El átomo está formado por piezas subatómicas que lo conforman. Hay un grupo de protones (p) relativamente masivos, de carga positiva (+1) que residen en su centro en un pequeño núcleo, y hay además un grupo de electrones (_e) menos masivos, cargados negativamente (-1) que se mueve en el exterior del núcleo positivo. Una ley fundamental de la física dice que la carga eléctrica opuesta de las partículas produce una atracción mutua entre ellas, lo que implica que los electrones no pueden abandonar el átomo (a menos que se suministre una gran cantidad de energía), ya que la atracción impide que puedan alejarse del núcleo.
La tercera partícula subatómica es el neutrón (n). Esta partícula no tiene carga; es eléctricamente neutra y tiene aproximadamente la misma masa que el protón.
La tercera partícula subatómica es el neutrón (n). Esta partícula no tiene carga; es eléctricamente neutra y tiene aproximadamente la misma masa que el protón.
Número atómico
La cantidad de protones en el núcleo de un átomo es el número atómico de ese átomo y comúnmente se representa como Z. El número atómico es extremadamente importante ya que, él solo, determina la identidad del átomo. Un átomo con 1 protón (número atómico 1) será siempre hidrógeno o un átomo con 6 protones (número atómico 6) será siempre carbono y así sucesivamente con el resto de los elementos químicos.
El número atómico es tan importante que los hombres de ciencia se basaron en él para construir la tabla periódica de los elementos, la mas importante clasificación de todos los elementos conocidos, en la que estos elementos están organizados de acuerdo al incremento de los números atómicos.
Ahora, ¿y los neutrones? Estos son partículas sub-atómicas bastante masivas que residen en el núcleo. La mayoría de los átomos de hidrógeno no tienen neutrones en su núcleo; el resto de los elementos tienen al menos uno. Los átomos de carbono con 6 protones usualmente tienen 6 neutrones, pero no hay una proporción simple entre protones y neutrones en el núcleo del átomo, especialmente en los átomos de los elementos mas pesados de la tabla periódica, por ejemplo, un núcleo típico de uranio, con 92 protones (número atómico 92) contiene 146 neutrones.
El número atómico es tan importante que los hombres de ciencia se basaron en él para construir la tabla periódica de los elementos, la mas importante clasificación de todos los elementos conocidos, en la que estos elementos están organizados de acuerdo al incremento de los números atómicos.
Ahora, ¿y los neutrones? Estos son partículas sub-atómicas bastante masivas que residen en el núcleo. La mayoría de los átomos de hidrógeno no tienen neutrones en su núcleo; el resto de los elementos tienen al menos uno. Los átomos de carbono con 6 protones usualmente tienen 6 neutrones, pero no hay una proporción simple entre protones y neutrones en el núcleo del átomo, especialmente en los átomos de los elementos mas pesados de la tabla periódica, por ejemplo, un núcleo típico de uranio, con 92 protones (número atómico 92) contiene 146 neutrones.
Número de masa
Junto con el número atómico los químicos han definido otra cantidad llamada número de masa (o número másico). El número másico de un átomo es simplemente la suma de la cantidad de protones y la cantidad de neutrones en el núcleo, de esta forma, el número de masa del hidrógeno es 1 (1 protón + 0 neutrones), el del carbono es 12 ( 6 p + 6 n) y el del uranio es 238 (92 p + 146 n).
En la práctica un mismo elemento puede tener diferentes cantidades de neutrones en el núcleo, por ejemplo, el carbono con 6 protones puede existir con 6, 7 y 8 neutrones en su núcleo y esta diferencia no implica que sean elementos diferentes, todos siguen siendo carbono ya que el número atómico 6 (6 protones) es la única característica que define la identidad de un elemento a pesar de que esos tres átomo de carbono no son idénticos. Estas tres variantes son ejemplos de lo que se conoce como isótopos.
Los isótopos son diferentes versiones de un mismo elemento (tienen el mismo número atómico) que contienen diferentes cantidades de neutrones en el núcleo (diferente número másico) y debido a que son el mismo elemento tienen las mismas propiedades químicas (con diferencias sutiles que salen del alcance de este artículo).
En química se suele representar los isótopos de un elemento mostrando tanto en número atómico como en número de masa junto con el símbolo del elemento. El número de masa se escribe como un sobreíndice y el número atómico como un subíndice.
En la práctica un mismo elemento puede tener diferentes cantidades de neutrones en el núcleo, por ejemplo, el carbono con 6 protones puede existir con 6, 7 y 8 neutrones en su núcleo y esta diferencia no implica que sean elementos diferentes, todos siguen siendo carbono ya que el número atómico 6 (6 protones) es la única característica que define la identidad de un elemento a pesar de que esos tres átomo de carbono no son idénticos. Estas tres variantes son ejemplos de lo que se conoce como isótopos.
Los isótopos son diferentes versiones de un mismo elemento (tienen el mismo número atómico) que contienen diferentes cantidades de neutrones en el núcleo (diferente número másico) y debido a que son el mismo elemento tienen las mismas propiedades químicas (con diferencias sutiles que salen del alcance de este artículo).
En química se suele representar los isótopos de un elemento mostrando tanto en número atómico como en número de masa junto con el símbolo del elemento. El número de masa se escribe como un sobreíndice y el número atómico como un subíndice.
Muy a menudo el número atómico se omite de esta forma de notación de forma que lo normal es que los tres isótopos del carbono se escriban como 12C, 13C y 14C, debido a que el número atómico "desaparecido" ya se sabe que es 6 siempre para el carbono por definición. Otra forma usual de representar esos mismos isótopos son carbono-12, carbono-13 y carbono-14.
Los tres isótopos del carbono existen en la naturaleza pero con abundancia diferente. En nuestro planeta el 98.89 % del carbono presente es del tipo 12C , el 1.11 % de 13C y solo trazas del 14C. En otros planetas las proporciones pueden ser diferentes.
La abrumadora mayoría de los elementos químicos ocurren con dos o mas tipos de isótopos de forma natural. Incluso el mas simple de los elementos, el hidrógeno aparece en tres formas isotópicas, y aunque en realidad son variantes del mismo elemento han recibido nombres propios (caso que no se repite para otros elementos).
Hidrógeno ===> 1 p 0 n (1H).
Deuterio ====> 1 p 1 n (2H).
Tritio ======> 1 p 2 n (3H).
Aunque todos los isótopos de un elemento tienen en esencia las mismas propiedades químicas existe una importante diferencia entre ellos debido a que los protones y los neutrones concentran la mayoría de la masa del átomo, los isótopos tienen diferente masa. El deuterio es casi dos veces mas pesado que el hidrógeno y de la misma forma el tritio es mas pesado que el deuterio, por esta razón en ocasiones se llama al deuterio como hidrógeno pesado y en consecuencia al agua formada con deuterio (D2O), agua pesada.
Aunque todos los isótopos de un elemento tienen en esencia las mismas propiedades químicas existe una importante diferencia entre ellos debido a que los protones y los neutrones concentran la mayoría de la masa del átomo, los isótopos tienen diferente masa. El deuterio es casi dos veces mas pesado que el hidrógeno y de la misma forma el tritio es mas pesado que el deuterio, por esta razón en ocasiones se llama al deuterio como hidrógeno pesado y en consecuencia al agua formada con deuterio (D2O), agua pesada.
Masa atómica
Hasta aquí hemos echado una mirada cercana al número atómico y al número de masa, pero ninguno de los dos nos dice nada con respecto a la masa real del átomo.
La primera unidad para medir la masa atómica fue establecida por Dalton a comienzos del siglo XIX. Dalton propuso que la masa del átomo de hidrógeno fuera la unidad de masa atómica y para aquella época parecía que el resto de los elementos tenían pesos atómicos que eran múltiplos enteros del peso del átomo del hidrógeno. Partiendo de la hipótesis de Dalton y si consideramos que la masa de átomo de hidrógeno está concentrada en su único protón (la masa del electrón puede considerarse despreciable ~0.0005436 de la masa del protón) podía decirse sin gran error que la unidad de masa atómica era numéricamente igual a la masa del protón, y como además el protón y el neutrón tienen masas muy próximas no se cae en un error muy grande si la masa atómica se considera igual al número de masa (cantidad de protones + cantidad de neutrones) como puede verse en la tabla 1.
La primera unidad para medir la masa atómica fue establecida por Dalton a comienzos del siglo XIX. Dalton propuso que la masa del átomo de hidrógeno fuera la unidad de masa atómica y para aquella época parecía que el resto de los elementos tenían pesos atómicos que eran múltiplos enteros del peso del átomo del hidrógeno. Partiendo de la hipótesis de Dalton y si consideramos que la masa de átomo de hidrógeno está concentrada en su único protón (la masa del electrón puede considerarse despreciable ~0.0005436 de la masa del protón) podía decirse sin gran error que la unidad de masa atómica era numéricamente igual a la masa del protón, y como además el protón y el neutrón tienen masas muy próximas no se cae en un error muy grande si la masa atómica se considera igual al número de masa (cantidad de protones + cantidad de neutrones) como puede verse en la tabla 1.
Tabla 1.
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Para llegar a la conclusión aproximada de que la masa atómica y el número de masa son equivalentes hemos obviado parte de la realidad, ya que no se ha considerado que los elementos ocurren en la naturaleza como mezclas de diferentes isótopos con masas atómicas sustancialmente diferentes entre unos y otros aunque sean el mismo elemento. La complicación introducida por los isótopos obligó a los científicos a establecer un modo convencional para la determinación de los valores de las masa atómicas de los diferentes elementos, y en este sentido se produjeron dos corrientes: los físicos consideraron el concepto de masa atómica como la suma de las masas de protones y neutrones en el núcleo de un isótopo aislado, y escogieron la forma mas común de aparición del oxigeno (oxígeno-16) con 8 protones y 8 neutrones en el núcleo, al que asignaron una masa atómica exacta de 16 unidades como patrón de comparación para determinar las masas atómicas del resto de los elementos. Por su parte los químicos asignaron la misma masa atómica a la mezcla natural de isótopos de oxígeno en la Tierra lo que dio lugar a dos escalas diferentes de masas atómicas.
Ante esta disyuntiva y para unificar las convenciones tomadas, la Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances (Comisión de Pesos Atómicos y Abundancias Isotópicas) de la IUPAC, International Union of Pure and Applied Chemistry (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) estableció la unidad de masa atómica(también conocida como Dalton, Da) exactamente como:
Ante esta disyuntiva y para unificar las convenciones tomadas, la Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances (Comisión de Pesos Atómicos y Abundancias Isotópicas) de la IUPAC, International Union of Pure and Applied Chemistry (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) estableció la unidad de masa atómica(también conocida como Dalton, Da) exactamente como:
Un doceavo (1/12) de la masa del átomo del carbono-12 e igual a 1.660 x 10-12 g
Debido a que la unidad de masa atómica (uma) se ha definido de esta forma, a la masa atómica a menudo se le denomina masa atómica relativa. En otras palabras usted debe pensar que esas masas son una indicación de cuan masivo es un átomo comparado con el átomo 12C.
Finalmente hay que tratar un tópico adicional antes de dar fin el artículo. Hemos dicho que un átomo del isótopo 12C tiene una masa atómica exacta de 12 uma por acuerdo universal. Pero si usted consulta una tabla periódica moderna podrá ver que el valor listado para el peso atómico del carbono es de 12.011, no 12. Esta masa atómica tiene en cuenta el hecho de que no todos los átomos de carbono de la naturaleza son de 12C y como ya ha quedado apuntado arriba el carbono consiste predominantemente de dos isótopos (98.89 % de 12C y 1.11 % de 13C).
Cualquier muestra de carbono tomada en la naturaleza contiene esos dos isótopos con esas abundancias relativas. Las masas atómicas reportadas en la tabla periódica son las medias ponderadas de las masas atómicas de esos isótopos. Cada masa atómica se multiplica por su % de abundancia (en forma decimal, es decir el % dividido por 100) y el resultado se suma:
Media ponderada = (12 uma) x (0.9889) + (13.003335 uma) x (0.0111) = 12.011
El isótopo 14C es tan escaso que no se tiene en cuenta en el cálculo.
Todos las masas atómicas que aparecen en la tabla periódica de los elementos han sido calculados de este modo y por lo tanto son masas promediadas de las mezclas de isótopos que ocurren en la naturaleza.
Cualquier muestra de carbono tomada en la naturaleza contiene esos dos isótopos con esas abundancias relativas. Las masas atómicas reportadas en la tabla periódica son las medias ponderadas de las masas atómicas de esos isótopos. Cada masa atómica se multiplica por su % de abundancia (en forma decimal, es decir el % dividido por 100) y el resultado se suma:
Media ponderada = (12 uma) x (0.9889) + (13.003335 uma) x (0.0111) = 12.011
El isótopo 14C es tan escaso que no se tiene en cuenta en el cálculo.
Todos las masas atómicas que aparecen en la tabla periódica de los elementos han sido calculados de este modo y por lo tanto son masas promediadas de las mezclas de isótopos que ocurren en la naturaleza.
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