Fundamentos de Química: Estructura Atómica, Isótopos e Iones

1. Las Sustancias Químicas

Las sustancias se clasifican en dos categorías principales según su composición y propiedades definidas:

• Sustancias Elementales: Están formadas por un solo elemento químico, no se pueden descomponer en sustancias más simples por métodos químicos ordinarios y pueden unirse entre sí para formar compuestos.
• Sustancias Compuestas: Están formadas por dos o más elementos químicos diferentes, se pueden descomponer en sustancias más simples (sus elementos constituyentes) y la proporción de los elementos que las forman es siempre la misma (Ley de las Proporciones Definidas).

2. Primeros Conceptos y Leyes Fundamentales

2.1. Filósofos Griegos y la Naturaleza de la Materia

• Aristóteles (siglo IV a.C.): Propuso la existencia de cuatro elementos fundamentales: Tierra, Aire, Agua y Fuego, a los que añadió el Éter como el constituyente de los cuerpos celestes.
• Leucipo y Demócrito (siglos V-IV a.C.): Postularon que la materia estaba compuesta por partículas indivisibles e indestructibles, a las que denominaron átomos.

2.2. Leyes Ponderales de la Química

• Antoine Lavoisier (1785): Formuló la Ley de Conservación de la Masa, que establece que «en toda reacción química, la masa de las sustancias reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción», es decir, la masa total se conserva.
• Joseph Proust (1794): Enunció la Ley de las Proporciones Definidas, que afirma que «cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto determinado, lo hacen siempre en una proporción de masa fija y definida».

3. Modelos Atómicos Modernos

3.1. Modelo Atómico de John Dalton (1808)

Dalton propuso la primera teoría atómica moderna, basada en los siguientes postulados:

1. La materia está formada por partículas extremadamente pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa, tamaño y propiedades químicas.
3. Los átomos de elementos diferentes poseen masas, tamaños y propiedades químicas distintas.
4. Los compuestos químicos se forman por la combinación de átomos de dos o más elementos diferentes en proporciones fijas y sencillas.
5. En las reacciones químicas, los átomos no se crean ni se destruyen, solo se reorganizan para formar nuevas sustancias. Por lo tanto, la masa total se conserva.

3.2. Modelo Atómico de J. J. Thomson (1904)

J. J. Thomson, tras el descubrimiento del electrón, propuso el modelo del «pudín de pasas». Según este modelo, el átomo es una esfera de carga positiva uniforme en la que se encuentran incrustados los electrones (partículas con carga negativa), neutralizando así la carga total del átomo.

3.3. Modelo Atómico de Ernest Rutherford (1911)

A partir de su experimento de la lámina de oro, Ernest Rutherford propuso un modelo atómico nuclear, donde el átomo se compone de dos regiones principales: el núcleo y la corteza.

• El núcleo, situado en el centro del átomo, es extremadamente pequeño pero concentra casi toda la masa. Contiene los protones (partículas con carga positiva) y los neutrones (partículas sin carga eléctrica).
• La corteza es la región extranuclear donde los electrones (partículas con carga negativa, de igual magnitud que la del protón pero de signo opuesto) giran alrededor del núcleo en órbitas circulares. El núcleo es aproximadamente 100.000 veces más pequeño que el átomo, lo que implica que la mayor parte del átomo es espacio vacío.

3.4. Modelo Atómico de Niels Bohr (1913)

Niels Bohr, basándose en el modelo de Rutherford y la teoría cuántica, propuso que los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estables y definidas, cada una con un nivel de energía específico. Sus postulados principales son:

• Los electrones solo pueden ocupar ciertas órbitas permitidas, llamadas niveles de energía, sin emitir ni absorber energía.
• Cada órbita tiene una energía asociada; los electrones en órbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía.
• Los electrones pueden saltar de una órbita a otra (transiciones electrónicas) absorbiendo o emitiendo energía en forma de cuantos (fotones).
• El número máximo de electrones en cada nivel de energía (órbita) se calcula mediante la fórmula 2n², donde 'n' es el número del nivel (n=1, 2, 3...). Por ejemplo, para n=1, 2(1)²=2 electrones; para n=2, 2(2)²=8 electrones.

4. Estructura Nuclear y Propiedades Atómicas

4.1. Número Atómico (Z) y Número Másico (A)

El número atómico (Z) de un átomo representa el número de protones presentes en su núcleo. Este número es único para cada elemento y lo define. En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones.

El número másico (A) de un átomo es la suma total del número de protones y el número de neutrones (N) que contiene en su núcleo. Se puede expresar como A = Z + N.

4.2. Masa Atómica e Isótopos

La masa atómica se expresa en la unidad de masa atómica (uma o u). Una unidad de masa atómica se define como 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12. Su equivalencia en kilogramos es: 1 u ≈ 1,6605 x 10^-27 kg.

Los isótopos son átomos de un mismo elemento (es decir, con el mismo número atómico Z y, por lo tanto, el mismo número de protones) pero que difieren en su número de neutrones y, consecuentemente, en su número másico (A).

La abundancia isotópica se refiere al porcentaje de átomos de un isótopo específico en relación con el total de átomos de ese elemento que se encuentran naturalmente.

La masa atómica promedio (o peso atómico) de un elemento se calcula como la media ponderada de las masas de sus isótopos naturales, teniendo en cuenta su abundancia isotópica.

5. Formación de Iones

Un ion es un átomo o grupo de átomos que ha ganado o perdido uno o más electrones, adquiriendo así una carga eléctrica neta.

Generalmente, los metales tienden a perder electrones para formar iones positivos, mientras que los no metales tienden a ganar electrones para formar iones negativos.

• Un catión (o ion positivo) es un ion con carga eléctrica positiva que se forma cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones.
• Un anión (o ion negativo) es un ion con carga eléctrica negativa que se forma cuando un átomo neutro gana uno o más electrones.

5.1. Nomenclatura de Aniones Monoatómicos

Para nombrar aniones monoatómicos, se toma la raíz del nombre del elemento y se le añade el sufijo -uro. Por ejemplo:

• Cloro (Cl) → Cloruro (Cl⁻)
• Oxígeno (O) → Oxuro (O²⁻)
• Azufre (S) → Sulfuro (S²⁻)