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Tipo: Tesis
2014/2015
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Universidad Nacional del Litoral Secretaría Académica Dirección de Articulación, Ingreso y Permanencia Año 2014
Química
Conceptos fundamentales
ISBN en trámite
Unidad 3. Átomos y elementos
Daniel Alsina / Edgardo Cagnola / René Güemes / Juan Carlos Noseda / Héctor Odetti Colaboradores: Andrea Pacífico / Liliana Zimmermann / Ema Cano de Candioti
Revisión 2017: Edgardo Cagnola / Viviana Cova / Inés Granados / René Güemes / Isabel Nescier / Viviana Roldán / Lisandro Seluy
En el Capítulo 1 decíamos que los átomos son los componentes básicos de la materia, que ensamblados y combinados de diferentes maneras constituyen las distintas sustancias o manifestaciones de la materia. En este capítulo haremos una introducción a la estructura básica de los átomos y cómo pueden diferenciarse las distintas clases de átomos, denominadas elementos, los cuales se agrupan en la Tabla Periódica. Veremos que los átomos pueden perder o ganar electrones para convertirse en iones; asimismo, haremos hincapié en una propiedad muy importante de los átomos como es su masa, y de qué manera puede expresarse.
3.1. Los átomos Desde tiempos ancestrales el ser humano ha examinado la naturaleza de la materia. Las ideas modernas acerca de la estructura de la materia empezaron a tomar forma a principios del siglo XIX con la teoría atómica de Dalton. Ahora se sabe que la materia está constituida por átomos, moléculas o iones. De una forma u otra, toda la Química está relacionada con estas especies (Basado en: Chang, Raymond, Química, 7ma edición 2002). El concepto individual más importante de la Química es el concepto de átomo, partícula fundamental de la materia por ser la unidad básica constituyente de todas las sustancias. En la Figura 3.1 se muestra un trozo de materia y una representación microscópica de la misma, exhibiendo los átomos constituyentes. Ya en el año 1771, la primera edición de la Enciclopedia Británica expresaba: “átomo: en filosofía, una partícula de materia tan pequeña que no admite división. Los átomos son “... los cuerpos más pequeños y se consideran como los primeros principios de toda magnitud física”.
se observa una imagen de la sustancia semiconductora arseniuro de galio, GaAs, con los átomos de galio (verde claro) ubicados ligeramente por debajo de los de arsénico (naranja).
Figura 3.3 Imágenes obtenidas con microscopio electrónico de ef ecto túnel, de muestras de graf ito (izquierda) y de arseniuro de galio (derecha)
3.2. Estructura del átomo Los experimentos efectuados a finales del siglo XIX y a principios del siglo XX demostraron que los átomos están a su vez constituidos por partículas de menor tamaño, denominadas partículas subatómicas, de las cuales, las más importantes para la Química son los electrones, los protones y los neutrones; los protones y los neutrones constituyen el núcleo del átomo, como se observa en el siguiente esquema.
Figura 3.4 Estructura del átomo
Los protones y los electrones están dotados de una propiedad fundamental de la materia denominada carga , que se manifiesta en dos variantes: positiva, en el caso de los protones, indicada con un signo + , y negativa en el caso de los electrones, seña-lada con un signo –.
El valor de la carga del electrón es la misma que la del protón pero de signo opuesto. El neutrón es una partícula neutra, es decir, no posee carga.
3.3. Los electrones A fines del siglo XIX, el físico J. J. Thomson estudió el efecto de los altos voltajes sobre los gases. Aplicó una diferencia de potencial (voltaje) entre dos electrodos (contactos metálicos) de un tubo de vidrio que contenía una pequeña cantidad de gas a baja presión (Tubo de Crookes, Figura 3.5). Entonces observó que un punto cercano al “cátodo” (o electrodo cargado negativamente) emitía luz. Sus observaciones sugirieron que desde el cátodo se desplazaba un haz de partículas en dirección al otro electrodo que provocaba que el gas así excitado emitiese luz. Thomson llamó al chorro de partículas rayos catódicos. Observó que producían una mancha de luz al incidir sobre una pantalla que había sido sometida a un tratamiento especial. Observó, además, que se podía desplazar la mancha colocando placas cargadas eléctricamente o un imán cerca de la trayectoria de los rayos. También observó que las propiedades de éstos eran siempre las mismas, independientemente del metal que se usara para los electrodos. La consecuencia tecnológica del descubrimiento de Thomson fue la invención del “tubo de rayos catódicos” que se usó a posteriori en los televisores. La consecuencia científica fue el descubrimiento de que los rayos catódicos son haces de partículas cargadas negativamente procedentes del interior de los átomos que constituyen los electrodos. En la actualidad estas partículas se denominan electrones y se indican con el símbolo e o e–. El hecho de que se
obtengan partículas idénticas a partir de electrodos formados por cualquier metal sugiere que los electrones son partículas integrantes de todos los átomos. Thomson demostró, además, que podía deducir algunas propiedades de los electrones. Llegó a medir el valor de la relación e/m, entre la carga del electrón e y su masa m. Más tarde, algunos investigadores, especialmente el norteamericano Robert Millikan, diseñaron experimentos para medir la masa y la carga por separado. Aproximadamente hacia el año 1910 se sabía que la masa del electrón es de sólo 9,11 x 10–^28 g. Esto hace que el electrón sea la más liviana de las
Figura 3.5 Tubo de rayos catódicos (Crookes)
placas cargadas eléctricamente y de imanes, Rutherford identificó que estas partículas eran átomos de helio que habían perdido sus electrones. Dos discípulos de Rutherford, H. Geiger y E. Marsden, realizaron un experimento propuesto por Rutherford que consistía en disparar partículas α (núcleos muy pequeños de átomos de helio) sobre una muy delgada lámina de oro, cuyo espesor era de sólo unos pocos átomos. Aunque la mayoría de las partículas sólo presentaron una ligera desviación, algunas se desviaban mucho. Rutherford sugirió una estructura, llamada átomo nuclear para explicar esta conclusión. Propuso que toda la carga positiva y la mayor parte de la masa de un átomo están concentradas formando un conglomerado muy pequeño, el núcleo atómico y que los electrones se mueven alrededor de este núcleo (Figura 3.7). Según el modelo de Rutherford, como sucede en el caso del sistema solar, la mayor parte del átomo está vacía y entonces el núcleo repres enta el papel del Sol y los electrones en su movimiento equivalen a los planetas. Así, las partículas alfa pasan a través de los átomos de oro, que en la mayor parte de su volumen están vacíos, a menos que choquen directamente con uno de los pequeños núcleos del oro. Esto sucede en raras ocasiones y, por tanto, la mayoría de las partículas α no sufren desviación alguna. No obstante, una de cada 20. partículas choca directamente con un núcleo de oro. Entonces la carga positiva de la partícula es repelida con fuerza por la carga positiva del núcleo, y la partícula α se desvía notable-mente tras el choque. Si bien este modelo de átomo fue posteriormente modificado, aportó el concepto de núcleo, que aún hoy subsiste. El propio Rutherford posteriormente demostró que el núcleo está formado por partículas, los protones , que poseen carga positiva, y sugirió que debía haber otro tipo de partícula, pero neutra, también formando parte del núcleo, la que fue descubierta luego y llamada neutrón. A los protones y neutrones se los denomina en conjunto nucleones. De acuerdo con la Tabla 3.1 un protón posee una masa 1.836 veces mayor que la de un electrón y posee una carga positiva igual en valor a la carga negativa del electrón. Un neutrón tiene casi la misma masa que un protón, pero, como su nombre sugiere, es eléctricamente neutro. Como se verá más adelante, el número de protones en el núcleo atómico recibe el nombre de número atómico, Z, de ese átomo. El físico inglés Henry Moseley fue el primero en medir números atómicos con precisión. En la actualidad se conocen los números atómicos de las distintas clases de átomos; figuran en la Tabla Periódica que posteriormente será descrita.
Figura 3. 7 Ernest Rutherf ord y su modelo atómico
En un átomo eléctricamente neutro, el número de protones de su núcleo debe coincidir con el número de electrones que se encuentra por fuera del núcleo. Puesto que un átomo de hidrógeno posee un solo protón, también debe poseer un solo electrón. Un átomo de oro tiene 79 protones y 79 electrones alrededor de su núcleo, y cada átomo de uranio tiene 92 protones y 92 electrones.
3.5. Número atómico (Z) y número másico (A) Como se mencionara anteriormente, el número atómico, Z, es el número de protones del núcleo de un átomo:
nº atómico (Z) = nº de protones
El número atómico reviste una fundamental importancia puesto que determina la identidad química del átomo. El átomo podrá estar aislado o combinado con otros, podrá perder o compartir algunos de sus electrones, o podrá tomar electrones de otros átomos. Pero como en los procesos químicos ordinarios el núcleo no se altera, mantendrá su número de protones y por lo tanto su identidad química. Cada clase de átomo con un determinado Z constituye un elemento químico , y cada elemento químico tiene asignado un casillero en la Tabla Periódica.
También se define el número másico o número de nucleones de un átomo, que se simboliza con la letra A, de la siguiente manera:
nº másico (A) = nº de protones (Z) + nº de neutrones (N)
La denominación de A y Z para estos números, muy difundida a nivel científico, trae el inconveniente de que lleva a confusión ya que la A mayúscula con que se expresa el número másico, coincide con la ¨A¨ de atómico. Teniendo en cuenta ambos números, un átomo dado se representa simbólicamente como se indica en la Figura 3.8.
Figura 3.8 El número atómico y el número másico
corresponde el mismo casillero en la Tabla Periódica. En esta Tabla aparecen las distintas clases de átomos o elementos químicos, ordenadas de acuerdo con su valor de Z, pero no se provee información sobre los distintos isótopos (para ello debe usarse otra tabla especial denominada Tabla de núclidos) Por ejemplo, el elemento hidrógeno está constituido por tres isótopos, los cuales poseen un solo protón cada uno, pero distinto número de neutrones, como se observa en la Figura 3.11: el protio, que es el isótopo más abundante, el deuterio y el tritio.
Figura 3.11 Los isótopos del elemento hidrógeno
Otro ejemplo es el elemento uranio, que posee dos isótopos principales, cuyos símbolos son los siguientes:
U U
Las similitudes y diferencias en sus propiedades físicas y químicas se pueden encontrar en la bibliografía sobre el tema. Estos símbolos pueden también escribirse en forma simplificada como U-235 y U-238, respectivamente. En esta simbología se omite el número atómico, que ya está implícito en el símbolo del elemento: el símbolo U está asociado únicamente con Z = 92. U-235 y U-238 representan a dos átomos del mismo elemento, por lo cual tienen el mismo número atómico, Z = 92, y el mismo símbolo, pero poseen distinto número másico por tener distinto número de neutrones:
N° de neutrones de U-235 = A 1 – Z = 235 – 92 = 143 neutrones
N° de neutrones de U-238 = A 2 – Z = 238 – 92 = 146 neutrones
U-235 y el U-238 son entonces isótopos del elemento U ranio. Algunos elementos, como por ejemplo el Be, F, Na, Al, P, Mn, Co y As entre otros, poseen un único isótopo natural.
3.6.1. Abundancia de los isótopos Un elemento puede poseer uno o más isótopos. Cada isótopo representa un determinado porcentaje del total de átomos que constituyen dicho elemento. Para los distintos elementos se ha determinado experimentalmente la proporción que le corresponde a cada uno de sus isótopos. Por ejemplo, consideremos el elemento cobre, Z = 29, que presenta dos isótopos naturales, el Cu-63 (Z = 29, A = 63) y el Cu-65 (Z = 29, A = 65). Según datos experimentales, de cada 100 átomos del elemento cobre presentes en la Naturaleza, unos 69 átomos son del isótopo Cu-63, con 29 protones y 34 neutrones en su núcleo, y los restantes 31 átomos son del isótopo Cu-65, cuyo núcleo posee el mismo número de protones pero 36 neutrones. Esto significa que el isótopo Cu-63 presenta una abundancia natural de aproximadamente 69 % y el isótopo Cu–65 el 31 %. En otros casos existe un predominio mucho más marcado de uno de los isótopos con relación al resto; por ejemplo, el 99,98 % de los átomos que constituyen el elemento hidrógeno son de protio (variedad de hidrógeno sin neutrones), el 98,93 % de los átomos de carbono es C – 12, el 99,63 % de los átomos de nitrógeno es N – 14, y el 98,76 % de los átomos de oxígeno es O – 16.
3.7. Isóbaros e isótonos A su vez, existen átomos distintos que pueden tener un mismo A, es decir, un mismo número de nucleones Z + N; tales átomos se denominan isóbaros. Por ejemplo, en la reacción nuclear indicada en la Figura 3.11 se observa que tanto el carbono como el nitrógeno poseen el mismo valor de A = 14, y por lo tanto son isóbaros. En la Figura 3.12 se muestra una parte de una Tabla de Núclidos. Como habíamos indicado dicha tabla presenta detalle de los isótopos que no aparecen en la Tabla Periódica; cada casillero corresponde a un determinado isótopo, donde figura información específica de cada uno de ellos. Solamente aquellos marcados en negro son estables y se encuentran en la Naturaleza desde el origen del Universo.
Dos nuevos elementos superpesados descubiertos (31 enero 2006) Investigadores americanos, rusos y suizos consiguen una vez más expandir la tabla periódica añadiendo dos elementos superpesados. Un grupo de investigadores suizos ha participado en el descubrimiento de dos nuevos elementos químicos. Estos elementos tienen los números 113 y 115 y han sido descubiertos en el Centro de Investigación Nuclear en Dubna (Rusia) empleando una combinación de técnicas físicas y químicas. El Instituto Paul Scherrer (PSI), con su experiencia radioquímica, ha sido crucial para el éxito del experimento. La química, en la actualidad, está traspasando los límites de los conocimientos de la ciencia. Hasta 1940 el uranio era el elemento más pesado que se conocía. Este metal, que se da de forma natural, tiene de número atómico 92 ya que su núcleo posee 92 protones cargados positivamente. Desde entonces se han descubierto más de veinte elementos con un número atómico mayor.
El nacimiento del elemento 115 Los elementos pesados se descomponen (o decaen) al emitir átomos de helio con carga, llamados partículas alfa. Las secuencias de esta descomposición fueron empleadas por los científicos americanos, rusos y suizos para probar físicamente la existencia del elemento 115 y el producto de su descomposición después de la emi-sión de la primera partícula alfa, el elemento 113. Para sintetizar los átomos del elemento 115, se bombardeó un disco giratorio de americio (el objetivo) con haces de calcio. Tras una reacción de fusión entre el objetivo y el haz de partículas, nació el elemento 115. Sin embargo, su formación no bastaba para
probar la existencia del elemento ya que sus átomos sólo viven durante una mera centésima de segundo y son difíciles de detectar. El experimento radioquímico demostró ser un éxito mayor ya que produjo cinco veces el número de átomos requerido.
Prueba radioquímica Como se esperaba, el elemento 115 decayó emitiendo partículas alfa hasta con- vertirse en el elemento 113 y después, en emisiones posteriores de cuatro partículas alfa, se transformó en dubnio, el elemento 105. Fue en este momento cuando el elegante enfoque experimental del PSI entró en juego. Detrás del disco giratorio de americio se colocó un disco de cobre que recogía todos los átomos emitidos por el elemento 115 desde el objetivo. El disco de cobre era procesado químicamente mediante técnicas de cromatografía líquida, y se observaron 15 átomos de dubnio (que tienen una vida media de 32 horas). El patrón de descomposición de estos átomos aportó las evidencias del experimento físico. Por ello, se probó el descubrimiento del elemento 115 y su progenie, el elemento 113. Todos los elementos que tienen un nº atómico inferior a 113 ya son conocidos.
“Suiza puede celebrar un acto científico de primera magnitud, aun cuando el expe- rimento se haya realizado en el extranjero”, comentó Heinz Gäggeler, líder del grupo de investigación helvético y jefe del Departamento de Partículas y Materia en el PSI, además de profesor de química en la Universidad de Berna. Es la primera vez que Suiza ha estado en primera línea en la carrera por expandir la tabla periódica.
Actividad Respecto de la lectura anterior y en función de lo que ya hemos visto: ¿Qué significa el término elemento? ¿Qué significan los números 113 y 115 en las expresiones tales como: “Estos elementos tienen los números 113 y 115” o “elemento 113 y elemento 115 “? A continuación, ampliaremos estos conceptos con mayor detalle.
Como se mencionara anteriormente, el número atómico (igual al número de pro- tones en el núcleo) posee para la Química una fundamental importancia, puesto que determina la identidad química de un átomo. Por ejemplo, supongamos una clase de átomos con número atómico igual a ocho (Z = 8), es decir átomos con ocho protones en su núcleo; todos esos átomos constituyen una clase de átomo o elemento químico , denominado oxígeno. Entonces:
Se conocen 118 elementos diferentes (los últimos elementos añadidos a la Tabla Periódica son el 114 y 116 en 2011 y el 113, 115,117 y 118 en 2016), cada uno de ellos integrado por un único tipo de átomo; esto significa que se conocen 118 clases de átomos distintos, diferenciados unos de otros principalmente por su número atómico. Por ejemplo, el elemento hidrógeno está constituido únicamente por átomos de hidrógeno (Z = 1), el elemento oxígeno está integrado de modo exclusivo por átomos de oxígeno (Z = 8) y esto se cumple para cada uno de los elementos. El número atómico, que define la identidad química del átomo, es igual al número de protones, pero no siempre es igual al número de electrones. Esto se debe a que un átomo, al combinarse con otros átomos, puede perder o ganar electrones en forma total o parcial, mientras que el número de protones del núcleo no se modifica en los procesos químicos ordinarios. También se suele utilizar otra forma ampliamente difundida de definir el concepto de elemento:
Elemento es una sustancia constituida por átomos de la misma clase, es decir, con un mismo número atómico.
Desde este punto de vista, más restringido que el anterior, se le llama elemento “hierro”, por ejemplo, a la sustancia formada exclusivamente por átomos de hierro, también denominada sustancia elemental. Cuando se utiliza el concepto de elemento debe quedar claro a cuál de estas definiciones (o a otras similares) corresponde dicho concepto. Por ejemplo, si se utiliza la expresión “el elemento oxígeno” , debe especificarse si la misma se refiere a la sustancia elemental formada por átomos de oxígeno, O 2 , o a todos los átomos de oxígeno, vale decir la clase de átomos con ocho protones en el núcleo. En este sentido, resulta conveniente distinguir entre “elemento” y “ sustancia elemental” y seguir las siguientes pautas:
a) nombrar a la clase de átomo o elemento como “oxígeno” (O), “hidrógeno” (H) o “fósforo” (P), por ejemplo y,
b) nombrar a la sustancia elemental correspondiente como “dioxígeno” (O 2 ), “dihi-
drógeno” (H 2 ) o “tetrafósforo” (P 4 ), respectivamente, es decir según su fórmula.
Cabe destacar que algunos elementos se presentan en la Naturaleza sin combinarse con otros, es decir, como sustancias elementales y son conocidos desde hace miles de años, por ejemplo el cobre, la plata y el oro.
Los nombres de algunos elementos son antiguos, ya que se los conoce desde hace mucho tiempo. Es el caso del cobre , nombre que deriva de Cyprus (Chipre), en donde era extraído de las minas, y del oro , que deriva de la palabra latina aurum. En algunos casos el nombre de un elemento refleja una propiedad característica; por ejemplo, el cloro se presenta como sustancia elemental gaseosa de color verde amarillento y su nombre deriva de la palabra griega que significa dicho color. En otros casos, el nombre se refiere a dioses antiguos, personas o lugares. Por lo general, el símbolo del elemento está formado por la primera letra o por las primeras dos letras de su nombre, por ejemplo:
hidrógeno: H helio: He carbono: C aluminio: Al nitrógeno: N níquel: Ni oxígeno: O silicio: Si
Como se observa la primera letra es siempre mayúscula y la segunda es siempre minúscula (por ejemplo Ni, pero no NI). El símbolo de algunos elementos está formado por la primera letra del nombre y por una letra posterior a la segunda, como los siguientes casos: magnesio: Mg rubidio: Rb manganeso: Mn plutonio: Pu
La mayoría de los metales puros son sustancias elementales. Los metales comerciales e industriales, cobre, plata, oro, hierro, platino, plomo, aluminio, cinc, mercurio, níquel, uranio, magnesio, estaño y wolframio, son todos sustancias elementales. De hecho, a excepción de 22, todos los elementos conocidos tienen propiedades metálicas. Cinco de los elementos restantes (helio, neón, argón, criptón y xenón) fueron descubiertos en una mezcla de gases minoritarios cuando fueron eliminados el oxígeno y nitrógeno del aire. Estos gases «nobles» eran considerados inertes a la combinación química hasta 1962, cuando se demostró que el xenón se combina con flúor, el no metal más activo químicamente. Los demás no metales químicamente activos se presentan como sustancias elementales gaseosas (dihidrógeno, dinitrógeno, dioxígeno y dicloro), o bien como sólidos cristalinos quebradizos (carbono, octaazufre, tetrafósforo, diyodo y arsénico). Sólo hay una sustancia elemental no metálica líquida en condiciones ordinarias, el dibromo. En virtud de lo visto hasta ahora, el átomo es la menor partícula de un elemento que posee las propiedades químicas características de éste. Un átomo de oro presenta las propiedades químicas del oro, un átomo de plutonio presenta
Figura 3.14 Formación de un catión
Algunos cationes de otros elementos pueden presentarse con cargas mayores a 1+, por ejemplo: Ca2+, Al3+, donde se indica que poseen dos o tres electrones menos que el correspondiente átomo neutro.
3.9.2. Formación de un anión Cuando un átomo neutro, por ejemplo flúor (9 protones, 9 electrones), recibe un electrón (Figura 3.15), queda con 9 protones y 10 electrones; adquiere por lo tanto una carga 1 - y se convierte en un ion negativo o anión. Tanto el átomo de F como el ion F-se representan en la Figura 3.15 de manera simplificada y esquemática. La fórmula del anión se escribe de forma similar a la del catión pero indicando las cargas negativas.
Figura 3.15 Formación de un anión
Los aniones de ciertos elementos pueden presentarse con cargas mayores a 1-, por ejemplo: O2-, N3-, donde se indica que poseen dos o tres electrones de más respecto del correspondiente átomo neutro. Es conveniente aclarar que no todos los iones son monoatómicos sino que también existen iones positivos e iones negativos constituidos por más de un átomo, denominados poliatómicos (poli = muchos). Entre ellos están, por ejemplo, el catión amonio, de fórmula NH 4 +^ y el anión carbonato, de fórmula CO 3 2-. En la Tabla 3.2 se dan ejemplos de distintos isótopos como átomos neutros o iones, como repaso de los conceptos de número atómico, número másico y número de partículas subatómicas. Observando las Figuras 3.14 y 3.15 podemos insistir sobre un concepto sumamente importante: en ambos casos el número de protones del núcleo no cambia cuando el átomo pierde o gana electrones. Es decir que el ion formado sigue perteneciendo al elemento correspondiente, dado que la identidad química del elemento está definida por Z y no por el número de electrones (ni por el número de neutrones)
Tabla 3.2. Distintos ejemplos de isótopos como átomos o iones
Símbolo N° Nº Nº de Nº de Nº de Atómico Másico Protones Neutrones Electrones
63 Cu 29 63 29 34 29 29
65 Cu 29 65 29 36 29 29
14 N 3-^7 14 7 7 7
90 Sr2+^38 90 38 52 38
16 O 2-^8 16 8 8 8
131 Cs+^55 131 55 76 55