lunes, 23 de agosto de 2010

ISOTOPOS Y EJEMPLOS

Los isótopos son átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen el mismo número de protones, pero difieren o se diferencian en el número de neutrones.
Muchos elementos presentan isotopos, por ejemplo el oxigeno en estado natural es una mezcla de isotopos, en la cual 99.8%, corresponde a átomos cuyo número másico es: 16, en el cual posee 8 protones y 8 neutrones, el 0.037% posee un numero másico de: 17 en donde posee 8 protones y 9 neutrones, y el 0.204% posee un numero másico de: 18 en el cual posee 8 protones y 10 neutrones.
Para representarlos, es necesario escribir el símbolo del elemento y colocando al lado izquierdo, el numero de masa o másico (A) del isotopo como un supra índice y el numero atómico (Z) del isotopo como un subíndice. Veamos el ejemplo utilizando el oxigeno:

• Átomo de oxigeno (16, 17 y 18) 16O8 17O8 18O8
Otra forma muy común de referirse a los isotopos de un elemento es simplemente señalando el numero másico seguido del símbolo del elemento o el nombre completo del elemento.

Por ejemplo: oxigeno-17, carbono-14 o cloro-35.

CÁLCULO DE MOLES DE UN ELEMENTO Y DE UN COMPUESTO

Cuando tomamos una pequeña cantidad de algún compuesto y la pesamos en una balanza corriente, estamos manipulando un número enorme de átomos individuales, debido a que el peso en gramos de un átomo es sumamente pequeño. Para evitar el problema de hacer cálculos a partir de números muy grandes o muy pequeños, se emplea una unidad, llamada mol.
Podemos definir un mol como la cantidad de sustancia que contiene 6,02 x 1023 partículas, ya sea de un elemento o de un compuesto. En un elemento esta cantidad es equivalente a la mas atómica expresada como gramos.
Si una misma cantidad de átomos de dos elementos diferentes, tiene masas diferentes, podemos establecer que tan pesado es uno con relación al otro. Así, si un mol de oxigeno pesa 16g, mientras que un mol de carbono pesa 12g, podemos concluir fácilmente que los átomos de oxigeno son más pesados que los átomos de carbono.
1 mol contiene 6,02 x 1023 partículas, átomos o moléculas cuya masa es igual a la masa del elemento o el compuesto.

FORMULAS QUIMICAS…

Una ecuación química es la representación de un compuesto e indica la clase y la cantidad de átomos que forman una molécula. La ecuación esta constituida pro el símbolo químico de cada elemento que esta presenta en la sustancia y luego está el sub índice de cada substancia que es el que indica cuantos átomos de este elemento hay en la molécula.


Formula Química o Empírica…
Esta fórmula informa sobre el tipo de átomos que forman la molécula y da una relación mínima entre los elementos que forman este compuesto.
Para encontrar la formula empírica, primero que todo se convierten los gramos de cada uno de los elementos a moles. Luego, se divide cada uno de los resultados por el menor de ellos y para finalizar, se aproxima o se multiplica cada resultado para obtener los números enteros. Estos números enteros son los sub índices de cada elemento en la formula. EJM:
--32.4 gr Na
-- 22.6 gr S
-- 45.1 gr O
---Na--- 32.4 gr Na x 1 mol Na/22.98 gr Na = 1.4 mol Na
--- S--- 22.6 gr S x 1 mol S/32.06 gr S = 0.7 mol de S

--- O--- 45.1 gr O x 1 mol 0/15.49 gr O = 2.8 mol O
--Na --- 1.4/0.7= 2
-- S --- 10.7/0.7= 1
-- O--- 2.8/0.7= 4


Formula Molecular…

La formula molecular expresa la composición real de un compuesto, indicando el numero de átomos de cada elemento que forma la molécula. La formula molecular es un múltiplo de la formula empírica.
Para encontrar la fórmula molecular de un compuesto, necesitamos tener los mismos datos que en la formula empírica, ósea los porcentajes de cada elemento en gramos y sus masas atómicas, y además de esto, la masa molecular del compuesto. Calculamos la masa molecular de la formula empírica y dividimos la masa molecular real que nos han dado entre la masa calculada con la fórmula empírica. Finamente, multiplicamos cada subíndice de la formula empírica por el resultado que nos dio la división. EJM:



M= Na*2+S*1+O*4
M= 23*2+32*1+15*4
M= 46+32+60

M=138


Formula Estructural…

La formula estructural indica la estructura de un compuesto: indica el tipo y el número de átomos presentes que componen la molécula, la forma en que estos están unidos y la orientación en el espacio.

NUMERO DE AVOGADRO

 A este número se le conoce como numero de Avogadro, pues fue el químico Amadeo Avogadro quien estableció la regla, en la cual descubrió que volúmenes iguales de diferentes gases, bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, contenían igual número de moléculas.
El número de Avogadro es un concepto muy importante y de gran utilidad en la química. Por ejemplo, sirve para calcular la masa relativa de un átomo de cualquier elemento y el número de átomos o partículas presentes en una masa determinada de una sustancia dada.

MASA MOLECULAR

La masa molecular corresponde a la masa de una molécula, que es igual a la suma de las masas atómicas promedio de los átomos que la constituyen. Para calcular la masa molecular es necesario saber que elementos forman el compuesto, su masa atómica y el número de átomos presentes en la molécula.

MASA ATOMICA

Si bien la masa de un átomo no puede ser registrada por las balanzas más sensibles, esta magnitud ha sido calculada en valores cercanos a los 10-24 gramos.
Sin embargo para facilitar los cálculos relativos a las masas atómicas de la gran variedad de elementos químicos conocidos, se ha ideado un sistema de masas relativas en el cual, la masa de un elemento dado se calcula comparándola con la masa de otro, que se toma como una unidad patrón.

Hasta 1962, el oxigeno se empleo como unidad patrón; pero más tarde, la unidad patrón fue reemplazada por el átomo de carbono, cuya masa es exactamente 12 unidades de masa atómica (abreviada como u.m.a.). Esta es la unidad patrón que se emplea actualmente, de manera que una u.m.a. es igual a 1/12 de la masa del átomo de carbono 12.
Debido a la presencia y existencia de isotopos, la masa atómica de un elemento cualquiera, es el promedio de la masa relativa de cada uno de sus formas isotópicas.
Si tomamos una cantidad en gramos, igual a la masa atómica de un elemento, expresada en unidades de masa atómica, obtenemos una nueva magnitud, llamada átomo-gramo.