ATOMOS y ELEMENTOS ELEMENTO.- es la sustancia fundamental mas pura con las cuales se construyen todas las cosas materiales y que no puede descomponerse.

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1 ATOMOS y ELEMENTOS ELEMENTO.- es la sustancia fundamental mas pura con las cuales se construyen todas las cosas materiales y que no puede descomponerse en otras mas sencillas. ATOMO.- es la partícula mas pequeña de un elemento, que conserva sus propiedades.

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4 Postulados atómicos 2. Aristóteles 6. Modelo atómico de Bohr
Demócrito y Leucipo 5. Modelo atómico de Rutherford: 2. Aristóteles 4. Modelo atómico de Thomson: 3. Teoría atómica de Dalton

5 1. Demócrito (460 -370 a.C.) y Leucipo (450 -370a.C.)
Fundan la escuela anatomista, siglo V a.C Plantearon que el universo y todo aquello que en él se encuentra está formado por una partícula común e indivisible a la que llamaron “átomo” (del griego a=sin y tomos=división).

6 2. Aristóteles: “Teoría de los 4 elementos
Sostenía que la materia era continua, y que estaba compuesta por los cuatro elementos AIRE AGUA TIERRA FUEGO

7 3. TEORÍA ATÓMICA DE JOHN DALTON
En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia las cuales han servido de base a la química moderna. Dalton llego a la conclusión de que la materia era sencilla y estaba constituida por pequeñísimos corpúsculos indestructibles a los que llamó ÁTOMOS.

8 Los principios fundamentales de esta teoría son:
1.- Los elementos están formados por átomos, que son partículas materiales independientes, inalterables e indivisibles. 2.- Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en tamaño, forma, peso y difieren de los átomos de cualquier otro elemento. 3.- Los compuestos se forman por la unión de los átomos de los correspondientes elementos en base a una relación de números enteros sencilla 4.- En las reacciones químicas los átomos ni se crean ni se destruyen, solamente se redistribuyen para formar nuevos compuestos. Las ideas de Dalton suponen el primer modelo teórico para explicar la Química moderna, permitiendo interpretar de manera lógica las leyes ponderales.

9 ¿ Por qué el modelo atómico de DALTON quedó incompleto?
Porque en la primera mitad del siglo XIX se produjeron una serie de descubrimientos que demostraron la existencia de partículas dentro del átomo. Alesandro Volta.- en 1800 mediante un proceso químico, consiguió canalizar la corriente eléctrica y construir la primera pila eléctrica. Michael Faraday.- en 1830 al estudiar el paso de la corriente eléctrica en soluciones introdujo los términos de ion ( partícula cargada en disolución ), ánodo ( placa al cual se dirigen los iones negativos ) y cátodo ( placa al cual se dirigen los iones positivos ). El fenómeno lo llamo ELECTROLISIS.

10 W. Crookes (1885) diseñó un tubo de vidrio en el que consiguió un vacío casi perfecto. Colocó en su interior dos placas metálicas y las conectó a una diferencia de potencial elevada; en el interior del tubo apareció un haz luminoso lo que se interpretó como que la corriente eléctrica viajaba en el vacío. La placa metálica conectada al polo negativo del generador eléctrico se llamó cátodo, y la conectada al polo positivo, ánodo. En la pared opuesta aparecía una tenue coloración verdosa provocada por el choque contra el vidrio de una radiación emitida por el cátodo, al que se le llamó rayos catódicos.

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12 4. MODELO ATÓMICO DE THOMSON
En 1897 el físico británico Joseph John Thomson estudió con detalle lo que sucedía en los tubos de rayos catódicos. En este experimento Thomson encontró que los rayos catódicos: a) Son partículas con masa y tienen carga. b) Son universales, ya que se encuentran en todas las sustancias. De ahí dedujo que: En el interior de todos los átomos hay una o más partículas cargadas negativamente, a las que llamó ELECTRONES. Si los átomos tienen partículas con carga negativa, también deben poseer partículas con carga positiva, de tal manera que cada átomo tenga tantas partículas positivas como negativas. Como la materia solo muestra sus propiedades eléctricas en determinadas condiciones, debemos pensar que es neutra

13 J.J. Thomson encontró que la relación carga/masa del electrón es de:
e /m= x 1011 C/kg = x 108 C/g Un coulombio (C) es una cantidad de carga eléctrica, equivale a la cantidad de electricidad necesaria para depositar 1.118x10-3 g de plata (Ag) en una electrolisis. Posteriormente en 1910, el físico Norteamericano Robert Millikan determinó la carga del electrón; diseñó un experimento usando gotas de aceite pulverizado; midió la velocidad de caída por acción gravitatoria y por efecto electrostático, estas gotas eran cargadas eléctricamente con oxígeno ionizado mediante rayos X. Determinó un valor para la carga del electrón de 1.59 x 10– 19 C. Con la relación carga/masa determinada por Thomson, se pudo calcular la masa del ELECTRON: m= 1.59 x 10– 19 C / x 1011 C/kg = x 10– 31 kg

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15 Una vez descubierto el electrón, los científicos trataron de localizar en el átomo una partícula similar, pero con carga positiva, ya que la materia era neutra. Eugen Goldstein (1886) utilizó un tubo de descarga similar al de Crookes, que contenía hidrógeno y un disco metálico perforado como cátodo. Observó que al mismo tiempo que se producían los rayos catódicos existían otros que viajaban en dirección opuesta a los catódicos, atravesaban los orificios del cátodo, produciendo la característica luminiscencia al chocar contra las paredes del tubo y TENIAN CARGA POSITIVA. Los llamo rayos canales, RAYOS POSITIVOS ó RAYOS ANODICOS. Los rayos canales estaban también formados por partículas, pero en este caso tenían que ser positivas (eran atraídos por el cátodo).

16 Se encontró que la partícula que formaba los rayos canales era distinta según el gas que hubiese en el interior del tubo. La partícula más pequeña se detectó cuando el gas era hidrógeno: resultó ser una partícula de carga igual a la del electrón, pero de carga positiva, y con una masa unas dos mil veces mayor. Rutherford a estas partículas las llamó PROTONES.

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18 Al descubrir que los elementos emiten partículas minúsculas se tenía que descartar una de las suposiciones fundamentales de la teoría atómica de Dalton, que decía “toda la materia está formada por partículas minúsculas e indestructibles, las cuales reciben el nombre de átomos”. Joseph Thomson propuso el siguiente modelo: “El átomo es una esfera cuyo diámetro mide 10-8 cm, tiene carga uniforme y positiva, dentro de la cual “flotan” electrones negativos, cuyo número es igual a la carga de la esfera, para que en su conjunto el átomo resulte neutro” Este modelo se conoce como pastel de pasas, donde la masa del pastel es la carga positiva y las pasas los electrones.

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20 DESCUBRIMIENTO DE LOS RAYOS X.
Whillhen Röentgen descubrió en 1895 los rayos X mientras experimentaba con la producción de rayos catódicos usando tubos de descarga cubiertos de papel negro. El haz de electrones en el tubo generaba una radiación de pequeña intensidad que daba origen a la fluorescencia de un material situado en la proximidad. Dedujo que se trataba de una radiación especial desconocida por lo que la llamó RAYOS - X. Fue sorprendente para él observar que al colocar la mano en la trayectoria de la luz, sobre la pantalla se proyectó su esqueleto. En lo sucesivo y en la actualidad, este descubrimiento es de gran utilidad en diversos tratamientos médicos gracias a las radiografías.

21 DESCUBRIMIENTO DE LA RADIACTIVIDAD.
En 1896, Henri Bequerel descubrió accidentalmente la radiactividad cuando trataba de saber si las sustancias fluorescentes producían rayos - X trabajando con sales de uranio. Encontró que la simple cercanía de la sustancia con la película fotográfica guardada en un cajón obscuro, velaba ésta. Concluyó que el uranio emitía una radiación desconocida, a la que Madame Curie le llamó posteriormente radiactividad. En 1899, Bequerel comprobó que las radiaciones eran sensibles a la presencia de un campo magnético. Esto fue la pauta para que tiempo después Rutherford demostrara en que consistían las emisiones radiactivas, éstas son: Partículas alfa (α) atraídas por el electrodo negativo (-) de un campo eléctrico o magnético, actualmente se consideran núcleos de helio. Partículas beta (β) de mayor poder de penetración que la partículas (α), al atravesar un campo eléctrico son atraídas por el electrodo positivo (+). Se trata de electrones. Radiaciones gamma (γ) las más penetrantes de todas, son eléctricamente neutras, se consideran fotones de alta energía.

22 5. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Ernest Rutherford y colaboradores realizaron en 1911 la siguiente experiencia: En el interior de un bloque de plomo se hizo una cavidad con una salida al exterior en la que se colocó el material radiactivo que producía los rayos alfa (por ejemplo, mineral de uranio). Todos los rayos que no tuviesen la dirección del orificio de salida serían absorbidos por el plomo. Se lograba así que a la lámina de oro llegasen unos rayos procedentes directamente del material radiactivo. Realizada la experiencia, se obtuvieron los siguientes resultados :

23 Si el átomo se componía de un núcleo positivo extremadamente diminuto, la probabilidad de que el haz de partículas positivas colisionara con él era baja. Si por el contrario, el átomo era una masa homogénea compacta las partículas colisionarían y no podrían atravesar la lámina. Una pantalla de sulfuro de cinc fue ubicada detrás de la lámina usada como blanco, con el fin de comprobar si efectivamente las partículas lograban atravesarla. Tal cual lo creía Rutherford, sólo 1 de cada partículas no consiguió atravesar la lámina. El resto prácticamente no se desvió. La masa del átomo se concentra en el núcleo, puesto que sólo algunas partículas alfa son repelidas cuando chocan con algo sólido (núcleo del átomo).

24 El núcleo del átomo es positivo, puesto que algunas partículas alfa experimentan desviación al pasar cerca de él, (cargas de igual signo se repelen). La mayor parte del átomo es espacio vacío, ya que casi la totalidad de las partículas alfa atraviesan la lámina sin experimentar desviación. El tamaño del átomo es aproximadamente veces el tamaño del núcleo, esta gran desproporción explica la escasa desviación que experimentan algunas partículas alfa. Los electrones deben estar en continuo movimiento, pues no interfieren en el paso de las partículas alfa, tampoco son atrapados por el núcleo.

25 Por su semejanza con el sistema solar, el modelo fue bautizado como “planetario”. Rutherford postuló además que el núcleo debía contener otra partícula, además de los protones, cuya influencia nuclear sólo es en la masa, y por lo tanto, no posee carga.

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27 ¿QUÉ INCONVENIENTES PRESENTABA EL MODELO DE RUTHERFORD?:
Si los átomos estuviesen formados solo por protones y electrones, su masa debería coincidir con la masa de los protones, ya que los electrones tienen una masa despreciable. NO OCURRÍA. La masa de dichos núcleos no se correspondía con la carga existente en ellos. Ejemplo: el HELIO tenía una masa equivalente a la de cuatro protones, pero su carga sólo era la de dos de ellos. Era necesario que existiese otro tipo de partícula de masa similar a la del protón, pero sin carga. Además, debemos suponer que existe algún tipo de partícula que no sólo se interponga entre ellos sino que además estabilicé el sistema nuclear simultáneamente. Tampoco era capaz de explicar las bandas discontinuas de absorción o emisión de los espectros atómicos.

28 En 1932 James Chadwick probó a bombardear átomos de Berilio con partículas α y observó que se desprendía cierta radiación. Al estudiarla, comprobó que estaba formada por partículas neutras de masa ligeramente superior a la del protón. Había descubierto los NEUTRONES.

29 Neutrones (n°) Electrones (e-) Protones (p+) Partículas sub atómicas.
Partícula subatómica eléctricamente neutra, y compone fundamentalmente el núcleo del átomo. Partícula subatómica de carga negativa, que se ubica fuera del núcleo Partícula subatómica de carga positiva, que se ubica en el núcleo del átomo

30 6. MODELO ATÓMICO DE BOHR Tomando en cuenta las observaciones de Rutherford, el Físico Danés Niels Bohr ( ) mejoró el modelo de Rutherford proponiendo un modelo compuesto por núcleo y corteza: Al igual que en el modelo de Rutherford, el átomo también tenía un núcleo positivo y los electrones giraban entorno a él, pero lo hacían en unas órbitas circulares, donde no emiten ni absorben energía. A estas “órbitas permitidas “ se les llamó niveles de energía. los electrones que se encuentran en niveles más cercanos al núcleo poseen menos energía de los que se encuentran lejos de él.

31 Si el electrón absorbe energía de una fuente externa, puede “saltar” a un nivel de mayor energía. Si el electrón regresa a un nivel menor, debe emitir energía en forma de luz (radiación electromagnética). Bohr ligó tres conceptos físicos: átomos, radiaciones y electrones, mediante el concepto quantum propuesto por el físico alemán Max Planck al explicar la naturaleza de la energía radiante emitida por las sustancias candentes. Bohr propuso en 1913 una teoría atómica que no sólo explicaba los espectros de líneas, sino también la causa por la que no caen los electrones al núcleo, modelo que le permitió calcular la posición de las líneas del espectro de hidrógeno

32 Bohr empezó su estudio con el modelo del sistema solar de Rutherford, y al efecto impuso limitaciones a la energía y al movimiento de los electrones. También demostró matemáticamente que las líneas del espectro de hidrógeno se originan al pasar un electrón de un nivel a otro, encontrando que éste gira en órbitas circulares o en radios bien definidos, nunca en órbitas de radios intermedios. Estos radios bien definidos tienen ciertos valores, los cuales se obtienen a partir de números positivos (1, 2, 3, etcétera), a los que se les asigna la literal n, la que se denomina número cuántico principal; n = 1, significa que los electrones se encuentran más cercanos al núcleo Más tarde, en 1916 Arnold Sommerfeld , en una ampliación del modelo atómico de Bohr, supuso que las órbitas también podían ser elípticas, introduciendo las órbitas elípticas.

33 Niveles de Energía “n” 4 3 2 1 Tienen menos energía Tienen mas energía

34 ESTADO BASAL O ESTACIONARIO
cuando los niveles energéticos que ocupan los electrones se encuentran en una situación de energía relativamente baja, se dice que se encuentra el electrón en un estado basal (n=1), ESTADO BASAL O ESTACIONARIO

35 ESTADO EXCITADO Absorbe energía
cuando se somete a altas temperaturas u otra forma de energía, los átomos pasan a un nivel de energético mayor, el cual se denomina estado de excitación

36 cuando los electrones descienden un nivel energético se presenta un decremento de energía, el cual se manifiesta en forma de un fotón o cuanto de luz. LIBERA ENERGÍA

37 Durante algún tiempo el modelo de Bohr fue en extremo atractivo, no sólo porque explicó las enigmáticas regularidades de los espectros de líneas, sino porque añadió la hipótesis de que las propiedades químicas dependen del número de electrones externos; así, hizo posible contar con un modelo racional que explicará las propiedades químicas periódicas de los elementos. Cómo sólo son permitidos ciertos valores energéticos específicos (designados por n = 1,2, 3, 4...) para los electrones en los átomos, de la misma manera el número de electrones en cada órbita también debe estar limitado, es decir, debe tener un máximo. Este máximo es igual a 2n2. De esta forma, el nivel energético con n = 1 tendrá una población máxima de dos electrones 2 (1)2 = 2; el segundo nivel 2(2)2 = 8; el tercero 2(3)2 = 18 ; el cuarto 2(4)2 = 32, y así sucesivamente.

38 Después del espectacular éxito de la teoría de Bohr, siguieron una serie de desacuerdos. Su propuesta no podía explicar los espectros de emisión de los átomos que tenían más de un electrón, como los del helio y el litio. Tampoco explicaba por qué aparecían más líneas en el espectro de emisión del átomo de hidrógeno cuando se aplicaba un campo magnético. El científico austriaco Erwin Schrödinger estableció un nuevo modelo atómico basándose en dos principios de la mecánica cuántica que se habían establecido recientemente: Principio de dualidad onda-corpúsculo y Principio de incertidumbre de Heisenberg (es imposible conocer con certeza el momento p (definido como la masa por la rapidez) y la posición de una partícula simultáneamente )

39 EL MODELO ATÓMICO ACTUAL.
Se le llama modelo mecánico-cuántico del átomo, y fue establecido por Erwin Schrödinger. Sustituye la idea de que el electrón se sitúa en determinadas capas o niveles de energía por la probabilidad de encontrar al electrón en una cierta región del espacio : el ORBITAL. ¿Qué es el orbital? Órbita: es la trayectoria que describe el electrón en su giro alrededor del núcleo. Órbital atómico: son las regiones alrededor del núcleo donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón.

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41 Para describir la distribución de los electrones en el hidrogeno y otros átomos, la mecánica cuántica precisa de tres números cuánticos. Estos números se derivan de la solución matemática de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno y son: el número cuántico principal, el número cuántico del momento angular y el número cuántico magnético. Estos números se utilizan para describir los orbitales atómicos e identificar a los electrones que están dentro. El número cuántico de espín es un cuarto número cuántico que describe el comportamiento de determinado electrón y completa la descripción de los electrones en los átomos.

42 Número cuántico principal (n)
El número cuántico principal (n) puede tomar valores enteros de 1, 2, 3, etc., y corresponde al número cuántico en la ecuación. Número cuántico del momento angular (ℓ) El número cuántico del momento angular (ℓ) expresa la “forma” de los orbitales. s = finas (sharp, en inglés) d = difusas, p = principales, muy intensas f = para el estado fundamental

43 Número cuántico magnético (mℓ):
Los físicos que estudiaron los espectros de emisión atómica intentaban relacionar las líneas espectrales detectadas con los estados de energía asociados a las transiciones. Observaron que algunas líneas eran Número cuántico magnético (mℓ): El número cuántico magnético (mℓ) describe la orientación del orbital en el espacio. Dentro de un subnivel, el valor de mℓ depende del valor que tenga el número cuántico del momento angular, ℓ. Para cierto valor de ℓ existen (2ℓ + 1) valores enteros de mℓ. número cuántico de espín del electrón (ms): Si nos imaginamos que los electrones giran sobre su propio eje, como lo hace la Tierra, es factible explicar sus propiedades magnéticas. Según la teoría electromagnética, cuando gira una carga se genera un campo magnético, este número es el movimiento responsable de que el electrón se comporte como un imán.

44 Orbitales atómicos: La relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos se muestra en la tabla 6.2. Cuando ℓ = 0, (2ℓ + 1) = 1 y sólo hay un valor para mℓ , por lo cual tenemos un orbital s. Cuando ℓ = 1, (2ℓ + 1) = 3, de modo que existen tres valores para mℓ o tres orbitales p, representados como px, py y pz. Cuando ℓ = 2, (2ℓ + 1) = 5, y existen cinco valores para mℓ ; los respectivos cinco orbitales d se expresan con subíndices más complejos.

45 Para saber el orden de llenado de los niveles energéticos de un átomo recurrimos a el Diagrama de Möeller. Se puede deducir que el número máximo de electrones en cada nivel energético es de 2n², siendo n el número cuántico del nivel.

46 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.- del átomo, es decir, la manera en que están distribuidos los electrones entre los distintos orbitales atómicos

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49 UNIDAD DE MEDICIÓN DE DISTANCIAS ATÓMICAS.-
el Sistema Internacional de Medidas ( SI ) ha estandarizado al PICOMETRO ( pm ) para medir las distancias atómicas y equivale a una billonésima parte de un metro m

50 Configuración con Kernel:
Se emplea para abreviar una configuración electrónica representando los electrones internos del átomo con el símbolo de un gas noble y sólo se desarrolla la configuración de los electrones que sobrepasan el número atómico del gas noble empleado. 25 Mn = [Ar] 4s2 3d5 82 Pb = [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p2 * Kernel: termino usado en biología que indica corazón o semilla da la idea de algo interno.

51 PARTICULAS FUNDAMENTALES
El átomo esta formado de partículas de muchos tipos: PARTÍCULAS ESTABLES PROTÓN (p, p, P).- Son partículas que se encuentran en el núcleo y tienen carga positiva. ELECTRÓN (e, e, B).- Son aquellas partículas que se encuentran fuera del núcleo y tienen carga negativa. NEUTRÓN (n, n, N).- Se encuentran junto con los protones en el núcleo y su carga es neutra.

52 PARTÍCULAS INESTABLES
ELECTRÓN POSITIVO O POSITRÓN (e, e, B).- Son partículas iguales que los electrones, pero en sentido opuesto. NEUTRINO Y ANTINEUTRINO (V).- Partículas pequeñísimas de masa y carga cero. MESÓN ()

53 PARTÍCULAS COMPUESTAS
DEUTERÓN (d, d, H, D).- es un núcleo de Deuterio o Hidrógeno pesado, y guarda la misma relación que el Hidrógeno y el protón. Se usa en bombardeo de núcleo. PARTÍCULAS ALFA (a, He).- Es un núcleo de Helio de 2 cargas positivas. Es el producto de la desintegración radioactiva

54 NUMERO ATOMICO y NUMERO DE MASA
NUMERO ATOMICO ( Z ).- es el número de protones que tiene el núcleo de un átomo, si este es neutro también coincide con el de electrones, sirve para ordenarlos en la tabla periódica. NUMERO DE MASA ( A ).- Es el numero de nucleones que hay en el átomo, es decir los protones y neutrones que tiene. # masa = # protones + # neutrones = # atómico + # neutrones ZXA Por ejemplo, para el Hidrógeno tenemos: 1H1.

55 ISOTOPOS.- A finales del siglo XIX se creía que los átomos de un mismo elemento contenían el mismo número de protones y de neutrones. En 1910 J.J. Thomson descubrió que el Neón tenia dos átomos con masas diferentes, ya que los átomos son eléctricamente neutros dedujo que los átomos deberían tener diferente número de neutrones. Estudios posteriores se encontraron otros elementos con diferentes número de neutrones. Se les dio el nombre de Isótopos. Ejemplos: Carbono ( C12, C13 y C14 ) Nitrógeno ( N14, N15 ) Oxígeno ( O16, O17, O18 ) Hidrogeno ( H1 , H2 )

56 MASA ATÓMICA: La masa de un átomo no puede ser registrada por las balanzas más sensibles, esta magnitud ha sido calculada en valores cercanos a los gramos. Por acuerdo internacional, la masa atómica (algunas veces conocida como peso atómico) es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma). Hasta 1962, el oxígeno se empleó como Unidad patrón. Así, al átomo de oxígeno se le asignó una masa de 16 unidades de masa atómica ( u.m.a.), con lo cual una u.m.a. equivalía a 1/16 de la masa del átomo de oxígeno. Más tarde, la unidad patrón fue remplazada por el átomo de carbono, cuya masa es exactamente 12 u.m.a. Esta es la unidad patrón que se emplea en la actualidad, de manera que una u.m.a. es igual a 1/12 de la masa del átomo de carbono 12, ( x g )

57 MASA ATÓMICA PROMEDIO.- es la masa atómica de un elemento, establecida de la mezcla natural de sus isótopos. 7.42% Li (6.015 uma) y % Li (7.016 uma) 7.42 x x 7.016 100 = uma Ejemplo: litio

58 NÚMERO DE AVOGADRO ( CONSTANTE DE AVOGADRO ): Las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa de las masas de los elementos. Pero debido a que los átomos tienen masas tan pequeñas, no es posible diseñar una balanza para pesarlos mediante unidades calibradas de masa atómica. En cualquier situación real, se manejan muestras macroscópicas que contienen una enorme cantidad de átomos. Por consiguiente, conviene tener una unidad especial para referirse a una gran cantidad de átomos. En el Sistema Internacional de medidas, se definió: MOL es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g (o kg) del isótopo de carbono-12. El numero real de átomos en 12 g de carbono-12 se determina experimentalmente. Este numero se denomina número de Avogadro (NA), en honor del científico italiano Amadeo Avogadro. El valor comúnmente aceptado es: x 1023 partículas. En 1811 el químico italiano Amadeo Avogadro descubrió que volúmenes iguales de diferentes gases, bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, contenían igual número de moléculas.

59 POR LO TANTO: 1 mol de átomos de carbono-12 tiene una masa exactamente de 12 g y contiene × átomos. Esta cantidad de carbono-12 es su masa molar ( M ) y se define como la masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas) de una sustancia. OTROS EJEMPLOS: ELEMENTO Masa atómica Masa Molar Num. Átomos SODIO Na uma gramos x 1023 FOSFORO P uma gramos x 1023