Chemistry · Libro 1 · Grades 1–12

Química escolar — Años 1 a 12

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16El interior del átomo

En 1909, en un laboratorio de Mánchester, se lanzó un haz de partículas diminutas y rápidas contra una lámina de pan de oro de unos pocos cientos de átomos de espesor. Casi todas la atravesaron en línea recta, como si el oro estuviera vacío. Pero más o menos una de cada varios miles rebotó. “Era como si disparases un proyectil de quince pulgadas contra un trozo de papel de seda y volviera y te diera”, dijo Ernest Rutherford, cuyos alumnos habían hecho el experimento. El átomo, el trozo indivisible de materia, tenía una estructura, y estaba casi completamente vacío.

Lo que ya sabes

Toda la materia está hecha de átomos, de un centenar de clases distintas, cada una con un símbolo como H\ce{H}, C\ce{C}, O\ce{O}, Fe\ce{Fe}. Los átomos se unen en moléculas, descritas por fórmulas como HX2O\ce{H2O} (Capítulo 11).

16.1 Núcleo y electrones

Definición 16.1 (Núcleo y electrón)

Todo átomo tiene un centro diminuto y pesado, el núcleo, que lleva una carga eléctrica positiva. A su alrededor se mueven unas partículas mucho más ligeras, los electrones, cada uno con la misma carga negativa, −e-e.

Proposición 16.2 (Un átomo es neutro)

Un átomo en su conjunto no tiene carga eléctrica: la carga positiva de su núcleo está exactamente compensada por las cargas negativas de sus electrones. La carga ee es diminuta: e=1.60×10−19 Ce = 1.60 \times 10^{-19}\,\mathrm{C} (el culombio, unidad de carga, pertenece al libro de física).

Un átomo, sin respetar la escala. Si el núcleo se dibujara del tamaño del punto rojo, la nube de electrones mediría unos cientos de metros.
Un átomo, sin respetar la escala. Si el núcleo se dibujara del tamaño del punto rojo, la nube de electrones mediría unos cientos de metros.

16.2 Protones y neutrones

Definición 16.3 (Protón, neutrón, nucleón)

El núcleo está formado por dos clases de partículas: los protones, cada uno con la carga +e+e, y los neutrones, que no tienen carga. Los protones y los neutrones, que tienen casi la misma masa, se llaman en conjunto nucleones.

Definición 16.4 (Número atómico y número másico)

El número de protones de un núcleo es el número atómico, que se escribe ZZ. El número de nucleones (protones y neutrones juntos) es el número másico, que se escribe AA. El número de neutrones es N=A−ZN = A - Z.

Notación 16.5 (El símbolo del núclido)

Un átomo con un núcleo dado se escribe con su símbolo, el número másico arriba a la izquierda y el número atómico abajo a la izquierda: XZAX2Z2AX\ce{^{A}_{Z}X}. Por ejemplo, X612X26212C\ce{^{12}_{6}C} tiene 6 protones y 12−6=612 - 6 = 6 neutrones; X2656X226256Fe\ce{^{56}_{26}Fe} tiene 26 protones y 30 neutrones.

Método 16.6 (Leer el símbolo de un núclido)

Para XZAX2Z2AX\ce{^{A}_{Z}X}:

  1. protones: ZZ;
  2. neutrones: A−ZA - Z;
  3. electrones del átomo neutro: ZZ, los mismos que protones.

Para X1123X211223Na\ce{^{23}_{11}Na}: 11 protones, 12 neutrones, 11 electrones.

Lectura del símbolo de un núclido: este átomo de cloro tiene 17 protones, 35 - 17 = 18 neutrones y, si es neutro, 17 electrones.
Lectura del símbolo de un núclido: este átomo de cloro tiene 17 protones, 35−17=1835 - 17 = 18 neutrones y, si es neutro, 17 electrones.

16.3 El elemento químico y sus isótopos

Definición 16.7 (Elemento químico)

Un elemento químico es el conjunto de todos los átomos, y de todos los átomos con carga que se forman a partir de ellos, que tienen el mismo número atómico ZZ. Cada elemento tiene un nombre y un símbolo: todo átomo con 6 protones es un átomo de carbono, C\ce{C}; todo átomo con 8 protones es un átomo de oxígeno, O\ce{O}.

Definición 16.8 (Isótopos)

Los átomos de un mismo elemento que tienen distinto número de neutrones, y por tanto distinto número másico, son isótopos de ese elemento. Tienen el mismo ZZ y distinto AA.

Ejemplo 16.9 (Isótopos del carbono y del hidrógeno)

El carbono natural tiene alrededor de un 98.9 %98.9\,\% de carbono 12, X612X26212C\ce{^{12}_{6}C}, y un 1.1 %1.1\,\% de carbono 13, X613X26213C\ce{^{13}_{6}C}, con una traza de carbono 14, X614X26214C\ce{^{14}_{6}C}, cuya lenta transformación en otro núcleo sirve para datar maderas y huesos antiguos (la radiactividad pertenece al libro de física). El hidrógeno tiene tres isótopos: X11X2121H\ce{^{1}_{1}H}, sin ningún neutrón, con mucho el más abundante; el deuterio X12X2122H\ce{^{2}_{1}H}, unos pocos átomos de cada cien mil; y el tritio X13X2123H\ce{^{3}_{1}H}.

Proposición 16.10 (Los isótopos se comportan igual en química)

La química de un átomo depende de sus electrones, y los isótopos de un elemento tienen el mismo número de electrones. Por tanto, los isótopos reaccionan de la misma manera: el agua hecha con deuterio tiene casi exactamente el mismo aspecto y el mismo comportamiento que el agua ordinaria.

Los núcleos de los tres isótopos del hidrógeno: un protón cada uno, y 0, 1 o 2 neutrones.
Los núcleos de los tres isótopos del hidrógeno: un protón cada uno, y 0, 1 o 2 neutrones.

16.4 Tamaños y masas

Proposición 16.11 (El núcleo es diminuto y contiene casi toda la masa)

Un átomo mide alrededor de 10−10 m10^{-10}\,\mathrm{m} de diámetro; su núcleo, entre 10−15 m10^{-15}\,\mathrm{m} y 10−14 m10^{-14}\,\mathrm{m}: entre diez mil y cien mil veces menos. Las masas de las partículas son

mp=1.673×10−27 kg,mn=1.675×10−27 kg,me=9.11×10−31 kg.m_p = 1.673 \times 10^{-27}\,\mathrm{kg},\qquad m_n = 1.675 \times 10^{-27}\,\mathrm{kg},\qquad m_e = 9.11 \times 10^{-31}\,\mathrm{kg}.

Un protón es unas 1836 veces más pesado que un electrón, así que más del 99.9 %99.9\,\% de la masa de un átomo está en su núcleo.

Ejemplo 16.12 (Una canica en un estadio)

Si el núcleo de un átomo fuera una canica de 1 cm1\,\mathrm{cm} de diámetro, el átomo mediría alrededor de 1 cm×100 000=1 km1\,\mathrm{cm} \times 100\,000 = 1\,\mathrm{km}: una canica en el centro de un estadio enorme, con unas motas de polvo (los electrones) girando alrededor de las gradas. La materia es, sobre todo, espacio vacío.

Método 16.13 (La masa de un átomo)

Como los protones y los neutrones tienen casi la misma masa y los electrones son muy ligeros, la masa de un átomo se acerca a A×1.67×10−27 kgA \times 1.67 \times 10^{-27}\,\mathrm{kg}, donde AA es su número másico. Un átomo de carbono 12: 12×1.67×10−27=2.00×10−26 kg12 \times 1.67 \times 10^{-27} = 2.00 \times 10^{-26}\,\mathrm{kg}.

16.5 Breve historia del modelo atómico

Historia — De lo indivisible al núcleo, 1897–1932

En 1897, J. J. Thomson descubrió el electrón, una partícula mucho más ligera que cualquier átomo: después de todo, los átomos sí se podían dividir. Imaginó el átomo como una bola de materia positiva salpicada de electrones. En 1909–1911, el experimento de la lámina de oro del equipo de Rutherford mostró que la carga positiva y casi toda la masa se encuentran en un núcleo diminuto. En 1913, Niels Bohr propuso que los electrones ocupan niveles de energía fijos a su alrededor, y en 1932 James Chadwick descubrió el neutrón.

Ernest Rutherford (1871–1937).
El experimento de la lámina de oro: la mayoría de las partículas la atraviesan en línea recta; unas pocas se desvían; muy pocas rebotan contra un núcleo.

16.6 Ejercicios

Ejercicio 16.1 ★

Nombra las partículas del núcleo y las partículas que lo rodean, con el signo de su carga.

Solución

Solución de Ejercicio 16.1.

En el núcleo: protones (positivos) y neutrones (sin carga). A su alrededor: electrones (negativos).

Ejercicio 16.2 ★

Da el número de protones, neutrones y electrones de X816X28216O\ce{^{16}_{8}O}, X1327X213227Al\ce{^{27}_{13}Al} y X2040X220240Ca\ce{^{40}_{20}Ca}.

Solución

Solución de Ejercicio 16.2.

X816X28216O\ce{^{16}_{8}O}: 8 protones, 8 neutrones, 8 electrones. X1327X213227Al\ce{^{27}_{13}Al}: 13, 14, 13. X2040X220240Ca\ce{^{40}_{20}Ca}: 20, 20, 20.

Ejercicio 16.3 ★

¿Por qué un átomo es eléctricamente neutro?

Solución

Solución de Ejercicio 16.3.

Tiene tantos electrones (de carga −e-e cada uno) como protones (de carga +e+e cada uno): las cargas se anulan.

Ejercicio 16.4 ★

Un átomo tiene 26 protones y 30 neutrones. Escribe el símbolo de su núclido (el elemento es el hierro, Fe\ce{Fe}).

Solución

Solución de Ejercicio 16.4.

A=26+30=56A = 26 + 30 = 56: X2656X226256Fe\ce{^{56}_{26}Fe}.

Ejercicio 16.5 ★★

¿Son X1735X217235Cl\ce{^{35}_{17}Cl} y X1737X217237Cl\ce{^{37}_{17}Cl} el mismo elemento? ¿Son isótopos? Explícalo.

Solución

Solución de Ejercicio 16.5.

Sí: los dos tienen Z=17Z = 17, así que los dos son cloro. Tienen distinto número másico (18 y 20 neutrones): son isótopos.

Ejercicio 16.6 ★★

¿Son isótopos X614X26214C\ce{^{14}_{6}C} y X714X27214N\ce{^{14}_{7}N}? Explícalo.

Solución

Solución de Ejercicio 16.6.

No: tienen distinto número atómico (6 y 7), así que son elementos distintos, el carbono y el nitrógeno. Los isótopos tienen el mismo ZZ.

Ejercicio 16.7 ★★

Calcula, en notación científica, la masa aproximada de un átomo de X2656X226256Fe\ce{^{56}_{26}Fe}.

Solución

Solución de Ejercicio 16.7.

56×1.67×10−27≈9.35×10−26 kg56 \times 1.67 \times 10^{-27} \approx 9.35 \times 10^{-26}\,\mathrm{kg}.

Ejercicio 16.8 ★★

En el experimento de la lámina de oro, ¿por qué la mayoría de las partículas atraviesan el oro en línea recta?

Solución

Solución de Ejercicio 16.8.

Un átomo es sobre todo espacio vacío: el núcleo es diminuto, así que la mayoría de las partículas no encuentran ningún núcleo en su camino y pasan en línea recta.

Ejercicio 16.9 ★★

¿Cuántas veces más pequeño que un átomo (10−10 m10^{-10}\,\mathrm{m}) es un núcleo de 10−15 m10^{-15}\,\mathrm{m}? Escribe la respuesta como una potencia de diez.

Solución

Solución de Ejercicio 16.9.

10−10/10−15=10510^{-10} / 10^{-15} = 10^{5}: cien mil veces más pequeño.

Ejercicio 16.10 ★★

¿Por qué los isótopos de un elemento tienen la misma química?

Solución

Solución de Ejercicio 16.10.

La química depende de los electrones, y los isótopos de un elemento tienen el mismo número de electrones (el mismo ZZ).

Ejercicio 16.11 ★★★

Un átomo de hierro tiene 26 electrones. Calcula su masa total y, después, la fracción de la masa de un átomo de X2656X226256Fe\ce{^{56}_{26}Fe} que representan (usa la masa hallada en el ejercicio 7).

Solución

Solución de Ejercicio 16.11.

26×9.11×10−31=2.37×10−29 kg26 \times 9.11 \times 10^{-31} = 2.37 \times 10^{-29}\,\mathrm{kg}. Fracción: 2.37×10−29/9.35×10−26≈2.5×10−42.37 \times 10^{-29} / 9.35 \times 10^{-26} \approx 2.5 \times 10^{-4}, alrededor del 0.025 %0.025\,\% de la masa.

Ejercicio 16.12 ★★★

El cobre natural tiene un 69.15 %69.15\,\% de cobre 63 y un 30.85 %30.85\,\% de cobre 65. De cada 10 000 átomos de cobre, ¿cuántos son de cada isótopo? ¿Cuál es el número medio de nucleones por átomo de cobre?

Solución

Solución de Ejercicio 16.12.

6915 átomos de cobre 63 y 3085 átomos de cobre 65. Media: (6915×63+3085×65)/10 000=63.6(6915 \times 63 + 3085 \times 65)/10\,000 = 63.6 nucleones.

16.7 Problema: Pesar el cloro

Problema 16.1

Problema de fin de semana — dos isótopos del cloro, la masa de cada átomo y la masa media de un átomo de cloro

El cloro natural es una mezcla de dos isótopos, el cloro 35 y el cloro 37: de cada 1000 átomos de cloro, unos 758 son de cloro 35 y 242 de cloro 37. Toma como masa de un nucleón 1.67×10−27 kg1.67 \times 10^{-27}\,\mathrm{kg} y como masa de un electrón 9.11×10−31 kg9.11 \times 10^{-31}\,\mathrm{kg}. El número atómico del cloro es 17.

Parte I — Dos núcleos.

  1. Escribe los símbolos de los núclidos de los dos isótopos.
  2. Da el número de protones, neutrones y electrones de cada uno.
  3. ¿Por qué los dos se llaman cloro? ¿Por qué son isótopos?
  4. ¿Reaccionará con el sodio una muestra de cloro 37 igual que una muestra de cloro 35? Explícalo.

Parte II — La masa de cada átomo.

  1. Calcula la masa del núcleo de un átomo de cloro 35.
  2. Calcula la masa de los 17 electrones, y comprueba que se puede despreciar al lado del núcleo.
  3. Calcula la masa de un átomo de cloro 37.
  4. ¿Cuántos átomos de cloro 35 pesarían 1 g1\,\mathrm{g}? Da la respuesta en notación científica.

Parte III — El átomo medio.

  1. ¿Qué porcentaje de los átomos de cloro son de cloro 35? ¿Y de cloro 37?
  2. En 1000 átomos de cloro natural, calcula la masa total de los átomos de cloro 35 y la de los átomos de cloro 37.
  3. Calcula la masa de esos 1000 átomos.
  4. Deduce la masa media de un átomo de cloro.
Solución

Solución de Problema 16.1.

1. X1735X217235Cl\ce{^{35}_{17}Cl} y X1737X217237Cl\ce{^{37}_{17}Cl}.

2. Cloro 35: 17 protones, 18 neutrones, 17 electrones. Cloro 37: 17 protones, 20 neutrones, 17 electrones.

3. Los dos tienen 17 protones, así que los dos son el elemento cloro; solo se diferencian en el número de neutrones, así que son isótopos.

4. Sí: la química depende de los electrones, y los dos tienen 17.

5. 35×1.67×10−27=5.845×10−26 kg35 \times 1.67 \times 10^{-27} = 5.845 \times 10^{-26}\,\mathrm{kg}.

6. 17×9.11×10−31=1.55×10−29 kg17 \times 9.11 \times 10^{-31} = 1.55 \times 10^{-29}\,\mathrm{kg}: unas 4000 veces menos que el núcleo, despreciable.

7. 37×1.67×10−27=6.179×10−26 kg37 \times 1.67 \times 10^{-27} = 6.179 \times 10^{-26}\,\mathrm{kg}.

8. 1 g=10−3 kg1\,\mathrm{g} = 10^{-3}\,\mathrm{kg}; 10−3/5.845×10−26≈1.71×102210^{-3} / 5.845 \times 10^{-26} \approx 1.71 \times 10^{22} átomos.

9. 75.8 %75.8\,\% y 24.2 %24.2\,\%.

10. 758×5.845×10−26=4.430×10−23 kg758 \times 5.845 \times 10^{-26} = 4.430 \times 10^{-23}\,\mathrm{kg}; 242×6.179×10−26=1.495×10−23 kg242 \times 6.179 \times 10^{-26} = 1.495 \times 10^{-23}\,\mathrm{kg}.

11. 4.430×10−23+1.495×10−23=5.925×10−23 kg4.430 \times 10^{-23} + 1.495 \times 10^{-23} = 5.925 \times 10^{-23}\,\mathrm{kg}.

12. 5.925×10−23/1000≈5.93×10−26 kg5.925 \times 10^{-23} / 1000 \approx 5.93 \times 10^{-26}\,\mathrm{kg}: la masa media de un átomo de cloro.

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