Evolución de la teoría atómica Si la materia está compuesta de átomos, ¿de qué están compuestos los átomos? ¿Son las partículas más pequeñas o hay algo más pequeño? A finales del siglo XIX, varios científicos interesados en cuestiones como estas investigaron las descargas eléctricas que podían producirse en los gases a baja presión, siendo el descubrimiento más importante el realizado por el físico inglés J. J. Thomson con un tubo de rayos catódicos . Este aparato consistía en un tubo de vidrio sellado al que se le había quitado casi todo el aire; el tubo contenía dos electrodos metálicos. Cuando se aplicaba un alto voltaje a través de los electrodos, aparecía entre ellos un rayo visible llamado rayo catódico. Este haz se desviaba hacia la carga positiva y se alejaba de la carga negativa, y se producía de la misma manera con idénticas propiedades cuando se utilizaban diferentes metales para los electrodos. En experimentos similares, el rayo fue desviado simultáneamente por un campo magnético aplicado, y las mediciones de la extensión de la desviación y la intensidad del campo magnético permitieron a Thomson calcular la relación carga-masa de las partículas del rayo catódico. Los resultados de estas mediciones indicaron que estas partículas eran mucho más ligeras que los átomos ( ). (a) J. J. Thomson produjo un rayo visible en un tubo de rayos catódicos. (b) Este es uno de los primeros tubos de rayos catódicos, inventado en 1897 por Ferdinand Braun. (c) En el tubo de rayos catódicos, el rayo (mostrado en amarillo) sale del cátodo y es acelerado más allá del ánodo hacia una escala fluorescente en el extremo del tubo. Las desviaciones simultáneas por campos eléctricos y magnéticos aplicados permitieron a Thomson calcular la relación masa/carga de las partículas que componen el rayo catódico (créditos a: modificación del trabajo de la Fundación Nobel; créditos b: modificación del trabajo de Eugen Nesper; créditos c: modificación del trabajo de "Kurzon"/Wikimedia Commons). Basándose en sus observaciones, esto es lo que propuso Thomson y por qué: Las partículas son atraídas por cargas positivas (+) y repelidas por cargas negativas (-), por lo que deben estar cargadas negativamente (las cargas similares se repelen y las cargas diferentes se atraen); son menos masivos que los átomos y no se distinguen, independientemente del material de origen, por lo que deben ser componentes fundamentales y subatómicos de todos los átomos. Aunque controvertida en su momento, la idea de Thomson fue aceptada gradualmente, y su partícula de rayos catódicos es lo que ahora llamamos electrón , una partícula subatómica con carga negativa y una masa más de mil veces inferior a la de un átomo. El término "electrón" fue acuñado en 1891 por el físico irlandés George Stoney, a partir de " ion eléctrico “. Haga clic aquí para escuchar a Thomson describir su descubrimiento con su propia voz. En 1909, el físico estadounidense Robert A. Millikan descubrió más información sobre el electrón gracias a sus experimentos con "gotas de aceite". Millikan creó gotas de aceite microscópicas, que podían cargarse eléctricamente por fricción mientras se formaban o utilizando rayos X. Estas gotas caen inicialmente por gravedad, pero su avance hacia abajo puede ser frenado o incluso invertido por un campo eléctrico situado en la parte inferior del aparato. Al ajustar la intensidad del campo eléctrico y realizar cuidadosas mediciones y cálculos adecuados, Millikan pudo determinar la carga de las gotas individuales ( ). El experimento de Millikan midió la carga de las gotas de aceite individuales. Los datos tabulados son ejemplos de algunos valores posibles. Observando los datos de carga que recogió Millikan, se habrá reconocido que la carga de una gota de aceite es siempre un múltiplo de una carga específica, 1,6 × 10 -19 C. Millikan llegó a la conclusión de que este valor debe ser, por tanto, una carga fundamental (la carga de un solo electrón) y que sus cargas medidas se deben a un exceso de un electrón (1 por 1,6 × 10 -19 C), dos electrones (2 por 1,6 × 10 -19 C), tres electrones (3 por 1,6 × 10 -19 C), y así sucesivamente, en una determinada gota de aceite. Dado que la carga de un electrón ya se conocía gracias a las investigaciones de Millikan, y la relación carga/masa ya se conocía gracias a las investigaciones de Thomson (1759 × 10 11 C/kg), solo hacía falta un simple cálculo para determinar también la masa del electrón. Masa del electrón = 1,602 × 10 -19 C × 1 kg 1,759 × 10 11 C = 9,107 × 10 -31 kg Para ese momento, los científicos habían establecido que el átomo no era indivisible, como creía Dalton, y gracias al trabajo de Thomson, Millikan y otros, se conocía la carga y la masa de las partículas subatómicas negativas, los electrones. Sin embargo, la parte de carga positiva de un átomo aún no se comprendía bien. En 1904, Thomson propuso el modelo del "pudín de pasas" de los átomos, que describía una masa cargada positivamente con una cantidad igual de carga negativa en forma de electrones incrustados en ella, ya que todos los átomos son eléctricamente neutros. En 1903, Hantaro Nagaoka propuso un modelo que le hacía competencia y era un átomo similar a Saturno, compuesto por una esfera con carga positiva rodeada de un halo de electrones ( ). (a) Thomson propuso que los átomos se parecían al pudín de pasas, un postre inglés consistente en un pastel húmedo con pasas ("ciruelas") incrustadas. (b) Nagaoka propuso que los átomos se parecían al planeta Saturno, con un anillo de electrones que rodeaba a un "planeta" positivo (créditos a: modificación del trabajo de "Man vyi"/Wikimedia Commons; créditos b: modificación del trabajo de la Administración Nacional de Aeronáutica y el Espacio [National Aeronautics and Space Administration, "NASA"]/Wikimedia Commons). El siguiente gran avance en la comprensión del átomo vino de la mano de Ernest Rutherford , un físico neozelandés que desarrolló gran parte de su carrera científica en Canadá e Inglaterra. Realizó una serie de experimentos utilizando un haz de partículas alfa (partículas α) de alta velocidad y carga positiva que se producían por el decaimiento radiactivo del radio; las partículas α están formadas por dos protones y dos neutrones (aprenderá más sobre el decaimiento radiactivo en el capítulo sobre química nuclear). Rutherford y sus colegas Hans Geiger (más tarde famoso por el contador Geiger) y Ernest Marsden dirigieron un haz de partículas α, cuya fuente estaba incrustada en un bloque de plomo para absorber la mayor parte de la radiación, a una pieza muy fina de lámina de oro y examinaron la dispersión resultante de las partículas α utilizando una pantalla luminiscente que brillaba brevemente cuando era golpeada por una partícula α. ¿Qué descubrieron? La mayoría de las partículas atravesaron la lámina sin ser desviadas en absoluto. Sin embargo, algunas se desviaron ligeramente, y un número muy pequeño se desvió casi directamente hacia la fuente ( ). Rutherford describió el hallazgo de estos resultados: "Fue el acontecimiento más increíble que me ha ocurrido en mi vida. Era casi tan increíble como si disparara un proyectil de 15 pulgadas a un trozo de papel de seda y este volviera y lo golpeara”. Ernest Rutherford, "The Development of the Theory of Atomic Structure" ("El desarrollo de la teoría de la estructura atómica"), ed. J. A. Ratcliffe, en Background to Modern Science , eds. Joseph Needham y Walter Pagel, (Cambridge, Reino Unido: Cambridge University Press, 1938), 61-74. Consultado el 22 de septiembre de 2014, https://ia600508.us.archive.org/3/items/backgroundtomode032734mbp/backgroundtomode032734mbp.pdf. Geiger y Rutherford dispararon partículas α a un trozo de lámina de oro y detectaron dónde iban esas partículas, como se muestra en este diagrama esquemático de su experimento. La mayoría de las partículas pasaron directamente a través de la lámina, pero unas pocas se desviaron ligeramente y un número muy pequeño se desvió significativamente. Esto es lo que Rutherford dedujo: dado que la mayoría de las partículas α de movimiento rápido atravesaron los átomos de oro sin desviarse, deben haber viajado a través de un espacio esencialmente vacío dentro del átomo. Las partículas alfa están cargadas positivamente, por lo que las desviaciones surgieron cuando se encontraron con otra carga positiva (las cargas similares se repelen). Como las cargas similares se repelen, las pocas partículas α con carga positiva que cambiaron bruscamente de trayectoria debieron chocar, o acercarse, a otro cuerpo que también tenía una carga positiva muy concentrada. Debido a que las desviaciones se produjeron una pequeña fracción de tiempo, esta carga solo ocupó una pequeña cantidad del espacio en la lámina de oro. Analizando detalladamente una serie de estos experimentos, Rutherford llegó a dos conclusiones: El volumen ocupado por un átomo debe consistir en una gran cantidad de espacio vacío. En el centro de cada átomo debe haber un cuerpo pequeño, relativamente pesado y con carga positiva, el núcleo . Vea esta simulación del experimento de la lámina de oro de Rutherford. Ajuste la anchura de la rendija para producir un haz más estrecho o más amplio de partículas α para ver cómo afecta al patrón de dispersión. Este análisis llevó a Rutherford a proponer un modelo en el que un átomo consiste en un núcleo muy pequeño, cargado positivamente, en el que se concentra la mayor parte de la masa del átomo, rodeado por los electrones cargados negativamente, de modo que el átomo es eléctricamente neutro ( ). Después de muchos más experimentos, Rutherford también descubrió que los núcleos de otros elementos contienen el núcleo de hidrógeno como un "bloque de construcción", y llamó a esta partícula más fundamental el protón , la partícula subatómica de carga positiva que se encuentra en el núcleo. Este modelo nuclear del átomo, propuesto hace más de un siglo, se sigue utilizando hoy en día, con un pequeño añadido que aprenderá a continuación. Las partículas α solo se desvían cuando chocan o pasan cerca del núcleo de oro, mucho más pesado y cargado positivamente. Como el núcleo es muy pequeño en comparación con el tamaño del átomo, muy pocas partículas α se desvían. La mayoría pasa a través de la región relativamente grande ocupada por los electrones, que son demasiado ligeros para desviar las partículas que se mueven rápidamente. La simulación de dispersión de Rutherford permite investigar las diferencias entre un átomo de "pudín de pasas" y un átomo de Rutherford disparando partículas α a cada tipo de átomo. Otro hallazgo importante fue el descubrimiento de los isótopos. A principios del siglo XX, los científicos identificaron varias sustancias que parecían ser nuevos elementos, aislándolas de minerales radiactivos. Por ejemplo, un "nuevo elemento" producido por el decaimiento radiactivo del torio recibió inicialmente el nombre de mesotorio. Sin embargo, un análisis más detallado demostró que el mesotorio era químicamente idéntico al radio (otro producto de decaimiento), a pesar de tener una masa atómica diferente. Este resultado, junto con hallazgos similares para otros elementos, llevó al químico inglés Frederick Soddy a darse cuenta de que un elemento podía tener tipos de átomos con masas diferentes que eran químicamente idénticos. Estos diferentes tipos se denominan isótopos , es decir, átomos del mismo elemento que difieren en masa. Soddy recibió el Premio Nobel de Química en 1921 por este descubrimiento. Aún quedaba un enigma: Se sabía que el núcleo contenía casi toda la masa de un átomo, y que el número de protones solo aportaba la mitad, o menos, de esa masa. Se hicieron diferentes propuestas para explicar lo que constituía la masa restante, incluida la existencia de partículas neutras en el núcleo. Como es de esperar, detectar partículas sin carga es un gran reto, y no fue hasta 1932 cuando James Chadwick encontró pruebas de la existencia de neutrones , partículas subatómicas sin carga con una masa aproximadamente igual a la de los protones. La existencia del neutrón también explica los isótopos: Difieren en masa porque tienen diferente número de neutrones, pero son químicamente idénticos porque tienen el mismo número de protones. Esto se explicará con más detalle más adelante en este capítulo. Conceptos clave y resumen Aunque nadie ha visto realmente el interior de un átomo, los experimentos han demostrado mucho sobre la estructura atómica. El tubo de rayos catódicos de Thomson demostró que los átomos contienen pequeñas partículas con carga negativa llamadas electrones. Millikan descubrió que existe una carga eléctrica fundamental: la carga de un electrón. El experimento de la lámina de oro de Rutherford demostró que los átomos tienen un núcleo pequeño, denso y con carga positiva; las partículas con carga positiva dentro del núcleo se llaman protones. Chadwick descubrió que el núcleo también contiene partículas neutras llamadas neutrones. Soddy demostró que los átomos de un mismo elemento pueden diferir en masa, lo que se denomina isótopos. Ejercicios de Química del final del capítulo La existencia de isótopos viola una de las ideas originales de la teoría atómica de Dalton. ¿Cuál? Dalton pensó en un principio que todos los átomos de un elemento concreto tenían propiedades idénticas, incluida la masa. Por lo tanto, el concepto de isótopos, en el que un elemento tiene diferentes masas, fue una violación de la idea original. Para explicar la existencia de los isótopos, el segundo postulado de su teoría atómica se modificó para afirmar que los átomos del mismo elemento deben tener propiedades químicas idénticas. ¿En qué se parecen los electrones y los protones? ¿En qué se diferencian? ¿En qué se parecen los protones y los neutrones? ¿En qué se diferencian? Ambos son partículas subatómicas que residen en el núcleo del átomo. Ambos tienen aproximadamente la misma masa. Los protones tienen carga positiva, mientras que los neutrones no tienen carga. Predecir y probar el comportamiento de las partículas α disparadas a un átomo modelo "pudín de pasas". (a) Prediga las trayectorias que siguen las partículas α que se disparan a los átomos con una estructura del modelo del pudín de pasas de Thomson. Explique por qué espera que las partículas α tomen estas trayectorias. (b) Si se disparan partículas α de mayor energía que las de (a) a los átomos de pudín de pasas, prediga en qué se diferenciarán sus trayectorias de las de las partículas α de menor energía. Explique su razonamiento. (c) Compruebe ahora sus predicciones de (a) y (b). Abra la simulación de dispersión de Rutherford y seleccione la pestaña “Plum Pudding Atom” ("Átomo de pudín de pasas"). Ajuste la “Alpha Particles Energy” ("Energía de las partículas alfa") en "min", y seleccione “show traces” (“mostrar la trayectoria"). Haga clic en el cañón para empezar a disparar partículas α. ¿Coincide esto con su predicción de (a)? Si no es así, explique por qué la trayectoria real sería la que se muestra en la simulación. Pulse el botón de pausa o “Reset All” (Reiniciar todo). Ajuste “Alpha Particles Energy” ("Energía de las partículas alfa") en "max", y empiece a disparar partículas α. ¿Coincide esto con su predicción de (b)? Si no es así, explique el efecto del aumento de la energía en las trayectorias reales que se muestran en la simulación. Predecir y probar el comportamiento de las partículas α disparadas en un modelo de átomo de Rutherford. (a) Prediga las trayectorias que siguen las partículas α que se disparan a los átomos con una estructura de modelo de átomo de Rutherford. Explique por qué espera que las partículas α tomen estas trayectorias. (b) Si se disparan partículas α de mayor energía que las de (a) a los átomos de Rutherford, prediga en qué se diferenciarán sus trayectorias de las de las partículas α de menor energía. Explique su razonamiento. (c) Prediga cómo diferirán las trayectorias que siguen las partículas α si se disparan contra átomos de Rutherford de elementos distintos del oro. ¿Qué factor espera que cause esta diferencia en las trayectorias, y por qué? (d) Compruebe ahora sus predicciones de (a), (b) y (c). Abra la simulación de dispersión Rutherford y seleccione la pestaña “Rutherford Atom” ("Átomo Rutherford"). Debido a la escala de la simulación, es mejor empezar con un núcleo pequeño, así que seleccione "20" tanto para los protones como para los neutrones, "min" para la energía, “show traces” (“mostrar la trayectoria”) y luego empiece a disparar partículas α. ¿Coincide esto con su predicción de (a)? Si no es así, explique por qué la trayectoria real sería la que se muestra en la simulación. Pause o reinicie, ajuste la energía al "máx" y comience a disparar partículas α. ¿Coincide esto con su predicción de (b)? Si no es así, explique el efecto del aumento de la energía en la trayectoria real tal y como se muestra en la simulación. Pause o reinicie, seleccione "40" para protones y neutrones, "min" para la energía, “show traces” (“mostrar la trayectoria”) y dispare. ¿Coincide esto con su predicción de (c)? Si no es así, explique por qué la trayectoria real sería la que se muestra en la simulación. Repita esta operación con un número mayor de protones y neutrones. ¿Qué generalización puede hacer con respecto al tipo de átomo y el efecto en la trayectoria de las partículas α? Sea claro y específico. (a) El átomo de Rutherford tiene un núcleo pequeño y cargado positivamente, por lo que la mayoría de las partículas α pasarán por el espacio vacío lejos del núcleo y no se desviarán. Las partículas α que pasen cerca del núcleo serán desviadas de su trayectoria debido a la repulsión positiva-positiva. Cuanto más directamente se dirijan las partículas α hacia el núcleo, mayor será el ángulo de desviación. (b) Las partículas α de mayor energía que pasen cerca del núcleo seguirán sufriendo una desviación, pero cuanto más rápido viajen, menor será el ángulo de desviación esperado. (c) Si el núcleo es más pequeño, la carga positiva es menor y las desviaciones esperadas son menores, tanto con respecto a lo cerca que pasan las partículas α del núcleo sin desviarse y al ángulo de desviación. Si el núcleo es más grande, la carga positiva es mayor y las desviaciones esperadas son mayores: se desviarán más partículas α y los ángulos de desviación serán mayores. (d) Las trayectorias seguidas por las partículas α coinciden con las predicciones de (a), (b) y (c). partícula alfa (partícula α) partícula con carga positiva formada por dos protones y dos neutrones electrón partícula subatómica de carga negativa, de masa relativamente baja, situada fuera del núcleo isótopos átomos que contienen el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones neutrón partícula subatómica sin carga situada en el núcleo núcleo centro masivo y cargado positivamente de un átomo formado por protones y neutrones protón partícula subatómica de carga positiva situada en el núcleo

Ciencia


Estructura atómica y simbolismo El desarrollo de la teoría atómica moderna reveló mucho sobre la estructura interna de los átomos. Se aprendió que un átomo contiene un núcleo muy pequeño compuesto por protones con carga positiva y neutrones sin carga, rodeado por un volumen de espacio mucho mayor que contiene electrones con carga negativa. El núcleo contiene la mayor parte de la masa de un átomo porque los protones y los neutrones son mucho más pesados que los electrones, mientras que estos ocupan casi todo el volumen del átomo. El diámetro de un átomo es del orden de 10 -10 m, mientras que el diámetro del núcleo es de aproximadamente 10 -15 m, aproximadamente unas 100,000 veces menor. Para tener una perspectiva sobre sus tamaños relativos, tome en cuenta esto: si el núcleo fuera del tamaño de un arándano, el átomo tendría el tamaño de un estadio de fútbol ( ). Si un átomo pudiera expandirse hasta alcanzar el tamaño de un estadio de fútbol, el núcleo tendría el tamaño de un solo arándano (créditos de la imagen central: modificación de la obra de "babyknight"/Wikimedia Commons; créditos de la imagen de la derecha: modificación de la obra de Paxson Woelber). Los átomos, y los protones, neutrones y electrones que los componen, son extremadamente pequeños. Por ejemplo, un átomo de carbono pesa menos de 2 × 10 -23 g, y un electrón tiene una carga inferior a 2 × 10 -19 (culombio). Al describir las propiedades de objetos diminutos como los átomos, utilizamos unidades de medida adecuadamente pequeñas, como la unidad de masa atómica (uma o su equivalente u) y la unidad de carga fundamental (e) . La u se definió originalmente en función del hidrógeno, el elemento más ligero, y posteriormente en función del oxígeno. Desde 1961, se define con respecto al isótopo más abundante del carbono, cuyos átomos tienen asignadas masas de exactamente 12 u. (Este isótopo se conoce como "carbono-12", como se verá más adelante en este módulo). Por lo tanto, una u es exactamente 1 12 de la masa de un átomo de carbono-12: 1 u = 1,6605 × 10 -24 g. (El Dalton (Da) y la unidad de masa atómica unificada (u) son unidades alternativas equivalentes a la uma). La unidad fundamental de carga (también llamada carga elemental) es igual a la magnitud de la carga de un electrón (e) donde e = 1,602 × 10 -19 C. Un protón tiene una masa de 1,0073 u y una carga de 1+. Un neutrón es una partícula ligeramente más pesada con una masa de 1,0087 u y una carga de cero; como su nombre indica, es neutral. El electrón tiene una carga de 1, y es una partícula mucho más ligera con una masa de aproximadamente 0,00055 u (se necesitarían unos 1800 electrones para igualar la masa de un protón). Las propiedades de estas partículas fundamentales se resumen en la . (Un estudiante observador podría notar que la suma de las partículas subatómicas de un átomo no es igual a la masa real del átomo: la masa total de seis protones, seis neutrones y seis electrones es de 12,0993 u, ligeramente mayor que 12,00 u. Esta masa "ausente" se conoce como defecto de masa, y lo aprenderá en el capítulo de química nuclear). Propiedades de las partículas subatómicas Nombre Ubicación Carga (C) Unidad de carga Masa (u) Masa (g) electrón núcleo exterior -1,602 × 10 −19 1− 0,00055 0,00091 × 10 −24 protón núcleo 1,602 × 10 -19 1+ 1,00727 1,67262 × 10 −24 neutrón núcleo 0 0 1,00866 1,67493 × 10 −24 El número de protones en el núcleo de un átomo es su número atómico (Z) . Es el rasgo que define a un elemento: Su valor determina la identidad del átomo. Por ejemplo, cualquier átomo que contenga seis protones es el elemento carbono y tiene el número atómico 6, independientemente del número de neutrones o electrones que pueda tener. Un átomo neutro debe contener el mismo número de cargas positivas y negativas, por lo que el número de protones es igual al número de electrones. Por lo tanto, el número atómico también indica el número de electrones de un átomo. El número total de protones y neutrones de un átomo se denomina número de masa (A) . El número de neutrones es, por tanto, la diferencia entre el número de masa y el número atómico: A – Z = número de neutrones. número atómico ( Z ) = número de protones número de masa ( A ) = número de protones + número de neutrones A – Z = número de neutrones Los átomos son eléctricamente neutros si contienen el mismo número de protones con carga positiva y de electrones con carga negativa. Cuando los números de estas partículas subatómicas no son iguales, el átomo está cargado eléctricamente y se llama ion . La carga de un átomo se define de la siguiente forma: Carga atómica = número de protones − número de electrones Como se verá con más detalle más adelante en este capítulo, los átomos (y las moléculas) suelen adquirir carga al ganar o perder electrones. Un átomo que gana uno o más electrones mostrará una carga negativa y se llama anión . Los átomos con carga positiva, llamados cationes , se forman cuando un átomo pierde uno o más electrones. Por ejemplo, un átomo de sodio neutro (Z = 11) tiene 11 electrones. Si este átomo pierde un electrón, se convertirá en un catión con carga 1+ (11 - 10 = 1+). Un átomo de oxígeno neutro (Z = 8) tiene ocho electrones, y si gana dos electrones se convertirá en un anión con carga 2 (8 - 10 = 2-). Composición de un átomo El yodo es un oligoelemento esencial en nuestra dieta; es necesario para producir la hormona tiroidea. Una cantidad insuficiente de yodo en la dieta puede provocar el desarrollo de un bocio, un agrandamiento de la glándula tiroides ( ). (a) Una cantidad insuficiente de yodo en la dieta puede causar un agrandamiento de la glándula tiroides llamado bocio. (b) La adición de pequeñas cantidades de yodo a la sal, que previene la formación de bocios, ha ayudado a eliminar esta preocupación en los EE. UU., donde el consumo de sal es elevado (créditos a: modificación de la obra de "Almazi"/Wikimedia Commons; créditos b: modificación de la obra de Mike Mozart). La adición de pequeñas cantidades de yodo a la sal de mesa (sal yodada) ha eliminado esencialmente este problema de salud en los Estados Unidos, pero casi el 40 % de la población mundial sigue corriendo el riesgo de sufrir una carencia de yodo. Los átomos de yodo se añaden como aniones, y cada uno tiene una carga de 1- y un número de masa de 127. Determine el número de protones, neutrones y electrones en uno de estos aniones de yodo. Solución El número atómico del yodo (53) nos dice que un átomo neutro de yodo contiene 53 protones en su núcleo y 53 electrones fuera de él. Como la suma de los números de protones y neutrones es igual al número de masa, 127, el número de neutrones es 74 (127 - 53 = 74). Como el yodo se añade como anión 1-, el número de electrones es 54 [53 - (1-) = 54]. Compruebe lo aprendido Un ion de platino tiene un número de masa de 195 y contiene 74 electrones. ¿Cuántos protones y neutrones contiene y cuál es su carga? Respuesta: 78 protones; 117 neutrones; la carga es 4+ Símbolos químicos Un símbolo químico es una abreviatura que utilizamos para indicar un elemento o un átomo de un elemento. Por ejemplo, el símbolo del mercurio es Hg ( ). Utilizamos el mismo símbolo para indicar un átomo de mercurio (en un dominio microscópico) o para marcar un contenedor de muchos átomos del elemento mercurio (en un dominio macroscópico). El símbolo Hg representa el elemento mercurio independientemente de la cantidad; puede representar un átomo de mercurio o una gran cantidad de mercurio. Los símbolos de varios elementos comunes y de sus átomos se muestran en la . Algunos símbolos se derivan del nombre común del elemento; otros son abreviaturas del nombre en otro idioma. La mayoría de los símbolos tienen una o dos letras, pero se han utilizado símbolos de tres letras para describir algunos elementos que tienen números atómicos superiores a 112. Para evitar confusiones con otras notaciones, solo se escribe en mayúsculas la primera letra de un símbolo. Por ejemplo, Co es el símbolo del elemento cobalto, pero CO es la notación del compuesto monóxido de carbono, que contiene átomos de los elementos carbono (C) y oxígeno (O). Todos los elementos conocidos y sus símbolos se encuentran en la tabla periódica en la (que también se encuentra en el Apéndice A ). Algunos elementos comunes y sus símbolos Elemento Símbolo Elemento Símbolo aluminio Al hierro Fe (de ferrum ) bromo Br plomo Pb (de plumbum ) calcio Ca magnesio Mg carbono C mercurio Hg (de hydrargyrum ) cloro Cl nitrógeno N cromo Cr oxígeno O cobalto Co potasio K (de kalium ) cobre Cu (de cuprum ) silicio Si flúor F plata Ag (de argentum ) oro Au (de aurum ) sodio Na (de natrium ) helio He azufre S hidrógeno H estaño Sn (de stannum ) yodo I zinc Zn Tradicionalmente, el descubridor (o los descubridores) de un nuevo elemento le da el nombre. Sin embargo, hasta que el nombre sea reconocido por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), el nombre recomendado del nuevo elemento se basa en las palabras latinas de su número atómico. Por ejemplo, el elemento 106 se llamó unnilhexium (Unh), el elemento 107 se llamó unnilseptium (Uns) y el elemento 108 se llamó unniloctium (Uno) durante varios años. Estos elementos reciben ahora el nombre de los científicos (u ocasionalmente de los lugares), por ejemplo, el elemento 106 se conoce ahora como seaborgio (Sg) en honor a Glenn Seaborg, un premio Nobel que participó en el descubrimiento de varios elementos pesados. El elemento 109 recibió su nombre en honor a Lise Meitner, que descubrió la fisión nuclear, un fenómeno que tendría repercusiones en todo el mundo. Meitner también contribuyó al descubrimiento de algunos isótopos importantes, que se comentan a continuación. Visite este sitio para saber más sobre la IUPAC, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, y revise su tabla periódica. Isótopos El símbolo de un isótopo específico de cualquier elemento se escribe colocando el número de masa como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento ( ). El número atómico se escribe a veces como un subíndice que precede al símbolo, pero como este número define la identidad del elemento, al igual que su símbolo, a menudo se omite. Por ejemplo, el magnesio existe como una mezcla de tres isótopos, cada uno con un número atómico de 12 y con números de masa de 24, 25 y 26, respectivamente. Estos isótopos pueden identificarse como 24 Mg, 25 Mg, y 26 Mg. Estos símbolos de isótopos se leen como "elemento, número de masa" y se pueden simbolizar de acuerdo con esta lectura. Por ejemplo, 24 Mg se lee como "magnesio 24", y puede escribirse como "magnesio-24" o "Mg-24" 25 Mg se lee como "magnesio 25", y puede escribirse como "magnesio-25" o "Mg-25" Todos los átomos de magnesio tienen 12 protones en su núcleo. Solo se diferencian porque un átomo de 24 Mg tiene 12 neutrones en su núcleo, un átomo de 25 Mg tiene 13 neutrones y un 26 Mg tiene 14 neutrones. El símbolo de un átomo indica el elemento mediante su símbolo habitual de dos letras, el número de masa como superíndice izquierdo, el número atómico como subíndice izquierdo (a veces omitido) y la carga como superíndice derecho. La información sobre los isótopos naturales de los elementos con números atómicos del 1 al 10 se encuentra en la . Observe que, además de los nombres y símbolos estándar, los isótopos del hidrógeno suelen denominarse con nombres comunes y los símbolos que los acompañan. El hidrógeno-2, simbolizado como 2 H, también se llama deuterio y a veces se simboliza como D. El hidrógeno-3, simbolizado como 3 H, también se llama tritio y a veces se simboliza como T. Composiciones nucleares de los átomos de los elementos muy ligeros Elemento Símbolo Número atómico Número de protones Número de neutrones Masa (u) % de abundancia natural hidrógeno 1 1 H (protio) 1 1 0 1,0078 99,989 1 2 H (deuterio) 1 1 1 2,0141 0,0115 1 3 H (tritio) 1 1 2 3,01605 — (trazas) helio 2 3 He 2 2 1 3,01603 0,00013 2 4 He 2 2 2 4,0026 100 litio 3 6 Li 3 3 3 6,0151 7,59 3 7 Li 3 3 4 7,0160 92,41 berilio 4 9 Be 4 4 5 9,0122 100 boro 5 10 B 5 5 5 10,0129 19,9 5 11 B 5 5 6 11,0093 80,1 carbono 6 12 C 6 6 6 12,0000 98,89 6 13 C 6 6 7 13,0034 1,11 6 14 C 6 6 8 14,0032 — (trazas) nitrógeno 7 14 N 7 7 7 14,0031 99,63 7 15 N 7 7 8 15,0001 0,37 oxígeno 8 16 O 8 8 8 15,9949 99,757 8 17 O 8 8 9 16,9991 0,038 8 18 O 8 8 10 17,9992 0,205 flúor 9 19 F 9 9 10 18,9984 100 neón 10 20 Ne 10 10 10 19,9924 90,48 10 21 Ne 10 10 11 20,9938 0,27 10 22 Ne 10 10 12 21,9914 9,25 Utilice este simulador de construcción de átomos para construir átomos de los 10 primeros elementos, verifique qué isótopos existen, compruebe la estabilidad nuclear y adquiera experiencia con los símbolos de los isótopos. Masa atómica Dado que cada protón y cada neutrón contribuyen aproximadamente con una u a la masa de un átomo, y cada electrón contribuye con mucho menos, la masa atómica de un solo átomo es aproximadamente igual a su número de masa (un número entero). Sin embargo, las masas medias de los átomos de la mayoría de los elementos no son números enteros porque la mayoría de los elementos existen de forma natural como mezclas de dos o más isótopos. La masa de un elemento que aparece en una tabla periódica o en una tabla de masas atómicas es una masa promedio ponderada de todos los isótopos presentes en una muestra natural de ese elemento. Es igual a la suma de la masa de cada isótopo individual multiplicada por su abundancia fraccionada. masa media = ∑ i ( abundancia fraccionada × masa isotópica ) i Por ejemplo, el elemento boro está compuesto por dos isótopos: Alrededor del 19,9 % de todos los átomos de boro son 10 B con una masa de 10,0129 u, y el 80,1 % restante son 11 B con una masa de 11,0093 u. Se calcula que la masa atómica promedio del boro es: masa promedio del boro = ( 0,199 × 10,0129 u ) + ( 0,801 × 11,0093 u ) = 1,99 u + 8,82 u = 10,81 u Es importante entender que ningún átomo de boro pesa exactamente 10,8 u; 10,8 u es la masa media de todos los átomos de boro, y los átomos de boro individuales pesan aproximadamente 10 u o también 11 u. Cálculo de la masa atómica promedio Un meteorito encontrado en el centro de Indiana contiene trazas del gas noble neón recogido por el viento solar durante el viaje del meteorito a través del sistema solar. El análisis de una muestra del gas mostró que estaba compuesto por un 91,84 % de 20 Ne (masa 19,9924 u), un 0,47 % de 21 Ne (masa 20,9940 u) y un 7,69 % de 22 Ne (masa 21,9914 u). ¿Cuál es la masa media del neón en el viento solar? Solución masa media = ( 0,9184 × 19,9924 u ) + ( 0,0047 × 20,9940 u ) + ( 0,0769 × 21,9914 u ) = ( 18,36 + 0,099 + 1,69 ) u = 20,15 u La masa media de un átomo de neón en el viento solar es de 20,15 u. (La masa media de un átomo de neón terrestre es de 20,1796 u. Este resultado demuestra que podemos encontrar ligeras diferencias en la abundancia natural de los isótopos, dependiendo de su origen). Compruebe lo aprendido Una muestra de magnesio contiene un 78,70 % de átomos de 24 Mg (masa 23,98 u), un 10,13 % de átomos de 25 Mg (masa 24,99 u) y un 11,17 % de átomos de 26 Mg (masa 25,98 u). Calcule la masa media de un átomo de Mg. Respuesta: 24,31 u También podemos hacer variaciones de este tipo de cálculo, como se muestra en el siguiente ejemplo. Cálculo del porcentaje de abundancia El cloro natural se compone de 35 Cl (masa 34,96885 u) y 37 Cl (masa 36,96590 u), con una masa media de 35,453 u. ¿Cuál es la composición porcentual del Cl en términos de estos dos isótopos? Solución La masa media de cloro es la fracción que es 35 Cl por la masa de 35 Cl más la fracción que es 37 Cl por la masa de 37 Cl. masa media = ( fracción de 35 Cl × masa de 35 Cl ) + ( fracción de 37 Cl × masa de 37 Cl ) Si dejamos que x represente la fracción que es 35 Cl, entonces la fracción que es 37 Cl está representada por 1,00 - x . (La fracción que es 35 Cl + la fracción que es 37 Cl deben sumar 1, por lo que la fracción de 37 Cl debe ser igual a 1,00 - la fracción de 35 Cl.) Al sustituir esto en la ecuación de la masa media, tenemos: 35,453 u = ( x × 34,96885 u ) + [ ( 1,00 – x ) × 36,96590 u ] 35,453 = 34,96885 x + 36,96590 – 36,96590 x 1,99705 x = 1,513 x = 1,513 1,99705 = 0,7576 Por lo tanto, al resolver se obtiene: x = 0,7576, lo que significa que 1,00 - 0,7576 = 0,2424. Por lo tanto, el cloro está compuesto por un 75,76 % de 35 Cl y un 24,24 % de 37 Cl. Compruebe lo aprendido El cobre natural se compone de 63 Cu (masa 62,9296 u) y 65 Cu (masa 64,9278 u), con una masa media de 63,546 u. ¿Cuál es la composición porcentual del Cu en términos de estos dos isótopos? Respuesta: 69,15 % de Cu-63 y 30,85 % de Cu-65 Visite este sitio para hacer mezclas de los principales isótopos de los primeros 18 elementos, ganar experiencia con la masa atómica promedio y comprobar las proporciones de los isótopos naturales utilizando la simulación de Isótopos y masa atómica. Como podrá descubrir, los isótopos son importantes en la naturaleza y, sobre todo, en la comprensión humana de la ciencia y la medicina. Consideremos un solo isótopo natural y estable: el oxígeno-18, que aparece en la tabla anterior, es uno de los isótopos ambientales. Es importante en paleoclimatología, por ejemplo, porque los científicos pueden utilizar la relación entre el oxígeno-18 y el oxígeno-16 en un núcleo de hielo para determinar la temperatura de las precipitaciones a lo largo del tiempo. El oxígeno-18 también fue fundamental para descubrir las vías metabólicas y los mecanismos de las enzimas. Mildred Cohn fue pionera en el uso de estos isótopos para que actuaran como trazadores, de modo que los investigadores pudieran seguir su trayectoria a través de las reacciones y comprender mejor lo que ocurre. Uno de sus primeros descubrimientos permitió conocer la fosforilación de la glucosa que tiene lugar en las mitocondrias. Además, los métodos de utilización de los isótopos para esta investigación contribuyeron a campos de estudio enteros. La presencia y la abundancia natural de los isótopos pueden determinarse experimentalmente mediante un instrumento llamado espectrómetro de masas. La espectrometría de masas (EM) se utiliza ampliamente en química, medicina forense, ciencias medioambientales y muchos otros campos para analizar y ayudar a identificar las sustancias de una muestra de material. En un espectrómetro de masas típico ( ), la muestra se vaporiza y se expone a un haz de electrones de alta energía que hace que los átomos (o moléculas) de la muestra se carguen eléctricamente, normalmente perdiendo uno o más electrones. A continuación, estos cationes atraviesan un campo eléctrico o magnético (variable) que desvía la trayectoria de cada catión en una medida que depende tanto de su masa como de su carga (de forma similar a como se desvía la trayectoria de una gran bola de acero que rueda junto a un imán en menor medida que la de una pequeña bola de acero). Los iones se detectan y se realiza un gráfico del número relativo de iones generados frente a sus relaciones masa/carga (un espectro de masas ). La altura de cada característica vertical o pico en un espectro de masas es proporcional a la fracción de cationes con la relación masa/carga especificada. Desde su uso inicial durante el desarrollo de la teoría atómica moderna, la EM ha evolucionado hasta convertirse en una potente herramienta de análisis químico en una amplia gama de aplicaciones. El análisis del circonio en un espectrómetro de masas produce un espectro de masas con picos que muestran los diferentes isótopos del Zr. Vea una animación que explica la espectrometría de masas. Vea este video de la Royal Society for Chemistry (Real Sociedad de Química) para obtener una breve descripción de los rudimentos de la espectrometría de masas. Conceptos clave y resumen Un átomo está formado por un pequeño núcleo con carga positiva rodeado de electrones. El núcleo contiene protones y neutrones; su diámetro es aproximadamente unas 100.000 veces menor que el del átomo. La masa de un átomo suele expresarse en unidades de masa atómica (u), lo que se denomina masa atómica. Una u se define exactamente como 1 12 de la masa de un átomo de carbono-12 y es igual a 1,6605 × 10 -24 g. Los protones son partículas relativamente pesadas con una carga de 1+ y una masa de 1,0073 u. Los neutrones son partículas relativamente pesadas, sin carga y con una masa de 1,0087 u. Los electrones son partículas ligeras con una carga de 1 y una masa de 0,00055 u. El número de protones en el núcleo se llama número atómico (Z) y es la propiedad que define la identidad elemental de un átomo. La suma de los números de protones y neutrones del núcleo se denomina número de masa y, expresado en u, es aproximadamente igual a la masa del átomo. Un átomo es neutro cuando contiene igual número de electrones y protones. Los isótopos de un elemento son átomos con el mismo número atómico, pero diferente número de masa; los isótopos de un elemento, por lo tanto, difieren entre sí solo en el número de neutrones dentro del núcleo. Cuando un elemento natural está compuesto por varios isótopos, la masa atómica del elemento representa el promedio de las masas de los isótopos implicados. Un símbolo químico identifica los átomos de una sustancia mediante símbolos, que son abreviaturas de una, dos o tres letras para los átomos. Ecuaciones clave masa media = ∑ i ( abundancia fraccionada × masa isotópica ) i Ejercicios de Química del final del capítulo ¿En qué sentido son siempre diferentes los isótopos de un mismo elemento? ¿En qué sentido son siempre iguales? Escriba el símbolo de cada uno de los siguientes iones: (a) el ion con carga 1+, número atómico 55 y número de masa 133 (b) el ion con 54 electrones, 53 protones y 74 neutrones (c) el ion de número atómico 15, número de masa 31 y carga 3− (d) el ion con 24 electrones, 30 neutrones y una carga 3+ (a) 133 Cs + ; (b) 127 I - ; (c) 31 P 3- ; (d) 57 Co 3+ Escriba el símbolo de cada uno de los siguientes iones: (a) el ion con carga 3+, 28 electrones y un número de masa de 71 (b) el ion con 36 electrones, 35 protones y 45 neutrones (c) el ion con 86 electrones, 142 neutrones y una carga 4+ (d) el ion con carga 2+, número atómico 38 y número de masa 87 Abra la simulación de Construir un átomo y haga clic en el ícono del átomo. (a) Escoja uno de los 10 primeros elementos que le gustaría construir e indique su símbolo. (b) Arrastre protones, neutrones y electrones a la plantilla del átomo para formar un átomo de su elemento. Indique el número de protones, neutrones y electrones de su átomo, así como la carga neta y el número de masa. (c) Haga clic en "Carga neta" y "Número de masa", compruebe sus respuestas a la (b) y corríjalas, si es necesario. (d) Prediga si su átomo será estable o inestable. Explique su razonamiento. (e) Marque la casilla “Estable/Inestable". ¿Su respuesta de la letra (d) era correcta? Si no es así, primero prediga lo que puede hacer para crear un átomo estable de su elemento, y luego constrúyalo y revise si funciona. Explique su razonamiento. (a) Carbono-12, 12 C; (b) Este átomo contiene seis protones y seis neutrones. Hay seis electrones en un átomo neutro de 12 C. La carga neta de dicho átomo neutro es cero y el número de masa es 12. (c) Las respuestas anteriores son correctas. (d) El átomo será estable ya que el C-12 es un isótopo estable del carbono. (e) La respuesta anterior es correcta. Son posibles otras respuestas para este ejercicio si se elige un elemento o isótopo diferente. Abra la simulación de Construir un átomo . (a) Arrastre protones, neutrones y electrones a la plantilla de átomos para hacer un átomo neutro de Oxígeno-16 y escriba el símbolo del isótopo para este átomo. (b) Añada ahora dos electrones más para formar un ion y escriba el símbolo del ion que ha creado. Abra la simulación de Construir un átomo . (a) Arrastre protones, neutrones y electrones a la plantilla del átomo para formar un átomo neutro de Litio-6 y escriba el símbolo del isótopo para este átomo. (b) Ahora elimine un electrón para formar un ion y escriba el símbolo del ion que ha creado. (a) El litio-6 contiene tres protones, tres neutrones y tres electrones. El símbolo del isótopo es 6 Li o 3 6 Li . (b) 6 Li + o 3 6 Li + Determine el número de protones, neutrones y electrones en los siguientes isótopos que se utilizan en los diagnósticos médicos: (a) número atómico 9, número de masa 18, carga de 1- (b) número atómico 43, número de masa 99, carga de 7+ (c) número atómico 53, número de masa atómica 131, carga de 1- (d) número atómico 81, número de masa atómica 201, carga de 1+ (e) Nombre los elementos de las partes (a), (b), (c) y (d). A continuación, se presentan las propiedades de los isótopos de dos elementos esenciales en nuestra dieta. Determine el número de protones, neutrones y electrones de cada uno y nómbrelos. (a) número atómico 26, número de masa 58, carga de 2+ (b) número atómico 53, número de masa 127, carga de 1- (a) Hierro, 26 protones, 24 electrones y 32 neutrones; (b) Yodo, 53 protones, 54 electrones y 74 neutrones Indique el número de protones, electrones y neutrones en los átomos neutros de cada uno de los siguientes isótopos: (a) 5 10 B (b) 80 199 Hg (c) 29 63 Cu (d) 6 13 C (e) 34 77 Se Indique el número de protones, electrones y neutrones en los átomos neutros de cada uno de los siguientes isótopos: (a) 3 7 Li (b) 52 125 Te (c) 47 109 Ag (d) 7 15 N (e) 15 31 P (a) 3 protones, 3 electrones, 4 neutrones; (b) 52 protones, 52 electrones, 73 neutrones; (c) 47 protones, 47 electrones, 62 neutrones; (d) 7 protones, 7 electrones, 8 neutrones; (e) 15 protones, 15 electrones, 16 neutrones Haga clic en el sitio y seleccione la pestaña “Mix Isotopes” (Mezcla de isótopos), oculte las casillas “Percent Composition” (Composición porcentual) y “Average Atomic Mass” (Masa atómica promedio) y luego seleccione el elemento boro. (a) Escriba los símbolos de los isótopos del boro que se muestran como naturales en cantidades significativas. (b) Prediga las cantidades relativas (porcentajes) de estos isótopos de boro que se encuentran en la naturaleza. Explique los motivos de su elección. (c) Añada isótopos a la caja negra para hacer una mezcla que coincida con su predicción en (b). Puede arrastrar los isótopos desde sus bandejas o hacer clic en "Más" y luego mover los deslizadores a las cantidades adecuadas. (d) Revele las casillas "Composición porcentual" y "Masa atómica promedio". ¿En qué medida coincide su mezcla con su predicción? Si es necesario, ajuste las cantidades de isótopos para que coincidan con su predicción. (e) Seleccione la mezcla de isótopos de la "Naturaleza" y compárela con su predicción. ¿Qué tan bien se compara su predicción con la mezcla que se produce de forma natural? Explique. Si es necesario, ajuste sus cantidades para que se parezcan lo más posible a las de la "Naturaleza". Repita el utilizando un elemento que tenga tres isótopos naturales. Utilicemos el neón como ejemplo. Como hay tres isótopos, no hay manera de estar seguros de predecir con exactitud las abundancias para hacer el total de 20,18 u de masa atómica promedio. Supongamos que las abundancias son del 9 % de Ne-22, del 91 % de Ne-20, y solo una traza de Ne-21. La masa media sería de 20,18 u. La comprobación de la mezcla de isótopos de la naturaleza muestra que las abundancias son del 90,48 % de Ne-20, del 9,25 % de Ne-22 y del 0,27 % de Ne-21, por lo que nuestras suposiciones deben ajustarse ligeramente. Un elemento tiene las siguientes abundancias naturales y masas isotópicas: 90.92 % de abundancia con 19,99 u, 0,26 % de abundancia con 20,99 u y 8,82 % de abundancia con 21,99 u. Calcule la masa atómica promedio de este elemento. Las masas atómicas promedio indicadas por la IUPAC se basan en un estudio de resultados experimentales. El bromo tiene dos isótopos, 79 Br y 81 Br, cuyas masas (78,9183 y 80,9163 u, respectivamente) y abundancias (50,69 % y 49,31 %, respectivamente) se determinaron en experimentos anteriores. Calcule la masa atómica promedio del bromo a partir de estos experimentos. 79,90 u Se pueden observar variaciones en la masa atómica promedio de los elementos obtenidos de diferentes fuentes. El litio es un ejemplo de ello. La composición isotópica del litio de los minerales naturales es del 7,5 % de 6 Li y del 92,5 % de 7 Li, que tienen masas de 6,01512 u y 7,01600 u, respectivamente. Una fuente comercial de litio, reciclada de una fuente militar, tenía un 3,75 % de 6 Li (y el resto de 7 Li). Calcule los valores medios de masa atómica para cada una de estas dos fuentes. Las masas atómicas promedio de algunos elementos pueden variar, dependiendo de las fuentes de sus minerales. El boro natural consta de dos isótopos con masas conocidas con exactitud ( (10 B, 10,0129 u y 11 B, 11,00931 u). La masa atómica real del boro puede variar entre 10,807 y 10,819, dependiendo de si la fuente mineral es de Turquía o de los Estados Unidos. Calcule las abundancias porcentuales que conducen a los dos valores de las masas atómicas promedio del boro de estos dos países. Fuente de Turquía: 20,3 % (del isótopo 10,0129 u); fuente de los EE. UU.: 19,1 % (del isótopo 10,0129 u) La relación de abundancia 18 O: 16 O en algunos meteoritos es mayor que la utilizada para calcular la masa atómica promedio del oxígeno en la Tierra. ¿La masa media de un átomo de oxígeno en estos meteoritos es mayor, menor o igual que la de un átomo de oxígeno terrestre? anión átomo o molécula con carga negativa (contiene más electrones que protones) masa atómica masa media de los átomos de un elemento, expresada en u unidad de masa atómica (uma) (también, unidad de masa atómica unificada, u, o Dalton, Da) unidad de masa igual a 1 12 de la masa de un átomo de 12 C número atómico (Z) número de protones en el núcleo de un átomo catión átomo o molécula con carga positiva (contiene menos electrones que protones) símbolo químico abreviatura de una, dos o tres letras utilizadas para representar un elemento o sus átomos Dalton (Da) unidad alternativa equivalente a la unidad de masa atómica unidad de carga fundamental (también llamada carga elemental) es igual a la magnitud de la carga de un electrón (e) donde e = 1,602 × 10 -19 C ion átomo o molécula con carga eléctrica (contiene un número desigual de protones y electrones) número de masa (A) suma del número de neutrones y protones en el núcleo de un átomo unidad de masa atómica unificada (u) unidad alternativa equivalente a la unidad de masa atómica

Ciencia


Fórmulas químicas Una fórmula molecular es una representación de una molécula que utiliza símbolos químicos para indicar los tipos de átomos seguidos de subíndices para mostrar el número de átomos de cada tipo en la molécula. (Solo se utiliza un subíndice cuando hay más de un átomo de un tipo determinado). Las fórmulas moleculares también se utilizan como abreviaturas de los nombres de los compuestos. La fórmula estructural de un compuesto proporciona la misma información que su fórmula molecular (los tipos y números de átomos de la molécula), pero también muestra cómo están conectados los átomos en la molécula. La fórmula estructural del metano contiene símbolos para un átomo de C y cuatro átomos de H, indicando el número de átomos de la molécula ( ). Las líneas representan los enlaces que mantienen unidos los átomos. (Un enlace químico es una atracción entre átomos o iones que los mantiene unidos en una molécula o un cristal). Más adelante hablaremos de los enlaces químicos y veremos cómo predecir la disposición de los átomos en una molécula. Por ahora, basta con saber que las líneas son una indicación de cómo están conectados los átomos en una molécula. Un modelo de barras y esferas muestra la disposición geométrica de los átomos con tamaños atómicos no a escala, y un modelo de espacio lleno muestra los tamaños relativos de los átomos. Una molécula de metano puede representarse como (a) una fórmula molecular, (b) una fórmula estructural, (c) un modelo de barras y esferas, y (d) un modelo de espacio lleno. Los átomos de carbono e hidrógeno están representados por esferas negras y blancas, respectivamente. Aunque muchos elementos están formados por átomos individuales, algunos existen como moléculas formadas por dos o más átomos del elemento unidos químicamente. Por ejemplo, la mayoría de las muestras de los elementos hidrógeno, oxígeno y nitrógeno están compuestas por moléculas que contienen dos átomos cada una (llamadas moléculas diatómicas) y, por tanto, tienen las fórmulas moleculares H 2 , O 2 , y N 2 , respectivamente. Otros elementos que suelen encontrarse como moléculas diatómicas son el flúor (F 2 ), cloro (Cl 2 ), bromo (Br 2 ), y el yodo (I 2 ). La forma más común del elemento azufre está compuesta por moléculas que constan de ocho átomos de azufre; su fórmula molecular es S 8 ( ). Una molécula de azufre está compuesta por ocho átomos de azufre y, por tanto, se escribe S 8 . Puede representarse como (a) una fórmula estructural, (b) un modelo de barras y esferas, y (c) un modelo de espacio lleno. Los átomos de azufre están representados por esferas amarillas. Es importante tener en cuenta que un subíndice a continuación de un símbolo y un número delante de un símbolo no representan lo mismo; por ejemplo, H 2 y 2H representan especies claramente diferentes. H 2 es una fórmula molecular; representa una molécula diatómica de hidrógeno, formada por dos átomos del elemento que están químicamente enlazados. La expresión 2H, en cambio, indica dos átomos de hidrógeno separados que no están combinados como una unidad. La expresión 2H 2 representa dos moléculas de hidrógeno diatómico ( ). Los símbolos H, 2H, H 2 , y 2H 2 representan entidades muy diferentes. Los compuestos se forman cuando dos o más elementos se combinan químicamente, dando lugar a la formación de enlaces. Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno pueden reaccionar para formar agua, y el sodio y el cloro pueden reaccionar para formar sal de mesa. A veces describimos la composición de estos compuestos con una fórmula empírica , que indica los tipos de átomos presentes y la relación numérica más sencilla del número de átomos (o iones) del compuesto . Por ejemplo, el dióxido de titanio (utilizado como pigmento en la pintura blanca y en los protectores solares de tipo blanco y espeso) tiene una fórmula empírica de TiO 2 . Esto identifica los elementos titanio (Ti) y oxígeno (O) como constituyentes del dióxido de titanio, e indica la presencia del doble de átomos del elemento oxígeno que de átomos del elemento titanio ( ). (a) El compuesto blanco dióxido de titanio proporciona una protección eficaz contra el sol. (b) Un cristal de dióxido de titanio, TiO 2 , contiene titanio y oxígeno en una relación de 1 a 2. Los átomos de titanio son grises y los de oxígeno son rojos (créditos a: modificación del trabajo de "osseous"/Flickr). Como se ha comentado anteriormente, podemos describir un compuesto con una fórmula molecular, en la que los subíndices indican el número real de átomos de cada elemento en una molécula del compuesto. En muchos casos, la fórmula molecular de una sustancia se deriva de la determinación experimental tanto de su fórmula empírica como de su masa molecular (la suma de las masas atómicas de todos los átomos que componen la molécula). Por ejemplo, se puede determinar experimentalmente que el benceno contiene dos elementos, carbono (C) e hidrógeno (H), y que por cada átomo de carbono en el benceno hay un átomo de hidrógeno. Así, la fórmula empírica es CH. Una determinación experimental de la masa molecular revela que una molécula de benceno contiene seis átomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que la fórmula molecular del benceno es C 6 H 6 ( ). El benceno, C 6 H 6 , se produce durante el refinado del petróleo y tiene muchos usos industriales. Una molécula de benceno puede representarse como (a) una fórmula estructural, (b) un modelo de barras y esferas, y (c) un modelo de espacio lleno. (d) El benceno es un líquido transparente (créditos d: modificación del trabajo de Sahar Atwa). Si conocemos la fórmula de un compuesto, podemos determinar fácilmente la fórmula empírica. (Este es un ejercicio un tanto académico; en la práctica se suele seguir la cronología inversa). Por ejemplo, la fórmula molecular del ácido acético, el componente que da al vinagre su sabor fuerte, es C 2 H 4 O 2 . Esta fórmula indica que una molécula de ácido acético ( ) contiene dos átomos de carbono, cuatro de hidrógeno y dos de oxígeno. La relación de átomos es de 2:4:2. Al dividir entre el mínimo común denominador (2) se obtiene la relación más sencilla de números enteros de átomos, 1:2:1, por lo que la fórmula empírica es CH 2 O. Tome en cuenta que una fórmula molecular es siempre un múltiplo entero de una fórmula empírica. (a) El vinagre contiene ácido acético, C 2 H 4 O 2 , cuya fórmula empírica es CH 2 O. Puede representarse como (b) una fórmula estructural y (c) como un modelo de barras y esferas (créditos a: modificación del trabajo de "HomeSpot HQ"/Flickr). Fórmulas empíricas y moleculares Las moléculas de glucosa (azúcar en la sangre) contienen 6 átomos de carbono, 12 de hidrógeno y 6 de oxígeno. ¿Cuáles son las fórmulas molecular y empírica de la glucosa? Solución La fórmula molecular es C 6 H 12 O 6 porque una molécula contiene realmente 6 átomos de C, 12 de H y 6 de O. La relación numérica más sencilla entre los átomos de C, H y O en la glucosa es de 1:2:1, por lo que la fórmula empírica es CH 2 . Compruebe lo aprendido Una molécula de metaldehído (un pesticida utilizado para caracoles y babosas) contiene 8 átomos de carbono, 16 átomos de hidrógeno y 4 átomos de oxígeno. ¿Cuáles son las fórmulas molecular y empírica del metaldehído? Respuesta: Fórmula molecular, C 8 H 16 O 4 ; fórmula empírica, C 2 H 4 O Puede explorar la construcción de moléculas mediante una simulación en línea. Lee Cronin ¿Qué es lo que hacen los químicos? Según Lee Cronin ( ), los químicos fabrican moléculas muy complicadas "troceando" moléculas pequeñas y haciendo "ingeniería inversa" con ellas. Se pregunta si podríamos "hacer un juego de química universal realmente genial" mediante lo que él llama "app-ing” (aplicar) química. ¿Podríamos "aplicar" la química? En una charla TED de 2012, Lee describe una posibilidad fascinante: combinar una colección de "tintas" químicas con una impresora 3D capaz de fabricar un aparato de reacción (diminutos tubos de ensayo, vasos de precipitados y similares) para conformar una "caja de herramientas universal de la química”. Este conjunto de herramientas podría utilizarse para crear fármacos a medida para luchar contra una nueva superbacteria o para "imprimir" medicamentos configurados personalmente según la composición genética, el ambiente y la situación de salud de las personas. Dice Cronin: "Lo que Apple hizo por la música, me gustaría hacerlo por el descubrimiento y la distribución de medicamentos con receta”. Lee Cronin, "Print Your Own Medicine” (Imprima su propia medicina), charla presentada en TED Global 2012, Edimburgo, Escocia, en junio de 2012. Vea su charla completa en el sitio web de TED. El químico Lee Cronin ha sido nombrado uno de los 10 científicos más inspiradores del Reino Unido. Lee, el catedrático más joven de la Universidad de Glasgow, dirige un gran grupo de investigación, colabora con muchos científicos de todo el mundo, ha publicado más de 250 artículos en las mejores revistas científicas y ha dado más de 150 charlas como invitado. Sus investigaciones se centran en los sistemas químicos complejos y su potencial para transformar la tecnología, pero también se ramifican en la nanociencia, los combustibles solares, la biología sintética e incluso la vida y la evolución artificiales (créditos: imagen cortesía de Lee Cronin). Es importante tener en cuenta que es posible que los mismos átomos estén dispuestos de diferentes maneras: Los compuestos con la misma fórmula molecular pueden tener diferentes enlaces entre átomos y, por tanto, diferentes estructuras. Por ejemplo, ¿podría haber otro compuesto con la misma fórmula que el ácido acético, C 2 H 4 O 2 ? Y si es así, ¿cuál sería la estructura de sus moléculas? Si predice que podría existir otro compuesto con la fórmula C 2 H 4 O 2 , entonces ha demostrado una buena perspicacia química y está en lo cierto. Dos átomos de C, cuatro átomos de H y dos átomos de O también pueden disponerse para formar un formiato de metilo, que se utiliza en la fabricación, como insecticida y para acabados de secado rápido. Las moléculas de formiato de metilo tienen uno de los átomos de oxígeno entre los dos átomos de carbono, lo que difiere de la disposición de las moléculas de ácido acético. El ácido acético y el formiato de metilo son ejemplos de isómeros , es decir, compuestos con la misma fórmula química, pero con estructuras moleculares diferentes ( ). Observe que esta pequeña diferencia en la disposición de los átomos tiene un efecto importante en sus respectivas propiedades químicas. Desde luego, no querrá utilizar una solución de formiato de metilo como sustituto de una solución de ácido acético (vinagre) cuando prepare un aliño para la ensalada. Las moléculas de (a) ácido acético y de formiato de metilo (b) son isómeros estructurales; tienen la misma fórmula (C 2 H 4 O 2 ), pero diferentes estructuras (y, por lo tanto, diferentes propiedades químicas). Existen muchos tipos de isómeros ( ). El ácido acético y el formiato de metilo son isómeros estructurales , compuestos en los que las moléculas difieren en la forma en que los átomos están conectados entre sí. También hay varios tipos de isómeros espaciales , en los que las orientaciones relativas de los átomos en el espacio pueden ser diferentes. Por ejemplo, el compuesto carvona (que se encuentra en las semillas de alcaravea, la menta verde y las cáscaras de mandarina) consta de dos isómeros que son imágenes especulares entre sí. La S -(+)-carvona huele a alcaravea, y la R -(-)-carvona huele a menta verde. Las moléculas de carvona son isómeros espaciales; solo difieren en las orientaciones relativas de los átomos en el espacio (créditos inferior izquierdo: modificación de la obra de "Miansari66"/Wikimedia Commons; créditos inferior derecho: modificación de la obra de Forest & Kim Starr). Seleccione este enlace para ver una explicación de los isómeros, los isómeros espaciales y por qué tienen olores diferentes (seleccione el video titulado “Mirror Molecule: Carvona” (Molécula espejo: carvona). Conceptos clave y resumen Una fórmula molecular utiliza símbolos químicos y subíndices para indicar el número exacto de los diferentes átomos de una molécula o compuesto. Una fórmula empírica da la relación más simple de números enteros de átomos en un compuesto. Una fórmula estructural indica la disposición de los enlaces de los átomos en la molécula. Los modelos de barras y esferas y de espacio lleno muestran la disposición geométrica de los átomos en una molécula. Los isómeros son compuestos con la misma fórmula molecular, pero con distinta disposición de los átomos. Ejercicios de Química del final del capítulo Explique por qué difieren el símbolo de un átomo del elemento oxígeno y la fórmula de una molécula de oxígeno. El símbolo del elemento oxígeno, O, representa tanto el elemento como un átomo de oxígeno. Una molécula de oxígeno, O 2 , contiene dos átomos de oxígeno; el subíndice 2 en la fórmula debe utilizarse para distinguir la molécula diatómica de dos átomos de oxígeno simples. Explique por qué difieren el símbolo del elemento azufre y la fórmula de una molécula de azufre. Escriba las fórmulas moleculares y empíricas de los siguientes compuestos: (a) (b) (c) (d) (a) CO 2 molecular, CO 2 empírico; (b) C 2 H 2 molecular, CH empírico; (c) C 2 H 4 molecular, CH 2 empírico; (d) H 2 SO 4 molecular, H 2 SO 4 empírico Escriba las fórmulas moleculares y empíricas de los siguientes compuestos: (a) (b) (c) (d) Determine las fórmulas empíricas de los siguientes compuestos: (a) cafeína, C 8 H 10 N 4 O 2 (b) sacarosa, C 12 H 22 O 11 (c) peróxido de hidrógeno, H 2 O 2 (d) glucosa, C 6 H 12 O 6 (e) ácido ascórbico (vitamina C), C 6 H 8 O 6 (a) C 4 H 5 N 2 O; (b) C 12 H 22 O 11 ; (c) HO; (d) CH 2 O; (e) C 3 H 4 O 3 Determine las fórmulas empíricas de los siguientes compuestos: (a) ácido acético, C 2 H 4 O 2 (b) ácido cítrico, C 6 H 8 O 7 (c) hidracina, N 2 H 4 (d) nicotina, C 10 H 14 N 2 (e) butano, C 4 H 10 Escriba las fórmulas empíricas de los siguientes compuestos: (a) (b) (a) CH 2 O; (b) C 2 H 4 O Abra la simulación “Build a Molecule” (Construir una molécula) y seleccione la pestaña “Larger Molecules” (Moléculas más grandes). Seleccione el "Kit" de un átomo apropiado para construir una molécula con dos átomos de carbono y seis de hidrógeno. Arrastre los átomos al espacio sobre el "Kit" para hacer una molécula. Un nombre aparecerá cuando haya hecho una molécula real que exista (aunque no sea la que quiere). Puede utilizar la herramienta de tijera para separar los átomos si quiere cambiar las conexiones. Presione en “3D” para ver la molécula y observe las posibilidades de rellenar el espacio y de esfera y barra. (a) Dibuje la fórmula estructural de esta molécula e indique su nombre. (b) ¿Puede ordenar estos átomos de alguna manera para hacer un compuesto diferente? Utilice la simulación de Construir una molécula para repetir , pero construya una molécula con dos carbonos, seis hidrógenos y un oxígeno. (a) Dibuje la fórmula estructural de esta molécula e indique su nombre. (b) ¿Puede ordenar estos átomos para formar una molécula diferente? Si es así, dibuje su fórmula estructural e indique su nombre. (c) ¿En qué coinciden las moléculas dibujadas en (a) y (b)? ¿En qué se diferencian? ¿Cómo se llaman (el tipo de relación entre estas moléculas, no sus nombres)? (a) etanol (b) metoximetano, más conocido como éter dimetílico (c) Estas moléculas tienen la misma composición química (tipos y número de átomos) pero diferentes estructuras químicas. Son isómeros estructurales. Utilice la simulación de Construir una molécula para repetir el , pero construya una molécula con tres carbonos, siete hidrógenos y un cloro. (a) Dibuje la fórmula estructural de esta molécula e indique su nombre. (b) ¿Puede ordenar estos átomos para formar una molécula diferente? Si es así, dibuje su fórmula estructural e indique su nombre. (c) ¿En qué coinciden las moléculas dibujadas en (a) y (b)? ¿En qué se diferencian? ¿Cómo se llaman (el tipo de relación entre estas moléculas, no sus nombres)? fórmula empírica fórmula que muestra la composición de un compuesto dada como la relación más simple de números enteros de átomos isómeros compuestos con la misma fórmula química, pero con estructuras diferentes fórmula molecular fórmula que indica la composición de una molécula de un compuesto y da el número real de átomos de cada elemento en una molécula del compuesto. isómeros espaciales compuestos en los que las orientaciones relativas de los átomos en el espacio difieren fórmula estructural muestra los átomos de una molécula y cómo están conectados isómero estructural una de las dos sustancias que tienen la misma fórmula molecular, pero diferentes propiedades físicas y químicas porque sus átomos están enlazados de forma diferente

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La tabla periódica A medida que los primeros químicos trabajaban en la purificación de los minerales y descubrían más elementos, se dieron cuenta de que varios elementos podían agruparse por sus comportamientos químicos similares. Una de estas agrupaciones incluye el litio (Li), el sodio (Na) y el potasio (K): Todos estos elementos son brillantes, conducen bien el calor y la electricidad y tienen propiedades químicas similares. Una segunda agrupación incluye el calcio (Ca), el estroncio (Sr) y el bario (Ba), que también son brillantes, buenos conductores del calor y la electricidad, y tienen propiedades químicas en común. Sin embargo, las propiedades específicas de estas dos agrupaciones son notablemente diferentes entre sí. Por ejemplo: El Li, el Na y el K son mucho más reactivos que el Ca, el Sr y el Ba; el Li, el Na y el K forman compuestos con el oxígeno en una relación de dos de sus átomos por uno de oxígeno, mientras que el Ca, el Sr y el Ba forman compuestos con uno de sus átomos por uno de oxígeno. El flúor (F), el cloro (Cl), el bromo (Br) y el yodo (I) también presentan propiedades similares entre sí, pero estas propiedades son drásticamente diferentes a las de cualquiera de los elementos anteriores. Dimitri Mendeleev en Rusia (1869) y Lothar Meyer en Alemania (1870) reconocieron de forma independiente que existía una relación periódica entre las propiedades de los elementos conocidos en aquella época. Ambos publicaron tablas con los elementos ordenados según el aumento de la masa atómica. Pero Mendeleev fue un paso más allá que Meyer: Utilizó su tabla para predecir la existencia de elementos que tendrían propiedades similares al aluminio y al silicio, pero que aún eran desconocidos. Los descubrimientos del galio (1875) y del germanio (1886) supusieron un gran apoyo para los trabajos de Mendeleev. Aunque Mendeleev y Meyer mantuvieron una larga disputa sobre la prioridad, las contribuciones de Mendeleev al desarrollo de la tabla periódica son ahora más reconocidas ( ). (a) A Dimitri Mendeleev se le atribuye la creación de (b) la primera tabla periódica de los elementos. (créditos a: modificación de la obra de Serge Lachinov; créditos b: modificación de la obra de "Den fjättrade ankan"/Wikimedia Commons). En el siglo XX, se hizo evidente que la relación periódica implicaba números atómicos en lugar de masas atómicas. El enunciado moderno de esta relación, la ley periódica , es el siguiente: las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos . Una tabla periódica moderna organiza los elementos en orden creciente de sus números atómicos y agrupa los átomos con propiedades similares en la misma columna vertical ( ). Cada casilla representa un elemento y contiene su número atómico, símbolo, masa atómica promedio y (a veces) su nombre. Los elementos están dispuestos en siete filas horizontales, llamadas periodos o series , y 18 columnas verticales, llamadas grupos . Los grupos están marcados en la parte superior de cada columna. En los Estados Unidos, las marcaciones eran tradicionalmente números con letras mayúsculas. Sin embargo, la IUPAC recomienda que se utilicen los números del 1 al 18, y estas marcaciones son más comunes. Para que la tabla quepa en una sola página, se suelen escribir partes de dos de las filas, un total de 14 columnas, debajo del cuerpo principal de la tabla. Los elementos de la tabla periódica están organizados según sus propiedades. Incluso después de que la naturaleza periódica de los elementos y la propia tabla fueran ampliamente aceptadas, seguían existiendo lagunas. Mendeleev predijo, y otros, como Henry Moseley, lo confirmaron más tarde, que debía haber elementos por debajo del manganeso en el grupo 7. Los químicos alemanes Ida Tacke y Walter Noddack se propusieron encontrar los elementos, una búsqueda que continúan científicos de todo el mundo. Su método era único, ya que no solo tenían en cuenta las propiedades del manganeso, sino también los elementos horizontalmente adyacentes a los elementos 43 y 75 que faltaban en la tabla. Por lo tanto, al investigar las menas que contenían minerales de rutenio (Ru), wolframio (W), osmio (Os), etc., pudieron identificar elementos naturales que ayudaron a completar la tabla. El renio, uno de sus descubrimientos, fue uno de los últimos elementos naturales que se descubrieron y es el último elemento estable que se descubrió (el francio, el último elemento natural descubierto, fue identificado por Marguerite Perey en 1939). Muchos elementos difieren drásticamente en sus propiedades químicas y físicas, pero algunos elementos son similares en sus comportamientos. Por ejemplo, muchos elementos tienen un aspecto brillante, son maleables (se pueden deformar sin romperse) y dúctiles (se pueden estirar en forma de alambres), y conducen bien el calor y la electricidad. Otros elementos no son brillantes, maleables o dúctiles, y son malos conductores del calor y la electricidad. Podemos clasificar los elementos en grandes clases con propiedades comunes: metales (elementos que son brillantes, maleables, buenos conductores del calor y la electricidad, sombreados en amarillo); no metales (elementos que parecen opacos, malos conductores del calor y la electricidad, sombreados en verde); y metaloides (elementos que conducen el calor y la electricidad moderadamente bien, y poseen algunas propiedades de los metales y otras de los no metales, sombreados en púrpura). Los elementos también se pueden clasificar en los elementos del grupo principal (o elementos representativos ) en las columnas marcadas como 1, 2 y 13 a 18; los metales de transición en las columnas marcadas como 3 a 12 Según la definición de la IUPAC, los elementos del grupo 12 no son metales de transición, aunque a menudo se les llama así. En el capítulo dedicado a los metales de transición y la química de coordinación se ofrecen más detalles sobre los elementos de este grupo. y los metales de transición interna en las dos filas de la parte inferior de la tabla (los elementos de la fila superior se denominan lantánidos y los de la fila inferior actínidos ; ). Los elementos pueden subdividirse en función de propiedades más específicas, como la composición de los compuestos que forman. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 (la primera columna) forman compuestos que constan de un átomo del elemento y un átomo de hidrógeno. Estos elementos (excepto el hidrógeno) se conocen como metales alcalinos , y todos ellos tienen propiedades químicas similares. Los elementos del grupo 2 (la segunda columna) forman compuestos formados por un átomo del elemento y dos átomos de hidrógeno: Son los llamados metales alcalinotérreos , con propiedades similares entre los miembros de ese grupo. Otros grupos con nombres específicos son los pnictógenos (grupo 15), los calcógenos (grupo 16), los halógenos (grupo 17) y los gases nobles (grupo 18, también conocidos como gases inertes ). También se puede hacer referencia a los grupos por el primer elemento del grupo: Por ejemplo, los calcógenos pueden denominarse grupo de oxígeno o familia de oxígeno. El hidrógeno es un elemento único, no metálico, con propiedades similares a los elementos del grupo 1 y del grupo 17. Por ello, el hidrógeno puede aparecer en la parte superior de ambos grupos, o por sí mismo. La tabla periódica organiza los elementos con propiedades similares en grupos. Haga clic en este enlace para ver una tabla periódica interactiva, que puede utilizar para explorar las propiedades de los elementos (incluye pódcast y videos de cada elemento). También puede explorar este otro que muestra fotos de todos los elementos. Nombrar grupos de elementos Los átomos de cada uno de los siguientes elementos son esenciales para la vida. Indique el nombre del grupo de los siguientes elementos: (a) cloro (b) el calcio (c) sodio (d) azufre Solución Los nombres de las familias son los siguientes: (a) halógeno (b) metal alcalinotérreo (c) metal alcalino (d) calcógeno Compruebe lo aprendido Indique el nombre del grupo para cada uno de los siguientes elementos: (a) criptón (b) selenio (c) bario (d) litio Respuesta: (a) gas noble; (b) calcógeno; (c) metal alcalinotérreo; (d) metal alcalino Como podrá comprobar en sus estudios posteriores de química, los elementos que forman parte de un grupo suelen comportarse de forma similar. Esto se debe, en parte, al número de electrones de su capa exterior y a su similar disposición a enlazarse. Estas propiedades compartidas pueden tener implicaciones de gran alcance en la naturaleza, la ciencia y la medicina. Por ejemplo, cuando Gertrude Elion y George Hitchens investigaban formas de interrumpir la replicación de las células y los virus para luchar contra las enfermedades, utilizaron la similitud entre el azufre y el oxígeno (ambos en el grupo 16) y su capacidad de enlazarse de forma similar. Elion se centró en las purinas, que son componentes clave del ADN y que contienen oxígeno. Descubrió que, al introducir compuestos a base de azufre (llamados análogos de la purina) que imitan la estructura de las purinas, las moléculas del ADN se unían a los análogos en lugar de a la purina "normal" del ADN. Con la unión y la estructura normal del ADN alterada, Elion interrumpió con éxito la replicación celular. En el fondo, la estrategia funcionó por la similitud entre el azufre y el oxígeno. Su descubrimiento condujo directamente a importantes tratamientos para la leucemia. En general, el trabajo de Elion con George Hitchens no solo permitió obtener más tratamientos, sino que cambió toda la metodología del desarrollo de fármacos. Al utilizar elementos y compuestos específicos para atacar aspectos concretos de las células tumorales, los virus y las bacterias, sentaron las bases de muchos de los medicamentos actuales más comunes e importantes, utilizados para ayudar a millones de personas cada año. Se les otorgó el Premio Nobel en 1988. Al estudiar la tabla periódica, es posible que haya notado algo sobre las masas atómicas de algunos de los elementos. El elemento 43 (tecnecio), el elemento 61 (prometio) y la mayoría de los elementos con número atómico 84 (polonio) y superiores tienen su masa atómica entre corchetes. Esto se hace en el caso de los elementos que están formados en su totalidad por isótopos inestables y radiactivos (aprenderá más sobre la radiactividad en el capítulo de química nuclear). No se puede determinar un peso atómico medio para estos elementos porque sus radioisótopos pueden variar significativamente en abundancia relativa, dependiendo de la fuente, o incluso pueden no existir en la naturaleza. El número entre corchetes es el número de masa atómica (una masa atómica aproximada) del isótopo más estable de ese elemento. Conceptos clave y resumen El descubrimiento de la recurrencia periódica de propiedades similares entre los elementos condujo a la formulación de la tabla periódica, en la que los elementos están dispuestos en orden de número atómico creciente en filas conocidas como periodos y columnas conocidas como grupos. Los elementos del mismo grupo de la tabla periódica tienen propiedades químicas similares. Los elementos pueden clasificarse como metales, metaloides y no metales, o como elementos del grupo principal, metales de transición y metales de transición interna. Los grupos están numerados del 1 al 18 de izquierda a derecha. Los elementos del grupo 1 se conocen como metales alcalinos, los del grupo 2 son los metales alcalinotérreos, los del 15 son los pnictógenos, los del 16 son los calcógenos, los del 17 son los halógenos, y los del 18 son los gases nobles. Ejercicios de Química del final del capítulo Según la tabla periódica, clasifique cada uno de los siguientes elementos como metal o no metal, y luego clasifique cada uno como elemento del grupo principal (representativo), metal de transición o metal de transición interna: (a) uranio (b) bromo (c) estroncio (d) neón (e) oro (f) americio (g) rodio (h) azufre (i) carbono (j) potasio (a) metal, metal de transición interna; (b) no metal, elemento representativo; (c) metal, elemento representativo; (d) no metal, elemento representativo; (e) metal, metal de transición; (f) metal, metal de transición interna; (g) metal, metal de transición; (h) no metal, elemento representativo; (i) no metal, elemento representativo; (j) metal, elemento representativo Según la tabla periódica, clasifique cada uno de los siguientes elementos como metal o no metal, y luego clasifique cada uno como elemento del grupo principal (representativo), metal de transición o metal de transición interna: (a) cobalto (b) europio (c) yodo (d) indio (e) litio (f) oxígeno (g) cadmio (h) terbio (i) renio Según la tabla periódica, identifique el miembro más ligero de cada uno de los siguientes grupos: (a) gases nobles (b) metales alcalinotérreos (c) metales alcalinos (d) calcógenos (a) He; (b) Be; (c) Li; (d) O Según la tabla periódica, identifique el miembro más pesado de cada uno de los siguientes grupos: (a) metales alcalinos (b) calcógenos (c) gases nobles (d) metales alcalinotérreos Utilice la tabla periódica para dar el nombre y el símbolo de cada uno de los siguientes elementos: (a) el gas noble en el mismo periodo que el germanio (b) el metal alcalinotérreo en el mismo periodo que el selenio (c) el halógeno en el mismo periodo que el litio (d) el calcógeno en el mismo periodo que el cadmio (a) criptón, Kr; (b) calcio, Ca; (c) flúor, F; (d) telurio, Te Utilice la tabla periódica para dar el nombre y el símbolo de cada uno de los siguientes elementos: (a) el halógeno en el mismo periodo que el metal alcalino con 11 protones (b) el metal alcalinotérreo en el mismo periodo con el gas noble neutro con 18 electrones (c) el gas noble de la misma fila que un isótopo con 30 neutrones y 25 protones (d) el gas noble en el mismo periodo que el oro Escriba un símbolo para cada uno de los siguientes isótopos neutros. Incluya el número atómico y el número de masa de cada uno. (a) el metal alcalino con 11 protones y un número de masa de 23 (b) el elemento de gas noble con 75 neutrones en su núcleo y 54 electrones en el átomo neutro (c) el isótopo con 33 protones y 40 neutrones en su núcleo (d) el metal alcalinotérreo con 88 electrones y 138 neutrones (a) 11 23 Na ; (b) 54 129 Xe ; (c) 33 73 As ; (d) 88 226 Ra Escriba un símbolo para cada uno de los siguientes isótopos neutros. Incluya el número atómico y el número de masa de cada uno. (a) el calcógeno con un número de masa de 125 (b) el halógeno cuyo isótopo más longevo es radiactivo (c) el gas noble, utilizado en la iluminación, con 10 electrones y 10 neutrones (d) el metal alcalino más ligero con tres neutrones actínidos metal de transición interna en la parte inferior de las dos últimas filas de la tabla periódica metal alcalino elemento del grupo 1 metal alcalinotérreo elemento del grupo 2 calcógeno elemento del grupo 16 grupo columna vertical de la tabla periódica halógeno elemento del grupo 17 hidrato compuesto que contiene una o más moléculas de agua unidas dentro de sus cristales gas inerte (también, gas noble) elemento del grupo 18 metal de transición interna (también, lantánido o actínido) elemento en las dos filas inferiores; si está en la primera fila, también se llama lantánido, o si está en la segunda fila, también se llama actínido lantánido metal de transición interna en la parte superior de las dos filas inferiores de la tabla periódica elemento del grupo principal (también, elemento representativo) elemento de los grupos 1, 2 y 13 al 18 metal elemento brillante, maleable, buen conductor del calor y la electricidad metaloide elemento que conduce el calor y la electricidad moderadamente bien, y que posee algunas propiedades de los metales y otras de los no metales gas noble (también, gas inerte) elemento del grupo 18 no metálico elemento que parece opaco, mal conductor del calor y la electricidad periodo (también, serie) fila horizontal de la tabla periódica ley periódica las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos. tabla periódica tabla de los elementos que sitúa cerca elementos con propiedades químicas similares pnictógeno elemento del grupo 15 elemento representativo (también, elemento del grupo principal) elemento en las columnas 1, 2 y 12 a 18 serie (también, periodo) fila horizontal de la tabla periódica metal de transición elemento de los grupos 3 al 12 (más estrictamente definido, 3 al 11; vea el capítulo sobre metales de transición y química de coordinación)

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