Átomos, moléculas e iones

Panorama del capítulo

El capítulo comienza con una aplicación actual: el análisis de moléculas presentes en el aliento exhalado para detectar biomarcadores asociados con enfermedades pulmonares o exposición ambiental. Esa introducción muestra una idea central de la química: la identidad de una molécula depende de qué átomos contiene, cuántos contiene y cómo están unidos.

Figura para incorporar: Figura 2.1, análisis de moléculas del aliento exhalado y su relación con diagnóstico temprano.

A partir de esa idea, se desarrolla una ruta conceptual completa: de la teoría atómica de Dalton al modelo nuclear moderno; de protones, neutrones y electrones a isótopos e iones; de símbolos químicos a fórmulas moleculares, empíricas y estructurales; de la tabla periódica a la predicción de cargas iónicas; y finalmente de las fórmulas a los nombres sistemáticos de compuestos.

2.1

Las primeras ideas de la teoría atómica

Las primeras ideas atomistas se remontan a Leucipo y Demócrito, quienes propusieron que la materia estaba formada por partículas finitas e indivisibles llamadas átomos. Aristóteles defendió durante siglos una visión basada en combinaciones de cuatro “elementos”: fuego, tierra, aire y agua. La química moderna comenzó a consolidarse cuando estas ideas pasaron a contrastarse con mediciones y experimentos.

John Dalton propuso una teoría atómica que explicaba el comportamiento macroscópico de la materia mediante partículas microscópicas. Sus postulados principales indican que la materia está formada por átomos; que cada elemento posee un tipo característico de átomo; que los átomos de distintos elementos son diferentes; que los compuestos se forman por combinaciones en proporciones de números enteros pequeños; y que en los cambios químicos los átomos no se crean ni se destruyen, sino que se reordenan.

Figuras para incorporar: Figura 2.2, centavo de cobre y átomos de cobre; Figura 2.3, óxido de cobre(II) como compuesto con cobre y oxígeno.

La teoría de Dalton ayuda a explicar la ley de conservación de la materia: si los átomos solo se reordenan durante una reacción, la masa total se conserva. También explica la ley de las proporciones definidas, según la cual todas las muestras puras de un compuesto tienen los mismos elementos en la misma proporción en masa.

Otra regularidad es la ley de las proporciones múltiples: si dos elementos forman más de un compuesto, las masas de uno que se combinan con una masa fija del otro guardan entre sí una relación de números enteros sencillos. Por ejemplo, dos compuestos de cobre y cloro pueden diferir porque uno contiene el doble de átomos de cloro por átomo de cobre que el otro.

Figuras para incorporar: Figura 2.4, reordenamiento de átomos de cobre y oxígeno; Figura 2.5, comparación entre dos compuestos de cobre y cloro.

2.2

Evolución de la teoría atómica

A fines del siglo XIX, los experimentos con tubos de rayos catódicos mostraron que los átomos no eran indivisibles. J. J. Thomson observó que los rayos catódicos se desviaban hacia cargas positivas y se alejaban de cargas negativas. Concluyó que estaban formados por partículas subatómicas de carga negativa: los electrones.

Figura para incorporar: Figura 2.6, tubo de rayos catódicos y desviación del haz por campos eléctricos y magnéticos.

Robert Millikan, mediante el experimento de la gota de aceite, determinó que la carga eléctrica aparece en múltiplos de una cantidad fundamental, la carga de un electrón. Combinando este valor con la relación carga/masa medida por Thomson, se pudo calcular la masa del electrón.

Figura para incorporar: Figura 2.7, experimento de Millikan y valores de carga de gotas de aceite.

El descubrimiento del electrón exigía explicar dónde se ubicaba la carga positiva. Thomson propuso el modelo del “pudín de pasas”, con electrones incrustados en una masa positiva. Nagaoka propuso un modelo parecido a Saturno, con electrones rodeando una esfera positiva.

Figura para incorporar: Figura 2.8, comparación entre el modelo del pudín de pasas y el modelo de Nagaoka.

Rutherford, Geiger y Marsden hicieron incidir partículas alfa sobre una lámina de oro. La mayoría atravesaba la lámina sin desviarse; unas pocas se desviaban mucho. De allí se concluyó que el átomo es casi todo espacio vacío y que su carga positiva y casi toda su masa están concentradas en un núcleo pequeño, denso y positivo.

Figuras para incorporar: Figura 2.9, experimento de lámina de oro; Figura 2.10, interpretación nuclear de la dispersión de partículas alfa.

El modelo nuclear incorporó luego el protón, partícula positiva del núcleo. Frederick Soddy explicó la existencia de isótopos: átomos del mismo elemento con distinta masa. Más tarde, James Chadwick descubrió el neutrón, partícula sin carga y de masa similar a la del protón. Los isótopos se explican porque tienen igual número de protones, pero distinto número de neutrones.

2.3

Estructura atómica y simbolismo

El átomo moderno contiene un núcleo formado por protones y neutrones, rodeado por electrones. El núcleo concentra casi toda la masa, pero ocupa una fracción diminuta del volumen atómico. Si un átomo se agrandara hasta el tamaño de un estadio de fútbol, su núcleo tendría aproximadamente el tamaño de un arándano.

Figura para incorporar: Figura 2.11, comparación de tamaño entre átomo y núcleo.

Para describir partículas subatómicas se usan unidades adecuadas. La unidad de masa atómica, u, se define como $\frac{1}{12}$ de la masa de un átomo de carbono-12. La unidad de carga fundamental, $e$, corresponde a la magnitud de la carga del electrón: $e = 1{,}602 \times 10^{-19}\,C$.

Partícula	Ubicación	Carga relativa	Masa aproximada
Electrón	Exterior del núcleo	$1-$	$0{,}00055\,u$
Protón	Núcleo	$1+$	$1{,}0073\,u$
Neutrón	Núcleo	$0$	$1{,}0087\,u$

El número atómico $Z$ es el número de protones y define la identidad del elemento. En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones. El número de masa $A$ es la suma de protones y neutrones:

$$A = Z + N \qquad \text{y} \qquad N = A - Z$$

Si un átomo gana o pierde electrones, deja de ser neutro y se convierte en ion. Si gana electrones forma un anión; si pierde electrones forma un catión. La carga se calcula como:

$$\text{carga atómica} = \text{número de protones} - \text{número de electrones}$$

Los símbolos químicos representan elementos o átomos de elementos. Para un isótopo se coloca el número de masa como superíndice izquierdo y, cuando se quiere, el número atómico como subíndice izquierdo. La carga iónica aparece como superíndice derecho.

Figuras para incorporar: Figura 2.13, símbolo Hg para mercurio; Figura 2.14, formato general de símbolo isotópico.

La masa atómica promedio de la tabla periódica es un promedio ponderado de las masas de los isótopos naturales. Por eso no suele ser un número entero: combina la masa de cada isótopo con su abundancia fraccionaria.

$$\text{masa promedio} = \sum (\text{abundancia fraccionaria}) (\text{masa isotópica})$$

La abundancia isotópica puede determinarse con espectrometría de masas, una técnica que ioniza partículas, las desvía con campos eléctricos o magnéticos y registra picos asociados a sus relaciones masa/carga.

Figura para incorporar: Figura 2.15, espectrómetro de masas y espectro isotópico del circonio.

2.4

Fórmulas químicas

Una fórmula molecular indica los tipos y números reales de átomos presentes en una molécula. Por ejemplo, $CH_4$ representa una molécula de metano con un átomo de carbono y cuatro de hidrógeno. Una fórmula estructural agrega información sobre cómo están conectados los átomos mediante enlaces.

Figura para incorporar: Figura 2.16, representaciones del metano: fórmula molecular, estructural, modelo de barras y esferas y modelo de espacio lleno.

Algunos elementos aparecen como moléculas formadas por átomos iguales. El hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, flúor, cloro, bromo y yodo suelen formar moléculas diatómicas, como $H_2$, $O_2$ y $N_2$. El azufre común forma moléculas $S_8$.

Figuras para incorporar: Figura 2.17, molécula $S_8$; Figura 2.18, diferencia entre $H$, $2H$, $H_2$ y $2H_2$.

Una fórmula empírica expresa la relación más sencilla de números enteros entre los átomos de un compuesto. El dióxido de titanio tiene fórmula empírica $TiO_2$, lo que indica una relación 1:2 entre titanio y oxígeno. En moléculas discretas, la fórmula molecular puede ser un múltiplo de la fórmula empírica; por ejemplo, el benceno tiene fórmula molecular $C_6H_6$ y fórmula empírica $CH$.

Figuras para incorporar: Figura 2.19, dióxido de titanio $TiO_2$; Figura 2.20, representaciones del benceno $C_6H_6$.

La fórmula molecular del ácido acético es $C_2H_4O_2$, pero su fórmula empírica es $CH_2O$. Para hallar una fórmula empírica desde una fórmula molecular se dividen los subíndices por el mayor factor común posible.

Figura para incorporar: Figura 2.21, ácido acético en el vinagre y sus representaciones.

Los isómeros son compuestos con la misma fórmula química pero distinta estructura. Los isómeros estructurales tienen diferentes conexiones entre átomos; los isómeros espaciales tienen distinta orientación en el espacio. Pequeños cambios estructurales pueden producir propiedades muy distintas.

Figuras para incorporar: Figura 2.23, ácido acético y formiato de metilo como isómeros estructurales; Figura 2.24, carvona como ejemplo de isomería espacial.

2.5

La tabla periódica

Al descubrir más elementos, los químicos observaron que algunos compartían propiedades. Litio, sodio y potasio, por ejemplo, son metales brillantes, buenos conductores y químicamente similares. Estas recurrencias llevaron a la construcción de la tabla periódica.

Dimitri Mendeleev y Lothar Meyer organizaron elementos según la masa atómica, pero Mendeleev fue más lejos: dejó espacios para elementos aún no descubiertos y predijo sus propiedades. Los descubrimientos posteriores del galio y del germanio apoyaron su propuesta.

Figura para incorporar: Figura 2.25, Mendeleev y una de las primeras tablas periódicas.

La forma moderna de la ley periódica afirma que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos. La tabla actual ordena los elementos por número atómico creciente. Las filas se llaman periodos y las columnas grupos. Los elementos del mismo grupo suelen tener propiedades químicas semejantes.

Figuras para incorporar: Figura 2.26, tabla periódica moderna; Figura 2.27, organización por grupos y familias.

Los elementos se clasifican como metales, no metales y metaloides. También se distinguen elementos del grupo principal, metales de transición y metales de transición interna.

Familias importantes

Grupo 1: metales alcalinos. Grupo 2: alcalinotérreos. Grupo 15: pnictógenos. Grupo 16: calcógenos. Grupo 17: halógenos. Grupo 18: gases nobles.

Tipos de elementos

Grupo principal: grupos 1, 2 y 13 a 18. Metales de transición: grupos 3 a 12. Transición interna: lantánidos y actínidos.

2.6

Compuestos iónicos y moleculares

En las reacciones químicas ordinarias, el núcleo conserva la identidad del elemento, pero los electrones pueden transferirse o compartirse. Cuando un átomo pierde electrones forma un catión; cuando gana electrones forma un anión. Los metales de los grupos principales tienden a perder electrones; los no metales tienden a ganarlos.

Figuras para incorporar: Figura 2.28, formación del catión sodio $Na^+$; Figura 2.29, patrón de cargas iónicas en la tabla periódica.

Los iones monoatómicos están formados por un solo átomo. Los iones poliatómicos son grupos de átomos enlazados con carga global, como nitrato, sulfato, carbonato, fosfato, hidróxido o amonio. Muchos oxianiones se nombran con sufijos como -ato e -ito, y prefijos como per- e hipo-.

Un compuesto iónico contiene cationes y aniones unidos por atracciones electrostáticas. Suele formarse entre un metal y un no metal. En conjunto es eléctricamente neutro, por lo que la fórmula debe balancear cargas positivas y negativas. Por ejemplo, $Al^{3+}$ y $O^{2-}$ se combinan como $Al_2O_3$ porque dos cargas $3+$ y tres cargas $2-$ dan carga total cero.

Figuras para incorporar: Figura 2.30, cloruro de sodio fundido conduciendo electricidad; Figura 2.31, zafiro como ejemplo de óxido de aluminio $Al_2O_3$.

Un compuesto molecular o covalente está formado por moléculas neutras en las que los átomos comparten electrones. Suele formarse entre no metales. En condiciones ordinarias, muchos compuestos moleculares son gases, líquidos de bajo punto de ebullición o sólidos de bajo punto de fusión, aunque existen excepciones.

2.7

Nomenclatura química

La nomenclatura química permite nombrar compuestos de manera clara y sistemática. El primer paso es reconocer si el compuesto es iónico o molecular, si contiene iones monoatómicos o poliatómicos, si el metal tiene carga fija o variable y si se trata de un ácido.

En compuestos iónicos binarios con iones monoatómicos, se nombra primero el catión y luego el anión con terminación -uro cuando corresponde. Por ejemplo, $NaCl$ es cloruro de sodio y $Mg_3N_2$ es nitruro de magnesio. Si el metal puede tener más de una carga, se indica con número romano: $FeCl_2$ es cloruro de hierro(II), y $FeCl_3$ es cloruro de hierro(III).

Tablas para incorporar: Tabla 2.6 con nombres de compuestos iónicos simples; Tabla 2.9 con metales de carga variable.

Los compuestos con iones poliatómicos se nombran conservando el nombre del ion. Por ejemplo, $CaSO_4$ es sulfato de calcio y $NaHCO_3$ es bicarbonato de sodio. Los hidratos son compuestos iónicos que contienen moléculas de agua integradas en el cristal; se nombran con prefijos como mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, etc. Así, $MgSO_4 \cdot 7H_2O$ es sulfato de magnesio heptahidratado.

Tablas para incorporar: Tabla 2.7 con compuestos iónicos poliatómicos; Tabla 2.8 con compuestos iónicos cotidianos; Tabla 2.10 con prefijos griegos.

En compuestos moleculares binarios formados por no metales, se usan prefijos para indicar cuántos átomos de cada elemento hay. Por ejemplo, $CO$ es monóxido de carbono, $CO_2$ es dióxido de carbono, $SF_6$ es hexafluoruro de azufre y $N_2O_4$ es tetróxido de dinitrógeno.

Los ácidos binarios contienen hidrógeno y otro no metal; en solución acuosa se nombran con “ácido hidro...ico”, como HCl(aq), ácido clorhídrico. Los oxiácidos contienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento. En ellos, la terminación del anión cambia: -ato pasa a -ico, e -ito pasa a -oso. Por ejemplo, $H_2CO_3$ es ácido carbónico y $HNO_2$ es ácido nitroso.

Tablas para incorporar: Tabla 2.11 con compuestos moleculares binarios; Tabla 2.12 con ácidos binarios; Tabla 2.13 con oxiácidos comunes.

El capítulo también muestra la importancia social de la nomenclatura mediante el caso de Erin Brockovich y la contaminación por cromo(VI). Reconocer especies como cromato y dicromato permite relacionar fórmulas, estados de oxidación, toxicidad y comportamiento ambiental.

Figura para incorporar: Figura 2.32, Erin Brockovich y especies de cromo(VI), cromato y dicromato.

Ecuaciones y relaciones clave

Número de masa

$$A = Z + N$$

Número de neutrones

$$N = A - Z$$

Carga atómica

$$q = p^+ - e^-$$

Masa atómica promedio

$$\bar m = \sum f_i m_i$$

Neutralidad iónica

$$\sum q_+ + \sum q_- = 0$$

Fórmula empírica

Relación entera más simple entre átomos.

Figuras sugeridas para agregar manualmente

Estas son las figuras y tablas más útiles para enriquecer visualmente la página con imágenes extraídas del PDF original:

Figura 2.1: análisis de moléculas en el aliento exhalado.
Figuras 2.2 a 2.5: teoría atómica de Dalton, compuestos y proporciones.
Figuras 2.6 a 2.10: Thomson, Millikan, modelos atómicos y Rutherford.
Figuras 2.11 a 2.15: estructura atómica, símbolos, isótopos y espectrometría de masas.
Figuras 2.16 a 2.24: fórmulas químicas, modelos moleculares e isomería.
Figuras 2.25 a 2.27: Mendeleev y organización de la tabla periódica.
Figuras 2.28 a 2.31: formación de iones, cargas, compuestos iónicos y zafiro.
Figura 2.32 y tablas 2.6 a 2.13: nomenclatura, compuestos cotidianos, prefijos y ácidos.