Átomos, elementos y compuestos

Todas las sustancias están formadas por unos 100 bloques de construcción simples. Conocer cómo se unen permite clasificar cada sustancia en uno de tres grupos.

• Un elemento es una sustancia compuesta únicamente por un tipo de átomo. No puedes descomponerlo en algo más simple mediante una reacción química. Ejemplos: cobre, oxígeno, carbono.
• Un compuesto es dos o más elementos unidos químicamente (enlazados). Los átomos están unidos en una proporción fija. Ejemplos: agua, dióxido de carbono. Un compuesto tiene propiedades diferentes a las de los elementos que lo componen.
• Una mezcla es dos o más sustancias que simplemente se mezclan, sin estar unidas químicamente. Las partes conservan sus propias propiedades y pueden separarse por métodos físicos. Ejemplo: aire.

La diferencia clave: en un compuesto, los elementos están enlazados y solo pueden separarse mediante reacciones químicas; en una mezcla, no están enlazados y son fáciles de separar.

Dentro del átomo

Cada átomo tiene un centro pequeño y denso llamado núcleo. Alrededor de él, los electrones se mueven en capas (niveles de energía). El núcleo contiene protones y usualmente neutrones. El núcleo de hidrógeno-1 común tiene un protón y ningún neutrón.

Cada partícula tiene una masa relativa y una carga relativa. Debes aprender estos valores:

Un átomo no tiene carga neta porque tiene un número igual de protones ($+1$ cada uno) y electrones ($-1$ cada uno).

Número de protones y número másico

Dos números describen un átomo:

• El número atómico (también llamado número de protones) es el número de protones en el núcleo. Te indica cuál elemento es el átomo.
• El número másico (también llamado número nucleónico) es el número total de protones y neutrones en el núcleo.

Por lo tanto, el número de neutrones $=$ número másico $-$ número atómico.

Los dos números se escriben junto al símbolo: el número másico arriba a la izquierda y el número de protones abajo a la izquierda, como en $^{23}_{11}\text{Na}$.

Ejemplo resuelto. Determina el número de protones, neutrones y electrones en $^{27}_{13}\text{Al}$, $^{27}_{13}\text{Al}^{3+}$ y $^{32}_{16}\text{S}^{2-}$.

Una carga positiva significa que se perdieron electrones, así que resta; una carga negativa significa que se ganaron electrones, así que suma. El número de protones y el de neutrones nunca cambian cuando se forma un ion.

Configuración electrónica

Los electrones llenan las capas desde adentro hacia afuera. La primera capa sostiene hasta 2 electrones; las siguientes capas sostienen hasta 8 cada una (para los primeros 20 elementos). La configuración electrónica lista cuántos electrones hay en cada capa, comenzando desde adentro.

Por ejemplo, un átomo con 13 electrones tiene la configuración $2,8,3$. El sodio (número atómico 11) es $2,8,1$. El calcio (número atómico 20) es $2,8,8,2$.

La configuración se vincula con la Tabla Periódica:

• Un número de Grupo (Grupos I a VII) iguala al número de electrones en la capa externa. Así que $2,8,1$ está en el Grupo I.
• Un número de Período iguala al número de capas que contienen electrones. Así que $2,8,1$ tiene tres capas, por lo que está en el Período 3.
• Los gases nobles en el Grupo VIII (o 0) tienen una capa externa completa, lo que los hace muy poco reactivos.

Isótopos son átomos del mismo elemento que tienen el mismo número de protones pero diferente número de neutrones. Como el número de protones es igual, son el mismo elemento. Como el número de neutrones es distinto, tienen diferentes números másicos.

Se escribe un átomo con su número másico arriba y su número atómico (número de protones) abajo, como $^{12}_{6}\text{C}$. Para un ion, se añade la carga, como $^{35}_{17}\text{Cl}^{-}$.

Los isótopos de un elemento tienen las mismas propiedades químicas. Esto se debe a que las reacciones químicas solo involucran electrones, y los isótopos tienen el mismo número de electrones y la misma configuración electrónica. (Los neutrones adicionales solo cambian la masa).

Cálculo de la masa atómica relativa

La masa atómica relativa ($A_r$) de un elemento es la masa promedio de sus átomos, teniendo en cuenta la frecuencia de cada isótopo. La abundancia es el porcentaje de cada isótopo.

Por ejemplo, el cloro es 75% $^{35}\text{Cl}$ y 25% $^{37}\text{Cl}$:

Ejemplo resuelto. El boro tiene dos isótopos, $^{10}\text{B}$ y $^{11}\text{B}$, y su $A_r$ es 10.8. Encuentre el porcentaje de cada uno. Sea la abundancia de $^{11}\text{B}$ igual a $x$, entonces la abundancia de $^{10}\text{B}$ es $(100 - x)$. Entonces

por lo tanto $11x + 1000 - 10x = 1080$, dando como resultado $x = 80$. El boro es 80% $^{11}\text{B}$ y 20% $^{10}\text{B}$. Compruébalo con el sentido común: 10.8 está más cerca de 11, por lo que el isótopo más pesado debe ser el más común. Si tu respuesta asigna la mayoría al isótopo más alejado de $A_r$, los tienes invertidos.

Un ion es un átomo (o grupo de átomos) que ha perdido o ganado electrones, por lo que tiene una carga eléctrica.

• Un átomo metálico pierde electrones para formar un ion positivo, llamado catión.
• Un átomo no metálico gana electrones para formar un ion negativo, llamado anión.

Los átomos hacen esto para obtener una capa externa completa, como la de un gas noble. Por eso, la carga del ion se deduce del grupo:

Los metales pierden sus electrones externos; los no metales ganan los suficientes para completar la capa. Un ion negativo de un elemento se nombra con -uro u óxido: cloruro, óxido, sulfuro, nitruro.

Cómo se forma un enlace iónico

Un enlace iónico es una fuerte atracción electrostática entre iones de carga opuesta (un ion $+$ y un ion $-$ se atraen mutuamente).

Muchos compuestos iónicos comunes se forman a partir de un metal y un no metal. Tome el cloruro de sodio, $\text{NaCl}$. El sodio ($2,8,1$) cede su único electrón externo al cloro ($2,8,7$). Ahora el sodio es $\text{Na}^{+}$ ($2,8$) y el cloro es $\text{Cl}^{-}$ ($2,8,8$). Ambos tienen capas externas completas, y las cargas opuestas se atraen.

Puedes representar esto con un diagrama de puntos y cruces: dibuja los electrones de la capa externa de cada átomo como puntos para un elemento y cruces para el otro, luego muestra el movimiento del electrón desde el metal hacia el no metal.

(Suplemento) Otros metales y no metales. En el óxido de magnesio, el magnesio ($2,8,2$) cede dos electrones al oxígeno ($2,6$), formando $\text{Mg}^{2+}$ ($2,8$) y $\text{O}^{2-}$ ($2,8$). Cuando los números de electrones no coinciden, participa más de un átomo de un elemento: en el cloruro de magnesio, un átomo de magnesio cede un electrón a cada uno de dos átomos de cloro, por lo que la fórmula es $\text{MgCl}_2$.

Ejemplo resuelto (la fórmula de un compuesto iónico). Calcula las fórmulas del sulfuro de potasio y del óxido de aluminio. La carga positiva total debe ser igual a la carga negativa total.

• Sulfuro de potasio: $\text{K}^+$ y $\text{S}^{2-}$. Dos iones $\text{K}^+$ equilibran un ion $\text{S}^{2-}$: $\text{K}_2\text{S}$.
• Óxido de aluminio: $\text{Al}^{3+}$ y $\text{O}^{2-}$. El menor número que es múltiplo de ambas cargas es $6$: dos $\text{Al}^{3+}$ dan $+6$ y tres $\text{O}^{2-}$ dan $-6$, por lo que la fórmula es $\text{Al}_2\text{O}_3$.

En un diagrama de puntos y cruces del óxido de aluminio dibujarías dos iones de aluminio, cada uno $[2,8]^{3+}$, y tres iones óxido, cada uno $[2,8]^{2-}$ con su capa externa de ocho electrones representada entre corchetes. No incluyas las cargas en la fórmula misma: $\text{Al}_2\text{O}_3$, no $\text{Al}^{3+}_2\text{O}^{2-}_3$.

Estructura y propiedades de los compuestos iónicos

Un compuesto iónico no está formado por moléculas separadas. Los iones se empaquetan formando una red cristalina gigante — un patrón regular de enormes cantidades de iones positivos y negativos alternados.

Esta estructura explica sus propiedades:

Un enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten un par de electrones. En los ejemplos aquí, el compartimiento otorga a los átomos capas externas completas (configuración de gases nobles). Los enlaces covalentes se forman entre átomos no metálicos.

Algunas moléculas que debes conocer:

• $\text{H}_2$ — dos átomos de hidrógeno comparten un par de electrones (un enlace simple).
• $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$ — cada uno comparte un par.
• $\text{H}_2\text{O}$ — el oxígeno comparte un par con cada uno de dos átomos de hidrógeno.
• $\text{NH}_3$ — el nitrógeno comparte un par con cada uno de tres átomos de hidrógeno.
• $\text{CH}_4$ — el carbono comparte un par con cada uno de cuatro átomos de hidrógeno.
• $\text{O}_2$ y $\text{CO}_2$ tienen enlaces dobles (dos pares compartidos); $\text{N}_2$ tiene un enlace triple (tres pares compartidos); $\text{C}_2\text{H}_4$ y $\text{CH}_3\text{OH}$ también utilizan pares compartidos.

En un diagrama de puntos y cruces para una molécula, dibujas los electrones externos de cada átomo y muestras qué pares están compartidos en la superposición entre los átomos.

Ejemplo resuelto. ¿Cuántos enlaces covalentes forma cada átomo y cuál es la fórmula del compuesto de fósforo e hidrógeno? Un átomo no metálico comparte suficientes electrones para completar su capa externa: el carbono (4 electrones externos) forma 4 enlaces, el nitrógeno y el fósforo (5) forman 3, el oxígeno y el azufre (6) forman 2, y el hidrógeno y los halógenos forman 1. Así, el fósforo forma tres enlaces, cada uno con un átomo de hidrógeno: $\text{PH}_3$, con la misma disposición de enlaces que $\text{NH}_3$. En su diagrama de puntos y cruces, el fósforo tiene tres pares compartidos y un par no compartido, lo que suma ocho electrones en su capa externa.

Propiedades de los compuestos moleculares simples

Estas sustancias están formadas por moléculas pequeñas y separadas.

• Tienen puntos de fusión y ebullición bajos. Los enlaces covalentes dentro de cada molécula son fuertes, pero las fuerzas intermoleculares (las fuerzas entre una molécula y la siguiente) son débiles, por lo que se necesita poca energía para separar las moléculas.
• Son malos conductores de electricidad, porque las moléculas no tienen carga neta ni electrones libres ni iones para transportar carga.

Algunas sustancias covalentes no son moléculas pequeñas. En cambio, millones de átomos están unidos por enlaces covalentes en una única estructura covalente gigante. Las dos que debes conocer son ambas formas del carbono.

Diamante: cada átomo de carbono está unido a otros cuatro átomos de carbono. Esto crea una red tridimensional-3-D muy fuerte y rígida. El diamante es extremadamente duro, por lo que se usa en herramientas de corte.

Grafito: cada átomo de carbono está unido solo a otros tres, formando capas planas. Hay fuerzas débiles entre las capas, por lo que estas pueden deslizarse unas sobre otras; esto hace que el grafito sea un buen lubricante. El cuarto electrón externo de cada átomo de carbono es libre; estos electrones deslocalizados pueden moverse, por lo que el grafito conduce electricidad y se usa como electrodo.

Óxido de silicio(IV) ($\text{SiO}_2$) tiene una estructura covalente gigante similar al diamante, por lo que también es muy duro y tiene un punto de fusión muy alto.

Un metal es una estructura gigante de iones positivos rodeados por un 'mar' de electrones deslocalizados que son libres de moverse por todo el metal. El enlace metálico es la fuerte atracción electrostática entre estos iones positivos y el mar de electrones.

Esto explica dos propiedades clave de los metales:

• Buena conductividad eléctrica: los electrones deslocalizados están libres para moverse y transportar carga a través del metal.
• Maleabilidad (puede ser martillado en láminas) y ductilidad (puede ser estirado en alambres): las capas de iones positivos pueden deslizarse unas sobre otras sin romper el enlace metálico, por lo que el metal cambia de forma en lugar de romperse.

Errores comunes.

• Decir que una sustancia molecular simple se funde fácilmente porque sus enlaces covalentes son débiles. Los enlaces covalentes dentro de cada molécula son fuertes; son las fuerzas intermoleculares entre las moléculas las que son débiles y se superan.
• Decir que el cloruro de sodio sólido no conduce electricidad porque no tiene iones, o afirmar que el cloruro de sodio fundido conduce por el movimiento de electrones. Siempre tiene iones; cuando está fundido o en solución acuosa, los iones están libres para moverse y transportar la carga.
• Llamar «moléculas de NaCl» a una red de iones $\text{Na}^{+}$ y $\text{Cl}^{-}$. Un compuesto iónico no tiene moléculas; es una red gigante de iones.
• Decir que el grafito conduce electricidad porque sus capas se deslizan. Conduce porque cada átomo de carbono tiene un electrón deslocalizado que puede moverse; el deslizamiento de las capas explica por qué es blando y resbaladizo.
• Dibujar un átomo metálico ganando electrones. Los metales pierden electrones para formar iones positivos; los no metales ganan electrones.
• Decir que los isótopos tienen diferente número de protones o electrones. Los isótopos difieren únicamente en el número de neutrones.

• Número de neutrones = número másico − número atómico. El número atómico es lo que determina de qué elemento es un átomo.
• Los isótopos tienen las mismas propiedades químicas porque las reacciones involucran solo electrones, y los isótopos comparten la misma configuración electrónica; solo difiere la masa.
• Relaciona estructura con propiedades: iónico = red gigante (alto punto de fusión; solo conduce cuando está fundido o en disolución acuosa); molecular simple = fuerzas débiles entre moléculas (punto de fusión bajo; no conduce); covalente gigante = muy duro, punto de fusión muy alto.
• El grafito conduce y es resbaladizo (un electrón libre por carbono; capas deslizables); el diamante no hace ninguna de las dos cosas (los cuatro electrones están unidos, por lo que es duro y no conductor). Los metales conducen y se doblan gracias al mar de electrones deslocalizados.
• Para la masa atómica relativa, toma el promedio ponderado: $A_r = \dfrac{\sum(\text{isotope mass} \times \text{abundance})}{100}$.