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Química: Comenzando con los átomos 2ed

2.3 Estructura atómica y simbolismo

Química: Comenzando con los átomos 2ed2.3 Estructura atómica y simbolismo

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Escribir e interpretar los símbolos que representan el número atómico, el número de masa y la carga de un átomo o un ion.
  • Definir la unidad de masa atómica y la masa atómica promedio.
  • Calcular la masa atómica promedio y la abundancia isotópica.

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 (Figura 2.11).

El diagrama de la izquierda muestra una imagen de un átomo de 10 a la décima potencia negativa metros de diámetro. El núcleo está marcado en el centro del átomo y mide 10 a la decimoquinta potencia negativa metros. La figura central muestra una fotografía de un estadio de fútbol americano. La figura de la derecha muestra una fotografía de una persona con un puñado de arándanos.
Figura 2.11 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 112112 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 Tabla 2.2. (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
NombreUbicaciónCarga (C)Unidad de cargaMasa (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
Tabla 2.2

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 protonesnúmero de masa(A)=número de protones+número de neutronesAZ=número de neutronesnúmero atómico(Z)=número de protonesnúmero de masa(A)=número de protones+número de neutronesAZ=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 más adelante, los átomos (y las moléculas) normalmente adquieren su 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-).

Ejemplo 2.3

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 (Figura 2.12).
La figura A muestra una foto de una persona que tiene la tiroides muy inflamada en el cuello. La figura B muestra una foto de un envase de sal yodada.
Figura 2.12 (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 (Figura 2.13). 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).

Se muestra un frasco marcado como "H g" con una pequeña cantidad de mercurio líquido en su interior.
Figura 2.13 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 Tabla 2.3. 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 Figura 3.37 (también en el Figura A1).

Algunos elementos comunes y sus símbolos
ElementoSímboloElementoSímbolo
aluminio AlhierroFe (de ferrum)
bromo Br plomoPb (de plumbum)
calcioCamagnesioMg
carbonoCmercurioHg (de hydrargyrum)
cloro ClnitrógenoN
cromoCroxígenoO
cobaltoCopotasio K (de kalium)
cobreCu (de cuprum)silicioSi
flúorFplataAg (de argentum)
oroAu (de aurum)sodioNa (de natrium)
helioHeazufreS
hidrógenoHestañoSn (de stannum)
yodoIzincZn
Tabla 2.3

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.

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 (Figura 2.14). 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 24Mg, 25Mg, y 26Mg. Estos símbolos de isótopos se leen como "elemento, número de masa" y se pueden simbolizar de acuerdo con esta lectura. Por ejemplo, 24Mg se lee como "magnesio 24", y puede escribirse como "magnesio-24" o "Mg-24" 25Mg 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 24Mg tiene 12 neutrones en su núcleo, un átomo de 25Mg tiene 13 neutrones y un 26Mg tiene 14 neutrones.

Este diagrama muestra el símbolo del helio, "H e" El número de la parte superior izquierda del símbolo es el número de masa, que es 4. El número de la parte superior derecha del símbolo es la carga que es 2 positivo. El número de la parte inferior izquierda del símbolo es el número atómico, que es el 2. Este número suele omitirse. También se muestra "M g" que significa magnesio Tiene un número de masa de 24, una carga de 2 positivo y un número atómico de 12.
Figura 2.14 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 Tabla 2.4. 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 2H, también se llama deuterio y a veces se simboliza como D. El hidrógeno-3, simbolizado como 3H, 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 11H11H
(protio)
1 1 0 1,0078 99,989
12H12H
(deuterio)
1 1 1 2,0141 0,0115
13H13H
(tritio)
1 1 2 3,01605 — (trazas)
helio 2 3He2 3He 2 2 1 3,01603 0,00013
2 4He2 4He 2 2 2 4,0026 100
litio 36Li36Li 3 3 3 6,0151 7,59
37Li37Li 3 3 4 7,0160 92,41
berilio 49Be49Be 4 4 5 9,0122 100
boro 510B510B 5 5 5 10,0129 19,9
511B511B 5 5 6 11,0093 80,1
carbono 612C612C 6 6 6 12,0000 98,89
613C613C 6 6 7 13,0034 1,11
614C614C 6 6 8 14,0032 — (trazas)
nitrógeno 714N714N 7 7 7 14,0031 99,63
715N715N 7 7 8 15,0001 0,37
oxígeno 816O816O 8 8 8 15,9949 99,757
817O817O 8 8 9 16,9991 0,038
818O818O 8 8 10 17,9992 0,205
flúor 919F919F 9 9 10 18,9984 100
neón 1020Ne1020Ne 10 10 10 19,9924 90,48
1021Ne1021Ne 10 10 11 20,9938 0,27
1022Ne1022Ne 10 10 12 21,9914 9,25
Tabla 2.4

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)imasa 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 10B con una masa de 10,0129 u, y el 80,1 % restante son 11B 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 umasa 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.

Ejemplo 2.4

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 20Ne (masa 19,9924 u), un 0,47 % de 21Ne (masa 20,9940 u) y un 7,69 % de 22Ne (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 umasa 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 24Mg (masa 23,98 u), un 10,13 % de átomos de 25Mg (masa 24,99 u) y un 11,17 % de átomos de 26Mg (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.

Ejemplo 2.5

Cálculo del porcentaje de abundancia

El cloro natural se compone de 35Cl (masa 34,96885 u) y 37Cl (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 35Cl por la masa de 35Cl más la fracción que es 37Cl por la masa de 37Cl.
masa media=(fracción de35Cl×masa de35Cl)+(fracción de37Cl×masa de37Cl)masa media=(fracción de35Cl×masa de35Cl)+(fracción de37Cl×masa de37Cl)

Si dejamos que x represente la fracción que es 35Cl, entonces la fracción que es 37Cl está representada por 1,00 - x.

(La fracción que es 35Cl + la fracción que es 37Cl deben sumar 1, por lo que la fracción de 37Cl debe ser igual a 1,00 - la fracción de 35Cl.)

Al sustituir esto en la ecuación de la masa media, tenemos:

35,453 u=(x×34,96885 u)+[(1,00x)×36,96590 u]35,453=34,96885x+36,9659036,96590x1,99705x=1,513x=1,5131,99705=0,757635,453 u=(x×34,96885 u)+[(1,00x)×36,96590 u]35,453=34,96885x+36,9659036,96590x1,99705x=1,513x=1,5131,99705=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 35Cl y un 24,24 % de 37Cl.

Compruebe lo aprendido

El cobre natural se compone de 63Cu (masa 62,9296 u) y 65Cu (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

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 (Figura 2.15), 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 diagrama de la izquierda muestra cómo funciona un espectrómetro de masas, que es principalmente un gran tubo que se dobla hacia abajo en su punto medio. La muestra entra por el lado izquierdo del tubo. Un calentador calienta la muestra, provocando su vaporización. La muestra también recibe un haz de electrones mientras se vaporiza. Las partículas cargadas de la muestra, llamadas iones, se aceleran y pasan entre dos imanes. El campo magnético desvía más los iones más ligeros. La desviación de los iones se mide mediante un detector situado en el lado derecho del tubo. El gráfico de la derecha del espectrómetro muestra un espectro de masas del circonio. La abundancia relativa, como porcentaje de 0 a 100, se representa en el eje y, y la relación masa/carga se representa en el eje x. La muestra contiene cinco isómeros diferentes de circonio. Z R 90, que tiene una relación masa/carga de 90, es el isótopo más abundante, con un 51 % de abundancia relativa. Z R 91 tiene una relación masa/carga de 91 y una abundancia relativa de aproximadamente el 11 %. Z R 92 tiene una relación masa/carga de 92 y una abundancia relativa de aproximadamente el 18 %. Z R 94 tiene una relación masa/carga de 94 y una abundancia relativa de aproximadamente el 18 %. Z R 96, que tiene una relación masa/carga de 96, es el isótopo de circonio menos abundante, con una abundancia relativa de aproximadamente el 2 %.
Figura 2.15 El análisis del circonio en un espectrómetro de masas produce un espectro de masas con picos que muestran los diferentes isótopos del Zr.
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