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Capítulo de estudio

Q1.2. Átomos, moléculas e iones

Este capítulo construye el lenguaje microscópico básico de la química: qué es un átomo, cómo se identifica un elemento, qué significan los isótopos, cómo se representan moléculas e iones, y cómo se pasa de una fórmula escrita a una imagen material de la sustancia.

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Objetivos de aprendizaje

Al terminar este capítulo, deberías poder:

  1. Distinguir átomo, elemento, molécula, ion, compuesto molecular y compuesto iónico.
  2. Interpretar correctamente los símbolos $Z$, $A$, $X$, carga iónica y subíndices en una fórmula química.
  3. Calcular protones, neutrones y electrones a partir de la notación nuclear y la carga de una especie.
  4. Explicar qué son los isótopos y por qué la masa atómica de la tabla periódica suele ser decimal.
  5. Relacionar fórmulas químicas con composición microscópica y proporciones de átomos o iones.
  6. Construir fórmulas de compuestos iónicos simples usando neutralidad eléctrica.

Idea central: la química necesita tres niveles de lectura

La química estudia la materia y sus transformaciones. Pero la materia se nos presenta, en primer lugar, a escala humana: vemos sólidos, líquidos, gases, colores, precipitados, burbujas, olores, cambios de temperatura o emisión de luz. Ese es el nivel macroscópico. Cuando se disuelve sal en agua o se quema magnesio, lo que se observa pertenece a ese nivel.

Para explicar esas observaciones, la química propone un nivel microscópico o particulado: átomos, moléculas, iones, electrones, redes cristalinas e interacciones entre partículas. No vemos directamente esas partículas con los ojos, pero el modelo permite explicar regularidades experimentales y hacer predicciones.

Entre ambos niveles aparece el lenguaje simbólico: símbolos químicos, fórmulas, ecuaciones, cargas, subíndices, coeficientes y números de oxidación. Aprender química general exige moverse con seguridad entre esos tres niveles.

Tres niveles del pensamiento químico

Macroscópico: lo observable y medible en el laboratorio. Microscópico: partículas y modelos que explican lo observado. Simbólico: fórmulas, símbolos y ecuaciones que permiten comunicar y calcular.

Por ejemplo, la fórmula $H_2O$ no es solo una etiqueta para el agua. A nivel simbólico indica dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno en cada molécula. A nivel microscópico representa moléculas formadas por enlaces entre esos átomos. A nivel macroscópico corresponde a una sustancia con propiedades como punto de ebullición, densidad, capacidad calorífica y comportamiento como solvente.

1. Teoría atómica: por qué la materia se piensa como partículas

La idea de que la materia está formada por unidades muy pequeñas es antigua, pero se volvió científicamente potente cuando pudo relacionarse con leyes cuantitativas. A comienzos del siglo XIX, John Dalton propuso una teoría atómica capaz de explicar por qué las sustancias se combinan en proporciones definidas y por qué las reacciones químicas conservan la masa.

En una versión moderna y simplificada, la teoría atómica sostiene que:

  1. La materia ordinaria está formada por átomos.
  2. Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones.
  3. Los átomos de elementos diferentes tienen distinto número atómico y, por lo tanto, distinta identidad química.
  4. Los compuestos se forman cuando átomos de distintos elementos se combinan en proporciones definidas.
  5. En una reacción química, los átomos se reorganizan, pero no se crean ni se destruyen en el sentido químico ordinario.

Algunas ideas originales de Dalton debieron corregirse. Hoy sabemos que los átomos no son indivisibles: contienen protones, neutrones y electrones. También sabemos que átomos de un mismo elemento pueden tener masas diferentes si tienen distinto número de neutrones; esos átomos son isótopos. La teoría moderna conserva el corazón de Dalton, pero lo refina con la estructura subatómica.

Una precisión importante

Decir que un átomo de carbono es carbono no depende de su masa ni de cuántos neutrones tenga. Depende de su número de protones. Todo átomo con 6 protones es carbono; si tiene 5 protones es boro, y si tiene 7 protones es nitrógeno.

2. Estructura del átomo: núcleo, electrones y número atómico

Un átomo está formado por un núcleo muy pequeño, denso y cargado positivamente, rodeado por electrones. El núcleo contiene protones y neutrones. Los protones tienen carga positiva, los electrones tienen carga negativa y los neutrones no tienen carga eléctrica neta.

PartículaSímbolo usualCarga relativaMasa aproximadaUbicación
Protón$p^+$$+1$$1$ uNúcleo
Neutrón$n^0$$0$$1$ uNúcleo
Electrón$e^-$$-1$aprox. $1/1836$ uRegión electrónica

La masa del átomo se concentra casi por completo en el núcleo, porque protones y neutrones son muchísimo más masivos que los electrones. Sin embargo, el comportamiento químico depende de manera decisiva de los electrones, especialmente de los electrones de valencia, que son los que participan más directamente en la formación de enlaces y en las reacciones químicas.

Número atómico $Z$

El número atómico, representado por $Z$, es el número de protones del núcleo. Es el dato que identifica al elemento.

$$Z=\text{número de protones}\tag{1}$$

Si $Z=1$, el elemento es hidrógeno. Si $Z=6$, es carbono. Si $Z=8$, es oxígeno. Si $Z=17$, es cloro. Cambiar el número de protones cambia el elemento.

Número másico $A$

El número másico, representado por $A$, es la suma de protones y neutrones del núcleo. No es exactamente la masa atómica en unidades de masa atómica, pero para este nivel sirve como conteo de nucleones.

$$A=Z+N\tag{2}$$

En la ecuación (2), $N$ representa el número de neutrones. Por lo tanto, si se conocen $A$ y $Z$, se obtiene:

$$N=A-Z\tag{3}$$

Átomos neutros e iones

Un átomo neutro tiene igual número de protones y electrones. Como los protones aportan carga positiva y los electrones carga negativa, las cargas se compensan.

$$\text{átomo neutro:}\qquad e^-=p^+=Z\tag{4}$$

Si una especie tiene carga positiva, perdió electrones. Si tiene carga negativa, ganó electrones. Esta idea se desarrollará más adelante al estudiar iones.

3. Isótopos y masas atómicas

Los isótopos son átomos del mismo elemento que tienen igual número de protones, pero distinto número de neutrones. Como el número de protones determina la identidad del elemento, todos los isótopos de carbono son carbono, todos los isótopos de cloro son cloro y todos los isótopos de oxígeno son oxígeno.

La notación nuclear se escribe así:

$$^{A}_{Z}X\tag{5}$$

En (5), $X$ es el símbolo del elemento, $Z$ es el número atómico y $A$ es el número másico. Por ejemplo:

$$^{12}_{6}C,\qquad ^{13}_{6}C,\qquad ^{14}_{6}C\tag{6}$$

Los tres son carbono porque tienen $Z=6$. Pero tienen distinto número de neutrones:

  • $^{12}_{6}C$: $N=12-6=6$ neutrones.
  • $^{13}_{6}C$: $N=13-6=7$ neutrones.
  • $^{14}_{6}C$: $N=14-6=8$ neutrones.

Masa atómica promedio

La masa atómica que aparece en la tabla periódica no suele ser un número entero porque es un promedio ponderado de las masas isotópicas naturales. No todos los isótopos de un elemento aparecen en la naturaleza con la misma abundancia. Si un isótopo es mucho más abundante, pesa más en el promedio.

$$\overline{m}=\sum_i m_i f_i\tag{7}$$

En (7), $m_i$ es la masa del isótopo $i$ y $f_i$ es su fracción de abundancia natural. Si la abundancia está expresada como porcentaje, primero debe dividirse por 100.

Ejemplo: masa promedio del cloro

El cloro natural contiene principalmente dos isótopos: $^{35}Cl$ y $^{37}Cl$. Si se aproxima que $^{35}Cl$ tiene masa 35 u y abundancia 75%, y $^{37}Cl$ tiene masa 37 u y abundancia 25%, entonces:

$$\overline{m}=35(0{,}75)+37(0{,}25)=26{,}25+9{,}25=35{,}5\text{ u}\tag{8}$$

Por eso la masa atómica del cloro en la tabla periódica está cerca de 35,5 u y no de 35 o 37 exactamente.

4. Moléculas y fórmulas químicas

Una molécula es una agrupación definida de átomos unidos por enlaces covalentes. Puede estar formada por átomos del mismo elemento, como $O_2$, $N_2$ o $S_8$, o por átomos de elementos diferentes, como $H_2O$, $CO_2$ o $NH_3$.

Una fórmula química comunica composición. Los símbolos indican elementos y los subíndices indican cuántos átomos de cada elemento hay en una unidad representada por la fórmula.

Cómo leer una fórmula molecular

En $H_2SO_4$, el subíndice 2 afecta al hidrógeno, el azufre sin subíndice equivale a 1, y el subíndice 4 afecta al oxígeno. Una molécula de ácido sulfúrico contiene 2 átomos de H, 1 átomo de S y 4 átomos de O.

Fórmula molecular y fórmula empírica

La fórmula molecular indica la cantidad real de átomos de cada elemento en una molécula. La fórmula empírica indica la proporción entera más simple entre los átomos.

SustanciaFórmula molecularFórmula empíricaComentario
Agua$H_2O$$H_2O$Ya está en proporción mínima.
Peróxido de hidrógeno$H_2O_2$$HO$La proporción 2:2 se simplifica a 1:1.
Glucosa$C_6H_{12}O_6$$CH_2O$La proporción 6:12:6 se simplifica a 1:2:1.
Benceno$C_6H_6$$CH$La fórmula empírica no describe la molécula completa.

Esta distinción es muy importante en análisis químico. A partir de porcentajes de composición puede obtenerse primero una fórmula empírica. Para conocer la fórmula molecular hace falta, además, información sobre la masa molar.

Modelos moleculares

Las fórmulas son compactas, pero no muestran geometría. Por eso se usan modelos de esferas y varillas, estructuras de Lewis, fórmulas desarrolladas, fórmulas semidesarrolladas y modelos tridimensionales. Cada representación sirve para una pregunta distinta. Para contar átomos, alcanza la fórmula molecular; para pensar enlaces, conviene una estructura de Lewis; para estudiar forma molecular, se necesita geometría.

5. Iones: átomos o grupos con carga eléctrica

Un ion es una especie química con carga neta. Se forma cuando un átomo o grupo de átomos gana o pierde electrones. El núcleo no cambia durante la formación de iones comunes: lo que cambia es la cantidad de electrones.

Si una especie pierde electrones, queda con carga positiva y se llama catión. Si gana electrones, queda con carga negativa y se llama anión.

$$\text{carga iónica}=p^+-e^-\tag{9}$$
EspecieProtonesElectronesCargaTipo
$Na^+$1110$+1$Catión
$Mg^{2+}$1210$+2$Catión
$Cl^-$1718$-1$Anión
$O^{2-}$810$-2$Anión

La carga se escribe como superíndice a la derecha del símbolo. Primero se escribe el número y luego el signo cuando el valor absoluto es mayor que 1: $Mg^{2+}$, $Al^{3+}$, $O^{2-}$. Para carga 1 suele omitirse el número: $Na^+$, $Cl^-$.

Iones monoatómicos y poliatómicos

Un ion monoatómico está formado por un solo átomo cargado, como $Na^+$ o $Cl^-$. Un ion poliatómico está formado por varios átomos unidos covalentemente, pero el conjunto tiene carga neta. Ejemplos frecuentes son $NO_3^-$, $SO_4^{2-}$, $CO_3^{2-}$, $NH_4^+$ y $OH^-$.

6. Compuestos iónicos: neutralidad eléctrica y unidades fórmula

Un compuesto iónico se forma por atracción electrostática entre cationes y aniones. A diferencia de una molécula covalente discreta, un sólido iónico suele formar una red cristalina extensa. Por eso, en lugar de hablar de moléculas de cloruro de sodio, es más correcto hablar de unidades fórmula de $NaCl$.

La fórmula de un compuesto iónico expresa la proporción más simple de iones que produce neutralidad eléctrica.

$$\text{suma de cargas positivas}+\text{suma de cargas negativas}=0\tag{10}$$

Construcción de fórmulas iónicas

Para escribir la fórmula de un compuesto iónico binario:

  1. Identificar el catión y el anión.
  2. Escribir sus cargas.
  3. Buscar la menor proporción entera que neutraliza la carga total.
  4. Escribir primero el catión y después el anión.
  5. Usar subíndices para indicar proporciones. No escribir cargas en la fórmula final del compuesto neutro.

Ejemplo: óxido de aluminio

El aluminio forma $Al^{3+}$ y el oxígeno forma $O^{2-}$. Para neutralizar cargas, se necesitan 2 cationes aluminio y 3 aniones óxido:

$$2(+3)+3(-2)=+6-6=0\tag{11}$$

La fórmula es $Al_2O_3$.

Ejemplo: sulfato de calcio

El calcio forma $Ca^{2+}$ y el sulfato es $SO_4^{2-}$. Una carga $+2$ se neutraliza con una carga $-2$, por lo tanto la proporción es 1:1. La fórmula es $CaSO_4$.

Cuando se necesita más de un ion poliatómico, se usan paréntesis. Por ejemplo, el magnesio es $Mg^{2+}$ y el nitrato es $NO_3^-$. Se necesitan dos nitratos por cada magnesio, por lo que la fórmula es $Mg(NO_3)_2$.

7. Interpretación microscópica de sustancias

Una de las habilidades más importantes de química general es traducir entre una fórmula y una descripción microscópica. La fórmula $O_2$ representa moléculas diatómicas de oxígeno. La fórmula $NaCl$ representa una red de iones $Na^+$ y $Cl^-$ en proporción 1:1. La fórmula $CO_2$ representa moléculas con un átomo de carbono y dos de oxígeno.

FórmulaTipo de sustanciaPartículas representadasLectura microscópica
$He$Elemento monoatómicoÁtomosÁtomos individuales de helio.
$O_2$Elemento molecularMoléculasMoléculas con dos átomos de oxígeno.
$H_2O$Compuesto molecularMoléculasMoléculas con dos H y un O.
$NaCl$Compuesto iónicoIones en redIones $Na^+$ y $Cl^-$ en proporción 1:1.
$CaCO_3$Compuesto iónicoIones en redIones $Ca^{2+}$ y $CO_3^{2-}$ en proporción 1:1.

Esta lectura evita errores de lenguaje. No conviene decir "una molécula de $NaCl$" cuando se habla del sólido iónico común, porque la fórmula $NaCl$ no describe una molécula aislada, sino la proporción mínima de una red cristalina. En cambio, sí tiene sentido decir "una molécula de $CO_2$" o "una molécula de $H_2O$".

8. Ejemplos resueltos

Ejemplo 1: identificar protones, neutrones y electrones

Determinar protones, neutrones y electrones en $^{27}_{13}Al^{3+}$.

El número atómico es $Z=13$, por lo tanto hay 13 protones. El número másico es $A=27$, entonces:

$$N=A-Z=27-13=14\tag{12}$$

La carga $3+$ indica que el átomo perdió 3 electrones respecto del estado neutro. Un aluminio neutro tendría 13 electrones, por lo tanto:

$$e^-=13-3=10\tag{13}$$

Respuesta: 13 protones, 14 neutrones y 10 electrones.

Ejemplo 2: fórmula de un compuesto iónico

Escribir la fórmula del compuesto formado por $Ca^{2+}$ y $Cl^-$.

Un ion calcio aporta carga $+2$. Cada ion cloruro aporta carga $-1$. Se necesitan dos cloruros para neutralizar un calcio:

$$(+2)+2(-1)=0\tag{14}$$

Respuesta: $CaCl_2$.

Ejemplo 3: contar átomos en una fórmula con paréntesis

Contar los átomos de cada elemento en $Al_2(SO_4)_3$.

Hay 2 átomos de Al. El grupo $SO_4$ aparece 3 veces. Entonces hay 3 átomos de S y $4\times3=12$ átomos de O.

Respuesta: Al: 2, S: 3, O: 12.

Ejemplo 4: fórmula empírica

Determinar la fórmula empírica de una sustancia cuya fórmula molecular es $C_4H_8O_2$.

Se simplifican los subíndices 4:8:2 dividiendo por 2. La proporción mínima es 2:4:1.

Respuesta: $C_2H_4O$.

9. Recursos interactivos vinculados

Applet: estructura atómica básica

Usalo para manipular protones, neutrones y electrones, observar cómo cambia la identidad del elemento, distinguir átomo neutro e ion, y comprobar la relación entre $Z$, $A$ y carga.

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Calculas como apoyo

Calculas puede usarse para verificar promedios ponderados de masas isotópicas, proporciones simples, recuentos de átomos y operaciones de neutralidad de cargas.

Abrir Calculas

Preguntas guía para el applet

  1. ¿Qué cambia cuando se modifica el número de protones?
  2. ¿Qué cambia cuando solo se modifica el número de neutrones?
  3. ¿Cómo se obtiene un catión a partir de un átomo neutro?
  4. ¿Cómo se obtiene un anión?
  5. ¿Qué relación aparece entre carga, protones y electrones?

10. Errores frecuentes y cómo evitarlos

ErrorPor qué está malControl recomendado
Confundir número atómico con número másico.$Z$ cuenta protones; $A$ cuenta protones más neutrones.Recordar $A=Z+N$.
Creer que los isótopos son elementos distintos.Si tienen el mismo $Z$, son el mismo elemento.Mirar siempre el número de protones.
Calcular electrones de un ion como si fuera neutro.La carga indica pérdida o ganancia de electrones.Usar carga $=p^+-e^-$.
Escribir cargas dentro de la fórmula de un compuesto neutro.La fórmula final indica proporción, no iones separados con carga explícita.Comprobar neutralidad y luego quitar cargas.
Ignorar paréntesis en fórmulas como $Ca(NO_3)_2$.El subíndice externo multiplica a todo el grupo.Distribuir el subíndice a cada átomo del grupo.
Hablar de moléculas de sales iónicas sólidas.Muchas sales forman redes, no moléculas discretas.Usar "unidad fórmula" para compuestos iónicos.

Ficha de repaso rápido

  • Elemento: sustancia cuyos átomos tienen el mismo número atómico.
  • Átomo: unidad básica de un elemento, con núcleo y electrones.
  • Número atómico: $Z=p^+$.
  • Número másico: $A=p^+ + n^0$.
  • Isótopos: mismo $Z$, distinto número de neutrones.
  • Molécula: conjunto definido de átomos unidos covalentemente.
  • Ion: especie con carga neta por pérdida o ganancia de electrones.
  • Compuesto iónico: red de cationes y aniones en proporción eléctricamente neutra.
  • Fórmula molecular: cantidad real de átomos en una molécula.
  • Fórmula empírica: proporción entera mínima entre átomos.

Fuentes de referencia

  • Química, Raymond Chang y Kenneth Goldsby, capítulos iniciales sobre átomos, moléculas e iones.
  • Química: La ciencia central, Brown, LeMay, Bursten y colaboradores, capítulos de estructura atómica básica y nomenclatura inicial.
  • Química 2e, OpenStax, capítulos sobre átomos, moléculas, iones y composición de sustancias.
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