Formulas químicas: Mínimas

Formula empírica: 

La formula empírica indica la relación mínima de los átomos de compuestos moleculares o compuestos iónicos. Esta relación se da en números enteros.

Ejemplos:

Agua: Su formula empírica es H2O e indica que una molécula de este compuesto está constituida por hidrógeno y oxigeno en una relación mínima de dos a uno.

Peróxido de hidrogeno (agua oxigenada): constituido también por hidrogeno y oxigeno, pero en una proporción mínima de uno a uno, y su formula empírica es HO, la que indica que por cada átomo de hidrogeno existe uno de oxigeno.

Para un compuesto iónico

Cloruro de sodio: su formula empírica NaCI también representa la proporción mínima de los iones que constituyen al compuesto; en este caso indica que está formado por iones sodio (Na+) e iones cloro.

Masa molar, número de Avogadro y peso atómico

Sabemos que los átomos son muy pequeños para poder trabajar con ellos individualmente, por ello se desarrolló una unidad de átomos que describe un gran número de ellos y hace posible el trabajo práctico. La unidad definida por el sistema internacional es el mol, la cantidad de sustancia que contienen tantos átomos, hay exactamente en 12 gramos de carbono 12. El número aceptado para un mol es: 6.023 x 10²³, que es el número de Avogadro.  

Debemos considerar un mol como un conjunto de partículas tal como una docena (12 unidades) o decenas (10 unidades). 

Vimos que un mol de átomos de carbono 12 tiene una masa exactamente de 12 g y contiene 6.023 x 10²³átomos. Esta cantidad se llama masa o peso molar e indica la masa de un mol de unidades.

Dado que cada átomo de carbono 12 tiene masa exactamente de 12 U.M.A. es útil observar que la masa molar de un elemento (en gramos) es numéricamente igual a su masa atómica expresada en U.M.A.  Así, la masa atómica del sodio (Na) es de 22,99 uma y su masa molar también. 

El peso atómico de un elemento es, entonces, la cantidad de masa que hay por mol de átomos del elemento.
Por ejemplo: el Cu pesa 63,55 U.M.A. y por tanto 63.55 gr, esto quiere decir que por cada 63,55 gr hay un mol de átomos de cobre. 

Entonces: ¿Cuánto pesan dos moles de átomos de cobre?: pesarán el doble que un mol, por tanto pesan 127,1 gr.
¿Y cuánto pesan 0,5 moles de cobre?: pesan exactamente la mitad que un mol, o sea 31,775 gr. 


De esta forma podemos conocer, mediante una cantidad que pesamos, cuántos moles y átomos de un elemento tenemos.

Introducción a la U.M.A.

John Dalton enunció la ley de Dalton, que establece que si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, al mantener constante la masa de uno de los elementos, las masas de combinación del otro elemento se encuentran en una relación de números enteros sencillos. 

Una de las propiedades de un átomo es su masa, que se relaciona con el número de electrones, protones y neutrones en el átomo. Pero, como sabemos, los átomos son muy pequeños…, entonces, ¿cómo podemos conocer su masa? No es posible pesar un solo átomo, pero existen métodos experimentales para determinar la masa de un átomo en relación con la de otro.

El primer paso consiste en asignar un valor a la masa de un átomo de un elemento dado, de tal forma que pueda ser utilizado como patrón. Por acuerdo internacional, un átomo del isótopo de carbono que tiene seis protones y seis neutrones (¹²C) presenta una masa exactamente de 12 unidades de masa atómica (U.M.A).

Este átomo de carbono sirve como patrón, de modo que una unidad de masa atómica se define como la masa exactamente igual 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12. 

Mediante experimentos se ha comprobado que la masa de hidrógeno es 12 veces menor que el átomo del carbono, por lo tanto pesa una U.M.A, del mismo modo el átomo de oxígeno pesa 16 U.M.A.

El valor de masa atómica de los elementos que se informa en la tabla periódica es un promedio de las masas de todos los isótopos estables del elemento ponderado por su abundancia natural.

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Isótopos y ejemplos

Los isotopos son átomos del mismo elemento que pueden tener diferente número de neutrones; las diferentes versiones posibles de un elemento son  isótopos. 

Por ejemplo, el isótopo más común del hidrógeno no tiene ningún neutrón, hay un isótopo del hidrógeno llamado deuterio, con un neutrón, y otro, tritio, con dos neutrones. 

Hidrógeno

Deuterio

Tritio

Cálculo de protones, electrones y neutrones en un átomo neutro y un ión

El número atómico se representan con la letra Z, este significa la cantidad de protones y de electrones que posee un átomo en estado neutro.

Los protones están en el núcleo del átomo junto con los neutrones, La suma de los protones mas los electrones se le conoce como numero de masa y este numero se representa mediante la letra A.

De esta forma, para calcular los neutrones (N) se restan los protones y los electrones representados por la letra Z que significa número atómico a la masa atómica representada como A. Así:

N= A-Z.

Para conoces el numero atómico (Z) entonces se le resta a la masa atómica la cantidad de neutrones. Así:

Z =A-N 

Para conocer la masa atómica entonces se suma la cantidad de protones y electrones representados ambos mediante el numero atomico (Z) mas el número de neutrones (N). Así:

 A=Z+N

http://www.youtube.com/watch?v=Tfn9aP7k9Z8&

Introducción a el átomo

Definición Átomo: la unidad más pequeña posible de un elemento químico que se encuentra centralizado en un núcleo, neutrón y a su alrededor posee cargas negativas conocidas como electrones y cargas positivas conocidas como protones.

Protón: Partícula de carga eléctrica positiva igual a una carga elemental.

Electrón: Partícula de carga eléctrica negativa, 1837 veces menor que un protón.

Video funcionamiento del átomo: http://www.youtube.com/watch?v=myphnZomUbs

Introducción

Para el día diez del octavo mes del año dos mil diez, fue asignada una tarea sobre diversos temas relacionados a la química inorgánica.

El objetivo de este trabajo es esclarecer diversos temas relacionados con las propiedades y características de un átomo sus componentes y lo que permite clasificarlo entre todos los demás átomos ya sean de un elemento o de un compuesto.

Al finalizar la lectura de este blog el lector deberá comprender los siguientes temas:

•  Cálculo de protones, electrones y neutrones en un átomo neutro y en un ión.
•  Isótopos y ejemplos.
• Peso atómico y peso molecular.
• Cálculo de moles de un elemento y de un compuesto.
• Número de Avogadro.
• Fórmulas químicas: mínimas, moleculares y estructurales.
• Cálculos de fórmulas mínimas y moleculares a partir de los porcentajes de los elementos de un compuesto.