Estructura atómica (átomo neutro, iones, tipos de núclidos)

La palabra átomo proviene del griego a-tomos, es decir, "sin división". Sin embargo, la idea de que el átomo es indivisible duró solo hasta fines del siglo XIX.

1.1. Teoría atómica de Dalton (1808)

John Dalton publicó en 1808 su obra New System of Chemical Philosophy, en la que planteó una teoría atómica basada en experimentos con masas de sustancias que reaccionaban. Sus postulados centrales son:

• Cada elemento químico está formado por partículas muy pequeñas llamadas átomos.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí en masa y propiedades.
• Los átomos de elementos diferentes tienen masas y propiedades diferentes.
• Los compuestos se forman por la unión de átomos de distintos elementos en proporciones fijas.
• En una reacción química, los átomos se reordenan, pero no se crean ni se destruyen.

Hoy sabemos que algunos postulados de Dalton no son exactos, por ejemplo, existen isótopos, es decir, átomos del mismo elemento con distinta masa. Sin embargo, su idea central sigue siendo válida: la materia está formada por átomos.

1.2. Modelos atómicos posteriores

La estructura interna del átomo se descubrió gradualmente.

Los rayos catódicos fueron estudiados en tubos de vacío y permitieron descubrir el electrón. La idea de que el átomo era macizo e indivisible fue reemplazada por un átomo casi vacío con partículas internas.

El átomo se divide en dos regiones:

2.1. Núcleo atómico

• Es la parte central del átomo.
• Es muy pequeño y muy denso.
• Concentra casi toda la masa del átomo.
• Tiene carga eléctrica positiva porque contiene protones.
• Contiene protones ($p^+$) y neutrones ($n^0$).
• A los protones y neutrones se les llama nucleones fundamentales.

2.2. Zona extranuclear o envoltura electrónica

• Es la región que rodea al núcleo.
• Es mucho más grande que el núcleo y determina el volumen del átomo.
• Es una región liviana, casi vacía.
• Contiene electrones ($e^-$).
• Tiene carga eléctrica negativa.
• Los electrones se mantienen cerca del núcleo por atracción electrostática.

Una comparación útil:

Las tres partículas fundamentales del átomo son el electrón, el protón y el neutrón.

Algunas ideas clave:

• El protón y el electrón tienen cargas de igual magnitud, pero de signo contrario.
• El neutrón no tiene carga eléctrica.
• Las masas del protón y del neutrón son casi iguales y mucho mayores que la del electrón.
• Los protones, neutrones y electrones son idénticos entre sí sin importar de qué átomo provengan.

Un núclido es cada especie nuclear caracterizada por un número determinado de protones y neutrones.

Se representa de la siguiente manera:

$$^{A}_{Z}X$$

Donde:

• $X$ es el símbolo del elemento químico.
• $Z$ es el número atómico.
• $A$ es el número de masa.

4.1. Número atómico $Z$

$$Z = \#p^+$$

El número atómico indica la cantidad de protones en el núcleo.

• Determina la identidad del elemento.
• Es como el DNI del elemento: si cambia $Z$, cambia el elemento.
• En la tabla periódica, los elementos están ordenados según $Z$.
• También se le llama carga nuclear, porque el núcleo tiene una carga positiva igual a $+Z$.

Ejemplo:

$$^{19}_{9}F$$

El flúor tiene $Z = 9$, es decir, 9 protones.

4.2. Número de masa $A$

$$A = Z + N$$

donde $N$ es el número de neutrones.

También se puede escribir:

$$A = \#p^+ + \#n^0$$

Por lo tanto:

$$N = A - Z$$

El número de masa indica la cantidad total de nucleones fundamentales: protones más neutrones.

Ejemplo:
Para el núclido $^{19}_{9}F$:

$$N = 19 - 9 = 10$$

El flúor tiene 9 protones y 10 neutrones.

Un átomo es eléctricamente neutro cuando la cantidad de cargas positivas es igual a la cantidad de cargas negativas.

Como los protones tienen carga $+1$ y los electrones tienen carga $-1$, en un átomo neutro se cumple:

$$\#p^+ = \#e^- = Z$$

El número de neutrones no afecta la carga eléctrica, por lo tanto no tiene que ser igual al número de protones o electrones.

Ejemplo:
Para el átomo neutro $^{23}_{11}Na$:

• Protones: $Z = 11$
• Electrones: $11$ porque es neutro
• Neutrones: $A - Z = 23 - 11 = 12$

La carga total es:

$$(+11) + (-11) = 0$$

Un ion es una especie química con carga eléctrica neta. Se forma cuando un átomo gana o pierde electrones.

Es muy importante notar que, al formarse un ion, el número de protones no cambia. Solo cambian los electrones.

6.1. Catión

Es un ion de carga positiva.
Se forma cuando un átomo pierde electrones.

$$X \rightarrow X^{q+} + q e^-$$

Para un catión $X^{q+}$:

$$\#e^- = Z - q$$

Ejemplo:
El ion $Ca^{2+}$ proviene del calcio $Ca$ con $Z = 20$.

$$\#e^- = 20 - 2 = 18$$

El calcio perdió dos electrones.

6.2. Anión

Es un ion de carga negativa.
Se forma cuando un átomo gana electrones.

$$X + q e^- \rightarrow X^{q-}$$

Para un anión $X^{q-}$:

$$\#e^- = Z + q$$

Ejemplo:
El ion $S^{2-}$ proviene del azufre $S$ con $Z = 16$.

$$\#e^- = 16 + 2 = 18$$

El azufre ganó dos electrones.

En ambos casos, los neutrones se calculan igual:

$$\#n^0 = A - Z$$

Los núclidos se pueden clasificar comparando sus valores de $Z$, $A$ y $N$.

7.1. Isótopos o hílidos

Son núclidos que tienen el mismo número atómico $Z$, pero diferente número de masa $A$ y, por lo tanto, diferente número de neutrones.

Como pertenecen al mismo elemento, los isótopos:

• Tienen la misma cantidad de protones.
• Tienen distinta cantidad de neutrones.
• Tienen las mismas propiedades químicas.
• Tienen algunas propiedades físicas diferentes, porque su masa es distinta.

Ejemplo 1: isótopos del hidrógeno

Ejemplo 2: isótopos del cobre

$$^{63}_{29}Cu \quad \text{y} \quad ^{65}_{29}Cu$$

Ambos tienen 29 protones, pero uno tiene 34 neutrones y el otro 36.

Los isótopos tienen muchas aplicaciones. Por ejemplo, el $^{14}C$ se usa para datar restos fósiles, y el $^{60}Co$ y el $^{137}Cs$ se usan en medicina para radioterapia.

Cuando un elemento tiene varios isótopos, pueden formarse distintas moléculas. Por ejemplo, con los tres isótopos del hidrógeno $H$, $D$ y $T$, se pueden formar seis moléculas diatómicas:

$$H_2,\ HD,\ HT,\ D_2,\ DT,\ TT$$

7.2. Isóbaros

Son núclidos que tienen el mismo número de masa $A$, pero diferente número atómico $Z$ y, por lo tanto, distinto número de neutrones.

Como tienen distinto $Z$, pertenecen a elementos diferentes y tienen propiedades químicas diferentes.

Ejemplo:

$$^{14}_{6}C \quad \text{y} \quad ^{14}_{7}N$$

Ambos tienen $A = 14$, pero:

• El carbono tiene $Z = 6$ y $N = 8$.
• El nitrógeno tiene $Z = 7$ y $N = 7$.

7.3. Isótonos

Son núclidos que tienen el mismo número de neutrones $N$, pero diferente $Z$ y diferente $A$.

Ejemplo:

$$^{11}_{5}B \quad \text{y} \quad ^{12}_{6}C$$

Para el boro:

$$N = 11 - 5 = 6$$

Para el carbono:

$$N = 12 - 6 = 6$$

Ambos tienen 6 neutrones.

7.4. Especies isoelectrónicas

Son especies químicas que tienen el mismo número de electrones.

No necesariamente son núclidos del mismo elemento; pueden ser átomos neutros y/o iones.

Ejemplo:

• $^{27}_{13}Al^{3+}$: tiene $13 - 3 = 10$ electrones.
• $^{16}_{8}O^{2-}$: tiene $8 + 2 = 10$ electrones.
• $^{10}Ne$: tiene 10 electrones.

Las tres especies son isoelectrónicas.

Algunas aplicaciones que suelen mencionarse en los exámenes:

• Carbono-14 ($^{14}C$): datación de restos arqueológicos y fósiles.
• Cobalto-60 ($^{60}Co$): emite rayos gamma y se usa en tratamiento de tumores.
• Cesio-137 ($^{137}Cs$): se usa también en radioterapia.
• Yodo-131 ($^{131}I$): se usa en el diagnóstico y tratamiento de enfermedades de la tiroides.

Estos usos se basan en que distintos isótopos del mismo elemento pueden tener núcleos inestables y emitir radiación, pero conservan las mismas propiedades químicas que el elemento original.