2
MÁS ALLÁ
D E L O
P E R C E P T I B L E
“ L o e s e n c i a l e s i n v i s i b l e a l o s o j o s ” A n t o i n e D e S a i n t E x u p e r y Prof. Andrea López
Prof. Rubén Siri
2- Más allá de lo perceptible
¿DE QUÉ ESTÁ HECHO EL UNIVERSO?
Esta es la pregunta que ha intrigado al hombre desde tiempos remotos. Los griegos, que trataban de explicar lógicamente todos los misterios de la naturaleza, fueron los primeros que intentaron encontrar una respuesta a esa pregunta.
En principio, podemos afirmar que todo lo que nos rodea está constitui-do por materia. Pero inevitablemente surgen algunas preguntas: ¿Cuál es la naturaleza de la materia?. ¿Qué hay en su interior?.
Supongamos que tenemos una pepita de oro y la dividimos en 2 partes, luego tomamos una de esas partes y la dividimos nuevamente en dos y así sucesivamente. Si contáramos con el instrumento adecuado para efectuar las sucesivas divisiones, ¿podríamos seguir dividiendo cada porción resultante, indefinidamente?. En otras palabras, ¿puede dividirse conti-nuamente la materia o existe una última partícula que no admite una nueva división?.
En el siglo V a.C., el filósofo griego Demócrito sustentaba esta última idea. Todo lo que existe, decía Demócrito, el cielo, la tierra, nosotros, está formado por pequeñísimas partículas invisibles e indivisibles. A estas partículas últimas de la materia, las llamó átomos (del griego, indivisible).
Existentes en un número casi infinito, los átomos debían formar por unión entre ellos, la materia perceptible por nuestros sentidos. De todas mane-ras, estas ideas constituían una doctrina filosófica sin mayores bases experimen-tales.
Aristóteles, uno de los pensadores más grandes de aquella época, re-chazó de plano dicha teoría. La desacreditó de tal forma que debieron transcu-rrir dos milenos para que surgiera nuevamente de la mano del físico inglés John Dalton en 1803.
Poco a poco los hombres de ciencia de los siglos XVIII y XIX, se fueron persuadiendo de que era necesario aceptar como válidas sólo las ideas y teorías que pudieran comprobarse experimentalmente. Los hechos experimentales se iban acumulando con el correr del tiempo y era necesario encontrar algún mo-delo teórico que los explicara satisfactoriamente.
Es entonces, que entra en escena Dalton quien dio forma a las ideas de Demócrito, plasmándolas en la teoría atómica que se constituyó en la piedra fundamental de la química moderna.
♦
El cuáquero daltónico
Los cuáqueros constituyen una comunidad de cris-tianos protestantes, que creen en la bondad del ser humano, pensando que existe algo de Dios en cada persona. Viven en forma austera, vistiendo en forma sencilla y cuidando extremadamente sus modales y su expresión. No responden a las ofensas y tienen un espí-ritu sumamente solidario. La calificación de sus miembros se basa en sus principios mora-les y religiosos, como así también en el cumplimiento de las estrictas reglas de la comunidad.
John Dalton concurrió a una escuela dirigida por cuáqueros, donde aprendió sus preceptos, además de matemáticas y ciencias en general.
Su teoría atómica fue rápidamente aceptada por los científicos de su época y re-conocida con gran entusiasmo. Modestamente, John atribuyó sus éxitos a su concentración y perseverancia en el trabajo. Cuando en 1816 le concedieron la medalla de la Sociedad Real de Londres, se presentó un problema. Dalton iba a ser presentado por el rey, pero el protocolo de la corte exigía el uso de pantalones hasta la rodilla, zapatos con hebillas y una espada; pero el uso de estos objetos estaba vedado a los cuáqueros. Por suerte, John acababa de recibir un título honorí-fico de la Universidad de Oxford y entonces le permitieron ir vestido con la toga universitaria. ¿HACIA DONDE
VAMOS ?
En este capítulo estu-diaremos el mundo submicroscópico de la materia, para explicar las características y el comportamiento de las sustancias.
JOHN DALTON
Nacido el 6 de septiem-bre de 1766 en un villorrio inglés, a los doce años era director de la escuela del lugar. Se destacó en Matemá-tica, Física y
especial-mente Química.
Además, formó parte de la Sociedad Literaria y Filosófica de Manches-ter. La teoría atómica fue su logro más impor-tante. En 1844 más de cuarenta mil personas desfilaron por su fére-tro.
2- Más allá de lo perceptible partícula de hidrógeno (H2)
partícula de oxígeno (O2)
partícula de nitrógeno (N2)
Ésta consistía en una túnica con mangas y una especie de capa corta de color rojo, que cubría los hombros. Pero un cuáquero tampoco podía vestirse de rojo. John miró su capa y la vio verde. Así vestido pudo presentarse ante el rey. Dalton padecía de un defecto visual (acromatopsia) que le hacía confundir los colores, especialmente el rojo con el verde. Esta disfunción que provoca la confusión de los colores que se perciben o la no-percepción de algunos, hoy se conoce en
su memoria como daltonismo.
LOS ATOMOS DE DALTON
Qué son los átomos?¿Qué aspecto tienen?.¿Qué fuerzas misteriosas los mantienen unidos?. Estas y otras preguntas rondaban en la cabeza de Dalton. Basándose en las ideas de Demócrito, y con la firme convicción de que las propiedades perceptibles de la materia sólo podían explicarse a través del conocimiento de su estructura interna, Dalton propuso su teoría atómica.
Suponiendo que la materia está formada por átomos, imaginó a éstos como diminutas esferitas impenetrables e indivisibles caracterizados por su masa y su ca-pacidad de combinarse.
En la figura de la izquierda mostramos una imagen sencilla de los áto-mos de algunos elementos, según su tamaño.
En un principio esta teoría fue rápidamente aceptada dado que permitía explicar con relativa sencillez los hechos experimentales conocidos en la época. En efecto, la teoría atómica permitió explicar satisfactoriamente las leyes gravimétricas, entre ellas la ley de la conservación de la masa. No obstante, poco tiempo después la teoría atómica tro-pezó con algunas dificultades, al intentar explicar hechos experimentales relacionados con las combinaciones de volúmenes gaseosos.
En 1811, un químico italiano llamado Amedeo Avogadro, publicó un artí-culo donde complementó la teoría de Dalton, explicando satisfactoriamente los hechos ob-servados. Para ello, supuso que las partículas más pequeñas de las sustancias no estaban formadas por átomos individuales como imaginaba Dalton, sino por una combinación de un número adecuado de ellos. Por ejemplo, las partículas de sustancias gaseosas simples como el hidrógeno, el nitrógeno o el oxígeno, debían estar formadas por la unión de dos átomos iguales:
carbono
nitrógeno
oxígeno hidrógeno
Fósforo
DALTON Y
AVOGADRO
2- Más allá de lo perceptible La partícula de agua (H2O) era algo más compleja y estaba formada por tres átomos, dos de hidrógeno y uno de oxígeno.
A estas agrupaciones de átomos Avogadro las llamó moléculas o “pe-queñas masas”. Nace así, la Teoría Atómico – Molecular.
Tiempo después se descubrió que las moléculas de ciertas sustancias eran aún más complejas. Una molécula de glucosa (C6H12O6), por ejemplo, se compone de 24 átomos: seis de carbono, doce de hidrógeno y seis de oxígeno.
Como veremos más adelante, nuevos descubrimientos científicos de-mostraron que el átomo era mucho más complejo que el imaginado por Dalton. Por estas razones, la teor-ía atómica fue relegada, pero sus aportes a la ciencia contribuyeron a su vertiginoso desarrollo, y es indu-dable que constituyó la base fundamental para el desarrollo de la Química moderna.
LA TEORÍA ATÓMICO – MOLECULAR
Seguidamente presentamos la teoría atómico – molecular, en términos actuales, mediante los siguientes enunciados.
La mayoría de las sustancias están constituidas por pequeñísimas partí-culas llamadas molépartí-culas que a su vez están formadas por uno o varios átomos.
En otras palabras las partículas más pequeñas que constituyen la mayor-ía de las sustancias, son las moléculas. Sin embargo, hay sustancias como los metales y las sales, que no están constituidas por moléculas, sino por otro tipo de partículas que veremos más adelante.
Las moléculas de una sustancia son iguales entre sí y difieren de las de las de otras sustancias
Esto significa por ejemplo, que todas las moléculas de amoníaco (NH3) tienen la misma composición, (un átomo de nitrógeno y tres de hidrógeno) pero diferente de la de cual-quier otra sustancias.
Aquí también debemos tener en cuenta que debido a la existencia de átomos de un mismo elemento con distinta masa (ver isótopos), algunas moléculas de una misma sustancia pueden diferir ligeramente en sus masas.
Las moléculas de las sustancias simples están formadas por átomos de
un mismo elemento y las de las compuestas, por átomos de por lo menos dos elementos distintos.
La molécula de la sustancia simple nitrógeno (N2) por ejemplo, está constituida por dos átomos de nitrógeno. La molécula de dióxido de carbono (CO2) que es una sustancia gaseosa compuesta, está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
En la figura siguiente se muestra una visión submicroscópica de las sus-tancias nitrógeno y dióxido de carbono donde representa un átomo de nitrógeno, uno de carbono y
uno uno de oxígeno.
2- Más allá de lo perceptible
Moléculas de nitrógeno Moléculas de dióxido de carbono
El número de átomos que constituye una molécula se denomina atomi-cidad.
Así, las moléculas formadas por un solo átomo se denominan monoató-micas y su atomicidad es uno, como en el caso del Ne. Las que están formadas por dos átomos como las moléculas de cloro (Cl2), tienen atomicidad dos y decimos que son diatómicas. La atomicidad de la molé-cula de agua (H2O) es tres y por lo tanto es triatómica.
En general, a las moléculas formadas por dos o más átomos, las llama-mos poliatómicas.
Durante las transformaciones físicas no se producen cambios en las moléculas de las sustancias.
Así por ejemplo, durante el fenómeno de vaporización del agua las moléculas permanecen inalteradas. Sólo aumenta la separación entre ellas.
Durante las transformaciones químicas, se producen cambios en el tipo de moléculas, pero no en el número y clase de átomos.
Por ejemplo, durante la electrólisis del agua se produce la descomposi-ción de la misma y sus moléculas formadas por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, se transforman en moléculas de hidrógeno y de oxígeno.
Este hecho pude visualizarse a nivel submicroscópico, mediante los si-guientes esquemas donde sólo representamos algunas moléculas:
El proceso consiste en un reordenamiento de los átomos sin modificar su número ni su clase. En efecto, observemos que en ambos esquemas hay el mismo número y clase de áto-mos (16 átoáto-mos de hidrógeno y ocho de oxígeno) aunque agrupados en distintos tipos de moléculas.
Moléculas de agua Moléculas de hidrógeno y de oxígeno electrólisis
2- Más allá de lo perceptible
LAS SUSTANCIAS MOLECULARES
Según su estructura, las sustancias se diferencian por las partículas que las constituyen. Seguidamente nos ocuparemos de las sustancias que están constituidas por moléculas, que llamaremos sustancias moleculares.
Los químicos acostumbran a escribir, en forma simbólica, diversos tipos de fórmulas químicas para indicar la composición de las sustancias. Además, para representar la estructura de las moléculas utilizan los modelos moleculares.
1.-
Las fórmulas químicas
Hay dos maneras de escribir las fórmulas químicas de las sustancias constituidas por moléculas: la fórmula molecular y la desarrollada.
a) Fórmula molecular
La fórmula molecular (F.M.) de una sustancia representa a cada una de sus moléculas, indicando el número de átomos de los elementos que la constituyen
Seguidamente presentamos algunos ejemplo de fórmulas moleculares
a1) Sustancias simples
La F.M de una sustancia simple se escribe mediante el símbolo del elemento que la forma y un subíndice que indica el número de átomos del mismo que hay en cada
molécula.
Ejemplos:
La sustancia simple neón está constituida por moléculas que tie-nen un solo átomo (monoatómicas) y su fórmula está representada por su símbolo: Ne.
La sustancia simple hidrógeno, está formada por moléculas di-atómicas que tienen dos átomos del elemento hidrógeno, y su fórmula molecular es H2.
Otras sustancias simples formadas por moléculas diatómicas son el oxígeno, cuya fórmula molecular es O2, el nitrógeno (N2) y el cloro (Cl2).
Hay sustancias simples formadas por moléculas triatómicas como el ozono (O3), tetratómicas como el fósforo (P4) y octoatómicas como las moléculas de azufre (S8), etc.
a2) Sustancias compuestas
Si la sustancia es compuesta, los subíndices en la fórmula mo-lecular indican el número de átomos de cada elemento que constituyen la molécula.
Ejemplos:
El cloruro de hidrógeno es una sustancia compuesta formada por moléculas diatómicas que contienen un átomo de hidrógeno y uno de cloro, y su fórmula molecular es HCl.
El agua es una sustancia compuesta formada por moléculas triatómicas que tienen dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Luego, su fórmula molecular es H2O.
Las moléculas de amoníaco cuya fórmula molecular es NH3 son tetratómicas. Las moléculas de metano (CH4), principal componente del gas natural, son pentatómicas.
La sacarosa (azúcar de caña) está formada por moléculas de 45 átomos (C12H22O11) y hay moléculas como las de las proteínas, formadas por miles de átomos.
b) Fórmula desarrollada (estructural)
La fórmula molecular sólo indica el número y la clase de áto-mos que componen una molécula. La fórmula desarrollada o estructural nos muestra, además, como están unidos los átomos unos con otros. En esta fórmula las uniones entre los átomos están representadas en un mismo plano mediante líneas que los
REPRESENTANDO
LAS MOLÉCULAS
H O
H agua
C C C
H H H
H H H H H
2- Más allá de lo perceptible unen. Cada línea representa un enlace químico. En la figura adjunta se muestran varios ejemplo de este tipo de fórmulas.
Hay enlaces simples representados por una sola línea, enlaces dobles indicados por dos líneas y triples correspondientes a tres líneas. Así, en nuestros ejemplos podemos observar:
En las moléculas de agua y de propano, todos los enlaces son simples, puesto que están indicados mediante una sola línea.
En la molécula de etileno, los átomos de carbono están unidos mediante dos líneas, que indican un enlace doble, mientras que los cuatro enlaces carbono – hidrógeno son simples. El etileno es la materia prima para la producción de polietileno, un material plástico usado como cubier-ta aisladora de cables, en la fabricación de mangueras, recipientes plásticos y películas de diverso espesor.
La molécula de benceno (C6H6) tiene forma de anillo hexagonal plano, donde los átomos de carbono están situados en sus vértices con enlaces do-bles alternados con simples. Además, cada átomo de carbono está unido a un átomo de hidrógeno a través de un enlace simple. El benceno es un líquido que se usa como solvente industrial y en la fabricación de diversos colorantes.
En la molécula de acetileno, los dos átomos de carbono están unidos entre sí por un triple enlace, mientras que cada uno de ellos se une a cada átomo de hidrógeno por un enlace simple. El acetileno es un gas que, mezclado con aire, es empleado como soplete para soldaduras autógenas y para cortar metales.
En el capítulo 5 veremos con detalle cómo se unen los átomos y que fuerzas los mantienen unidos.
2.-
Los modelos moleculares.
Tanto las fórmulas moleculares como las desarrolladas, nos informan acerca de la composición de las moléculas pero no describen sus formas. Las moléculas poliatómicas son agrupaciones de átomos ubicados de diferentes maneras en el espacio. Para representar modelos molecu-lares, los átomos de los distintos elementos que las forman se ubican en el espacio simbolizados por esfe-ras de distinto tamaño. Hay moléculas lineales, angulares, triangulares, tetraédricas, etc. Muchas de las propiedades de una sustancia dependen de la forma de sus moléculas.
[image:7.595.83.518.489.553.2]En la Figura 1, se muestran algunos modelos moleculares correspondien-tes a moléculas de diferencorrespondien-tes sustancias.
Figura 1: Representacion de las moléculas de algunas sustancias mediante modelos moleculares. A los efectos de practicar los conceptos precedentes les proponemos la siguiente actividad.
C C H
H H
H et ileno
H
C C
C C
C C
H H
H
H H
benceno
C C
H H
acet ileno
2- Más allá de lo perceptible En el siguiente cuadro se indican las características de las moléculas que constituyen las sustancias que figuran en la primera columna.
La actividad consiste en completar los casilleros vacíos del cuadro, tomando como ejemplo las tres primeras filas, que ya están completas.
Sustancia Elementos
constitutivos
Nº y clase de átomos
Tipo de
sustancia Atomicidad
Modelo molecular
Nombre F.M
xenón Xe Xenón 1 de xenón Simple Monoatómica
Oxígeno O2 Oxígeno 2 de oxígeno Simple Diatómica
amoníaco NH3
Nitrógeno e
hidrógeno 3 de H y 1 de N compuesta Tetratómica
Neón Monoatómica
cloro 2 de cloro
ozono Oxígeno
bromo Br2
Monóxido de
carbono 1 de C y 1 de O
fósforo P4
azufre Azufre 8 de azufre
metano 1 de C y 4 de H
agua
CO2
etanol C2H6O Poliatómica ---
glucosa C6H12O6 Poliatómica ---
2- Más allá de lo perceptible Las moléculas de las distintas sustancias tienen diferente atomicidad, siendo monoatómicas, diatómicas, triatómicas, etc.
No existen sustancias compuestas cuyas moléculas sean monoatómicas.
Un mismo elemento puede formar más de una sustancia simple que di-fieren en su atomicidad, como el oxígeno (O2) y el ozono (O3), denominadas formas alotrópicas del ele-mento oxígeno.
Las moléculas tienen distinta forma, según la distribución de sus átomos en el espacio.
LAS SUSTANCIAS IÓNICAS
La fórmula molecular (F.M.) del acetileno C2H2, nos indica que cada molécula del compuesto está formada por cuatro átomos: dos de carbono y dos de hidrógeno. Esto signifi-ca que en la molécula de acetileno, los átomos de signifi-carbono y de hidrógeno están en una relación (2/2). Por lo tanto, la mínima relación entre ellos es 1/1, que puede expresarse mediante CH.
La fórmula que indica la mínima relación numérica existente entre los átomos que constituyen la molécula de una sustancia, se denomina Fórmula Empírica (F.E). Por esta razón también se la conoce como fórmula mínima. En consecuencia, CH es la fórmula empírica o mínima del acetileno.
Desde luego, la fórmula empírica no indica el número real de átomos que constituyen la molécula, que en nuestro ejemplo son cuatro y no dos.
En el caso del benceno cuya F.M es C6H6, la mínima relación entre los átomos de C e H es 1/1 y su F.E es también CH.
En el agua (H2O) la F.E es igual a la molecular, puesto que la mínima re-lación entre sus átomos es 2/1.
Las fórmulas mínimas se obtienen fácilmente simplificando todo lo po-sible, los subíndices de los elementos de la fórmula molecular.
La fórmula empírica es muy útil para indicar la composición de las sus-tancias compuestas que no están constituidas por moléculas. Las partículas más pequeñas que constituyen este tipo de compuestos no son moléculas ni átomos, sino partículas con carga eléctrica positiva o negativa, denominadas iones. Es-tos pueden estar constituidos por átomos individuales cargados positivamente como el ion sodio (Na+) o negativemente como el ion cloururo (Cl-), o bien por un grupo de átomos unidos, como el ion amonio (NH4+) o el ion nitrato (NO3-). Los primeros son ejemplos de iones monoatómicos y los últimos de iones po-liatómicos. Los iones positivos se denominan cationes y los negativos aniones. Además, hay iones con más de una carga eléctrica como el ion calcio Ca2+, el ion aluminio Al3+, el ion sulfuro S2- o el ion ortofosfato PO43-.
La existencia de iones pone en evidencia la naturaleza eléctrica de la materia. La experiencia indica que entre los cuerpos cargados, se manifiestan fuerzas de atracción o repulsión de origen eléctrico, determinadas por la Ley de Coulomb. * Estas fuerzas son tales que las cargas eléctricas de distinto signo se atraen, mientras que la cargas del mismo signo se repelen, como se muestra en la siguiente figura:
+
-+
-+
-CONCLUSIONES
DE LA
ACTIVIDAD 1
* Ley de Coulomb
El módulo de la fuerza
eléctrica
F
que seejerce entre dos partí-culas cargadas q1 y q2,
es directamente pro-porcional al producto de las cargas e inver-samente proporcional al cuadrado de la dis-tancia (r) que las sepa-ra:
2 2 1
r
2- Más allá de lo perceptible Existen muchas sustancias, como por ejemplo las sales, que no están constituidas por moléculas, sino por iones. El cloruro de sodio cuya fórmula empírica es NaCl, es un ejem-plo de compuesto formado por iones. No existen moléculas independientes de NaCl, sino una red cristalina tridimensional constituida por iones sodio positivios (Na+) e iones cloruro negativos (Cl-). Los iones se man-tienen unidos en la red debido a fuerzas de atracción entre cargas de signo opuesto. En el cristal hay el mismo número de iones sodio y cloruro, es decir, se hallan en una relación mínima de 1/1. luego, la míni-ma unidad del cloruro de sodio consiste en una agrupación de un ion Na+ y un ion Cl- y es representada por
su fórmula empírica: NaCl.
La mínima unidad del cloruro de bario, cuya fórmula empírica es BaCl2, está formada por un ión Ba2+ y dos iones Cl-. El sulfato de sodio (Na2SO4) está constituido por dos iones Na+ y un ión sulfato SO42-.
Estas sustancias que están constituidas por iones distribuidos en una red cristalina en una relación determinada por su fórmula empírica, reciben el nombre de sustancias iónicas o compuestos iónicos.
Dado que los compuestos iónicos son eléctricamente neutros, el número de cargas positivas debe ser igual al número de cargas negativas.
De todo lo expuesto hasta aquí, concluimos que las sustancias están constituidas por minúsculas partículas que pueden ser átomos, moléculas o iones.
Esta actividad consiste en completar el siguiente cuadro con el objetivo de comparar las fórmulas moleculares y empíricas de diversas sustancias.
Sustancia F.M F.E Mínima relación
Etano C2H6
Agua H2O
Benceno C6H6
Hidrazina N2H4
Amoníaco NH3
Glucosa C6H12O6
Cloruro de sodio --- NaCl 1/1 Cloruro de bario --- BaCl2
Hay sustancias cuya fórmula molecular coincide con la fórmula empíri-ca. (H2O, NH3).
Hay sustancias distintas con igual fórmula empírica (benceno y etileno)
Hay sustancias que no están constituidas por moléculas, por lo tanto no se puede escribir su fórmula molecular y sólo tiene sentido indicar su fórmula empírica (NaCl o BaCl2).
Ahora a resolver problemas.
1.
Representar mediante diagramas a nivel submicroscópico: a) una sustancia simple diatómicab) una sustancia simple triatómica c) una sustancia compuesta diatómica d) una sustancia compuesta triatómica.
2.
Una molécula de alcohol etílico está formada por dos átomos de carbo-no, seis de hidrógeno y uno de oxígeno. Escribir la fórmula molecular y la empírica.3.
La fórmula empírica de una molécula octoatómica es CH3. Escribir su fórmula molecular.4.
Dadas las siguientes afirmaciones, indicar si son verdaderas ofal
--
--
-+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
red de cloruro de sodio
ACTIVIDAD 2
CONCLUSIONES
DE LA
ACTIVIDAD 2
2- Más allá de lo perceptible sas, justificando su respuesta. Cuando la respuesta es falsa, escribir la proposición correcta sobre la línea punteada.
a) No existe ninguna sustancia compuesta molecular cuyas moléculas sean diatómicas.
---
b) Si dos sustancias simples distintas están constituidas por moléculas formadas por átomos del mismo elemento, éstas difieren en su atomicidad.
---
c) Una molécula de agua (H2O) está formada por un átomo de oxígeno y una molécula de hidrógeno.
---
Respuestas: a) F; b) V, c) F.
Hasta aquí hemos visto la constitución de las sustancias tanto molecula-res como iónicas. A continuación nos internaremos en el fascinante mundo atómico.
ANTECEDENTES*
La teoría Atómico – Molecular había descripto al átomo como una diminuta esfera maciza e indivisible. Esta imagen prevaleció durante gran parte del siglo XIX. Pero el pensa-miento de los hombres de ciencia iba a ser renovado tras la contundencia de nuevos e inesperados hechos. En efecto, en el último cuarto del siglo XIX y las primeras décadas del siglo XX, se realizaron un conjunto de descubrimientos que se sucedie-ron en forma vertiginosa. Se revelasucedie-ron fenómenos imprevistos e inimaginables , in-cluso inconcebibles en el marco conceptual de la física clásica. Muchos de estos fenómenos sorprendentes estaban centrados en la estructura íntima del átomo. Éste dejó de ser una bolita dura y maciza, como lo había imaginado Dalton, para conver-tirse en una estructura compleja de indiscutible realidad física.
Si bien no describiremos estos hallazgos que forman parte de la historia de la ciencia, mencionaremos aquellos que constituyen la base fundamental para el conocimiento de la estructura atómica:
La electroquímica estudia los fenómenos mediante los cuales es posible
generar energía eléctrica a expensas de transformaciones químicas (pilas) o descomponer o generar sus-tancias mediante el pasaje de la corriente eléctrica (electrólisis). Estos hechos implican una transforma-ción química y revelan la naturaleza eléctrica de la materia.
La radiactividad es la propiedad que tienen algunos átomos de emitir distintos tipos de radiaciones en forma espontánea. Este fenómeno nos indica que estas radiaciones deb-ían provenir del interior de la materia.
La espectroquímica estudia los fenómenos por los cuales en determi-nadas condiciones, ciertas sustancias emiten radiaciones que al pasar por un prisma se dispersan en un conjunto de colores, denominado espectro. Este hecho aporta mucha información acerca de la sustancia emisora de la radiación, ya que su espectro está relacionado con la estructura íntima de la misma.
El descubrimiento de estos fenómenos sugiere que el átomo debe tener una estructura compleja.
LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
*
Aquellos2- Más allá de lo perceptible En definitiva, las experiencias revelaron que el átomo no era el constituyente más elemental de la materia sino que a su vez, está formado por tres partículas subatómicas fundamentales: el electrón, el protón y el neutrón.
Tales partículas son de vital importancia para el desarrollo de teorías satisfactorias para explicar el comportamiento químico de la materia. *
Si bien el átomo en su conjunto es una partícula eléctricamente neutra, como veremos, tanto el electrón como el protón tienen carga eléctrica.
A continuación estudiaremos brevemente la naturaleza de las tres partí-culas subatómicas.
♦
La partícula negativa
El electrón fue el primero de los componentes atómicos en descubrirse. Las primeras manifestaciones de su existencia surgieron de las experiencias de electrólisis realizadas por Michael Faraday en 1833. En estas se comprobó que la circulación de corriente eléctrica producía cambios químicos en las sustancias. Esto sugirió que los átomos debían poseer una estructura parcialmente eléctrica.
En 1897 el físico inglés Joseph John Thomson confirmó que todos los átomos contienen partículas con carga eléctrica negativa, denominadas electrones. Finalmente en 1909, Robert Millikan consiguió determinar la carga del electrón (qe):
Este valor corresponde a la menor carga conocida en la naturaleza. Es decir, no existe partícula alguna cuya carga sea menor que la del electrón. Por esta razón constituye (en valor absoluto) la unidad de carga eléctrica (u.c.e).
Luego se determinó la masa del electrón (me), que resultó:
a
Como podemos observar, la masa del electrón es muy exigua y es menor que la de cualquier átomo, por lo cual debían provenir del interior de los átomos. Es decir, los electrones son parte integral de todos los átomos.
♦
La partícula positiva
Una vez establecido el electrón como partícula real constituyente del átomo y carga unitaria de electricidad, los avances en la incesante búsqueda por conocer la estructura íntima del átomo, se sucedieron rápidamente.
En efecto, dado el carácter neutro del átomo, la existencia de una partícula negativa como el electrón, debía ser compensada por una partícula positiva. La presencia de esta partícula positiva como constituyente de todos los átomos fue confirmada, y Rutherford la denominó
protón.
Ésta resultó la menor partícula cargada positivamente que podía obte-nerse, originada por la pérdida de un electrón de un átomo neutro de hidrógeno (H+). Por consiguiente, la magnitud de su carga debe ser igual, aunque de signo contrario a la del electrón. Luego la carga del protón (qp) es:
*Si bien se conocen
otras partículas
subatómicas, es
posible prescindir de ellas en el estu-dio de dichas teor-ías.
EL ELECTRÓN
qe = -1.60 x 19-19C
1 u.c.e = 1.60 x 10-19C
me = 9.10 x 19-28g
EL PROTÓN
2- Más allá de lo perceptible También fue determinada su masa (mp) :
Para comparar la masa del protón con la del electrón efectuamos la
re-lación: 28 p e
24
c p
m
1835
m
:
sea
o
,
1835
g
10
x
10
.
9
g
10
x
67
.1
m
m
=
=
=
−−
Esto nos indica que la masa del protón es 1835 veces mayor que la del electrón.
♦
La partícula neutra
El neutrón fue la última partícula integrante del átomo en descubrirse. En 1930, los físicos alemanes W.Bothe y H.Becker, descubrieron una ra-diación neutra y de alto poder de penetración. Recién en febrero de 1932, James Chadwick, colaborador de Rutherford, demostró que estas radiaciones eran en realidad partículas dotadas de masa similar a la del protón, pero sin carga eléctrica, a las que denominó neutrones.
La neutralidad de estas partículas explicaba su facilidad para penetrar la materia. En efecto, la ausencia de carga en los neutrones, les permite viajar por el interior de la mate-ria sin ser rechazados. Por esta razón son utilizados como “proyectiles” en los procesos nucleares, siendo protagonistas principales de las reacciones en cadena que se producen, por ejemplo, cuando detona una bomba atómica. Pero esto forma parte de otra historia. Y ésta merece un capítulo aparte.
Los neutrones junto con los protones y electrones constituyen la masa total del átomo, aunque la masa de los electrones es tan pequeña respecto a la de los protones y neutro-nes, que puede despreciarse.
En la Tabla 1, indicamos las principales características de las tres partí-culas subatómicas fundamentales.
PARTÍCULA SÍMBOLO MASA (g) MASA (u) CARGA (C) CARGA (u.c.e)
Electrón e 9.10 x 10-28 1 / 1835 -1.60 x 10-19 -1
Protón p 1.672 x 10-24 ≅ 1 1.60 x 10-19 +1
Neutrón n 1.675 x 10-24 ≅ 1 0 0
Tabla 1: Datos fundamentales de las partículas subatómicas.
Nota: la masa medida en u corresponde a un sistema de unidades que veremos más adelante.
Hasta aquí sabemos que el átomo está formado por electrones cargados negativamente, protones con carga positiva, y neutrones sin carga.
¿Cómo están distribuidas esas partículas en el interior del átomo?. Esa era la pregunta que desvelaba a los científicos de la época. Se trataba de conocer la estructura íntima del escurridizo átomo. Se tenían las piezas: había que armar el rompecabezas.
Numerosas experiencias, en particular las efectuadas por Rutherford, indicaron que en átomo puede distinguirse una región central denominada núcleo, donde se hallan los protones y los neutrones, rodeada por electrones. Seguidamente veremos como está formado el núcleo atómico.
¿QUÉ SON LOS NUCLEONES?
En el núcleo atómico se hallan los protones y los neutrones. Los Elec-trones que se encuentran a su alrededor constituyen la denominada “nube electrónica”. De esta última nos ocuparemos en el capítulo siguiente.
Los neutrones juegan un papel preponderante en la estabilidad del núcleo. En efecto, dado que los protones tienen carga positiva, se repelen entre sí, siendo mayor ésta repulsión cuanto más protones haya en el núcleo. Los neutrones, sin carga, neutralizan sus interacciones
mp = 1.67 x 10-24 g
2- Más allá de lo perceptible repulsivas, constituyendo el “cemento” que mantiene la estructura del núcleo. Cuando el número de protones de un núcleo atómico es grande, se requieren muchos neutrones para reducir sus fuerzas de repulsión.
Por otra parte, debido a que tanto el protón como el neutrón están en el núcleo, frecuentemente se los denomina nucleones. Por ejemplo, el núcleo de un átomo de helio contiene a cuatro nucleones: dos protones y dos neutrones.
EL NÚMERO ATÓMICO
Luego de numerosas experiencias, pudo establecerse que todos los áto-mos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones en su núcleo. Como la carga de cada protón es +1, la carga total del núcleo es igual al número de protones (np) que contiene, al que se denomina número atómico del elemen-to y se simboliza con la letra Z.
Es decir:
El número atómico Z es característico de cada elemento y por lo tanto nos permite identificarlo. Por ejemplo, todo átomo que contiene 79 protones en su núcleo (Z = 79) es un átomo del elemento oro y todo átomo con 11 protones ( Z = 11) es del sodio. En otras palabras, cada ele-mento tiene un único número atómico.
Luego, podemos decir que el conjunto de átomos que tienen el mismo número atómico corresponde al mismo elemento y que los elementos se diferencian unos de otros por el número atómico.
Puesto que el átomo es eléctricamente neutro, el número atómico tam-bién es igual al número de electrones (ne) del mismo:
(1)
Así por ejemplo en el elemento neón, cuyo número atómico es 10, cada átomo contiene 10 protones en su núcleo y tiene 10 electrones en su periferia.
El hidrógeno, que es el primer elemento de la clasificación periódica, tiene número atómico 1 (1 protón y 1 electrón) y el del uranio, que es el último de los elementos natura-les, es 92 (92 protones y 92 electrones).
EL NÚMERO MASA
Como observamos en la Tabla 1, la masa del protón y la del neutrón son aproximadamente iguales, mientras que la del electrón es despreciable frente a ellas. En consecuencia, podemos considerar que la masa del átomo es aproximadamente igual a la suma de las masas de los protones y neutrones que hay en el núcleo. Por ello, es importante conocer el número total de protones (np) y de neutrones (nn) que hay en el núcleo de un átomo. A este número se lo deno-mina número de masa y se lo simboliza con la letra A.
Luego:
(2)
Teniendo en cuenta que tanto el número de protones como el de neu-trones son números enteros positivos, el número de masa también lo es. Por ejemplo, el número de masa
Núcleo de Helio
IDENTIFICANDO
LOS
ELEMENTOS
NÚMERO ATÓMICO (Z)
Es el número de protones que contiene el núcleo de cualquier átomo
de un elemento.
Z = np
Z = np = ne
LA MASA DEL
NÚCLEO
NÚMERO DE MASA (A)
Es la suma de protones y de neutrones que contiene el núcleo de un
átomo.
2- Más allá de lo perceptible de un átomo de Flúor que tiene 9 protones y 10 neutrones en su núcleo es: A = 9 + 10 = 19.
¿QUÉ ES UN NUCLEIDO?
Así como para caracterizar un elemento es suficiente conocer su núme-ro atómico, para identificar un átomo es necesario indicar el númenúme-ro atómico Z y el númenúme-ro de masa A.
Cada átomo así identificado, recibe el nombre de nucleido. Luego defi-nimos
El número atómico (Z) y el número de masa (A) de un nucleido de un elemento cualquiera X, se indican a la izquierda de su símbolo, como subíndices y superíndice respectiva-mente.
Por ejemplo, tanto el 11
H
como el 2311Na
son nucleidos.El nucleido 11
H
es un átomo de hidrógeno cuyo número atómico y su número de masa son iguales a 1.El nucleido 2311
Na
es un átomo de sodio que tiene número atómico 11 y número de masa 23.Por otra parte, dado que el símbolo identifica al elemento, muchas ve-ces se omite escribir el número atómico Z, escribiendo simplemente 1H ó 23Na.
También es frecuente la notación donde aparece el nombre del elemen-to seguido de su número de masa separados por un guión. Para nuestros ejemplos es : Hidrógeno-1 y So-dio-23.
Conociendo el número de masa A y el número atómico Z de un nucleido, podemos establecer la composición del núcleo y los electrones de su periferia.
En efecto, como A es la suma del número de protones y neutrones y Z es el número de protones, entonces realizando la resta A – Z obtenemos el número de neutrones que hay en el núcleo de un átomo:
(3)
Así, el nucleido 11
H
, cuyo número atómico y su número de masa son iguales a 1, contiene 1 protón y ningún neutrón en su núcleo, puesto que de (3) es nn = 1-1 = 0. del mismomodo, el nucleido 2311
Na
, cuyo número atómico es 11, y su número de masa 23, tiene 11 protones en su núcleo y 23 – 11 = 12 neutrones.¿QUÉ SON LOS ISÓTOPOS?.
En su teoría atómica, Dalton había establecido que todos los átomos de un elemento tenían el mismo peso.
A principios del siglo XX, el joven Frederick Soddy trabajando con áto-mos radiactivos, encontró que algunos de ellos cuyo comportamiento químico era prácticamente idéntico, tenían distinto peso. ¿Cómo podía ser?. Si el comporta-miento de estos átomos era el mismo, ¿cómo podían tener distinto peso?. Entonces Soddy supuso que debían ser variedades de un mismo elemento. Por lo tanto debían ocupar el mismo lugar en la tabla periódica. Por esta razón los llamó isótopos, palabra que significa precisamente en “igual lu-gar”.
Poco después al estudiar una muestra de neón, Thomson observó que había átomos que tenían distinta masa, y por consiguiente, diferente número de masa. Así pudo identifi-car átomos de neón (Z = 10), con números de masa 20, 21 y 22. Es decir , una muestra de elemento neón está constituida por una mezcla de átomos con distinta composición nuclear y por lo tanto con diferentes números de masa.
Experiencias posteriores, revelaron que la mayoría de los elementos
NUCLEIDO
Es todo átomo caracterizado por valores determinados de número
atómico (Z) y número de masa (A).
X
A
Z
Símbolo de un nucleido
A – Z = nn
2- Más allá de lo perceptible están formados por una mezcla de átomos que difieren en sus números de masa.
Luego definimos:
Esto significa que los isótopos son nucleidos de un mismo elemento con
igual número atómico pero distinto número de masa. Por ejemplo, algunos nucleidos del elemento neón (Z
= 10), tienen igual número de masa 20 (2010
Ne
), otros 21 (1021Ne
) y otros 22 (2210Ne
). Sin embargo, todos tienen 10 protones en su núcleo y las mismas propiedades químicas. Los tres nucleidos son isótopos entre sí.A manera de ejercitación, les proponemos la siguiente actividad: Completar el siguiente cuadro:
Nucleido Z A np nn
H
1 1
He
4 2
O
17 8
O
16 8
H
3 1
Cl
35 17
92 238
Ba
137 79
Au
79 118
U
235 92
a) Indicar los nucleidos que son isótopos entre sí.
b) Señalar la ubicación de los elementos correspondientes en la tabla pe-riódica.
c) Comparar el número de neutrones que contienen los isótopos en sus núcleos.
Del análisis de la actividad precedente, concluimos que los isótopos tie-nen las siguientes propiedades:
Tienen igual número atómico.
Están ubicados en el mismo lugar de la tabla periódica.
Difieren en el número de neutrones que contienen sus núcleos.
La Figura 2 nos indica, las tres clases de nucleidos del elemento neón: el 2010
Ne
que tiene 10 protones y 10 neutrones, el 1021Ne
con 10 protones y 11 neutrones y el 2210Ne
con 10 protones y 12 neutrones. Además los tres nucleidos son isótopos entre sí.ISÓTOPOS
Son átomos de un mismo elemento, que difieren en sus números de
ma-sa.
ACTIVIDAD 3
2- Más allá de lo perceptible NEÓN
Nucleido Ne - 20
Nucleido Ne - 21
Nucleido Ne - 22
isót opos
10 p 12 n 10 p
11 n 10 p
[image:17.595.147.450.62.211.2]10 n
Figura 2 : Composición isotópica del neón en la naturaleza.
La mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza constituidos por una mezcla, en diversas proporciones, de dos o más isótopos. Por ejemplo el elemento hidrógeno está
formado por tres isótopos naturales: el 11
H
(protio), el 21H
(deuterio) y el 31H
(tritio), que contienen en sus núcleos 0,1 y 2 neutrones respectivamente. La mayor parte del hidrógeno está formada por el protio.El agua está constituida esencialmente por moléculas de 11
H
2O
y unaínfima proporción de 21
H
2O
, en que intervienen el deuterio. A esta última se la denomina agua pesada (por ser el deuterio más pesado que el protio) y es utilizada como moderador en los reactores nucleares.El carbono existe en la naturaleza constituido por una mezcla de tres isótopos identificados como carbono – 12 ó 12C (es el más abundante), carbono – 13 (13C) y pequeñísimas cantidades (trazas) de carbono – 14 (14C).
Muchos nucleidos de diversos elementos, tienen aplicaciones en distin-tos campos. Así el 60Co, es un nucleido radiactivo muy utilizado para la destrucción de células cancerosas (cobaltoterapia). El 14C se utiliza especialmente para determinar la antigüedad de restos fósiles.
5.
Dados los siguientes nucleidos:Ca
E
Y
C
O
O
X
Cl
40 20 14
6 37
17 12
18 16
8 40
20 35
17
a) Determinar el número de protones, neutrones y electrones de cada uno.
b) Indicar si hay átomos que son isótopos entre sí.
6.
Completar el siguiente cuadro.ÁTOMO Z np ne nn A
Carbono 8
C
60
Cloro 35
20 20
Ne 10
12 24
MANOS A LA
OBRA
2- Más allá de lo perceptible
¿CUÁL ES LA MASA DE UN ÁTOMO?
Como hemos visto, muchas sustancias están constituidas por moléculas, que a su vez están formadas por uno o más átomos. Teniendo en cuenta que los procesos químicos consis-ten esencialmente en reagrupaciones entre los átomos que intervienen, es de primordial importancia co-nocer las masas. Pero, ¿cuál es la masa de un átomo?. Es claro que depende del átomo en cuestión, pero no cabe duda que ha de ser muy pequeña. Debido a la extrema pequeñez de los átomos es fácil compren-der la dificultad que se presenta para medir sus masas. Es más, no existe balanza alguna por precisa que sea, capaz de detectar la masa de un átomo. No obstante, se ha logrado determinarla experimentalmente por métodos indirectos.
Para tener idea, digamos que la masa del átomo más liviano como el de hidrógeno es aproximadamente 1.66 x 10-24g, que escrito en forma decimal es: 0.000000000000000000000166 g. Si ahora consideramos que la masa del átomo de uranio, el más pesado de los elementos naturales, es 3.95 x 10-22g (0.000000000000000000000395g), resulta claro que las masas de los átomos medida en gramos es insignificante. Por ello, se impone contar con una unidad apropiada para medir la mas de los átomos.
En general, la unidad utilizada depende de lo que estemos midiendo. Por ejemplo, el peso de una persona lo medimos en kilogramos, la carga de un camión en toneladas (1Tn=1000 kg) y la composición de un medicamento en miligramos (1mg=0.001g). a nadie se le ocurriría expresar el peso de una persona en gramos ya que sonaría ridículo, tanto como expresar la masa de esta hoja de papel en kilogramos.
De la misma manera, en el caso de masas tan diminutas como la de los átomos o moléculas, en lugar de expresarlas en gramos, que nos daría un número insignificante, es conve-niente hacerlo en unidades más adecuadas.
Por esta razón, los químicos del siglo XIX, pensaron en establecer una escala para las masas atómicas. La idea consistía en tomar la masa de un determinado átomo como unidad de referencia y expresar la masa de cada uno de los demás, con relación a esa unidad tomada como patrón.
Para comprender lo pasos seguidos, supongamos que una persona X pesa 50kg y otra persona Y, 100kg.
Está claro que Y pesa doble que X, o bien si tomamos el peso de X como unidad de referencia, podemos decir que el peso de Y es 2 veces el peso de X.
De esta manera podemos establecer una escala de pesos tomando como unidad de referencia el peso de X. Si definimos 1 unidad de peso (upe)=peso de X, resulta que: 1 upe = 50kg.
¿Cuál sería ahora el peso en upe, de una persona W que pesa 68kg?.
Aquí es conveniente efectuar la siguiente regla de tres simple:
upe
36
.
1
kg
50
upe
1
x
kg
68
x
kg
68
upe
1
kg
50
=
=
→
→
L
L
L
L
L
L
L
K
K
K
K
K
K
K
Luego, el peso de W, que es único, podemos expresarlo de dos maneras distintas, según la unidad que utilicemos: 68kg o 1.36 upe.
En forma análoga, se estableció una escala para medir las masas atómi-cas de todos los elementos, con relación a un mismo patrón de referencia tomado como unidad. El primer paso consistió en elegir la unidad de referencia.
LA UNIDAD DE MASA ATÓMICA
obs-2- Más allá de lo perceptible tante por razones prácticas, fue reemplazado por el oxígeno en primera instancia y finalmente por el car-bono como patrón de referencia.
A partir de 1961, la IUPAC propuso una unidad de masa atómica toman-do como unidad de referencia la toman-doceava parte de la masa del nucleitoman-do más abundante del elemento car-bono: 12C. Esta unidad, que es prácticamente igual a la masa de un átomo de hidrógeno, se denomina uni-dad de masa atómica y se simboliza mediante la letra u.
Es decir:
)
4
(
12
C
nucleido
del
masa
u
1
12=
Queda así establecida una nueva unidad para medir masas: la unidad de masa atómica, de la misma forma que cuando usábamos la unidad de peso (upe) como unidad de referen-cia. Comparando las masas de los átomos de cada uno de los demás elementos con la unidad de masa atómica, obtenemos una escala de masas atómicas expresadas en u. En esta escala, la masa de un átomo de 1H es prácticamente 1u, resultando así las masas de los otros átomos, mayores que 1u. Por ejemplos, como surge de la definición, despejando de la ecuación (4) la masa del nucleido 12C es 12u, que significa que su masa es 12 veces mayor que la unidad de masa atómica.
En la escala siguiente se muestran las masas expresadas en u de algunos nucleidos.
e
e
Esto significa que la masa de un átomo de 1H coincide con 1u y las de 7
Li, 12C, 16º, 23Na son 7 veces, 12 veces, 16 veces y 23 veces mayores que 1u respectivamente.
Para tener una idea de la dimensión de esta nueva unidad, veamos cuantos gramos equivale 1u. Para ello, despejando de la ecuación (4) tenemos que:
Masa del nucleido 12C = 12u.
Por otra parte, la masa del nucleido 12C medida en gramos fue obtenida por métodos indirectos resultando: 1.9926 x 10-23 g.
Luego, la masa de un átomo de C-12, podemos expresarla mediante dos unidades distintas: 1.9926 x 10-23g o 12u. A partir de este resultado surge la equivalencia entre estas dos unidades según:
g
10
x
6605
.1
u
12
u
1
x
g
10
x
9926
.1
x
u
1
g
10
x
9926
.
1
u
12
24 23 23 − − −=
=
→
→
K
K
K
K
K
K
K
K
K
K
K
K
Luego, el valor de la u expresado en gramos es:
(5)
Expresión que nos permite convertir en gramos una masa medida en u, y nos da una idea de lo pequeña que es esta unidad. Por ejemplo, sabiendo que la masa de un átomo de 23
Na es 23u, para calcular su masa expresada en gramos planteamos:
g
10
x
82
.
3
x
u
23
g
10
x
6605
.1
u
1
23 24 − −=
→
→
K
K
K
K
K
K
K
K
K
K
Es decir, la masa de un átomo de 23Nma es 3.82 x 10-23g.
UNIDAD DE MASA
Es la doceava parte de la masa del nucleido Carbono –12
ATÓMICA
(
12C).
1
1
7 12 16 23
N
7
1
1
2
u
2- Más allá de lo perceptible Del mismo modo, podemos obtener una expresión para pasar de una masa expresada en gramos, a unidades de masa atómicas. Para ello debemos determinar la masa de un gramo expresada en unidades de masa atómica (u). Luego:
u
10
x
02
.
6
g
10
x
9926
.1
g
1
x
u
12
x
g
1
u
12
g
10
x
9926
.
11
23 23 23=
=
→
→
− −K
K
K
K
K
K
K
K
K
K
Es decir: (6)Esta ecuación nos permite expresar en unidades de masa atómica, una masa expresada en gramos. Por ejemplo, una masa de 5g equivale a:
5 x 6.02 x 1023u = 3.01 x 1024 u.
A partir de la ecuación (6), podemos calcular la masa en u para cual-quier átomo, conocida su masa en gramos.
De aquí en más, las masas tan diminutas como las de los átomos o las moléculas, las expresaremos en unidades de masa atómica y no en gramos.
¿CUÁL ES LA MASA DE UN ATOMO MEDIDA EN U?
Veamos ahora cuál es la masa de un átomo medida en u. Puesto que la masa de los electrones es despreciable, la masa de un átomo es prácticamente igual a la suma de las ma-sas de los protones y neutrones que hay en su núcleo. Luego para determinar la masa de un átomo expre-sada en u, debemos calcular las masas de dichas partículas en esta unidad. Como la masa de un protón expresada en gramos es: 1.672 x 10-24g, teniendo en cuenta (6) tenemos:
u
1
u
007
.1
x
g
10
x
672
.1
u
10
x
02
.
6
g
1
24 23≅
=
→
→
−
K
K
K
K
K
K
K
K
K
K
Es decir, la masa del protón es aproximadamente igual a 1u.
Si hacemos lo propio con la masa del neutrón (1.675 x 10-24g), tenemos:
u
1
u
0084
.1
x
g
10
x
675
.1
u
10
x
02
.
6
g
1
24 23≅
=
→
→
−
K
K
K
K
K
K
K
K
K
K
Por lo tanto, también la masa del neutrón es aproximadamente igual a 1u.
Luego, por simplicidad, de aquí en adelante asumiremos que tanto la masa del protón como la del neutrón son iguales a 1u, es decir:
(7)
A partir de este resultado, estamos en condiciones de obtener la masa de cualquier átomo expresada en u.
A manera de ejemplo calculemos la masa de un átomo del nucleido 35Cl, que contiene 17 protones y 18 neutrones en su núcleo.
Como la masa de cada protón y de cada neutrón es igual a 1u, la masa de un átomo de 35Cl será: 17u + 18u = 35u.
Observemos que 35 es la suma del número de protones y de neutrones, es decir, el número de masa de este nucleido*. Luego, para simplificar los cálculos, generalizamos este resultado mediante la siguiente regla práctica:
1g = 6.02 x 1023u.
mp = mn = 1u
La masa de cualquier átomo medida en u, coincide numéricamente
con su número de masa A.
2- Más allá de lo perceptible Así por ejemplo la masa del nucleido 12C es 12u, la del 20Ne es 20 y la del 235U es 235u.
De esta forma resulta fácil expresar la masa de los átomos en unidades de masa atómica (u), ya que podemos obtenerla directamente a través de sus números de masa. No obs-tante, debemos tener en claro que la masa de un átomo la expresamos en u, mientras que el número de masa es un número sin unidades.
LA MASA ATÓMICA PROMEDIO
Si bien la masa atómica de un nucleido expresada en unidades de masa atómica (u) es prácticamente un número entero, la mayoría de las masas atómi-cas de los elementos, que figuran en tablas, son números con decimales. Esto se debe a que en realidad estos valores corresponden a la masa promedio de todos los isótopos que constituyen cada elemento. Es decir, se trata de un promedio ponderado que tiene en cuenta las masas y las proporciones de cada uno de los isótopos que componen un elemento. Para aclarar este punto, les proponemos realizar la siguiente actividad.
Se tiene una bolsa que contiene 10 bolitas: 6 amarillas de 5g cada una, 3 rojas de 6g y 1 blanca de 8g.
a) Calcular la masa promedio de las bolitas contenidas en la bolsa. b) Calcular el porcentaje de cada tipo de bolitas.
c) Si otra bolsa contiene un número indeterminado de bolitas que están en la misma proporción anterior (60% de 5g, 30% de 6g y 10% de 8g) calcular la masa promedio de las boli-tas contenida en la bolsa.
La masa promedio de las bolitas es 5.60g Esto indica que podemos asig-narle a cada bolita una masa promedio de 5.60g, aunque ninguna de ellas indi-vidualmente tenga esa masa.
El porcentaje de cada tipo de bolitas es: 60% de amarillas, 30% de rojas y 10% de blancas.
La masa promedio de las bolitas obtenido en c) es el mismo que en a), pero en este caso fue necesario calcularlo a partir de porcentajes, dado que no se conocía el número total de bolitas.
La fórmula general utilizada para obtener la masa promedio (
m
), a partir de los porcentajes es:100
m
x
%
m
x
%
m
x
%
m
1 1+
2 2+
3 3=
(8)donde m1, m2 y m3 son las masa individuales de cada tipo de bolita y %1,
%2 y %3, sus respectivos porcentajes.
Veamos ahora como se explica la fórmula (8), para calcular la masa atómica promedio de un elemento que se halla en la naturaleza como una
mez-cla de varios isótopos.
Por ejemplo, el neón se encuentra en la naturaleza bajo la forma de tres isótopos en las siguientes proporciones:
%
80
.
8
:
Ne
;
%
30
.
0
:
Ne
;
%
9
.
90
:
Ne
2210 21
10 20
10
Esto significa, por ejemplo, que si tuviéramos una muestra de 1000 áto-mos de neón, el 90.9%, es decir 909 átoáto-mos, son de 2010
Ne
cuya masa es20u; el 0.30%, o sea, 3 átomos, son de 1021
Ne
con masa 21u y 8.80% quecorresponde a 88 átomos, son de 2210
Ne
y masa 22u.Para obtener la masa atómica promedio del neón, expresada en u, utili-zamos la fórmula (8), donde ahora m1, m2 y m3 son las masas en u de los isótopos del neón. Luego:
PROMEDIANDO
MASAS
ACTIVIDAD 4
CONCLUSIONES
DE LA
ACTIVIDAD 4
MOSTRANDO
Ne - 22 8,80%
Ne - 20 90,90%
2- Más allá de lo perceptible
u
18
.
20
100
u
22
x
8
.
8
u
21
x
3
.
0
u
20
x
9
.
90
)
Ne
(
m
=
+
+
=
Observemos que este número está próximo a 20u que es la masa del isó-topo más abundante del neón.
Además, 20.18 es el número que figura en la Tabla Periódica como masa atómica del neón. Por razones de simplicidad las masas atómicas de los elementos aparecen en la Tabla Periódica sin unidades, pero corresponde expresarlas en u.
Generalizando el resultado obtenido, la masa atómica promedio expre-sada en u de cualquier elemento E constituido por una mezcla de n isótopos, puede calcularse mediante la fórmula:
u
100
A
x
%
A
x
%
A
x
%
)
E
(
m
1 1 2 2 n n=
+
+
+
=
L
donde A1, A2, ...An son los números de masa de los isótopos y %1, %2,..., %n,, sus respectivos porcentajes.
LA MASA ATÓMICA
De acuerdo con lo antedicho, en la tabla periódica figura como masa atómica para cada elemento, un número que en realidad corresponde a la masa atómica promedio de los isótopos naturales del mismo. Así, por ejemplo, cuando decimos que la masa atómica del neón es 20.18u, nos estamos refiriendo al valor promedio, ya que hay átomos de neón de masas 20u, 21u, ó 22u, pero nin-guno de 20.18u.
Por consiguiente, llamamos masa atómica de un elemento, a la masa promedio de sus isótopos expresada en u, que simbolizamos Ae. Luego definimos:
En la tabla periódica figura, por simplicidad, la masa atómica de cada elemento como un número sin unidades*. Por ejemplo, para el carbono figura como masa atómica el número 12.011, que significa que la masa atómica promedio de los isótopos naturales del carbono es 12.011u. En la escala siguiente se muestran las masas atómicas de algunos elementos.
Ahora, les recomendamos resolver los siguientes problemas:
7.
El elemento cloro existe en la naturaleza en forma de dos isótopos. El 35Cl se halla en un porcentaje de 75.4%. El otro isótopo tiene 20 neutrones en su núcleo. Calcular la masa atómica del cloro.
8.
El elemento E (Z = 29), está formado por la mezcla de dos isótopos. Uno de ellos, cuya abundancia porcentual es 73%, tiene 34 neutrones en su núcleo. Determinar el número de neutrones del otro isótopo. Dato: Ae (E) = 63.54u.9.
Determinar la composición isotópica del elemento X, sabiendo que exis-te en la naturaleza en forma de dos isótopos. Uno de ellos tiene 31 neutrones en su núcleo y el otro es elnucleido 6027
X
. Dato: Ae (X) = 58.92u.MASA ATÓMICA
Es la masa promedio de los isótopos naturales de un ele-
(Ae)
mento expresada en u
*Nota: otros autores
denominan masa
atómica relativa a lo que nosotros llama-mos masa atómica.
H
1.008
L
C
O
N
6.94
12.0
15.999
22.990
u
Masa atómica
2- Más allá de lo perceptible
10.
Sabiendo que la suma del número de protones que hay en los cinco núcleos atómicos presentes en la molécula de ECl4 es 74, determinar el número de neutrones que hay en el nucleido 12E.Respuestas: 7) 35.5u ; 8) 36 ; 9) %1 = 54% , %2 = 46% ; 10) 6.
LA CANTIDAD DE SUSTANCIA
En el lenguaje corriente usamos la palabra cantidad en forma ambigua, ya que la asociamos tanto a volúmenes, como a masas o a número de objetos. Por ejemplo, esto ocurre cuando hablamos de un litro de agua, de un kilo de pan o de una docena de huevos. En química, la palabra cantidad tiene un significado más preciso, que vamos a explicar a continuación.
Supongamos que compramos dos kilos de pan, en dos bolsas de un kilo: una de miñones y otra de flautitas. Es evidente que la bolsita de miñones contiene una mayor cantidad de panes, ya que son más pequeños que las flautitas.
Es importante destacar que aunque las dos bolsitas pesan lo mismo, di-fieren en la cantidad de objetos que contienen.
Del mismo modo, cuando tenemos dos muestras de igual masa de sus-tancias químicas distintas, difieren en el número de partículas que contienen. Por ejemplo, en un kg de oro hay más átomos que en un kg de plomo, por que los átomos de éste último son más pesados.
En Química, cuando se habla de cantidades iguales de dos sustancias, significa igual número de partículas y no de iguales masas, ni volúmenes.
Surge entonces la necesidad de definir una nueva magnitud relacionada con el número de partículas que contiene una porción determinada de sustancia. Esta magnitud funda-mental para establecer comparaciones en Química se denomina cantidad de sustancia.
EL MOL
Una vez definida la magnitud cantidad de sustancia debemos establecer una unidad para medirla, del mismo modo que lo hacemos con el volumen (m3) o la masa (kg). En Química, es necesario disponer de una unidad para contar el número de partículas (áto-mos, moléculas, iones, etc.) presentes en una determinada cantidad de sustancia. Habitualmente, para contar objetos se utilizan unidades especiales. Por ejemplo, los huevos o las facturas se venden por doce-nas, que una unidad de 12 artículos y las hojas de papel por resma, unidad que comprende 500 hojas.
Como las partículas constitutivas de las sustancias son pequeñísimas, en cualquier muestra macroscópica existe un gran número de ellas. Por ejemplo, en una simple gota de agua hay aproximadamente 1.7 x 1021 moléculas. Por consiguiente, es imprescindible disponer de una unidad de cantidad de sustancia que contenga un número suficientemente grande de partículas.
La unidad de cantidad internacional de pesas y medidas resolvió desig-nar al mol como unidad básica del Sistema Internacional (S.I) para la magnitud cantidad de sustancia, definiendo:
Estas unidades elementales, pueden ser átomos, moléculas, iones, agrupaciones de iones, electrones u otras partículas.
Esto significa que el número de partículas que hay en un mol es el mis-mo número de átomis-mos que hay en 12g del nucleido 12C. Pero, ¿cuál es este número?.
