2. Átomos e iones

Cualquier porción de materia que podemos considerar está formada por átomos. Estos son partículas pequeñísimas, que al ensamblarse y unirse entre sí producen todos los materiales conocidos. Por este motivo los átomos pueden ser considerados, en sentido figurado, los ladrillos o bloques con los que se construyen todos los materiales, habidos y por haber. Los átomos no son todos iguales entre sí, sino que existen más de cien clases o tipos diferentes. Cada clase de átomo corresponde a un elemento. En otras palabras, todas y cada una de las sustancias a las que llamamos elementos (oxígeno, hierro, sodio, cloro, por nombrar algunos de los más conocidos) están formadas por átomos de la misma clase.

Algunos tipos de átomos son muy abundantes, mientras que otros son escasos. Si se considera todo el universo, el elemento más abundante es el hidrógeno. Sin embargo, en la corteza terrestre prevalecen elementos más pesados, como el silicio, el oxígeno y el aluminio. El elemento más abundante en la atmósfera es el nitrógeno. En el Gráfico 2.1 se muestran las proporciones de los elementos más comunes en la corteza terrestre y en la atmósfera.

Los átomos son tan pequeños que no pueden apreciarse a simple vista. Ni siquiera pueden verse con el más preciso de los microscopios ópticos. Hasta hace relativamente poco tiempo, toda la evidencia acerca de la existencia de los átomos era indirecta. En otras palabras, postulando que los átomos existen y que tienen tales o cuales propiedades, se podían explicar una gran cantidad de fenómenos. Por ejemplo, la presión que ejerce un fluido sobre las paredes del recipiente que lo contiene se puede explicar asumiendo que el fluido está formado por pequeñas partículas que chocan y rebotan contra esas paredes. Asimismo, la transmisión del calor desde una región más caliente a una más fría puede explicarse asumiendo que en la región más caliente los átomos se mueven con mayor velocidad. Así, al colisionar con los átomos más lentos de la región más fría le pasan algo de su energía, lo que finalmente conlleva a que la energía de movimiento se iguale. No obstante, ninguna de estas explicaciones es una prueba directa de la existencia de los átomos. Más recientemente, se desarrollaron dispositivos electrónicos que permiten generar imágenes de los átomos. Uno de esos dispositivos es el microscopio de efecto túnel (ver también Unidad 6). En el Gráfico 2.2 se muestra la imagen de una superficie de níquel generada con un microscopio de efecto túnel; allí se pueden individualizar los átomos que la forman.

El radio de los átomos típicamente varía entre 0,000000000025 y 0,00000000025 metros. La masa del átomo más pequeño es de 0,00000000000000000000000167 gramos, mientras que la masa de los más pesados está entre 200 y 250 veces ese valor. Trabajar con números que tienen tantas cifras decimales es engorroso y se producen errores con mucha facilidad. Para no tener que lidiar con números tan pequeños se pueden cambiar las unidades de medición. En el trabajo con átomos las unidades de longitud más convenientes y utilizadas son el ángstrom (Å) y el nanómetro (nm). Para la masa suele utilizarse la unidad de masa atómica (uma). Un ángstrom es igual a 0,0000000001 metro, de manera tal que el radio de los átomos varía entre 1 y 5 Å. Un nanómetro es igual a 0,000000001, o sea, es 10 veces más grande que 1 Å, por lo que el radio de los átomos varía entre 0,1 y 0,5 nm. Una uma es igual a 0,00000000000000000000000166054 gramos. Por tanto, si se utiliza como unidad la uma, la masa del átomo más liviano es prácticamente igual a 1. Otra estrategia para no trabajar con números de muchas cifras decimales es utilizar notación científica (ver recurso “Para ampliar”).

La palabra “átomo” deriva del griego y significa “indivisible”. Este nombre se debe a que los filósofos que inicialmente propusieron la idea de que la materia está formada por átomos creían, en verdad, que eran indivisibles. Sin embargo, una serie de experimentos realizados en las primeras décadas del siglo XX demostraron que esta creencia era equivocada y que los átomos pueden descomponerse en partículas aún más pequeñas llamadas partículas subatómicas. Existen tres clases de partículas subatómicas que tenemos que considerar para poder describrir varios de los procesos que son de interés para la Química (ver siguiente recurso “Para ampliar”): los protones, los electrones y los neutrones. Estas partículas difieren entre sí ya sea por sus masas, por sus cargas eléctricas o por ambas propiedades. La Tabla 2.1 resume las propiedades más destacadas de las partículas subatómicas.

Partícula	Masa (uma)	Carga*	Posición
Protón	1,0073	Positiva (+1)	Núcleo atómico
Neutrón	1,0087	Nula (0)	Núcleo atómico
Electrón	1/1836	Negativa (-1)	Alrededor del núcleo

Una vez que los experimentos establecieron que los átomos están compuestos por partículas aún más pequeñas, la pregunta que quedó pendiente fue: ¿cómo se distribuyen estas partículas adentro del átomo? La respuesta encontrada y aceptada hasta nuestros días es que todos los átomos tienen un núcleo, donde están los protones y los neutrones, mientras que los electrones se encuentran en diferentes zonas alrededor de núcleo (ver en la Tabla 2.1 las propiedades de las partículas). Además, la región ocupada por los electrones no tiene un límite preciso y definido; y los electrones pueden estar en cualquier parte de esta región. Por ello, se suele representar a los electrones como una especie de nube que rodea al núcleo. En el Gráfico 2.3 se muestran dos representaciones esquemáticas de un átomo. En la primera de ellas los electrones se ubican en órbitas alrededor del núcleo. En la segunda, los electrones se dibujan, en conjunto, como una nube que rodea al núcleo. En ambos casos, las proporciones entre el tamaño del núcleo y del átomo son incorrectas, ya que para facilitar su visualización el núcleo se ha representado mucho más grande de lo que correspondería.

El radio del núcleo es aproximadamente diez mil veces más chico que el radio del átomo. Para tener una idea de lo que esta proporción significa se puede hacer la siguiente comparación. Si el átomo tuviera el tamaño de un estadio de fútbol, digamos “El monumental”, el núcleo sería del tamaño de una bolita ubicada en el punto central del campo de juego. Esta proporción resulta aún más curiosa si se tiene en cuenta que la masa del electrón es 1837 veces, casi 2000 veces, menor que la masa de los protones y neutrones. En otras palabras, prácticamente toda la masa del átomo se encuentra concentrada en su pequeñísimo núcleo, mientras que la mayor parte del volumen del átomo tiene una masa casi nula.

El número de protones de un átomo es exactamente igual al número de sus electrones. Como cada protón tiene una carga +1 y cada electrón –1, la igualdad entre el número de protones y electrones hace que el átomo sea eléctricamente neutro. El número de protones de un átomo recibe el nombre de número atómico y se lo representa con la letra Z. Este número tiene una importancia fundamental ya que indica a qué elemento corresponde un átomo. Todos los átomos que tienen el mismo número atómico son del mismo elemento.

Si bien todos los átomos de un mismo elemento tienen igual número de protones, es posible que tengan diferente número de neutrones. Los átomos que tienen igual número de protones y diferente número de neutrones se llaman isótopos. Por ejemplo, el elemento carbono tiene Z = 6. Esto significa que todos, absolutamente todos, los átomos de carbono tienen 6 protones en su núcleo. Sin embargo, hay átomos de carbono con 5, 6, 7 y 8 neutrones. Para comprender qué efecto tienen estas diferencias en las propiedades del átomo es necesario tener en cuenta que los neutrones tienen una masa muy similar a la de los protones. Por tanto, los átomos que tienen igual número de protones y diferente número de neutrones tienen diferente masa. La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo se denomina número másico y se lo representa con la letra A.

Para identificar a los átomos de los distintos elementos se los representa con diferentes símbolos, denominados símbolos atómicos, que pueden estar formados por una o dos letras. La primera letra siempre debe escribirse con mayúscula y la segunda, si es que la hay, se escribe con minúscula. En algunos casos, los símbolos de los átomos corresponden a la primera letra del nombre español o en inglés del elemento. Por ejemplo: F por flúor, B por boro y C por carbono. En otros casos, los símbolos derivan del nombre del elemento en griego o latín, como Na para el sodio, que derivan del latín Natrium; Ag para la plata, que deriva del latín Argentum, o Hg para el mercurio, que deriva del griego Hydragyros, cuyo significado es agua y plata (esto hace referencia a que el mercurio es un metal líquido).

Los símbolos atómicos sirven para diferenciar los átomos de un elemento de los átomos de otros elementos, pero no son útiles para distinguir entre los diferentes isótopos de un mismo elemento. Por ello, cuando es necesario distinguir entre isótopos, lo que se hace es escribir el número másico como un superíndice a la izquierda del símbolo atómico. Por ejemplo, para los isótopos de carbono tenemos.  \(^{11}C,\text{ } ^{12}C,\text{ } ^{13}C,\text{ } ^{14}C \). A veces también se agrega el número atómico como un subíndice a la izquierda. Siguiendo con el ejemplo de los isótopos de carbono tendríamos: \(^{11}_6C, \text{ } ^{12}_6C, \text{ } ^{13}_6C,\text{ } ^{14}_6C \). Es importante notar, sin embargo, que indicar el número atómico a la izquierda del símbolo del átomo es redundante, ya que cada símbolo atómico está asociado a uno y solamente un valor de Z.

Cuando un átomo se combina con otros lo hace cediendo, aceptando o compartiendo electrones. La tendencia de cada átomo para participar en alguno de estos procesos está determinada por la fuerza con la que sus electrones son atraídos por el núcleo. Algunos átomos, como los de sodio, tienen un electrón muy débilmente unido a su núcleo. Por este motivo es imposible encontrar en la naturaleza átomos de sodio que tengan todos sus electrones, ya que casi todos han perdido el electrón que está débilmente unido al núcleo. Otros elementos, en cambio, tienen todos sus electrones fuertemente unidos y, entonces, muy pocas veces o nunca los intercambian con otros átomos. Este es el caso de los gases nobles como el helio y el neón.

La intensidad de la fuerza con la que el núcleo de un átomo atrae los electrones está dada por la siguiente fórmula:

 

\(F=\frac{Z}{r^2} \) (2.1)

Como ya se explicó, Z es el número atómico del elemento en cuestión, mientras que r es la distancia desde el núcleo al electrón. La energía correspondiente a esta interacción núcleo-electrón es:

 

\(E=-\frac{Z}{r} \)(2.2)

Analizando estas sencillas fórmulas se puede llegar a algunas conclusiones importantes. En primer lugar se ve que cuanto mayor es la carga del núcleo, es decir, cuanto mayor es el Z del átomo, mayor es la fuerza de atracción entre el núcleo y el electrón. La segunda conclusión es que los electrones que están más cerca del núcleo, o sea, aquellos que tienen un r menor, son atraídos con más fuerza que los electrones que están alejados. De hecho, a medida que la distancia entre el núcleo y el electrón se hace más y más grande, la fuerza de la interacción se vuelve cada vez más y más pequeña, hasta que llega un punto en el que se vuelve insignificante. A una distancia infinita, tanto la fuerza como la energía de interacción son nulas, lo que significa que el electrón se ha desprendido del átomo.

De acuerdo con la ecuación 2.2, cuando un electrón se encuentra relativamente cerca del núcleo del átomo tiene una energía de interacción con signo negativo. Por esto, se suele hacer una analogía que consiste en considerar que los electrones que están en un átomo se encuentran en un pozo de energía. En esta analogía, el borde del pozo corresponde al cero de energía. Cuanto más cerca del núcleo esté el electrón, su energía de interacción será más negativa y la fuerza de atracción, más fuerte. A medida que el electrón se vaya alejando del fondo, la energía de interacción disminuirá en valor absoluto, pero seguirá siendo negativa, mientras que la fuerza de atracción se hará más débil. En esta analogía, el electrón se desprende del átomo cuando llega al borde del pozo de energía: allí su energía de interacción vale cero y la fuerza de atracción también. De acuerdo con las ecuaciones 2.1 y 2.2, eso ocurre cuando r es infinito.

La analogía entre el electrón en un átomo y una piedra en un pozo tiene aplicaciones útiles, pero adolece de un defecto fundamental: no es compatible con uno de los descubrimientos más impactantes del siglo XX. Según este descubrimiento, los electrones en un átomo no pueden tener cualquier valor de energía sino solo ciertos valores discretos.

A los valores “permitidos” para la energía de los electrones en un átomo se los llama niveles de energía. Debido a la existencia de niveles discretos de energía, en lugar de utilizar la analogía del pozo –en la que todos los valores de energía son posibles–, es más apropiado pensar en diferentes subsuelos de un edificio. Los electrones más fuertemente unidos al núcleo son los que están en el subsuelo más bajo del edificio. Los electrones más lábiles son los que están en el primer subsuelo. Lo importante es reconocer que los electrones solo pueden tener la energía correspondiente a algunos de los niveles permitidos. O sea, pueden estar en alguno de los subsuelos, pero no en un lugar intermedio.

De acuerdo con las ecuaciones 2.1 y 2.2, los electrones que se encuentran en los niveles de energía más bajos están más cerca del núcleo que los electrones de niveles más altos. A partir de esta afirmación se deduce que los diferentes niveles de energía se corresponden con diferentes capas de electrones, que rodean al núcleo como si el átomo fuera una especie de cebolla. Los electrones unidos en forma más débil serán los de la “capa” (catáfila) exterior de la cebolla, pero en su interior hay otras capas con electrones unidos más fuertemente. Estas capas tienen a su vez diferentes subcapas. En el Gráfico 2.6 se muestra la subcapaN “s” de las capas 1, 2 y 3. Notar que entre las regiones donde puede haber electrones, zona sombreada, hay regiones que están vacías.

Los electrones que se encuentran en los niveles de energía más bajos, o sea, los que están en las capas internas, se denominan electrones del core: los que están en el corazón del átomo. Por el contrario, los electrones de los niveles más altos corresponden a la capa más externa y se denominan electrones de valencia. Cuando los átomos se combinan entre sí para formar compuestos, lo hacen intercambiando o compartiendo electrones de valencia, mientras que los electrones del core no se ven afectados. Esto sucede porque los electrones de valencia son los más débilmente unidos al núcleo.

Cuando se especifica cuántos electrones hay en cada uno de los niveles y subniveles de energía permitidos de un átomo, se está describiendo su estructura o configuración electrónica. La estructura electrónica es una propiedad fundamental del átomo, ya que es la que determina su capacidad de combinarse con otros.

Existen poco más de cien elementos, es decir, hay más de cien clases de átomos diferentes. Cada uno de ellos tiene propiedades características que lo distinguen de los demás. Por este motivo, es difícil recordar las propiedades de los átomos, aunque sea en forma cualitativa, a fin de predecir cómo se van a comportar (por ejemplo, si van a reaccionar entre sí o no). Debido a esto se buscó una manera de organizar y sistematizar toda la información disponible. El resultado de este intento, que se fue desarrollando a lo largo de muchos años y por diferentes investigadores, es la llamada tabla periódica de los elementos. En los párrafos siguientes veremos cómo se fue organizando esta tabla, hasta llegar a su estructura actual, para después analizar de qué manera la tabla permite sistematizar la información conocida sobre los diferentes elementos.

En primer lugar se descubrió que había grupos de átomos que tenían propiedades muy similares. Por ejemplo, el litio, el sodio y el potasio son todos metales blandos que reaccionan violentamente con el agua. Más aún, estos metales reaccionan violentamente con el oxígeno del aire. Este grupo o familia de metales recibe el nombre de metales alcalinos. Por otro lado, el cobre, la plata y el oro son también metales, pero no reaccionan o reaccionan muy lentamente cuando se ponen en contacto con el agua o con el oxígeno del aire. Por este motivo han sido usados para acuñar monedas y se los denomina metales de acuñar. El helio, el neón y el argón son todos gases que prácticamente no se combinan con ningún otro elemento. Por esta razón reciben el nombre de gases nobles. Otro grupo de elementos importantes son los metales alcalino-térreos, formado por el calcio, el magnesio y el bario, entre otros. O el grupo de los halógenos, constituido por el flúor, el cloro, el bromo y el iodo.

Luego se descubrió que, si los elementos se organizan de acuerdo a un orden creciente de sus masas atómicas promedio, aparecen ciertos patrones repetitivos (o sea, periódicos). Por ejemplo, siempre antes de un gas inerte hay un elemento halógeno y después del gas inerte viene un metal alcalino. En 1869, el científico ruso Dmitri Mendeleev (1834-1907) propuso una forma muy ingeniosa de ordenar los elementos. Consistió en ubicarlos en filas, yendo en un orden creciente de sus masas atómicas promedio al ir de izquierda a derecha, pero dejando espacios vacíos o empezando nuevas filas a fin de lograr que los elementos con propiedades similares queden ubicados en la misma columna. Cuando se aplica este ordenamiento, el resultado es el del Gráfico 2.7.

Es importante destacar que en los tiempos de Mendeleev se conocían las masas atómicas promedio, pero nada se sabía de la estructura interna de los átomos. En particular se desconocía la existencia de protones, neutrones y electrones. Por este motivo, a Mendeleev le resultó imposible saber que la propiedad fundamental para racionalizar el comportamiento periódico de los átomos es su número atómico y no la masa (recordar que Z es la propiedad que determina la estructura electrónica del átomo). Como en general cuanto mayor es la masa promedio de un elemento, mayor es su número atómico, los ordenamientos según un criterio o el otro no son distintos. Esto le permitió a Mendeleev obtener el ordenamiento correcto, a pesar de no estar utilizando la propiedad estrictamente relevante.

Las filas de la tabla periódica se denominan períodos y se numeran de 1 a 7, yendo desde arriba hacia abajo. Una propiedad muy importante es que el número de cada período coincide con el número de capas entre las que se distribuyen los electrones de esos átomos. Así, todos los átomos del período 2 tienen sus electrones repartidos en dos capas, mientras que los del período 4 los tienen repartidos en 4 capas. Además, todos los períodos excepto el 1 comienzan con un metal alcalino y terminan con un gas noble.

Las columnas de la tabla periódica reciben el nombre de “grupos”, ya que agrupan a elementos que tienen propiedades químicas similares. Los grupos se identifican de dos maneras diferentes. De acuerdo con el sistema tradicional, las columnas se identifican con un número romano que puede ir del I al VIII, más las letras A o B. Con este sistema, el sodio está en el grupo IA, el cloro en el VIIA y el cobre en el IB. Como se verá más adelante, la designación de un grupo con la letra A o B responde a la estructura electrónica de los elementos del grupo. Más recientemente, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, por sus siglas en inglés) propuso que los grupos de la tabla periódica se numeren en forma consecutiva, comenzando por el grupo 1 en el extremo izquierdo de la tabla y terminando con el grupo 18 en el extremo derecho. En este sistema, el sodio pertenece al grupo 1, el cloro al 17 y el cobre al 11.

Los elementos de los grupos IA a VIIIA se denominan elementos representativos. Estos elementos tienen la particularidad de que el número de electrones de su capa de valencia coincide con el número del grupo. Así, por ejemplo, todos los átomos del grupo IIA tienen 2 electrones en su capa de valencia, mientras que los del grupo VIIIA tienen 8 electrones de valencia. Otra particularidad de los elementos representativos es que los niveles electrónicos internos están completos. Esto es: tienen la máxima cantidad de electrones que tales capas pueden aceptar.

Los elementos de los grupos B son todos metales y se denominan metales de transición. Estos elementos se caracterizan por tener incompleta no solo la capa de valencia, sino la capa anterior también. Por este motivo los metales de transición tienen un comportamiento químico mucho más rico, diverso y complejo que los elementos representativos. La tabla que divide a los grupos A y B permite recordar con más facilidad qué grupos corresponden a elementos representativos y qué grupos a transición, pero con un poco de paciencia se puede volcar la información en la tabla con numeración consecutiva.

Por último, si se recorre el sexto período de izquierda a derecha se observa que entre la tercera y la cuarta columna hay un salto. En la tercera columna está el lantano, con número atómico 57, mientras que el elemento de la cuarta columna es el hafnio, de número atómico 72. Lo mismo ocurre en el período 7 al pasar del actinio (Z = 89) al rutherfordio (Z = 104). Esto parecerá un error ya que, al movernos por un período de izquierda a derecha, el número atómico tiene que aumentar de a una unidad. Sin embargo, si se observa debajo de la tabla, hay dos filas más, que aparecen sueltas y tienen elementos con nombres extrañísimos. Estas dos filas deberían insertarse entre las filas IIIB y IVB, lo que conduciría a tener una tabla periódica completa, pero mucho más ancha y difícil de manejar. Los elementos de estas dos filas se llaman “elementos de transición interna”. Son todos elementos muy poco abundantes y muchos de ellos son altamente radiactivosN, por lo que su química es poco o nada interesante. Por este motivo se ha preferido un diseño de tabla periódica más compacta, que relega estos elementos a las dos filas escritas debajo de la parte principal de la tabla

Como ya hemos comentado, al pasar de un período de la tabla periódica al siguiente se agrega una nueva capa de electrones. Por otra parte, al movernos en un mismo período de izquierda a derecha, la cantidad de protones del núcleo y de electrones alrededor del núcleo aumenta en una unidad. Debido a que todas las propiedades de los átomos están determinadas por la fuerza con que el núcleo atrae a los electrones, se observa que dichas propiedades varían en forma gradual y predecible a medida que uno recorre la tabla, ya sea en forma vertical u horizontal. En este apartado, entonces, estudiaremos las propiedades más importantes de los átomos y analizaremos cómo se puede predecir su variación al recorrer la tabla periódica. La forma en que cambian todas las propiedades que vamos a analizar pueden entenderse si se considera que, al bajar en un grupo, aumenta el número de capas electrónicas, mientras que si nos movemos en un período de izquierda a derecha, el número de capas es el mismo pero aumenta la carga nuclear.

En el apartado 2.1 dijimos que las masas de los átomos son tan pequeñas que, si las expresamos en gramos, obtenemos números con muchos ceros. Por ejemplo, la masa de un átomo de hidrógeno es aproximadamente 1,67 x 10^-24 gramos. En cambio, si se utiliza una unidad de medida más pequeña se obtienen números que son más fáciles de manejar. Como ya se ha mencionado, la unidad más utilizada para expresar las masas de los átomos es la unidad de masa atómica (uma). Pero nos faltó contestar una pregunta fundamental: ¿qué es una uma?

Veamos con más detalle qué significa esta definición. El carbono tiene dos isótopos estables, uno con número másico 12 (¹²C) y otro con número másico 13 (¹³C). Ahora bien, imaginemos que conocemos la masa de un átomo de ¹²C. Si a esa masa la dividimos por doce obtenemos la masa de una uma.

\(uma=\frac{\text{masa de un átomo de }^{12}C}{12}\)

Expresada en uma, la masa del isótopo más común del hidrógeno es aproximadamente 1 uma, la del nitrógeno es 15 uma y la del oxígeno 16 uma. Estos ejemplos marcan una tendencia que es general. Si se utiliza la uma como unidad de medida, las masas de todos los átomos son números sencillos –en general entre 1 y 100–, que en todos los casos toman valores muy cercanos a números enteros.

Ahora, para introducir el concepto de “mol”, vamos a hacer algunas cuentas. La primera es: ¿cuántos átomos de hidrógeno hay en un gramo de hidrógeno? Para contestar esta pregunta necesitamos un dato que fue dado al inicio de esta unidad. Es que 1 uma = 1,66054 x 10^-24 gramos (equivale). Por tanto, sabiendo que la masa de un átomo de hidrógeno es de 1 uma planteamos la siguiente regla de tres simple:

\( 1,66054 \times 10^{24} \text{ gramos } -------- \text{ 1 átomo de }H \) 

\( \text{ 1 gramo } -------- \frac{\text{ 1 gramo } \cdot \text{ 1 átomo de H}} {1,66054 10^{-24} \text{ gramos }} = 6,02 \times 10^{23} \text{ átomos de H} \) 

 

Análogamente podríamos preguntar: ¿cuántos átomos de oxígeno hay en 16 gramos de oxígeno? En este caso el dato necesario es que la masa de un átomo de oxígeno es 16 uma. O sea, 16 x 1,66054 x 10^-24 gramos. Por lo tanto, la regla de tres a resolver es:

 

\( 16 \times 1,66054 \times 10^{-24} \text{ gramos} ------- \text{ 1 átomo de O}\)

\( \text{ 16 gramos } -------- = \frac{\text{ 16 gramos } \cdot \text{ 1 átomo de O}} {16 \times 1,66054 10^{-24} \text{ gramos }} = 6,02 \times 10^{23} \text{ átomos de O} \) 

 

Podríamos continuar planteando cálculos similares para otros elementos, pero el patrón que surge de este par de ejemplos es claro. Veamos:

 

1. La masa de un átomo de hidrógeno es 1 uma y en 1 gramo de hidrógeno hay 6,02 x 10²³ átomos de ese elemento
2. La masa de un átomo de oxígeno es 16 uma y en 16 gramos de oxígeno hay 6,02 x 10²³ átomos de ese elemento.

 

De esto se desprende que si la masa de un átomo de un elemento cualquiera es X uma, entonces en X gramos de dicho elemento habrá 6,02 x 10²³ átomos de este. El número 6,02 x 10²³ es tan importante en química que recibe un nombre especial, se lo llama número de Avogadro y suele representarse con el símbolo N_A. Por otra parte, cuando tenemos un número de Avogadro de partículas idénticas decimos que tenemos un mol de esas partículas. Así, un mol de átomos de hidrógeno contiene 6,02 x 10²³ átomos de hidrógeno y un mol de moléculas de agua contiene 6,02 x 10²³ moléculas de agua. Es correcto también decir que un mol de elefantes contiene 6,02 x 10²³ elefantes, pero aunque es correcto no nos sirve para nada.

La masa atómica relativaN de un elemento es la masa promedio de los átomos de dicho elemento dividida por la masa de una uma. En otras palabras: es la masa promedio dividida por la doceava parte de la masa de un átomo de ¹²C. Es necesario destacar que a lo largo de la historia se utilizaron otras unidades de medidaN para establecer la escala de masas atómicas relativas. En particular se utilizaron como unidades la masa de ¹H y la dieciseisava parte de la masa de ¹⁶O. La convención actual de usar la uma como unidad de medida para las masas atómicas relativas se estableció en 1961 y es la que se utiliza en todos los textos de química actuales.

De acuerdo a lo discutido en el apartado 2.1, los elementos con más de un isótopo tienen átomos con diferentes masas. Debido a esta diversidad surge, a priori, un inconveniente importante: si tengo una cierta masa de un elemento dado, ¿cuántos átomos del elemento tengo? Para dar respuesta a esta pregunta es que se han definido las masas atómicas relativas. A fin de abordar este punto vamos a comenzar con un ejemplo. Consideremos un elemento ficticio al que llamaremos X, que tiene dos isótopos, uno de masa 53 uma y otro de masa 55 uma. Imaginemos, además, que los isótopos no son igualmente abundantes en la naturaleza, sino que el 80% de los átomos de X son del isótopo de masa 53 y el 20% restante de masa 55. Por último, imaginemos que tenemos una muestra de 10 átomos de X que respeta las proporciones naturales, de manera tal que 8 átomos tienen masa 53 y 2 átomos tienen masa 55. ¿Cuál es la masa promedio, M, de los átomos de la muestra?

\(M=\frac {53 + 53 + 53 + 53 + 53 + 53 + 53 + 53 + 55 + 55}{10} = \frac {534 \text{ uma}}{10 \text{ átomos}}\) \(M=\frac {8+53+2x55}{10\text{ átomos}}=0,8x53+0,2x55 \frac{uma}{átomo}=53,4\frac{uma}{átomo} \)

La masa promedio M que recién calculamos es un número muy importante ya que muchas veces, en el trabajo del laboratorio, uno se encuentra con un problema inverso al recientemente planteado. O sea, uno tiene una muestra de un elemento y conoce la masa total de la misma; y el problema consiste en saber cuántos átomos del elemento dado tiene la muestra. Siguiendo con el ejemplo anterior, el problema sería: si usted tiene una masa de 534 uma del elemento X, ¿cuántos átomos de dicho elemento tiene? Para contestar esta pregunta solo tenemos que dividir la masa de la muestra por la masa promedio:

\(\text{Nro átomos} = \frac{\text{masa muestra}}{M}=\frac{534\text{ uma}}{53,4\text{ uma/átomo}}= 10 \text{ átomos.}\)

Los elementos naturales tienen en general más de dos isótopos, y sus masas, así como sus abundancias relativas, se conocen con gran precisión. La Tabla 2.2, por ejemplo, muestra los datos correspondientes a los isótopos estables del hierro.

 

Isótopo	Abundancia %	Masa
54Fe	5,845	53.9396
56Fe	91,754	55.9349
57Fe	2,119	56.9353
58Fe	0,282	57.9333

 

A partir de estos datos, es posible calcular la masa promedio de los átomos de hierro. Para ello tenemos que aplicar una ecuación similar a la ecuación 4, ya que la masa de cada isótopo va multiplicada por su abundancia relativa:

\(M=\frac{\%(^{54}Fe)\times m(^{54}Fe)+\%(^{56}Fe)\times m(^{56}Fe)+\%(^{57}Fe)\times m(^{57}Fe)+\%(^{58}Fe)\times m(^{58}Fe)}{100 \text{ átomos}}\)

\(M=\frac{5,845\times53,9396u+91,754\times55,9349u+2,119\times56,9353u+0,282\times57,9333u}{100 \text{ átomos}}\)

\(M=55,845uma/átomo\)

Este promedio que tiene en cuenta la abundancia de cada isótopo se llama promedio ponderado.

Hasta ahora hemos hablado de las masas atómicas relativas como una cierta cantidad de uma por átomo. Sin embargo, de la discusión del apartado anterior debería quedar claro que en forma equivalente podríamos hablar de gramos por mol de átomos. Por este motivo se ha preferido definir a las masas atómicas relativas como cantidades adimensionales. Luego, de acuerdo a las circunstancias, uno elegirá utilizar el número dado como la masa promedio de un átomo expresada en uma, o la masa promedio de un mol de átomos si se la expresa en gramos. Las masas atómicas relativas de todos los elementos aparecen en la tabla periódica, por lo general, debajo del símbolo elemento.

1.

1. Sabiendo que el carbono, de Z = 6, tiene isótopos con 5, 6, 7 y 8 neutrones, calcule la masa aproximada de cada uno de los isótopos de carbono, expresándola en unidades de masa atómica. Para hacer el cálculo, utilice las masas de las partículas indicadas en la Tabla 2.1 y aplique la siguiente fórmula:

 

Masa_átomo = Nº de protones x Masa_protón + Nº de neutrones x Masa_neutrón

 

Partícula	Masa (uma)	Carga*	Posición
Protón	1,0073	Positiva (+1)	Núcleo atómico
Neutrón	1,0087	Nula (0)	Núcleo atómico
Electrón	1/1836	Negativa (-1)	Alrededor del núcleo

 

2. Compare las masas obtenidas para cada uno de los isótopos con sus números másicos.

 

 

2.

1. Calcule la masa aproximada de un átomo que tiene 3 protones y 4 neutrones. Exprese el resultado en uma. Indique el Z y el A de dicho átomo con ayuda de una tabla períodica y su símbolo químico.
2. Para las siguientes combinaciones de Z y A, indique cuáles son isótopos del mismo elemento:
• Z = 8, A = 16;
• Z = 9, A = 16;
• Z = 8, A = 15.

3. El número atómico del cloro es 17. Los isótopos más comunes del cloro tienen A = 35 y A = 37. ¿Cuántos protones tiene cada uno de estos isótopos del cloro? ¿Cuántos neutrones?

 

3.

1. Basado en la ubicación de los siguientes átomos en la tabla periódica, indique cuántos electrones tiene cada uno de ellos en su capa electrónica más externa: Li, B, P.
2. Basado en la ubicación de los siguientes metales en la tabla periódica, indique cuáles tienen más de una capa electrónica incompleta: Ca, Fe, Al, Cr, Mg, Mn.

 

4.

1. Para los siguientes pares de átomos indique cuál es el que tiene mayor radio atómico: Mg o Ba; Na o Ar.
2. Para los siguientes pares de átomos indique cuál es el que tiene mayor potencial de primera ionización: Li o Cs; C o Pb.

 

5. Clasifique los siguientes elementos como metales, no metales o metaloides: Sn, Cl, K, F, Ga, Ba.

 

6. ¿Qué característica tienen en común los gases nobles? ¿De qué forma esta característica afecta su capacidad para reaccionar con otros elementos?

 

7. La masa atómica relativa del oxígeno es 15,666. ¿Cuál es la masa de un mol de átomos de oxígeno? ¿Cuál es la masa promedio de los átomos de oxígeno expresada en gramos?

 

8. Calcule la masa atómica relativa del litio sabiendo que este elemento tiene solo dos isótopos estables, uno de A = 6 con una masa de 6,0167 uma y el otro de A = 7 con una masa atómica de 7,0179 uma. La abundancia de ⁶Li es 92,40%.