma

Las leyes de desintegración radiactiva, descritas por Soddy y Fajans, son:

Cuando un átomo radiactivo emite una partícula alfa, la masa del átomo (A)resultante disminuye en 4 unidades y el número atómico (Z) en 2.

Cuando un átomo radiactivo emite una partícula beta, el número atómico (Z)aumenta o disminuye en una unidad y la masa atómica (A) se mantieneconstante.

Cuando un núcleo excitado emite radiación gamma no varía ni su masa ni sunúmero atómico, solo pierde una cantidad de energía hν (donde "h" es laconstante de Planck y "nu" es la frecuencia de la radiación emitida).

Las dos primeras leyes indican que cuando un átomo emite una radiación alfa o beta setransforma en otro átomo de un elemento diferente. Este nuevo elemento puede ser radiactivo,transformándose en otro, y así sucesivamente, dando lugar a las llamadas series radiactivas

DATACION DE OBJETOS DE INTERES ARQUEOLGICO E HISTORICO


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Rayos X

Los rayos X son fotones de alta energía producidos por la interacción de partículascargadas y materia. Los rayos X y gama poseen esencialmente las mismaspropiedades, pero difieren en su origen, esto es, los rayos X son emitidos porprocesos fuera del núcleo, mientras que los rayos gama se originan dentro delmismo. Los rayos X son menos energéticos que los rayos gama y por ello menospenetrantes. Diariamente se utilizan miles de máquina generadoras de rayos X enmedicina y la industria para exámenes, inspecciones y procesos de control. Losrayos X se usan también en terapias de cáncer para destruir células malignas.Debido a su amplia utilización los rayos X son la fuente simple de exposición másimportante de radiación artificial. Unos pocos milímetros de plomo pueden parar losrayos X en medicina.


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Fuentes de RadiaciónRadiación NaturalLos seres humanos están expuestos principalmente a la radiación naturalprocedente del sol, rayos cósmicos y elementos naturales radiactivos que seencuentran en la Tierra, el radón que emana del suelo es otra importante fuentenatural. Los rayos cósmicos incluyen protones energéticos, electrones, rayos gama yX. Los elementos radiactivos primarios que se encuentran en la Tierra son uranio,torio, potasio y sus derivados radiactivos. Estos elementos emiten partículas alfa ybeta, o rayos gama.

Radiación ArtificialLa radiación se utiliza para un creciente número de aplicaciones en medicina y laindustria. Los principales usos de la radiación artificial incluyen: los establecimientosmédicos como hospitales y laboratorios; investigaciones e instituciones deenseñanza y reactores nucleares e instalaciones tales como plantas de tratamientode uranio. Varias de las instalaciones generan desperdicios nucleares, y algunassueltan una cantidad controlada de radiación dentro del ambiente. Los materialesradiactivos se utilizan también en productos de consumo cotidiano como vidrioscerámicos, dientes artificiales, detectores de humo y relojes digitales.

Se produce la radiactividad inducida cuando se bombardean ciertos núcleos estables conpartículas apropiadas. Si la energía de estas partículas tiene un valor adecuado penetran dentrodel núcleo bombardeado y forman un nuevo núcleo que, en caso de ser inestable, sedesintegra después radiactivamente. Fue descubierta por los esposos Jean Frédéric Joliot-Curie e Irène Joliot-Curie, bombardeando núcleos de boro y aluminio con partículas alfa.Observaron que las sustancias bombardeadas emitían radiaciones después de retirar el cuerporadiactivo emisor de las partículas de bombardeo.

En 1934 Fermi se encontraba en un experimento bombardeando núcleos de uranio con losneutrones recién descubiertos. En 1938, en Alemania, Lise Meitner, Otto Hahn y FritzStrassmann verificaron los experimentos de Fermi. Es más, en 1939 demostraron que parte delos productos que aparecían al llevar a cabo estos experimentos era bario. Muy prontoconfirmaron que era resultado de la división de los núcleos de uranio: la primera observaciónexperimental de la fisión. En Francia, Jean Frédéric Joliot-Curie descubrió que además delbario, se emitían neutrones secundarios en esa reacción, haciendo factible la reacción encadena.

El estudio de la radiactividad permitió un mayor conocimiento de la estructura del núcleoatómico y de las partículas subatómicas. Se abre la posibilidad de convertir unos elementos enotros. Incluso el sueño de los alquimistas de transformar otros elementos en oro se hacerealidad, aunque no resulte rentable.

Efectos en la Salud debidos a la Exposición aRadiaciónDependiendo del nivel de exposición, la radiación puede ser perjudicial a la salud.Puede afectar adversamente a individuos expuestos directamente como así tambiéna su descendencia. La radiación puede afectar las células del cuerpo,


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incrementando el riesgo de contraer cáncer o causar mutaciones genéticas las quepueden llegar a ser pasadas a generaciones futuras; ó si la dosis es losuficientemente prolongada como para causar un daño masivo al tejido, puede llevara la muerte con unas pocas semanas de exposición. Cabe mencionar que cincuentaaños después de la explosión de la primera bomba atómica en Iroshima los niñosnacidos en dicho lugar continúan sufriendo malformaciones debidas por la radiaciónremanente de aquella tragedia.

Vida Media

La disminución radioactiva procede de acuerdo a un principio llamado vida media. La vidamedia (t½ o t0,5) es la cantidad de tiempo necesaria para la disminución de la ½ del materialradioactivo. Por ejemplo, el elemento radioactivo bismuto (210Bi) puede experimentardisminución alpha para formar el elemento talio (206Tl) con una reacción de vida mediaigual a 5 días.

Ejemplo: Si iniciamos un experimento comenzando con 100g de bismuto en un contenedorcon la tapa cerrada:

después de 5 días tendremos 50g de bismuto y 50g de talio en la jarra.

después de otros 5 días (10 desde el principio), la ½ del bismuto restante disminuiráy nos quedarán 25g de bismuto y 75g de talio en la jarra. Tal como está ilustrado, lareacción procede en mitades, con la mitad de lo que sobra del elemento radioactivodisminuirá su vida media en cada período.


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La fracción del material original que sobra después de la disminución radioactiva puede sercalculada usando la ecuación:

Fracción sobrante =12n(donde n = n° de vida media transcurrida)

La cantidad de material radioactivo que sobra después de un número dado de vida media espor consiguiente:

Cantidad sobrante = Cantidad Original * Fracción sobrante

La reacción de disminución y el t½ de una sustancia son específicas al isótopo de unelemento que experimenta una disminución radioactiva. Por ejemplo, Bi210 puede

experimentar un decaer a Tl206 con un t½ de 5 días. ¡Comparativamente, el Bi215,

experimenta un decaer al Po215 con un t½ de 7.6 minutos, y el Bi208 experimenta otromodo de disminución radioactiva (llamada captura del electrón) con un T½ de 368,000 años!


Estructura Atómica y Tabla Periódica. Introducción a la Química Nuclear

1. Completar el siguiente cuadro:

Elemento Protones Neutrones Electrones Z A

A 11 23

B 17 35

C 19 20

D 19 17


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¿Hay algunos isótopos?. Plantee su notación.

2. ¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en los siguientes átomos:a)b)c)d)e)

3. Todos los núclidos siguientes se emplean en medicina. Indique el número deprotones y neutrones que tiene cada núclido: a) fósforo – 32 b) cromo –51c) cobalto-60 d) tecnecio-99 e) yodo-131 f) talio-201

4. Escriba el símbolo correcto, con subíndice y superíndice, de cada uno de lassiguientes especies: a) el isótopo de sodio con masa 23b) el núclido de vanadio que contiene 28 neutronesc) una partícula alfad) el isótopo de cloro que tiene una masa de 37e) el isótopo de uranio que se emplea para generar energía nuclear tiene 143neutrones en su núcleo y el isótopo más común de uranio tiene 146 neutronesen su núcleo. Escriba los símbolos químicos completos, con subíndices ysuperíndices, de estos isótopos de uranio.

5. Indicar los 4 números cuánticos de los siguientes electrones aislados.

a) nivel 4

b) nivel 5

6. Indicar cuales son los números cuánticos del electrón:a) Número 23 del arsénico.b) Número 29 del zinc.

7. Dados los siguientes elementos químicos:I- Cl II- Mg

a) Escriba la configuración electrónica.b) Realice las casillas cuánticas.c) Señale la configuración electrónica externa (C. E. E.)d) Especifique el grupo y periodo en el que se halla el elemento a partir de la

C.E.E.e) Señale la valencia del elemento.f) Escriba los 4 números quánticos para el último electrón de cada elemento

químico.

8. El elemento magnesio esta formado por átomos con masas atómicas relativas 24,25 y 26. La abundancia relativa de estos isótopos es 78,60 %; 10,11 %; 11,29 %respectivamente. Calcular la masa atómica relativa.


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9. El elemento M forma un ión mononegativo isoelectrónico con el 88R2+, que a suvez tiene 50 neutrones. Determinar el número atómico de M e indicar su nombre ysímbolo.

10. Determinar el número de neutrones que tiene el núcleo de 128X, si suconfiguración electrónica termina en 5p4. Indicar el nombre y símbolo de X.11. Un átomo del elemento E pierde un electrón formando un ión que esisoelectrónico con el segundo elemento del grupo 8A. Determinar:

a) El número de masa de un isótopo de E que tiene 12 neutrones en sunúcleo.

b) El número de protones que tiene un átomo del elemento que el sigue a Een la tabla periódica.

c) La C.E.E. que caracteriza a todos los elementos del grupo que antecede alde E.

12. Escribir las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos e iones eindicar en cada caso el numero atómico correspondiente: N; O; O2-; Na; Na+; Sr2+;Br; Mg2+, Al, Al3+, Ar, K+, S2-.

13. ¿Por qué los siguientes átomos Ar y K tienen distinto símbolo?.

14. Según las C.E., situar cada elemento en la tabla, identificarlo, indicar grupo yperíodo y escribir su notación isotópica.a) 1s22s2 2p63s1

b) 1s22s2 2p4

c) 1s22s2 2p63s23p5

15. Razonar si serían posibles cada uno de los conjuntos de números cuánticos paracada electrón y denominar el correspondiente subnivel de energía:a) n=1; l=0; m=0; s=+1/2b) n=1; l=3; m=3; s=-1/2c) n=2; l=1; m=-1; s=+1/2a) n=5; l=2; m=2; s=-1/2

16. Diga si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, en aquellas quefueran falsas redactarlas de tal forma que se transformen en verdaderas:a) El nivel de menor energía en el estado fundamental del átomo es el más alejadodel núcleo.b) Los electrones que se encuentran más alejados del núcleo son los que setransfieren en las reacciones químicas comunes.c) En el nivel n=3 el número máximo de electrones permitidos es 32.d) En el núcleo del átomo cuyo símbolo nuclear es el número de neutrones es13.e) Los neutrones son partículas del núcleo atómico con carga positiva y masarelativa igual a 1 aproximadamente


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17. Lea las siguientes afirmaciones. Si son verdaderas encuadre la letra V, si sonfalsas encuadre la letra F.a) Un átomo A posee 40 protones y número másico 80. Un átomo de B posee 40protones y número másico 82. A y B son isótopos V – Fb) Todos los átomos de un mismo elemento contienen siempre el mismo número deneutrones. V – Fc) Dos átomos de un mismo elemento pueden tener distinto número másico. V – Fd) Un elemento tiene número atómico 10 y número másico 19, es decir que en suestado fundamental tiene 9 electrones. V – Fe) En un átomo neutro hay igual número de protones que de electrones. V – F

18. Complete los espacios en blanco con los términos que permitan definircorrectamente las propiedades periódicas en los siguientes enunciados:a) La energía mínima necesaria para arrancar en electrón del último nivel de unátomo en el estado gaseoso y formar un ión positivo se denomina …..................b) ........................... es una medida relativa del poder de atracción de electrones porparte de un átomo cuando éste forma parte de un enlace químico.c) ........................... es la distancia promedio que hay desde el centro del núcleo y elnivel electrónico más externo del mismo.d) La energía liberada cuando un átomo gaseoso en estado libre capta un electróntransformándose en un anión se llama ………………….

19. Indique a qué grupo y período pertenecen los siguientes elementos:

C.E. p n e grupo período1s22s2 2p63s2

P+2

27Q 1s22s2 2p63s23p1

Q+3

19R-2 1s22s2 2p6

R:36S-1 1s22s2 2p63s23p6

S73T+ 1s22s2 2p63s23p64s23d104p6

T

20. Señale con V a las siguientes afirmaciones si son verdaderas y con F a lasfalsas. En este último caso redáctelas de tal forma de convertirlas en verdadera:a) para un mismo período la electronegatividad disminuye, el radio atómico aumentay el carácter metálico aumenta con el aumento del número atómico.b) Para un mismo grupo el carácter metálico disminuye, el radio atómico disminuye yla electronegatividad aumenta con el aumento del número atómico.

21. Marque con una X la/s respuesta/s correcta/s:Los elementos ubicados en el grupo IIA de la TP tienen las siguientescaracterísticas:a) Habitualmente se comportan como electronegativos.b) No tienen tendencia a reaccionar con el oxígeno.c) Se los conoce bajo la denominación de alcalinotérreos.


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d) Poseen 2 electrones en la última órbita.e) Todos ellos temperatura ambiente son gases.22. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:A: 1s22s22p63s23p4

B: 1s22s2

C: 1s22s22p6

Indica razonadamente:a) El grupo y el período en los que se hallan A, B y C;b) Los iones más estables que formarán A, B y C23.Para cada una de las siguientes parejas: a) K (Z = 19) y Cl (Z = 17); b) F (Z = 9) yNa (Z= 11); c) Cl- y K+; indicar, de forma razonada, qué átomo o ión tiene un radiomayor.24. Ordenar los elementos químicos Ca, Cl, Cs y F en sentido creciente de su:a) carácter metálico,b) radio atómico.Justificar las respuestas.25.Dando el siguiente esquema de la Tabla Periódica en forma genérica, en la quelas letras no representan los símbolos de los elementos, señale la letra V si laproposición es verdadera y la F si es falsa:

I II III IV V VI VII 012 A B C J L Q3 D K M R4 E P W N S5 F Z X Y T6 G H I

7 U

Proposiciones V óF

a) A y B son elementos no metálicosb) N y E son elementos representativosc) Z pertenece al quinto períodod) La electronegatividad de L es menor que la de Ne) C es un elemento del segundo grupof) Los elementos A, D, E, F y G pertenecen al primer períodog) Los átomos del elemento L tienen menor electroafinidad que los de Ah) El P.I. de F es menor que la de B

26.Utilizando el mismo esquema de tabla periódica del ejercicio anterior lea cadauna de las siguientes afirmaciones. Si son verdaderas encuadre la letra V. Si sonfalsas encuadre la F y coloque en el espacio en blanco la o las palabras que


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transformarían en verdadera la proposición falsa modificando solamente el o lostérminos subrayados:

a) Los elementos, L, M y N son gases nobles V - FV - FV - FV - FV - FV - FV - FV - F

b) La electronegatividad de Z es mayor que la de Mc) Los electrones del nivel más externo de C son dos.d) J es un metal.e) C posee tres electrones en el último nivel ocupado.g) W no conduce la corriente eléctrica en estado sólido.h) La electronegatividad de L es mayor que la de K.j) H e I son no metales.

27. Escribir las ecuaciones nucleares para la desintegración alfa de:a. b. c. d.

28. Escribir las ecuaciones nucleares para la desintegración beta de:a. b. c. d.

29. Determinar el tipo de emisión (alfa, beta o gamma) que ocurrió en las siguientestransiciones:a. ab. a a ℎc. 234Th90 a 230Ra88 a 230Ra88

30. Completar y hacer el balance de estas ecuaciones nucleares suministrando laspartículas faltantes:a. + → +.……….b. → 0e+1 + .…………

c. .…….+ → +d. …….→ +e. + …… → +

f. + …..→

31. La vida media de radio-224 es 3,64 días. ¿Cuánto tardarán en desaparecer 7/8de una muestra de 8 g?.

32. El cobalto-60 tiene una vida media de 5,26 años. Si 1 g de cobalto-60 de dejódecaer, ¿cuántos gramos quedarán después de dos vidas medias y 10 vidas mediasrespectivamente?33. ¿Cuáles de las siguientes transmutaciones no suponen emisión ß?.


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34. Complete las siguientes ecuaciones nucleares y escríbelas en forma de“ecuación química”

35. Complete las siguientes reacciones nucleares y escríbelas en forma abreviada:

36. Una muestra de carbón de madera procedente de un tronco de ciprés de latumba de un rey egipcio tiene una relación carbono-14/ carbono -12 que es el 54,2%de la que presenta el carbono actual. ¿Cuál es la fecha probable de la muerte delrey?. El período de desintegración del carbono-14 es 5670 años.

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Cantidades Atomico Moleculares