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Átomos, moléculas y iones Imágenes a color de la emisión radiactiva del radio (Ra). Los modelos muestran el núcleo del radio y los productos de su descomposición radiactiva: radón (Rn) y una partícula alfa, la cual tiene dos protones y dos neutrones. El estudio de la radiactividad ayudó a mejorar el...

Átomos, moléculas y iones Imágenes a color de la emisión radiactiva del radio (Ra). Los modelos muestran el núcleo del radio y los productos de su descomposición radiactiva: radón (Rn) y una partícula alfa, la cual tiene dos protones y dos neutrones. El estudio de la radiactividad ayudó a mejorar el conocimiento de los cientí cos acerca de la estructura atómica. Sumario Teoría atómica Estructura del átomo Número atómico, número de masa e isótopos La tabla periódica Moléculas y iones Fórmulas químicas Nomenclatura de los compuestos Introducción a los compuestos orgánicos Avance del capítulo Iniciaremos este capítulo con una perspectiva histórica de la búsqueda de las unidades fundamentales de la materia. La versión moderna de la teoría atómica la postuló en el siglo John Dalton, quien a rmó que los elementos estaban constituidos por partículas extremadamente pequeñas, llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento determinado son idénticos, pero son diferentes de los átomos de todos los demás elementos. (2.1) Observaremos que, mediante la experimentación, los cientí cos han aprendido que un átomo está constituido por tres partículas elementales: protón, electrón y neutrón. El protón tiene una carga positiva, el electrón una negativa, y el neutrón no tiene carga. Los protones y los neutrones se localizan en una pequeña región en el centro del átomo, denominada núcleo, en tanto que los electrones están dispersos alrededor del núcleo a cierta distancia de él. (2.2) Analizaremos las siguientes formas de identi car átomos. El número atómico es el número de protones en un núcleo; los átomos de diferentes elementos tienen números atómicos distintos. Los isótopos son átomos del mismo elemento con un número diferente de neutrones. El número de masa es la suma del número de protones y neutrones en un átomo. Debido a que un átomo es eléctricamente neutro, contiene un número igual de electrones y de protones. (2.3) Observaremos cómo se pueden agrupar los elementos de acuerdo con sus propiedades físicas y químicas en una tabla conocida como tabla periódica. La tabla periódica permite clasi car los elementos (como metales, metaloides y no metales) y correlacionar sus propiedades de manera sistemática. (2.4) Veremos que los átomos de la mayor parte de los elementos interactúan para formar compuestos, los cuales se clasi can como moléculas o compuestos iónicos formados por iones positivos (cationes) y iones negativos (aniones). (2.5) Después aprenderemos a utilizar fórmulas químicas (moleculares y empíricas) para representar moléculas y compuestos iónicos y modelos para representar moléculas. (2.6) Analizaremos un conjunto de reglas que ayudarán a dar nombre a los compuestos inorgánicos. (2.7) Este capítulo termina con una breve introducción al tema del mundo orgánico que se retomará en un capítulo posterior. (2.8) D esde épocas remotas, los humanos se han interesado por la naturaleza de la materia. Nuestras ideas modernas sobre la estructura de la materia se basan en la teoría atómica de Dalton, de principios del siglo. En la actualidad sabemos que toda la materia está formada por átomos, moléculas y iones. La química siempre se relaciona, de una u otra forma, con estas especies. 41 42 CAPÍTULO 2 Átomos, móleculas y iones En el siglo a.C., el lósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamó átomos (que signi ca indestructible o indivisible). A pesar de que la idea de Demócrito no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos (entre ellos Platón y Aristóteles), ésta se mantuvo. Las evidencias experimentales de algunas investigaciones cientí cas apoyaron el concepto del “atomismo”, lo que condujo, de manera gradual, a las de niciones modernas de elementos y compuestos. En 1808, el cientí co inglés, profesor John Dalton,1 formuló una de nición precisa de las unidades indivisibles con las que está formada la materia y que llamamos átomos. El trabajo de Dalton marcó el principio de la era 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 pequeñas llamadas átomos. 2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos. 3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla. 4. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos. En la gura 2.1 se muestra una representación esquemática de las tres últimas hipótesis. El concepto de Dalton sobre un átomo es mucho más detallado y especí co que el concepto de Demócrito. La segunda hipótesis establece que los átomos de un elemento son diferentes de los átomos de todos los demás elementos. Dalton no intentó describir la estructura o composición de los átomos. Tampoco tenía idea de cómo era un átomo, pero se dio cuenta de que la diferencia en las propiedades mostradas por elementos como el hidrógeno y el oxígeno sólo se puede explicar a partir de la idea de que los átomos de hidrógeno son distintos de los átomos de oxígeno. La tercera hipótesis sugiere que para formar determinado compuesto no sólo se necesitan los átomos de los elementos correctos, sino que es indispensable un número especí co de dichos átomos. Esta idea es una extensión de una ley publicada en 1799 por el químico a) De acuerdo con la teoría atómica de Dalton, los átomos del mismo elemento son idénticos, pero los átomos de un elemento son distintos de los átomos de otros. b) Compuesto formado por átomos de los elementos X y Y. En este caso, la proporción de los átomos del elemento X con respecto a la del elemento Y es de 2:1. Observe que la reacción química produce sólo un reordenamiento de átomos, no su destrucción o creación. 1 John Dalton (1766-1844). Químico, matemático y lósofo inglés. Además de la teoría atómica, también formuló varias leyes sobre los gases y proporcionó la primera descripción detallada de la ceguera al color, la cual padecía. Se ha descrito a Dalton como un experimentador indiferente con muy pocas habilidades en las áreas del lenguaje y la ilustración. Su único pasatiempo era el juego de bolos en césped los jueves por la tarde. Tal vez la visión de esos bolos de madera fue lo que inspiró su idea de la teoría atómica. Átomos del elemento X Átomos del elemento Y a) Compuestos formados por los elementos X y Y b) 2.2 Estructura del átomo francés Joseph Proust.2 La ley de las proporciones de nidas de Proust establece que muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos y en la misma proporción de masa. Así, si se analizan muestras de dióxido de carbono gaseoso obtenidas de diferentes fuentes, en todas las muestras se encontrará la misma proporción de masa de carbono y oxígeno. Entonces, si la proporción de las masas de los diferentes elementos de un compuesto es una cantidad ja, la proporción de los átomos de los elementos en dicho compuesto también debe ser constante. La tercera hipótesis de Dalton con rma otra importante ley, la ley de las proporciones múltiples. Según esta ley, si dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa ja del otro mantiene una relación de números enteros pequeños. La teoría de Dalton explica la ley de las proporciones múltiples de manera muy sencilla: diferentes compuestos formados por los mismos elementos di eren en el número de átomos de cada clase. Por ejemplo, el carbono forma dos compuestos estables con el oxígeno, llamados monóxido de carbono y dióxido de carbono. Las técnicas modernas de medición indican que un átomo de carbono se combina con un átomo de oxígeno en el monóxido de carbono, y con dos átomos de oxígeno en el dióxido de carbono. De esta manera, la proporción de oxígeno en el monóxido de carbono y en el dióxido de carbono es 1:2. Este resultado concuerda con la ley de las proporciones múltiples ( gura 2.2). La cuarta hipótesis de Dalton es una forma de enunciar la ley de la conservación de la masa,3 la cual establece que la materia no se crea ni se destruye. Debido a que la materia está formada por átomos, que no cambian en una reacción química, se concluye que la masa también se debe conservar. La brillante idea de Dalton sobre la naturaleza de la materia fue el principal estímulo para el rápido progreso de la química durante el siglo. Revisión de conceptos Los átomos de los elementos A (azul) y B (anaranjado) forman los dos compuestos mostrados aquí. ¿Estos compuestos obedecen la ley de las proporciones múltiples? Con base en la teoría atómica de Dalton, un átomo se de ne como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Dalton describió un átomo como una partícula extremadamente pequeña e indivisible. Sin embargo, una serie de investigaciones iniciadas alrededor de 1850, y que continuaron hasta el siglo , demostraron claramente que los átomos tienen una estructura interna, es decir, que están formados por partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas. Estas investigaciones condujeron al descubrimiento de tres partículas: electrones, protones y neutrones. 2 3 Joseph Louis Proust (1754-1826). Químico francés. Fue el primero en aislar el azúcar de las uvas. De acuerdo con Albert Einstein, la masa y la energía son aspectos alternos de una entidad única denominada masaenergía. Por lo común, las reacciones químicas implican una ganancia o pérdida de calor u otras formas de energía. Así, cuando la energía se pierde en una reacción, por ejemplo, también se pierde masa. No obstante, salvo en el caso de las reacciones nucleares (vea el capítulo 23), los cambios de masa en las reacciones químicas son demasiado pequeños para ser detectados. Por consiguiente, para nes prácticos, la masa se conserva. 43 Monóxido de carbono 1 O – 5 ––– 5 – C 1 Dióxido de carbono O 2 – 5 –––––––– 5 – C 1 Oxígeno en el monóxido de carbono en relación con el oxígeno en el dióxido de carbono: 1:2 Ilustración de la ley de las proporciones múltiples. 44 CAPÍTULO 2 Átomos, móleculas y iones Tubo de rayos catódicos con un campo eléctrico perpendicular a la dirección de los rayos catódicos y un campo magnético externo. Los símbolos N y S denotan los polos norte y sur del imán. Los rayos catódicos golpearán el extremo del tubo en el punto A en presencia de un campo magnético, en el punto C en presencia de un campo eléctrico y en el punto B cuando no existan campos externos presentes o cuando los efectos del campo eléctrico y del campo magnético se cancelen mutuamente. Los electrones por lo general se asocian con los átomos. No obstante, también se pueden estudiar por separado. – N + Alto voltaje En la década de 1890, muchos cientí cos 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 este fenómeno se utilizó un tubo de rayos catódicos, precursor de los tubos utilizados en los televisores ( gura 2.3). Consta de un tubo de vidrio del cual se ha evacuado casi todo el aire. Si se colocan dos placas metálicas y se conectan a una fuente de alto voltaje, la placa con carga negativa, llamada cátodo, emite un rayo invisible. Este rayo catódico se dirige hacia la placa con carga positiva, llamada ánodo, que pasa por una perforación y continúa su trayectoria hasta el otro extremo del tubo. Cuando dicho rayo alcanza la super cie, recubierta de una manera especial, produce una fuerte uorescencia o luz brillante. En algunos experimentos se colocaron, por fuera del tubo de rayos catódicos, dos placas cargadas eléctricamente y un electroimán (vea la gura 2.3). Cuando se conecta el campo magnético y el campo eléctrico permanece desconectado, los rayos catódicos alcanzan el punto A del tubo. Cuando está conectado solamente 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 balancean de forma que se cancelan mutuamente, los rayos alcanzan el punto B. De acuerdo con la teoría electromagnética, un cuerpo cargado, en movimiento, se comporta como un imán y puede interactuar con los campos magnéticos y eléctricos que atraviesa. Debido a que los rayos catódicos son atraídos por la placa con carga positiva y repelidos por la placa con carga negativa, deben consistir en partículas con carga negativa. Actualmente, estas partículas con carga negativa se conocen como electrones. En la gura 2.4 se muestra el efecto de un imán sobre los rayos catódicos. El físico inglés J. J. Thomson4 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 obtuvo fue de –1.76 × 108 C/g, en donde C corresponde a coulombs, la unidad de carga eléctrica. Más tarde, entre 1908 y 1917, R. A. Millikan5 llevó a cabo una serie de experimentos para medir la carga del electrón con gran precisión. Su trabajo demostró que la carga de cada electrón era exactamente la misma. En su experimento, Millikan analizó el movimiento de minúsculas gotas de aceite que adquirían carga estática a partir de los iones del aire. Suspendía en el aire las gotas cargadas mediante la aplicación de un campo eléctrico 4 Joseph John Thomson (1856-1940). Físico británico, recibió el premio Nobel de Física en 1906 por ser quien descubrió el electrón. 5 Robert Andrews Millikan (1868-1953). Físico estadounidense, merecedor del premio Nobel de Física en 1923 por determinar la carga del electrón. 2.2 Estructura del átomo a) b) 45 c) a) Rayo catódico producido en un tubo de descarga. El rayo en sí mismo es invisible, pero la fluorescencia de un recubrimiento de sulfuro de zinc en el cristal provoca su apariencia verdosa. b) El rayo catódico se inclina hacia abajo cuando se le acerca el polo norte del imán. c) Cuando la polaridad del imán se invierte, el rayo se inclina hacia la dirección opuesta. y seguía su movimiento con un microscopio ( gura 2.5). Al aplicar sus conocimientos sobre electrostática, Millikan encontró que la carga de un electrón es de –1.6022 × 10–19 C. A partir de estos datos calculó la masa de un electrón: masa de electrón = = carga carga/masa –1.6022 ×10 –19 C –1.76 ×108 C/g = 9.10 ×10 –28 g Éste es un valor de masa extremadamente pequeño. En 1895, el físico alemán Wilhelm Röntgen6 observó que cuando los rayos catódicos incidían sobre el vidrio y los metales, hacían que éstos emitieran unos rayos desconocidos. Estos rayos muy energéticos eran capaces de atravesar la materia, oscurecían las placas fotográ cas, incluso cubiertas, y producían uorescencia en algunas sustancias. Debido a que estos rayos no eran desviados de su trayectoria por un imán, no podían contener partículas con carga, como los rayos catódicos. Röntgen les dio el nombre de rayos X, por su naturaleza desconocida. 6 Wilhelm Konrad Röntgen (1845-1923). Físico alemán que recibió el premio Nobel de Física en 1901 por el descubrimiento de los rayos X. Placa cargada Ori cio pequeño Gotas de aceite Atomizador (1) Rayos X para producir la carga en las gotas de aceite (2) Placa cargada Visor del microscopio Diagrama esquemático del experimento de Millikan de la gota de aceite. 46 CAPÍTULO 2 Átomos, móleculas y iones Tres tipos de rayos emitidos por elementos radiactivos. Los rayos β consisten en partículas con carga negativa (electrones), y por ende son atraídos hacia la placa con carga positiva. Por lo contrario, los rayos α tienen carga positiva y son atraídos hacia la placa con carga negativa. Debido a que los rayos γ no tienen carga alguna, su trayectoria no se ve alterada por un campo eléctrico externo. – Cámara de plomo + La carga positiva está dispersa sobre la esfera completa – – – – – – Sustancia radiactiva Poco después del descubrimiento de Röntgen, Antoine Becquerel,7 profesor de física en París, empezó a estudiar las propiedades uorescentes de las sustancias. Accidentalmente encontró que algunos compuestos de uranio oscurecían las placas fotográ cas cubiertas, incluso en ausencia de rayos catódicos. Al igual que los rayos X, los rayos provenientes de los compuestos de uranio resultaban altamente energéticos y no los desviaba un imán, pero diferían de los rayos X en que se emitían de manera espontánea. Marie Curie,8 discípula de Becquerel, sugirió el nombre de radiactividad para describir esta emisión espontánea de partículas o radiación. Desde entonces se dice que un elemento es radiactivo si emite radiación de manera espontánea. La desintegración o descomposición de las sustancias radiactivas, como el uranio, produce tres tipos de rayos diferentes. Dos de estos rayos son desviados de su trayectoria por placas metálicas con cargas opuestas ( gura 2.6). Los rayos alfa (α) constan de partículas cargadas positivamente, llamadas partículas α, que se apartan de la placa con carga positiva. Los rayos beta (β), o partículas β, son electrones y se alejan de la placa con carga negativa. Un tercer tipo de radiación consta de rayos de alta energía, llamados rayos gamma (γ). Al igual que los rayos X, los rayos γ no presentan carga y no les afecta un campo externo. Desde principios de 1900 ya se conocían dos características de los átomos: que contienen electrones y que 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 cargada positivamente, dentro de la cual se encontraban los electrones como si fueran las pasas en un pastel ( gura 2.7). Este modelo, llamado “modelo del pudín de pasas”, se aceptó como una teoría durante algunos años. – 7 Modelo atómico de Thomson, conocido como el modelo del “pudín de pasas”, por su semejanza con un postre tradicional inglés hecho con pasas. Los electrones están insertos en una esfera uniforme con carga positiva. Antoine Henri Becquerel (1852-1908). Físico francés a quien se le otorgó el premio Nobel de Física en 1903 por el descubrimiento de la radiactividad del uranio. 8 Marie (Marya Sklodowska) Curie (1867-1934). Química y física nacida en Polonia. En 1903, ella y su esposo francés, Pierre Curie, fueron galardonados con el premio Nobel de Física por su trabajo sobre la radiactividad. En 1911, una vez más fue merecedora de ese premio, pero esta vez en Química, por su trabajo sobre los elementos radiactivos radio y polonio. Ella es una de las tres personas que han recibido dos premios Nobel en Ciencias. A pesar de su gran contribución a la ciencia, su nominación a la Academia Francesa de Ciencias en 1911 fue rechazada por un voto ¡debido a que era mujer! Su hija Irene, y su yerno Frederic Joliot-Curie, compartieron el premio Nobel de Química en 1935. 2.2 Estructura del átomo Lámina de oro Emisor de partículas Ranura Pantalla de detección a) b) En 1910, el físico neozelandés Ernest Rutherford,9 quien estudió con Thomson en la Universidad de Cambridge, utilizó partículas α para demostrar la estructura de los átomos. Junto con su colega Hans Geiger10 y un estudiante de licenciatura llamado Ernest Marsden,11 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 ( gura 2.8). Observaron que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse, o bien con una ligera desviación. De cuando en cuando, algunas partículas α eran dispersadas (o desviadas) de su trayectoria con un gran ángulo. ¡En algunos casos, las partículas α regresaban por la misma trayectoria hacia la fuente radiactiva! Éste fue el descubrimiento más sorprendente, pues 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 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 hacia usted.” Tiempo después, Rutherford pudo explicar los resultados del experimento de la dispersión de partículas α utilizando un nuevo modelo de átomo. De acuerdo con Rutherford, la mayor parte de los átomos debe ser espacio vacío. Esto explica por qué la mayoría de las partículas α atravesaron la lámina de oro sufriendo poca o ninguna desviación. Rutherford propuso que las cargas positivas de los átomos estaban concentradas en un denso conglomerado central dentro del átomo, que llamó 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. Además, cuando una partícula α incidía directamente sobre el núcleo, experimentaba una repulsión tan grande que su trayectoria se invertía por completo. Las partículas del núcleo que tienen carga positiva reciben el nombre de protones. En otros experimentos se encontró que los protones tienen la misma cantidad de carga que los electrones y que su masa es de 1.67262 × 10–24 g, aproximadamente 1 840 veces la masa del electrón con carga opuesta. Hasta este punto, los cientí cos 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 moleculares) se expresarán aquí de acuerdo con la unidad del sistema internacional de medidas llamado picómetro (pm), donde 1 pm = 1 × 10–12 m 9 Ernest Rutherford (1871-1937). Físico neozelandés. Rutherford realizó gran parte de su trabajo en Inglaterra (en las universidades de Manchester y Cambridge). Recibió el premio Nobel de Química en 1908 por sus investigaciones sobre la estructura del núcleo atómico. Un comentario que hacía con frecuencia a sus estudiantes fue: “la ciencia es física o una colección de estampillas”. 10 Johannes Hans Wilhelm Geiger (1882-1945). Físico alemán. El trabajo de Geiger se enfocó en la estructura del núcleo atómico y en la radiactividad. Inventó un dispositivo para medir la radiación que ahora se conoce comúnmente como el contador Geiger. 11 Ernest Marsden (1889-1970). Físico inglés. Es alentador saber que algunas veces un estudiante puede ayudar a ganar un premio Nobel. Marsden prosiguió con su gran contribución al desarrollo de la ciencia en Nueva Zelanda. 47 a) Diseño experimental de Rutherford para medir la dispersión de las partículas α mediante una lámina de oro. La mayoría de las partículas α atravesaron la lámina de oro con poca o ninguna desviación. Algunas se desviaron con un ángulo grande. En ocasiones alguna partícula α invierte su trayectoria. b) Esquema amplificado de la trayectoria de las partículas α al atravesar o ser desviadas por los núcleos. Una unidad común que no está incluida en el sistema internacional de medidas es el ángstrom (Å; 1 Å = 100 pm). 48 CAPÍTULO 2 Átomos, móleculas y iones Si el tamaño de un átomo se expandiera hasta el de un estadio olímpico, el tamaño de su núcleo sería el de una canica. El radio típico de un átomo es aproximadamente de 100 pm, en tanto que el radio del núcleo atómico es sólo de 5 × 10–3 pm. Se puede apreciar la diferencia relativa entre el tamaño de un átomo y su núcleo imaginando que si un átomo tuviera el tamaño de un estadio olímpico, el volumen de su núcleo sería comparable con el de una pequeña canica. Mientras que los protones están con nados en el núcleo del átomo, se considera que los electrones están esparcidos alrededor del núcleo y a cierta distancia de él. El concepto de radio atómico tiene utilidad experimental, pero no debe suponerse que los átomos tienen dimensiones o super cies bien de nidas. Más adelante aprenderemos que las regiones externas de los átomos son relativamente “difusas”. El modelo de Rutherford de la estructura atómica 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 tanto, la relación entre la masa de un átomo de helio y un átomo de hidrógeno debería ser 2:1. (Debido a que los electrones son mucho más ligeros que los protones, se puede ignorar su contribución a la masa atómica.) Sin embargo, en realidad la relación es 4:1. Rutherford y otros investigadores habían propuesto que debería existir otro tipo de partícula subatómica en el núcleo, hecho que el físico inglés James Chadwick12 probó 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 posteriores demostraron que esos rayos en realidad constan de un tercer tipo de partículas subatómicas, que Chadwick llamó neutrones, debido a que se demostró que eran partículas eléctricamente neutras con una masa ligeramente mayor que la masa de los protones. El misterio de la relación de las masas ahora se podía explicar. En el núcleo de helio existen dos protones y dos neutrones, en tanto que en el núcleo de hidrógeno hay sólo un protón y no hay neutrones; por tanto, la relación es 4:1. En la gura 2.9 se muestra la localización de las partículas elementales (protones, neutrones y electrones) en un átomo. Existen otras partículas subatómicas, pero el electrón, el protón 12 James Chadwick (1981-1972). Físico británico. En 1935 recibió el premio Nobel de Física por demostrar la existencia de los neutrones. Los protones y los neutrones de un átomo están confinados en un núcleo extremadamente pequeño. Los electrones se representan como “nubes” que circundan al núcleo. Protón Neutrón 2.3 Número atómico, número de masa e isótopos TABLA 2.1 Masa y carga de las partículas subatómicas Carga Partícula Masa (g) Coulomb Electrón* Protón Neutrón 9.10938 × 10–28 1.67262 × 10–24 1.67493 × 10–24 −1.6022 × 10–19 +1.6022 × 10–19 0 Unidad de carga −1 +1 0 * Las mediciones más re nadas aportan un valor más preciso de la masa de un electrón que las de Millikan. y el neutrón son los tres componentes fundamentales del átomo que son importantes para la química. En la tabla 2.1 se muestran los valores de carga y de masa de estas tres partículas elementales. Todos los átomos se pueden identi car por el número de protones y neutrones que contienen. El número atómico (Z) es el número de protones en el núcleo del átomo de un elemento. En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones, de manera que el número atómico también indica el número de electrones presentes en un átomo. La identidad química de un átomo queda determinada por su número atómico. Por ejemplo, el número atómico del úor es 9. Esto signi ca que cada átomo de úor tiene 9 protones y 9 electrones. O bien, visto de otra forma, cada átomo en el universo que contenga 9 protones se llamará de manera correcta “ úor”. El número de masa (A) es el número total de neutrones y protones presentes en el núcleo de un átomo de un 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 atómico + número de neutrones (2.1) El número de neutrones en un átomo es igual a la diferencia entre el número de masa y el número atómico (A – Z). Por ejemplo, si el número de masa de un átomo especí co de boro es 12 y su número atómico es 5 (que indica 5 protones en el núcleo), entonces el número de neutrones es 12 – 5 = 7. Observe que las tres cantidades (número atómico, número de neutrones y número de masa) deben ser enteros positivos o números enteros. No todos los átomos de un elemento determinado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tiene dos o más isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa. Por ejemplo, existen tres isótopos de hidrógeno. Uno de ellos, que se conoce como hidrógeno, tiene un protón y no tiene neutrones. El isótopo llamado deuterio contiene un protón y un neutrón, y el tritio tiene un protón y dos neutrones. La forma aceptada para denotar el número atómico y el número de masa de un elemento (X) es como sigue: número de masa A Z X número atómico Los protones y neutrones se llaman colectivamente nucleones. 49 50 CAPÍTULO 2 Átomos, móleculas y iones Así, para los isótopos de hidrógeno escribimos: 1 1H 2 1H 3 1H hidrogeno deuterio tritio Como otro ejemplo, considere dos isótopos comunes del uranio, con números de masa 235 y 238, respectivamente: 235 92 U 238 92 U El primer isótopo se utiliza en reactores nucleares y en bombas atómicas, en tanto que el segundo carece de las propiedades necesarias para tener tales aplicaciones. Con excepción del hidrógeno, que tiene un nombre diferente para cada uno de los isótopos, los isótopos de los elementos se identi can por su número de masa. Así, los isótopos anteriores se llaman uranio235 (uranio doscientos treinta y cinco) y uranio-238 (uranio doscientos treinta y ocho). Las propiedades químicas de un elemento están determinadas, principalmente, por los protones y electrones de sus átomos; los neutrones no participan en los cambios químicos en condiciones normales. En consecuencia, los isótopos del mismo elemento tienen un comportamiento químico semejante, forman el mismo tipo de compuestos y presentan reactividades semejantes. En el ejemplo 2.1 se muestra cómo calcular el número de protones, neutrones y electrones, a partir del número atómico y el número de masa. EJEMPLO 2.1 Indique el número de protones, neutrones y electrones para cada una de las siguientes 20 22 especies: a) 11 Na, b) 11 Na, c) 17 O y d ) carbono 14. Recuerde que el exponente se re ere al número de masa (A), y el subíndice al número atómico (Z). El número de masa siempre es mayor que el número atómico. (La única excepción es 11H, donde el número de masa es igual al número atómico.) En caso de que no se muestre el subíndice, como en los incisos c) y d), el número atómico se puede derivar del símbolo o nombre del elemento. Para determinar el número de electrones, recuerde que como la electricidad de los átomos es neutra, el número de electrones es igual al número de protones. a) El número atómico es 11; luego, hay 11 protones. El número de masa es 20; por tanto, el número de electrones es 20 − 11 = 9. El número de electrones es el mismo que el número de protones, es decir, 11. b) El número atómico es el mismo que en a), u 11. El número de masa es 22; luego, el número de neutrones es 22 – 11 = 11. El número de electrones es 11. Observe que las especies en a) y b) son isótopos químicamente similares al sodio. c) El número atómico de O (oxígeno) es 8; luego, tiene 8 protones. El número de masa es 17; por tanto, tiene 17 − 8 = 9 neutrones. Hay 8 electrones. d) El carbono 14 también se puede representar como 14C. El número atómico del carbono es 6, así que tiene 14 − 6 = 8 neutrones. El número de electrones es 6. Problemas similares 2.15, 2.16. del cobre: 63Cu? ¿Cuántos protones, neutrones y electrones tiene el siguiente isótopo Revisión de conceptos a) Mencione el único elemento que tiene un isótopo que no contiene neutrones. b) Explique por qué un núcleo de helio que no contiene neutrones tiende a ser inestable. 2.4 51 La tabla periódica Más de la mitad de los elementos que se conocen en la actualidad se descubrieron entre 1800 y 1900. Durante este periodo los químicos observaron que muchos elementos mostraban grandes semejanzas entre ellos. El reconocimiento de las regularidades periódicas en las propiedades físicas y en el comportamiento químico, así como la necesidad de organizar la gran cantidad de información disponible sobre la estructura y propiedades de las sustancias elementales, condujeron al desarrollo de la tabla periódica, una tabla en la que se encuentran agrupados los elementos que tienen propiedades químicas y físicas semejantes. En la gura 2.10 se muestra la tabla periódica moderna, en la cual los elementos están acomodados de acuerdo con su número atómico (que aparece sobre el símbolo del elemento), en las horizontales, llamadas periodos, y en columnas verticales, conocidas como grupos o familias, de acuerdo con sus semejanzas en las propiedades químicas. Observe que los elementos 112 a 116 y 118 se han sintetizado recientemente, razón por la cual aún carecen de nombre. Los elementos se dividen en tres categorías: metales, no metales y metaloides. Un metal es un buen conductor del calor y la electricidad, en tanto que un no metal generalmente es mal conductor del calor y la electricidad. Un metaloide presenta propiedades intermedias entre los metales y los no metales. En la gura 2.10 se observa que la mayoría de los elementos que se conocen son metales; sólo 17 elementos son no metales y ocho son metaloides. De 1 1A 1 H 18 8A 2 2A 13 3A 14 4A 15 5A 16 6A 17 7A 2 He 3 4 5 6 7 8 9 10 Li Be B C N O F Ne 13 14 15 16 17 18 Al Si P S Cl Ar 11 12 Na Mg 3 3B 4 4B 5 5B 6 6B 7 7B 8 9 8B 10 11 1B 12 2B 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 55 56 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 89 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 (117) 118 87 Fr 88 Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Metales 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Metaloides Th 91 92 101 102 103 90 Pa U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm Md No Lr No metales La tabla periódica moderna. Los elementos están organizados de acuerdo con los números atómicos, que aparecen sobre sus símbolos. Con excepción del hidrógeno (H), los no metales aparecen en la extrema derecha de la tabla. Las dos filas de metales que se localizan por debajo de la tabla principal se ubican convencionalmente aparte para evitar que la tabla sea demasiado grande. En realidad, el cerio (Ce) debería seguir al lantano (La), y el torio (Th) debería ir justo después del actinio (Ac). La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha recomendado la designación de los grupos 1-18 pero su uso aún no es frecuente. En este texto utilizamos la notación estadounidense para los números de los grupos (1A-8A y 1B-8B). Todavía no se ha asignado nombre a los elementos 112 a 116 y 118. El elemento 117 aún no ha sido sintetizado. Q U Í M I C A en acción Distribución de los elementos en la Tierra y en los sistemas vivos L foro (P) y manganeso (Mn). Al analizar la abundancia natural de los elementos, debemos recordar que: 1) los elementos no están distribuidos de manera uniforme en la corteza terrestre, y 2) la mayoría se presentan en combinaciones. Estos datos proporcionan la base para la mayoría de los métodos de obtención de elementos puros a partir de sus compuestos, como se estudiará en capítulos posteriores. En la tabla siguiente se presentan los elementos esenciales en el cuerpo humano. Especialmente importantes son los elementos traza, como hierro (Fe), cobre (Cu), zinc (Zn), yodo (I) y cobalto (Co), los cuales en conjunto conforman aproximadamente 0.1% de la masa corporal. Estos elementos son necesarios para el desarrollo de las funciones biológicas como el crecimiento, el transporte de oxígeno para el metabolismo y la defensa contra las enfermedades. Existe un balance delicado en las cantidades presentes de estos elementos en nuestros cuerpos. Su de ciencia o exceso durante un amplio periodo puede producir enfermedades graves, retraso mental o incluso la muerte. a mayor parte de los elementos se presentan en forma natural. ¿Cómo están distribuidos estos elementos en la Tierra, y cuáles son esenciales para los sistemas vivos? Aproximadamente, la extensión de la corteza terrestre desde la super cie hacia el centro de la Tierra es de 40 kilómetros (alrededor de 25 millas). Debido a di cultades técnicas, los cientícos no han podido estudiar las porciones internas de la Tierra con tanta facilidad como las de la corteza. No obstante, se cree que en el centro de la Tierra existe un núcleo sólido compuesto en su mayor parte por hierro. Alrededor del núcleo se encuentra una capa llamada manto, la cual está formada por un uido caliente que contiene hierro, carbono, silicio y azufre. De los 83 elementos que se encuentran en la naturaleza, 12 constituyen 99.7% de la masa de la corteza terrestre. Éstos son, en orden decreciente de abundancia natural, oxígeno (O), silicio (Si), aluminio (Al), hierro (Fe), calcio (Ca), magnesio (Mg), sodio (Na), potasio (K), titanio (Ti) hidrógeno (H), fós- Manto Corteza Núcleo 2 900 km 3 480 km Estructura del interior de la Tierra. Oxígeno 65 Sodio 0.1 Carbono 18 Magnesio 0.05 Hidrógeno 10 Hierro