Teoría atómica
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Teoría atómica Varios átomos y moléculas según John Dalton , en su libro A New System of Chemical Philosophy (Nuevo Sistema de Filosofía Química, 1808 ). En física y química , la teoría atómica es una teoría de la naturaleza de la materia , que afirma que está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos . La teoría atómica comenzó hace miles de años como un concepto filosófico y fue en el siglo XIX cuando logró una extensa aceptación científica gracias a los descubrimientos en el campo de la estequiometría . Los químicos de la época creían que las unidades básicas de los elementos también eran las partículas fundamentales de la naturaleza y las llamaron átomos (de la palabra griega atomos, que significa "indivisible"). Sin embargo, a finales de aquel siglo, y mediante diversos experimentos con el electromagnetismo y la radiactividad , los físicos descubrieron que el denominado "átomo indivisible" era realmente un conglomerado de diversas partículas subatómicas (principalmente electrones , protones y neutrones ), que pueden existir de manera separada. De hecho, en ciertos ambientes, como en las estrellas de neutrones , la temperatura extrema y la elevadapresión impide a los átomos existir como tales. El campo de la
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Teoría atómica
Varios átomos y moléculas según John Dalton, en su libro A New System of Chemical Philosophy (Nuevo
Sistema de Filosofía Química, 1808).
En física y química, la teoría atómica es una teoría de la naturaleza de la materia, que afirma que
está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos.
La teoría atómica comenzó hace miles de años como un concepto filosófico y fue en el siglo
XIX cuando logró una extensa aceptación científica gracias a los descubrimientos en el campo de
la estequiometría. Los químicos de la época creían que las unidades básicas de los elementos
también eran las partículas fundamentales de la naturaleza y las llamaron átomos (de la palabra
griega atomos, que significa "indivisible"). Sin embargo, a finales de aquel siglo, y mediante diversos
experimentos con el electromagnetismo y la radiactividad, los físicos descubrieron que el
denominado "átomo indivisible" era realmente un conglomerado de diversas partículas subatómicas
(principalmente electrones, protones y neutrones), que pueden existir de manera separada. De
hecho, en ciertos ambientes, como en las estrellas de neutrones, la temperatura extrema y la
elevadapresión impide a los átomos existir como tales. El campo de la ciencia que estudia las
partículas fundamentales de la materia se denomina física de partículas.
Contenido
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1 Teoría atómica de Dalton
o 1.1 Descubrimiento de las partículas subatómicas
o 1.2 Descubrimiento del núcleo
o 1.3 Descubrimiento de los isótopos
o 1.4 Descubrimiento del neutrón
2 Modelos cuánticos del átomo
3 Importancia
4 Véase también
5 Notas
6 Enlaces externos
[editar]Teoría atómica de Dalton
Artículo principal: Modelo atómico de Dalton.
Durante el siglo XVIII y los primeros años del siglo XIX, en su afán por conocer e interpretar la
naturaleza, los científicos estudiaron intensamente las reacciones químicas mediante numerosos
experimentos. Estos estudios permitieron hallar relaciones muy precisas entre las masas de las
sustancias sólidas o entre los volúmenes de los gases que intervienen en las reacciones químicas.
Las relaciones encontradas se conocen como leyes de la química. Entre las leyes fundamentales de
la Química, hay algunas que establecen las relaciones entre masas, llamadas leyes gravimétricas y
otras que relacionan volúmenes, denominadas leyes volumétricas. John Dalton desarrolló su modelo
atómico, en la que proponía que cada elemento químico estaba compuesto por átomos iguales y
exclusivos, y que aunque eran indivisibles e indestructibles, se podían asociar para formar
estructuras más complejas (los compuestos químicos). Esta teoría tuvo diversos precedentes.
El primero fue la ley de conservación de la masa, formulada por Antoine Lavoisier en 1789, que
afirma que la masa total en una reacción química permanece constante. Esta ley le sugirió a Dalton
la idea de que la materia era indestructible.
El segundo fue la ley de las proporciones definidas. Enunciada por el químico francés Joseph Louis
Proust en 1799, afirma que, en un compuesto, los elementos que lo conforman se combinan en
proporciones de masa definidas y características del compuesto.
Dalton estudió y amplió el trabajo de Proust para desarrollar la ley de las proporciones múltiples:
cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de
uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como
producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.
En 1803, Dalton publicó su primera lista de pesos atómicos relativos para cierta cantidad de
sustancias. Esto, unido a su rudimentario material, hizo que su tabla fuese muy poco precisa. Por
ejemplo, creía que los átomos de oxígeno eran 5,5 veces más pesados que los átomos de
hidrógeno, porque en el agua midió 5,5 gramos de oxígeno por cada gramo de hidrógeno y creía
que la fórmula del agua era HO (en realidad, un átomo de oxígeno es 16 veces más pesado que un
átomo de hidrógeno).
La ley de Avogadro le permitió deducir la naturaleza diatómica de numerosos gases, estudiando los
volúmenes en los que reaccionaban. Por ejemplo: el hecho de que dos litros de hidrógeno
reaccionasen con un litro de oxígeno para producir dos litros de vapor de agua (a presión y
temperatura constantes), significaba que una única molécula de oxígeno se divide en dos para
formar dos partículas de agua. De esta forma, Avogadro podía calcular estimaciones más exactas
de la masa atómica del oxígeno y de otros elementos, y estableció la distinción entre moléculas y
átomos.
Ya en 1784, el botánico escocés Robert Brown, había observado que las partículas de polvo que
flotaban en el agua se movían al azar sin ninguna razón aparente. En1905, Albert Einstein tenía la
teoría de que este movimiento browniano lo causaban las moléculas de agua que "bombardeaban"
constantemente las partículas, y desarrolló un modelo matemático hipotético para describirlo. El
físico francés Jean Perrin demostró experimentalmente este modelo en 1911, proporcionando
además la validación a la teoría de partículas (y por extensión, a la teoría atómica).
[editar]Descubrimiento de las partículas subatómicas
Artículo principal: Modelo atómico de Thomson.
El tubo de rayos catódicos de Thomson, en el que observó la desviación de los rayos catódicos por un campo
eléctrico.
Hasta 1897, se creía que los átomos eran la división más pequeña de la materia, cuando J.J
Thomson descubrió el electrónmediante su experimento con el tubo de rayos catódicos.1 El tubo de
rayos catódicos que usó Thomson era un recipiente cerrado de vidrio, en el cual los
dos electrodos estaban separados por un vacío. Cuando se aplica una diferencia de tensión a los
electrodos, se generan rayos catódicos, que crean un resplandor fosforescente cuando chocan con
el extremo opuesto del tubo de cristal. Mediante la experimentación, Thomson descubrió que los
rayos se desviaban al aplicar un campo eléctrico (además de desviarse con los campos magnéticos,
cosa que ya se sabía). Afirmó que estos rayos, más que ondas, estaban compuestos por partículas
cargadas negativamente a las que llamó "corpúsculos" (más tarde, otros científicos las rebautizarían
comoelectrones).
Thomson creía que los corpúsculos surgían de los átomos del electrodo. De esta forma, estipuló que
los átomos eran divisibles, y que los corpúsculos eran sus componentes. Para explicar la carga
neutra del átomo, propuso que los corpúsculos se distribuían en estructuras anilladas dentro de una
nube positiva uniforme; éste era el modelo atómico de Thomson o "modelo del plum cake".2
Ya que se vio que los átomos eran realmente divisibles, los físicos inventaron más tarde el término
"partículas elementales" para designar a las partículas indivisibles.
[editar]Descubrimiento del núcleo
Artículo principal: Modelo atómico de Rutherford.
Experimento de la lámina de oro
Arriba: Resultados esperados: las partículas alfa pasan sin problemas por el modelo atómico de Thomson.
Abajo: Resultados observados: una pequeña parte de las partículas se desvía, lo que revela la existencia de un
lugar en el átomo donde se concentra la carga positiva.
El modelo atómico de Thomson fue refutado en 1909 por uno de sus estudiantes, Ernest Rutherford,
quien descubrió que la mayor parte de la masa y de la carga positiva de un átomo estaba
concentrada en una fracción muy pequeña de su volumen, que suponía que estaba en el mismo
centro.
En su experimento, Hans Geiger y Ernest Marsden bombardearon partículas alfa a través de una
fina lámina de oro (que chocarían con una pantalla fluorescente que habían colocado rodeando la
lámina).3 Dada la mínima como masa de los electrones, la elevada masa y momento de las
partículas alfa y la distribución uniforme de la carga positiva del modelo de Thomson, estos
científicos esperaban que todas las partículas alfa atravesasen la lámina de oro sin desviarse, o por
el contrario, que fuesen absorbidas. Para su asombro, una pequeña fracción de las partículas alfa
sufrió una fuerte desviación. Esto indujo a Rutherford a proponer el modelo planetario del átomo, en
el que los electrones orbitaban en el espacio alrededor de un grannúcleo compacto, a semejanza de
los planetas y el Sol.4
[editar]Descubrimiento de los isótopos
En 1913, Thomson canalizó una corriente de iones de neón a través de campos magnéticos y
eléctricos, hasta chocar con una placa fotográfica que había colocado al otro lado. Observó dos
zonas incandescentes en la placa, que revelaban dos trayectorias de desviación diferentes.
Thomson concluyó que esto era porque algunos de los iones de neón tenían diferentes masas; así
fue como descubrió la existencia de los isótopos.5
[editar]Descubrimiento del neutrón
Véase también: Neutrón#Historia.
En 1918, Rutherford logró partir el núcleo del átomo al bombardear gas nitrógeno con partículas alfa,
y observó que el gas emitía núcleos de hidrógeno. Rutherford concluyó que los núcleos de
hidrógeno procedían de los núcleos de los mismos átomos de nitrógeno.6 Más tarde descubrió que
la carga positiva de cualquier átomo equivalía siempre a un número entero de núcleos de hidrógeno.
Esto, junto con el hecho de que el hidrógeno —el elemento más ligero— tenía una masa atómica de
1, le llevó a afirmar que los núcleos de hidrógeno eran partículas singulares, constituyentes básicos
de todos los núcleos atómicos: se había descubierto el protón. Un experimento posterior de
Rutherford mostró que la masa nuclear de la mayoría de los átomos superaba a la de los protones
que tenía. Por tanto, postuló la existencia de partículas sin carga, hasta entonces desconocidas más
tarde llamadas neutrones, de donde provendría este exceso de masa.
En 1928, Walther Bothe observó que el berilio emitía una radiación eléctricamente neutra cuando se
le bombardeaba con partículas alfa. En 1932, James Chadwickexpuso diversos elementos a esta
radiación y dedujo que ésta estaba compuesta por partículas eléctricamente neutras con una masa
similar la de un protón.7 Chadwick llamó a estas partículas "neutrones".
[editar]Modelos cuánticos del átomo
Artículos principales: Modelo atómico de Schrödinger, Modelo atómico de Bohr y Modelo atómico de
Sommerfeld.
El modelo planetario del átomo tenía sus defectos. En primer lugar, según la fórmula de
Larmor del electromagnetismo clásico, una carga eléctrica en aceleración emiteondas
electromagnéticas, y una carga en órbita iría perdiendo energía y describiría una espiral hasta
acabar cayendo en el núcleo. Otro fenómeno que el modelo no explicaba era por qué los átomos
excitados sólo emiten luz con ciertos espectros discretos.
El modelo de Bohr.
La teoría cuántica revolucionó la física de comienzos del siglo XX, cuando Max Planck y Albert
Einstein postularon que se emite o absorbe una leve cantidad de energía en cantidades fijas
llamadas cuantos. En 1913, Niels Bohr incorporó esta idea a su modelo atómico, en el que los
electrones sólo podrían orbitar alrededor del núcleo en órbitas circulares determinadas, con una
energía y un momento angular fijos, y siendo proporcionales las distancias del núcleo a los
respectivos niveles de energía.8 Según este modelo, los átomos no podrían describir espirales hacia
el núcleo porque no podrían perder energía de manera continua; en cambio, sólo podrían realizar
"saltos cuánticos" instantáneos entre los niveles fijos de energía.9 Cuando esto ocurre, el átomo
absorbe o emite luz a una frecuencia proporcional a la diferencia de energía (y de ahí la absorción y
emisión de luz en los espectros discretos).9 Arnold Sommerfeld amplió el átomo de Bohr
en 1916 para incluir órbitas elípticas, utilizando una cuantificación de momento generalizado.
El modelo de Bohr-Sommerfeld ad hoc era muy difícil de utilizar, pero a cambio hacía increíbles
predicciones de acuerdo con ciertas propiedades espectrales. Sin embargo, era incapaz de explicar
los átomos multielectrónicos, predecir la tasa de transición o describir las estructuras finas e
hiperfinas.
En 1924, Louis de Broglie propuso que todos los objetos —particularmente las partículas
subatómicas, como los electrones— podían tener propiedades de ondas. Erwin Schrödinger,
fascinado por esta idea, investigó si el movimiento de un electrón en un átomo se podría explicar
mejor como onda que como partícula. La ecuación de Schrödinger, publicada en 1926,10 describe al
electrón como una función de onda en lugar de como una partícula, y predijo muchos de los
fenómenos espectrales que el modelo de Bohr no podía explicar. Aunque este concepto era
matemáticamente correcto, era difícil de visualizar, y tuvo sus detractores.11 Uno de sus críticos, Max
Born, dijo que la función de onda de Schrödinger no describía el electrón, pero sí a muchos de sus
posibles estados, y de esta forma se podría usar para calcular la probabilidad de encontrar un
electrón en cualquier posición dada alrededor del núcleo.12
En 1927, Werner Heisenberg indicó que, puesto que una función de onda está determinada por el
tiempo y la posición, es imposible obtener simultáneamente valores precisos tanto para la posición
como para el momento de la partícula para cualquier punto dado en el tiempo.13 Este principio fue
conocido como principio de incertidumbre de Heisenberg.
Los cinco orbitales atómicos de un átomo de neón, separados y ordenados en orden creciente de energía. En
cada orbital caben como máximo dos electrones, que están la mayor parte del tiempo en las zonas delimitadas
por las "burbujas".
Este nuevo enfoque invalidaba por completo el modelo de Bohr, con sus órbitas circulares
claramente definidas. El modelo moderno del átomo describe las posiciones de los electrones en un
átomo en términos de probabilidades. Un electrón se puede encontrar potencialmente a cualquier
distancia del núcleo, pero —dependiendo de su nivel de energía— tiende a estar con más
frecuencia en ciertas regiones alrededor del núcleo que en otras; estas zonas son conocidas
como orbitales atómicos.
[editar]Importancia
La importancia de esta teoría no puede ser exagerada. Se ha dicho (por ejemplo elpremio
Nobel Richard Feynman) que la teoría atómica es la teoría más importante en lahistoria de la
ciencia. Esto se debe a las implicaciones que ha tenido, tanto para la ciencia básica como por las
aplicaciones que se han derivado de ella.
Toda la química y bioquímica modernas se basan en la teoría de que la materia está compuesta de
átomos de diferentes elementos, que no pueden transmutarse por métodos químicos. Por su parte,
la química ha permitido el desarrollo de la industria farmacéutica, petroquímica, de abonos, el
desarrollo de nuevos materiales, incluidos los semiconductores, y otros avances.
ÁtomoPara el personaje de cómics, véase Átomo (cómic).
Representación de un átomo de helio.
El átomo es la unidad de materia más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad
o sus propiedades, y que no es posible dividir mediante procesos químicos. Está compuesto por
un núcleo atómico, en el que se concentra casi toda su masa, rodeado de una nube de electrones.
El núcleo está formado por protones, con carga positiva, y neutrones, eléctricamente neutros.nota
1 Los electrones, cargados negativamente, permanecen ligados a este mediante la fuerza
electromagnética.
Los átomos se clasifican de acuerdo al número de protones y neutrones que contenga su núcleo. El
número de protones onúmero atómico determina su elemento químico, y el número de neutrones
determina su isótopo. Un átomo con el mismo número de protones que de electrones es
eléctricamente neutro. Si por el contrario posee un exceso de protones o de electrones, su carga
neta es positiva o negativa, y se denomina ion.
El nombre átomo proviene del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, sin partes; también, se deriva
de «a» (no) y «tomo» (divisible); no divisible.1 El concepto de átomo como bloque básico e indivisible
que compone la materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin
embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física
nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.2 3
Los átomos son objetos muy pequeños con masas igualmente minúsculas: su diámetro y masa son
del orden de la billonésima parte de un metro y cuatrillonésima parte de un gramo. Solo pueden ser
observados mediante instrumentos especiales tales como un microscopio de efecto túnel. Más de un
99,94% de la masa del átomo está concentrada en su núcleo, en general repartida de manera
aproximadamente equitativa entre protones y neutrones. El núcleo de un átomo puede ser inestable
y sufrir una transmutación mediante desintegración radioactiva. Los electrones en la nube del átomo
están repartidos en distintos niveles de energía u orbitales, y determinan las propiedades químicas
del mismo. Las transiciones entre los distintos niveles dan lugar a la emisión o absorción
de radiación electromagnética en forma de fotones, y son la base de la espectroscopia.
Contenido
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1 Estructura atómica
o 1.1 Partículas subatómicas
o 1.2 El núcleo atómico
o 1.3 Nube de electrones
2 Propiedades atómicas
o 2.1 Masa
o 2.2 Tamaño
o 2.3 Niveles de energía
o 2.4 Interacciones eléctricas entre protones y electrones
3 Historia de la teoría atómica
4 Evolución del modelo atómico
o 4.1 Modelo de Dalton
o 4.2 Modelo de Thomson
o 4.3 Modelo de Rutherford
o 4.4 Modelo de Bohr
o 4.5 Modelo de Schrödinger
o 4.6 Modelo de Dirac
o 4.7 Modelos posteriores
5 Véase también
6 Referencias y notas
o 6.1 Notas
o 6.2 Referencias
o 6.3 Bibliografía
o 6.4 Enlaces externos
[editar]Estructura atómica
[editar]Partículas subatómicas
Véase también: Partículas subatómicas.
A pesar de que átomo significa ‘indivisible’, en realidad está formado por varias partículas
subatómicas. El átomo contiene protones, neutrones y electrones, con la excepción del hidrógeno-1,
que no contiene neutrones, y del ion hidronio, que no contiene electrones. Los protones y neutrones
del átomo se denominan nucleones, por formar parte del núcleo atómico.
El electrón es la partícula más ligera de cuantas componen el átomo, con una masa de 9,11 ·
10−31 kg. Tiene una carga eléctrica negativa cuya magnitud se define como la carga eléctrica
elemental, y se ignora si posee subestructura, por lo que se lo considera una partícula elemental.
Los protones tienen una masa de 1,67 · 10−27kg, 1836 veces la del electrón, y una carga positiva
opuesta a la de este. Los neutrones tienen un masa de 1,69 · 10−27 kg, 1839 veces la del electrón, y
no poseen carga eléctrica. Las masas de ambos nucleones son ligeramente inferiores dentro del
núcleo, debido a la energía potencial del mismo; y sus tamaños son similares, con un radio del
orden de 8 · 10-16 m o 0,8 femtómetros (fm).4
El protón y el neutrón no son partículas elementales, sino que constituyen un estado
ligado de quarks u y d, partículas fundamentales recogidas en el modelo estándarde la física de
partículas, con cargas eléctricas iguales a +2/3 y −1/3 respectivamente, respecto de la carga
elemental. Un protón contiene dos quarks u y un quark d, mientras que el neutrón contiene dos d y
un u, en consonancia con la carga de ambos. Los quarks se mantienen unidos mediante la fuerza
nuclear fuerte, mediada porgluones —del mismo modo que la fuerza electromagnética está mediada
por fotones—. Además de estas, existen otras partículas subatómicas en el modelo estándar: más
tipos de quarks, leptones cargados (similares al electrón), etc.
[editar]El núcleo atómico
Artículo principal: Núcleo atómico.
Los protones y neutrones de un átomo se encuentran ligados en el núcleo atómico, la parte central
del mismo. El volumen del núcleo es aproximadamente proporcional al número total de nucleones,
el número másico A,5 lo cual es mucho menor que el tamaño del átomo, cuyo radio es del orden de
105 fm o 1 ångström (Å). Los nucleones se mantienen unidos mediante la fuerza nuclear, que es
mucho más intensa que la fuerza electromagnética a distancias cortas, lo cual permite vencer la
repulsión eléctrica entre los protones.6
Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones, que se denomina número
atómico y se representa por Z. Los átomos de un elemento dado pueden tener distinto número de
neutrones: se dice entonces que son isótopos. Ambos números conjuntamente determinan
el núclido.
El núcleo atómico puede verse alterado por procesos muy energéticos en comparación con
las reacciones químicas. Los núcleos inestables sufren desintegracionesque pueden cambiar su
número de protones y neutrones emitiendo radiación. Un núcleo pesado puede fisionarse en otros
más ligeros en una reacción nuclear oespontáneamente. Mediante una cantidad suficiente de
energía, dos o más núcleos pueden fusionarse en otro más pesado.
En átomos con número atómico bajo, los núcleos con una cantidad distinta de protones y neutrones
tienden a desintegrarse en núcleos con proporciones más parejas, más estables. Sin embargo, para
valores mayores del número atómico, la repulsión mutua de los protones requiere una proporción
mayor de neutrones para estabilizar el núcleo.7
[editar]Nube de electrones
Artículo principal: Nube de electrones.
Los cinco primeros orbitales atómicos.
Los electrones en el átomo son atraídos por los protones a través de la fuerza electromagnética.
Esta fuerza los atrapa en un pozo de potencial electrostático alrededor del núcleo, lo que hace
necesaria una fuente de energía externa para liberarlos. Cuanto más cerca está un electrón del
núcleo, mayor es la fuerza atractiva, y mayor por tanto la energía necesaria para que escape.
Los electrones, como otras partículas, presentan simultáneamente propiedades de partícula puntual
y de onda, y tienden a formar un cierto tipo de onda estacionaria alrededor del núcleo, en reposo
respecto de este. Cada una de estas ondas está caracterizada por un orbital atómico, una función
matemática que describe la probabilidad de encontrar al electrón en cada punto del espacio. El
conjunto de estos orbitales es discreto, es decir, puede enumerarse, como es propio en todo sistema
cuántico. La nube de electrones es la región ocupada por estas ondas, visualizada como una
densidad de carga negativa alrededor del núcleo.
Cada orbital corresponde a un posible valor de energía para los electrones, que se reparten entre
ellos. El principio de exclusión de Pauli prohíbe que más de dos electrones se encuentren en el
mismo orbital. Pueden ocurrir transiciones entre los distintos niveles de energía: si un electrón
absorbe un fotón con energía suficiente, puede saltar a un nivel superior; también desde un nivel
más alto puede acabar en un nivel inferior, radiando el resto de la energía en un fotón. Las energías
dadas por las diferencias entre los valores de estos niveles son las que se observan en las líneas
espectrales del átomo.
[editar]Propiedades atómicas
[editar]Masa
La mayor parte de la masa del átomo viene de los nucleones, los protones y neutrones del núcleo.
También contribuyen en una pequeña parte la masa de los electrones, y la energía de ligadura de
los nucleones, en virtud de la equivalencia entre masa y energía. La unidad de masa que se utiliza
habitualmente para expresarla es la unidad de masa atómica (u). Esta se define como la doceava
parte de la masa de un átomo neutro de carbono-12 libre, cuyo núcleo contiene 6 protones y 6
neutrones, y equivale a 1,66 · 10-27 kg aproximadamente. En comparación el protón y el neutrón
libres tienen una masa de 1,007 y 1,009 u. La masa de un átomo es entonces aproximadamente
igual al número de nucleones en su núcleo —el número másico— multiplicado por la unidad de
masa atómica. El átomo estable más pesado es el plomo-208, con una masa de 207,98 u.8
En química se utiliza también el mol como unidad de masa. Un mol de átomos de cualquier
elemento equivale siempre al mismo número de estos (6,022 · 10 23 ), lo cual implica que un mol de
átomos de un elemento con masa atómica de 1 u pesa aproximadamente 1 gramo. En general, un
mol de átomos de un cierto elemento pesa de forma aproximada tantos gramos como la masa
atómica de dicho elemento.
[editar]Tamaño
Artículo principal: Radio atómico.
Los átomos no están delimitados por una frontera clara, por lo que su tamaño se equipara con el de
su nube electrónica. Sin embargo, tampoco puede establecerse una medida de esta, debido a las
propiedades ondulatorias de los electrones. En la práctica, se define el radio atómico estimándolo en
función de algún fenómeno físico, como la cantidad y densidad de átomos en un volumen dado, o la
distancia entre dos núcleos en una molécula.
Los diversos métodos existentes arrojan valores para el radio atómico de entre 0,5 y 5 Å. Dentro de
la tabla periódica de los elementos, el tamaño de los átomos tiende a disminuir a lo largo de
un periodo —una fila—, para aumentar súbitamente al comienzo de uno nuevo, a medida que los
electrones ocupan niveles de energía más altos.9
Las dimensiones del átomo son miles de veces más pequeñas que la longitud de onda de
la luz (400-700 nm) por lo que estos no pueden ser observados utilizando instrumentos ópticos. En
comparación, el grosor de un cabello humano es equivalente a un millón de átomos de carbono. Si
una manzana fuera del tamaño de la Tierra, los átomos en ella serían tan grandes como la manzana
original.10
[editar]Niveles de energía
Artículos principales: Nivel de energía y Línea espectral.
Un electrón ligado en el átomo posee una energía potencial inversamente proporcional a su
distancia al núcleo y de signo negativo, lo que quiere decir que esta aumenta con la distancia. La
magnitud de esta energía es la cantidad necesaria para desligarlo, y la unidad usada habitualmente
para expresarla es el electrónvoltio (eV). En el modelo mecanocuántico solo hay un conjunto
discreto de estados o niveles en los que un electrón ligado puede encontrarse —es decir,
enumerables—, cada uno con un cierto valor de la energía. El nivel con el valor más bajo se
denomina el estado fundamental, mientras que el resto se denominan estados excitados.
Cuando un electrón efectúa una transición entre dos estados distintos, absorbe o emite un fotón,
cuya energía es precisamente la diferencia entre los dos niveles. La energía de un fotón es
proporcional a su frecuencia, así que cada transición se corresponde con una banda estrecha
del espectro electromagnético denominada línea espectral.
Un ejemplo de líneas de absorción en un espectro
Cada elemento químico posee un espectro de líneas característico. Estas se detectan como líneas
de emisión en la radiación de los átomos del mismo. Por el contrario, si se hace pasar radiación con
un espectro de frecuencias continuo a través de estos, los fotones con la energía adecuada son
absorbidos. Cuando los electrones excitados decaen más tarde, emiten en direcciones aleatorias,
por lo que las frecuencias características se observan como líneas de absorción oscuras.
Las medidas espectroscópicas de la intensidad y anchura de estas líneas permite determinar la
composición de una sustancia.
Algunas líneas espectrales se presentan muy juntas entre sí, tanto que llegaron a confundirse con
una sola históricamente, hasta que fue descubierta su subestructura o estructura fina. La causa de
este fenómeno se encuentra en las diversas correcciones a considerar en la interacción entre los
electrones y el núcleo. Teniendo en cuenta tan solo la fuerza electrostática, ocurre que algunas de
las configuraciones electrónicas pueden tener la misma energía aun siendo distintas. El resto de
pequeños efectos y fuerzas en el sistema electrón-núcleo rompe esta redundancia o degeneración,
dando lugar a la estructura fina. Estos incluyen las correcciones relativistas al movimiento de
electrón, la interacción de sumomento magnético con el campo eléctrico y con el núcleo, etc.11
Además, en presencia de un campo externo los niveles de energía se ven modificados por la
interacción del electrón con este, en general produciendo o aumentando la división entre los niveles
de energía. Este fenómeno se conoce como efecto Stark en el caso de un campo eléctrico, y efecto
Zeeman en el caso de un campo magnético.
Las transiciones de un electrón a un nivel superior ocurren en presencia de radiación
electromagnética externa, que provoca la absorción del fotón necesario. Si la frecuencia de dicha
radiación es muy alta, el fotón es muy energético y el electrón puede liberarse, en el llamado efecto
fotoeléctrico.
Las transiciones a un nivel inferior pueden ocurrir de manera espontánea, emitiendo la energía
mediante un fotón saliente; o de manera estimulada, de nuevo en presencia de radiación. En este
caso, un fotón «entrante» apropiado provoca que el electrón decaiga a un nivel con una diferencia
de energía igual a la del fotón entrante. De este modo, se emite un fotón saliente cuya onda
asociada está sincronizada con la del primero, y en la misma dirección. Este fenómeno es la base
del láser.
[editar]Interacciones eléctricas entre protones y electrones
Antes del experimento de Rutherford la comunidad científica aceptaba el modelo atómico de
Thomson, situación que varió después de la experiencia de Rutherford. Los modelos posteriores se
basan en una estructura de los átomos con una masa central cargada positivamente rodeada de una
nube de carga negativa.12
Este tipo de estructura del átomo llevó a Rutherford a proponer su modelo en que los electrones se
moverían alrededor del núcleo en órbitas. Este modelo tiene una dificultad proveniente del hecho de
que una partícula cargada acelerada, como sería necesario para mantenerse en órbita, radiaría
radiación electromagnética, perdiendo energía. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de
Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del
orden de 10−10 s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los
electrones sobre el núcleo.13
[editar]Historia de la teoría atómica
Artículo principal: Historia de la teoría atómica.
El concepto de átomo existe desde la Antigua Grecia propuesto por los filósofos
griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto por medio de la
experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara la realidad, ya que, como
proponían estos pensadores, la materia no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir
una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos
los cuerpos macroscópicos que nos rodean.14 El siguiente avance significativo no se realizó hasta
que en 1773 el químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado: «La materia no
se crea ni se destruye, simplemente se transforma». La ley de conservación de la masa o ley de
conservación de la materia; demostrado más tarde por los experimentos del químico inglés John
Dalton quien en 1804, luego de medir la masa de los reactivos y productos de una reacción, y
concluyó que las sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada elemento,
pero diferentes de un elemento a otro.15
Luego en 1811, el físico italiano Amedeo Avogadro, postuló que a una temperatura, presión y
volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de partículas, sean átomos o moléculas,
independientemente de la naturaleza del gas, haciendo al mismo tiempo la hipótesis de que los
gases son moléculas poliatómicas con lo que se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas.16
El químico ruso Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una clasificación de los elementos
químicos en orden creciente de su masa atómica, remarcando que existía una periodicidad en las
propiedades químicas. Este trabajo fue el precursor de la tabla periódica de los elementos como la
conocemos actualmente.17
La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento de
Rutherford en 1911 y el modelo atómico de Bohr. Posteriores descubrimientos científicos, como
la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como el microscopio electrónico, han permitido conocer
con mayor detalle las propiedades físicas y químicas de los átomos.18
[editar]Evolución del modelo atómico
Los elementos básicos de la materia son tres.
Cuadro general de las partículas, quarks y leptones.
Tamaño relativo de las diferentes partículas atómicas.
La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los
descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A continuación se hará una
exposición de los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentes épocas. Algunos de
ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se
incluyen a manera de reseña histórica.
[editar]Modelo de Dalton
Artículo principal: Modelo atómico de John Dalton.
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton, quien
imaginaba a los átomos como diminutas esferas.19 Este primer modelo atómico postulaba:
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y
no se pueden destruir.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades
propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar
más de un compuesto.
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la
radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones(p+).
Diferencia entre los bariones y los mesones.Diferencia entre fermiones y bosones.
[editar]Modelo de Thomson
Artículo principal: Modelo atómico de Thomson.
Funciones de onda de los primeros orbitales atómicos.
Modelo atómico de Thomson.
Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinó que la
materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba
constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de
carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o
uvas en gelatina. Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de
Thomson donde las «pasas» (electrones) se situaban en la parte exterior del «pastel» (la carga
positiva).
Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de
la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que
contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de
cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo
perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De
esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras
radiaciones.
[editar]Modelo de Rutherford
Artículo principal: Modelo atómico de Rutherford.
Modelo atómico de Rutherford.
Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en
lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el
modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una
negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un
núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones
se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío
entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público
no científico.
Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior
(Thomson), no se habla de éste.
Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:
Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy
comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica
en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma
de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se
destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.
No explicaba los espectros atómicos.
[editar]Modelo de Bohr
Artículo principal: Modelo atómico de Bohr.
Modelo atómico de Bohr.
Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el
modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los
gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el
fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
«El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose
alrededor del núcleo en órbitas bien definidas». Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden estar
solo en ciertas órbitas)
Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.
Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una
de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía
asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de
radiación (luz).
El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno. Pero solo la luz
de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido
cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso de energía radiada.
Bohr no pudo explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de cuantización.
Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.
[editar]Modelo de Schrödinger
Artículo principal: Modelo atómico de Schrödinger.
Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía.
Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la
cual fue generalizada porErwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas
con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel
macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a
los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa laprobabilidad
de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce
como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía
disponibles en el átomo de hidrógeno.
[editar]Modelo de Dirac
Artículo principal: Modelo atómico de Dirac.
El modelo de Dirac usa supuestos muy similares al modelo de Schrödinger aunque su punto de
partida es una ecuación relativista para la función de onda, la ecuación de Dirac. El modelo de Dirac
permite incorporar de manera más natural el espín del electrón. Predice niveles energéticos
similares al modelo de Schrödinger proporcionando las correcciones relativistas adecuadas.
[editar]Modelos posteriores
Tras el establecimiento de la ecuación de Dirac, la teoría cuántica evolucionó hasta convertirse
propiamente en una teoría cuántica de campos. Los modelos surgidos a partir de los años 1960 y
1970 permitieron construir teorías de las interacciones de los nucleones. La vieja teoría atómica
quedó confinada a la explicación de la estructura electrónica que sigue siendo explicando de manera
adecuada mediante el modelo de Dirac complementado con correcciones surgidas de
la electrodinámica cuántica. Debido a la complicación de las interacciones fuertes sólo existen
modelos aproximados de la estructura del núcleo atómico. Entre los modelos que tratan de dar
cuenta de la estructura del núcleo atómico están: el modelo de la gota líquida y el modelo de capas.
Posteriormente a partir de los años 1960 y 1970 aparecieron evidencias experimentales y modelos
teóricos que sugerían que los propios nucleones (neutrones, protones) y mesones (piones) que
constituyen el núcleo atómico estarían formados por constituyentes fermiónicos más elementales
denominados quarks. Lainteracción fuerte entre quarks entraña problemas matemáticos
complicados, algunos aun no resueltos de manera exacta. En cualquier caso lo que se conoce hoy
en día deja claro que la estructura del núcleo atómico y de las propias partículas que forman el
núcleo son mucho más complicada que la estructura electrónica de los átomos. Dado que las
propiedades químicas dependen exclusivamente de las propiedades de la estructura electrónica, se
considera que las teorías actuales explican satisfactoriamente las propiedades químicas de la
materia, cuyo estudio fue el origen del estudio de la estructura atómica
Número atómicoEste artículo o sección necesita referencias que aparezcan en una publicación acreditada, como revistas especializadas, monografías, prensa diaria o páginas de Internet fidedignas.Puedes añadirlas así o avisar al autor principal del artículo en su página de discusión pegando: {{subst:Aviso referencias|Número atómico}} ~~~~
En química, el número atómico es el número total de protones en el núcleo del átomo. Se suele
representar con la letra Z (del alemán: Zahl, que quiere decir número). El número atómico es
característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su
carga nuclear. Los átomos de diferentes elementos tienen diferentes número de electrones y
protones. El número de protones en el núcleo de un átomo recibe el nombre de número atómico, se
representa con la letra Z y da la identidad del átomo. N átomo en su estado natural es neutro y tiene
número igual electrones y protones. Un átomo de sodio tiene un número atómico 11, posee 11
electrones y 11 protones. Un átomo de magnesio Mg, tiene número atómico 12, posee 12 electrones
y 12 protones, y un átomo de Uranio U, que tiene número atómico 92, posee 92 electrones y 92
protones con gases y el orden en la tabla periódica esta de acuerdo a números atómicos.
En 1913 Henry Moseley demostró la regularidad existente entre los valores de las longitudes de
onda de los rayos X emitidos por diferentes metales tras ser bombardeados con electrones, y los
números atómicos de estos elementos metálicos. Este hecho permitió clasificar a los elementos en
la tabla periódica en orden creciente de número atómico. En la tabla periódica los elementos se
ordenan de acuerdo a sus números atómicos en orden creciente.
Número másicoEn química, el número másico o número de masa representa el número de
los protones y neutrones que se encuentran dentro del núcleo del átomo. Se simboliza con la
letra A. El uso de esta letra proviene del alemán Atomgewicht, que quiere decir peso atómico,
aunque sean conceptos distintos que no deben confundirse. Por este motivo resultaría más correcto
que la letra A representara Atomkern, es decir, núcleo atómico para evitar posibles confusiones.
Suele ser mayor que el número atómico, dado que los neutrones del núcleo proporcionan a éste la
cohesión necesaria para superar la copulacion entre los protones.
El número de masa es además el indicativo de los distintos isótopos de un elemento. Dado que el
número de protones es idéntico para todos los átomos del elemento, sólo el número másico, que
lleva implícito el número de neutrones en el núcleo, indica de qué isótopo del elemento se trata. El
número másico se indica con un superíndice situado a la izquierda de su símbolo, sobre el número
atómico. Por ejemplo, el 1H es el isótopo de hidrógeno conocido como protio. El 2H es el deuterio y
el3H es el tritio. Dado que todos ellos son hidrógeno, el número atómico tiene que ser 1.
Para todo átomo e ion:.
Número másico (A) = Número atómico (Z) + Número de neutrones
A = Z + N El número atómico siempre estará al lado del número másico.
Para calcular la cantidad de neutrones que posee un átomo debe hacerse: "A - Z",(Número
másico menos Número atómico) consultando antes en la tabla periódica las cantidades
correspondientes.
La suma de los protones y los neutrones presentes en el núcleo de un átomo, nos da como
resultado un número que denominamos número másico. El número másico se recoge en la tabla
periódica.
IsótopoEste artículo o sección necesita referencias que aparezcan en una publicación acreditada, como revistas especializadas, monografías, prensa diaria o páginas de Internet fidedignas.Puedes añadirlas así o avisar al autor principal del artículo en su página de discusión pegando: {{subst:Aviso referencias|Isótopo}} ~~~~
En la esquina inferior derecha de esta placa fotográfica de Joseph John Thomson están marcados los dos
isótopos del neón: neón-20 y neón-22.
Se denominan isótopos (del griego: ἴσος, isos = mismo; τόπος, tópos = lugar) a los átomos de un
mismo elemento, cuyos núcleos tienen una cantidad diferente de neutrones, y por lo tanto, difieren
en masa. La mayoría de los elementos químicos así como esta poseen más de un isótopo.
Solamente 21 elementos (ejemplos: berilio, sodio) poseen un solo isótopo natural; en contraste,
el estaño es el elemento con más isótopos estables.
Otros elementos tienen isótopos destructibles, pero inestables, como el uranio, cuyos isótopos están
constantemente endecaimiento, lo que los hace radiactivos. Los isótopos inestables son útiles para
estimar la edad de variedad de muestras naturales, como rocas y materia orgánica. Esto es posible,
siempre y cuando, se conozca el ritmo promedio de desintegración de determinado isótopo, en
relación a los que ya han decaído. Gracias a este método de datación, conocemos la edad de la
tierra. Los rayos cósmicos hacen inestables a isótopos estables de Carbono que posteriormente se
adhieren a material biológico, permitiendo así estimar la edad aproximada de huesos, telas,
maderas, cabello, etc. Se obtiene la edad de 900059 años, no la del propio isótopo, ya que se tienen
en cuenta también los isótopos que ya han desintegrado en la misma muestra. Se sabe el número
de isótopos desintegrados con bastante precisión, ya que no pudieron haber sido parte del sistema
biológico a menos que hubieran sido aún estables cuando fueron raros.
Contenido
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1 Tipos de isótopos
2 Notación
3 Radioisótopos
4 Aplicaciones de los isótopos
o 4.1 Utilización de las propiedades químicas
5 Véase también
6 Referencias
7 Enlaces externos
[editar]Tipos de isótopos
Todos los isótopos poseen igual número atómico pero difieren en el número másico.
Si la relación entre el número de protones y de neutrones no es la apropiada para obtener la
estabilidad nuclear, el isótopo es radiactivo.
Por ejemplo, en la naturaleza el carbono se presenta como una mezcla de tres isótopos con
números de masa 12, 13 y 14: 12 C , 13 C y 14 C . Sus abundancias respecto a la cantidad global de
carbono son respectivamente: 98,89%, 1,11% y trazas.
Isótopos naturales
Los isótopos naturales son los que se encuentran en la naturaleza de manera natural, por ejemplo el
hidrógeno tiene tres isótopos naturales, el protio que no tiene neutrones, el deuterio con un neutrón,
y el tritio que contiene dos neutrones, el tritio es muy usado en labores de tipo nuclear este es el
elemento esencial de la bomba de hidrógeno. Otro elemento que contiene isótopos muy importantes
es el carbono, en el cual está el carbono 12, que es la base referencial del peso atómico de
cualquier elemento, el carbono 13 que es el único carbono con propiedades magnéticas y el carbono
14 radioactivo, muy importante ya que su tiempo de vida media es de 5730 años y es muy usado en
la arqueología para determinar la edad de los fósiles orgánicos.
Isótopos artificiales
Los isótopos artificiales son fabricados en laboratorios nucleares con bombardeo de partículas
subatómicas, estos isótopos suelen tener una corta vida, en su mayoría por la inestabilidad y
radioactividad que presentan, uno de estos es el Cesio cuyos isótopos artificiales son usados en
plantas nucleares de generación eléctrica, otro muy usado es el Iridio 192 que se usa para verificar
que las soldaduras de tubos estén selladas herméticamente, sobre todo en tubos de transporte de
crudo pesado y combustibles, alguno isótopos del Uranio también son usados para labores de tipo
nuclear como generación eléctrica o en bombas atómicas con principio de fisión nuclear.
Los isótopos se subdividen en isótopos estables (existen menos de 300) y no estables o isótopos
radiactivos (existen alrededor de 1200). El concepto de estabilidad no es exacto, ya que existen
isótopos casi estables. Su estabilidad se debe al hecho de que, aunque son radiactivos, tienen
una semivida extremadamente larga comparada con la edad de la Tierra.
Isótopos más abundantesen el Sistema Solar 1
IsótopoNúcleos por
millón
Hidrógeno-1 705.700
Hidrogeno -2 23
Helio-4 275.200
Helio-3 35
Oxígeno-16 5.920
Carbono-12 3.032
Carbono-13 37
Neón-20 1.548
Neón-22 208
Hierro-56 1.169
Hierro-54 72
Hierro-57 28
Nitrógeno-14 1.105
Silicio-28 653
Silicio-29 34
Silicio-30 23
Magnesio-24 513
Magnesio-26 79
Magnesio-25 69
Azufre-32 39
Argón-36 77
Calcio-40 60
Aluminio-27 58
Níquel-58 49
Sodio-23 33
[editar]Notación
Los isótopos protio, deuterio y tritio son los nombres de 1H, 2H y 3H, respectivamente.
[editar]Radioisótopos
Artículo principal: Radioisótopos.
Diagrama de los isótopos del hidrógeno.
Los radioisótopos son isótopos radiactivos ya que tienen un núcleo atómico inestable (por el balance
entre neutrones y protones) y emiten energía y partículas cuando cambia de esta forma a una más
estable. La energía liberada al cambiar de forma puede detectarse con un contador Geiger o con
una película fotográfica.
Cada radioisótopo tiene un periodo de desintegración o semivida características. La energía puede
ser liberada, principalmente, en forma de rayos alfa (núcleos de helio), beta(electrones
o positrones) o gamma (energía electromagnética).
Varios isótopos radiactivos inestables y artificiales tienen usos en medicina. Por ejemplo, un isótopo
del tecnecio (99mTc) puede usarse para identificar vasos sanguíneos bloqueados. Varios isótopos
radiactivos naturales se usan para determinar cronologías, por ejemplo, arqueológicas.
[editar]Aplicaciones de los isótopos
Existen numerosas aplicaciones que utilizan las diferentes propiedades entre los isótopos de un
mismo elemento;
[editar]Utilización de las propiedades químicas
En el marcaje isotópico, se usan isótopos inusuales como marcadores de reacciones químicas.
Los isótopos añadidos reaccionan químicamente igual que los que están presentes en la
reacción, pero después se pueden identificar por espectrometría de
masas oespectroscopia infrarroja. Si se usan radioisótopos, se pueden detectar también gracias
a las radiaciones que emitenleidos. Los procesos de separación isotópica o enriquecimiento
isotópico representan un desafío
[editar]Véase también
Tabla periódica de los elementos
La tabla periódica de los elementos.
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.
Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner.
Contenido
[ocultar]
1 Historia
o 1.1 El descubrimiento de los elementos
o 1.2 La noción de elemento y las propiedades periódicas
o 1.3 Los pesos atómicos
o 1.4 Metales, no metales, metaloides y metales de transición
o 1.5 Tríadas de Döbereiner
o 1.6 Chancourtois
o 1.7 Ley de las octavas de Newlands
o 1.8 Tabla periódica de Mendeléyev
o 1.9 La noción de número atómico y la mecánica cuántica
2 Clasificación
o 2.1 Grupos
o 2.2 Períodos
o 2.3 Bloques o regiones
o 2.4 Otras formas de representar la tabla periódica
3 Véase también
4 Referencias
5 Bibliografía
6 Enlaces externos
Historia
La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y la física:
El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica.
El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos.
La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y, posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico.
Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las propiedades periódicas de los elementos.
El descubrimiento de los elementos
Artículo principal: Descubrimiento de los elementos químicos.
Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino–térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el
color de sus líneas espectrales características: cesio(Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.
La noción de elemento y las propiedades periódicas
Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante los siguientes dos siglos se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos nuevos elementos.
La palabra "elemento" procede de la ciencia griega, pero su noción moderna apareció a lo largo del siglo XVII, aunque no existe un consenso claro respecto al proceso que condujo a su consolidación y uso generalizado. Algunos autores citan como precedente la frase de Robert Boyle en su famosa obra El químico escéptico, donde denomina elementos "ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos". En realidad, esa frase aparece en el contexto de la crítica de Robert Boyle a los cuatro elementos aristotélicos.
A lo largo del siglo XVIII, las tablas de afinidad recogieron un nuevo modo de entender la composición química, que aparece claramente expuesto por Lavoisier en su obra Tratado elemental de química. Todo ello condujo a diferenciar en primer lugar qué sustancias de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y cómo aislarlos.
El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación.
Los pesos atómicos
A principios del siglo XIX, John Dalton (1766–1844) desarrolló una nueva concepción del atomismo, al que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y de los gases de la atmósfera. Su principal aportación consistió en la formulación de un "atomismo químico" que permitía integrar la nueva definición de elemento realizada por Antoine Lavoisier (1743–1794) y las leyes ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones recíprocas).
Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban las sustancias de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo como se combinaban los átomos de las mismas. Estableció como unidad de referencia la masa de un átomo de hidrógeno (aunque se sugirieron otros en esos años) y refirió el resto de los valores a esta unidad, por lo que pudo construir un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era un compuesto binario, formado por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar este punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a priori.
Dalton conocía que 1 parte de hidrógeno se combinaba con 7 partes (8 afirmaríamos en la actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo tanto, si la combinación se producía átomo a átomo, es decir, un átomo de hidrógeno se combinaba con un átomo de oxígeno, la relación entre las masas de estos átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la actualidad). El resultado fue la primera tabla de masas atómicas relativas (o pesos atómicos, como los llamaba Dalton) que fue posteriormente modificada y desarrollada en los años posteriores. Las incertidumbres antes mencionadas dieron lugar a toda una serie de polémicas y disparidades respecto a lasfórmulas y los pesos atómicos, que sólo comenzarían a superarse, aunque no totalmente, con el congreso de Karlsruhe en 1860.
Metales, no metales, metaloides y metales de transición
La primera clasificación de elementos conocida, fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales ymetaloides o metales de transición. Aunque muy práctico y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias en laspropiedades físicas como químicas.
Tríadas de Döbereiner
Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner (1780–1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación
(cloro, bromo y yodo;azufre, selenio y telurio; litio, sodio y potasio).
A estos grupos de tres elementos se les denominó tríadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos.
Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último.
En su clasificación de las tríadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la tríada Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con
Tríadas de Döbereiner
LitioLiClLiOH
CalcioCaCl2
CaSO4Azufre
H2SSO2
SodioNaClNaOH
EstroncioSrCl2
SrSO4Selenio
H2SeSeO2
PotasioKClKOH
BarioBaCl2
BaSO4Telurio
H2TeTeO2
el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de tríadas.
Chancourtois
Artículo principal: Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois.
En 1864, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica) los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban separados unas 16 unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la mismageneratriz, lo que indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca atención.
Ley de las octavas de Newlands
Artículo principal: John Alexander Reina Newlands.
En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.
Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.
El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas.
Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde fue reconocido por laRoyal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.
Tabla periódica de Mendeléyev
Artículo principal: Tabla periódica de Mendeléyev.
Ley de las octavas de Newlands
1 2 3 4 5 6 7
Li6,9
Na23,0
K39,0
Be9,0
Mg24,3
Ca40,0
B10,8
Al27,0
C12,0
Si28,1
N14,0
P31,0
O16,0
S32,1
F19,0
Cl35,5
En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev publicó su primera Tabla Periódica en Alemania. Un año después lo hizo Julius Lothar Meyer, que basó su clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica de los elementos.
Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes:
Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.
Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como la valencia.
Tabla de Mendeléyev publicada en 1872. En ella deja casillas libres para elementos por descubrir.
La primera clasificación periódica de Mendeléyev no tuvo buena acogida al principio. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B.
En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos.
Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gas nobledescubiertos durante esos años en el aire. El químico ruso no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa.
El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia de elementos. Dejó casillas vacías para situar en ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de ellos: el galio (Ga), al que llamó eka–aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka–silicio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que, aislado químicamente a partir de restos de un sincrotrón en 1937, se convirtió en el primer elemento producido de forma predominantemente artificial.
La noción de número atómico y la mecánica cuántica
La tabla periódica de Mendeléyev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las "tierras raras" y los elementos radioactivos. Otro problema adicional eran las irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación por peso atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas comunes. Ejemplos de esta dificultad se encuentran en las parejas telurio–yodo, argón–potasio y cobalto–níquel, en las que se hace necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor de la agrupación en familias con propiedades químicas semejantes.
Durante algún tiempo, esta cuestión no pudo resolverse satisfactoriamente hasta que Henry Moseley (1867–1919) realizó un estudio sobre los espectros de rayos X en 1913. Moseley comprobó que al representar la raíz cuadrada de la frecuencia de la radiación en función del número de orden en el sistema periódico se obtenía una recta, lo cual permitía pensar que este orden no era casual sino reflejo de alguna propiedad de la estructura atómica. Hoy sabemos que esa propiedad es el número atómico (Z) o número de cargas positivas del núcleo.
La explicación que aceptamos actualmente de la "ley periódica" descubierta por los químicos de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el primer tercio del siglo XX. En el primer tercio del siglo XX se construyó la mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones y a los desarrollos posteriores, hoy se acepta que la ordenación de los elementos en el sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades químicas.
Tabla periódica de los elementos1
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
I A II AIII B
IV B
V BVI B
VII B
VIII B
VIII B
VIII B
I B II BIII A
IV A
V AVI A
VII A
VIII A
Periodo
11H
2He
23Li
4Be
5B
6C
7N
8O
9F
10Ne
311Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
419K
20Ca
21Sc
22Ti
23V
24Cr
25Mn
26Fe
27Co
28Ni
29Cu
30Zn
31Ga
32Ge
33As
34Se
35Br
36Kr
537Rb
38Sr
39Y
40Zr
41Nb
42Mo
43Tc
44Ru
45Rh
46Pd
47Ag
48Cd
49In
50Sn
51Sb
52Te
53I
54Xe
655Cs
56Ba
*72Hf
73Ta
74W
75Re
76Os
77Ir
78Pt
79Au
80Hg
81Tl
82Pb
83Bi
84Po
85At
86Rn
787Fr
88Ra
**104Rf
105Db
106Sg
107Bh
108Hs
109Mt
110Ds
111Rg
112Cn
113Uut
114Fl
115Uup
116Lv
117Uus
118Uuo
Lantánidos *57La
58Ce
59Pr
60Nd
61Pm
62Sm
63Eu
64Gd
65Tb
66Dy
67Ho
68Er
69Tm
70Yb
71Lu
Actínidos **89Ac
90Th
91Pa
92U
93Np
94Pu
95Am
96Cm
97Bk
98Cf
99Es
100Fm
101Md
102No
103Lr
AlcalinosAlcalinotérreos
Lantánidos Actínidos Metales de transición
Metales del bloque p Metaloides No metales Halógenos Gases nobles y Transactínidos
Para una tabla más detallada, puedes consultar: Anexo:Tabla periódica
Clasificación
Grupos
Artículo principal: Grupo de la tabla periódica.
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos.
Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988,2 los grupos de la tabla periódica son:
Grupo 1 (I A): los metales alcalinos
Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos
Grupo 3 (III B): Familia del Escandio
Grupo 4 (IV B): Familia del Titanio
Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio
Grupo 6 (VI B): Familia del Cromo
Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso
Grupo 8 (VIII B): Familia del Hierro
Grupo 9 (IX B): Familia del Cobalto
Grupo 10 (X B): Familia del Níquel
Grupo 11 (I B): Familia del Cobre
Grupo 12 (II B): Familia del Zinc
Grupo 13 (III A): los térreos
Grupo 14 (IV A): los carbonoideos
Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos
Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos
Grupo 17 (VII A): los halógenos
Grupo 18 (VIII A): los gases nobles
Períodos
Artículo principal: Períodos de la tabla periódica.
Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s.
La tabla periódica consta de 7 períodos:
Período 1
Período 2
Período 3
Período 4
Período 5
Período 6
Período 7
La tabla también está dividida en cuatro grupos, s, p, d, f, que están ubicados en el orden sdp, de izquierda a derecha, y f lantánidos y actínidos. Esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo, según el principio de Aufbau.
Bloques o regiones
Artículo principal: Bloque de la tabla periódica.
Tabla periódica dividida en bloques.
La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos.
Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos.
Bloque s
Bloque p
Bloque d
Bloque f
Otras formas de representar la tabla periódica
Varias formas (en espiral, en 3D) [1];
1951. Forma en espiral, [2] ;
1960. Forma en espiral, profesor Theodor Benfey[3];
1995. Forma en espiral-fractal, Melinda E Green *[4];
2004, noviembre. Forma en espiral sobre dibujo de galaxia, Philip J.
Molécula(Redirigido desde «Moleculas»)
En química, se llama molécula a un conjunto de al menos
dos átomos enlazados covalentemente que forman un sistema estable y eléctricamente neutro.1 2
Casi toda la química orgánica y buena parte de la química inorgánica se ocupan de
la síntesis y reactividad de moléculas y compuestos moleculares. La química físicay, especialmente,
la química cuántica también estudian, cuantitativamente, en su caso, las propiedades
y reactividad de las moléculas. La bioquímica está íntimamente relacionada con la biología
molecular, ya que ambas estudian a los seres vivos a nivel molecular. El estudio de las interacciones
específicas entre moléculas, incluyendo el reconocimiento molecular es el campo de estudio de
la química supramolecular. Estas fuerzas explican las propiedades físicas como la solubilidad o
el punto de ebullición de un compuesto molecular.
Las moléculas rara vez se encuentran sin interacción entre ellas, salvo en gases enrarecidos. Así,
pueden encontrarse en redes cristalinas, como el caso de las moléculas de H2O en el hielo o con
interacciones intensas pero que cambian rápidamente de direccionalidad, como en el agua líquida.
En orden creciente de intensidad, las fuerzas intermoleculares más relevantes son: las fuerzas de
Van der Waals y los puentes de hidrógeno. La dinámica molecular es un método de simulación por
computadora que utiliza estas fuerzas para tratar de explicar las propiedades de las moléculas.
Ion(Redirigido desde «Iones»)
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Para otros usos de este término, véase Ion (desambiguación).
Solución de sal común en agua. El cloruro de sodio de la sal se disocia en dos iones: elcatión sodio y el anión
cloruro.
Ion amonio.
Un ion1 ("el que va", en griego; ἰών [ion] es el participio presente del verbo ienai: ‘ir’) es
una subpartícula cargada eléctricamente constituida por un átomo o molécula que no es
eléctricamente neutra. Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado
neutro de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se conoce
como ionización.
Los iones cargados negativamente, producidos por haber más electrones que protones, se conocen
como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una
pérdida de electrones, se conocen como cationes(los que son atraídos por el cátodo).
Anión y catión significan:
Anión ("el que va hacia abajo") tiene carga eléctrica negativa.
Catión ("el que va hacia arriba") tiene carga eléctrica positiva.
Ánodo y cátodo utilizan el sufijo '-odo', del griego odos (-οδος), que significa camino o vía.
Ánodo: "camino ascendente de la corriente eléctrica:polo positivo".2
Cátodo: "camino descendente de la corriente eléctrica:polo negativo".
Un ion conformado por un solo átomo se denomina ion monoatómico, a diferencia de uno
conformado por dos o más átomos, que se denomina ion poliatómico.
Contenido
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1 Energía de ionización
2 Clases de iones
o 2.1 Aniones
o 2.2 Cationes
o 2.3 Otros iones
o 2.4 Plasma
3 Algunas aplicaciones de los iones
4 Iones frecuentes
5 Véase también
6 Referencia
[editar]Energía de ionización
La energía de ionización, también llamada potencial de ionización, es la energía que hay que
suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más
débil retenido.
PX+ + 2ªE.I. X2+ + e-
Puede deducirse el significado de la tercera energía de ionización y de las posteriores.
La energía de ionización se expresa en electrón-voltio, julios o en Kilojulios por mol (kJ/mol).
1 eV = 1,6.10−19 culombios. 1 voltio = 1,6.10−19 julios
En los elementos de una misma familia o grupo la energía de ionización disminuye a medida que
aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo.
En los alcalinos, por ejemplo, el elemento de mayor potencial de ionización es el litio y el de menor
el francio. Esto es fácil de explicar, ya que al descender en el grupo el último electrón se sitúa en
orbitales cada vez más alejados del núcleo y, además, los electrones de las capas interiores ejercen
un efecto de apantallamiento frente a la atracción nuclear sobre los electrones periféricos por lo que
resulta más fácil extraerlos.
En los elementos de un mismo período, la energía de ionización crece a medida que aumenta el
número atómico, es decir, de izquierda a derecha.
Esto se debe a que el electrón diferenciador está situado en el mismo nivel energético, mientras que
la carga del núcleo aumenta, por lo que será mayor la fuerza de atracción y, por otro lado, el número
de capas interiores no varía y el efecto de apantallamiento no aumenta.
Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen
valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo
período. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s2 y s2p3,
respectivamente.
La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración
electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar un
electrón. Puedes deducir y razonar cuáles son los elementos que presentan los valores más
elevados para la segunda y tercera energías de ionización.
[editar]Clases de iones
[editar]Aniones
Artículo principal: Anión.
En los iones negativos, aniones, cada electrón, del átomo originalmente cargado, está fuertemente
retenido por la carga positiva del núcleo. Al contrario que los otros electrones del átomo, en los iones
negativos, el electrón adicional no está vinculado al núcleo por fuerzas de Coulomb, lo está por
la polarización del átomo neutro. Debido al corto rango de esta interacción, los iones negativos no
presentan series de Rydberg. Un átomo de Rydberg es un átomo con uno o más electrones que
tiene un número cuántico principal muy elevado.
[editar]Cationes
Artículo principal: Catión.
Los cationes son iones positivos. Son especialmente frecuentes e importantes los que forman la
mayor parte de los metales.
Son átomos que han perdido electrones, como el oro.
[editar]Otros iones
Un dianión es una especie que tiene dos cargas negativas sobre ella. Por ejemplo: el dianión
del pentaleno es aromático.
Un zwitterión es un ion con una carga neta igual a cero pero que presenta dos cargas aisladas
sobre la misma especie, una positiva y otra negativa y, por lo tanto, es negativo.
Los radicales iónicos son iones que contiene
Fórmula químicaPara otros significados del término "fórmula" , véase fórmula.
Diferentes fórmulas delperóxido de hidrógeno: empírica,molecular y semidesarrollada.
La fórmula química es la representación de los elementos que forman un compuesto y la
proporción en que se encuentran, o del número de átomos que forman una molécula. También
puede darnos información adicional como la manera en que se unen dichos átomos
mediante enlaces químicos e incluso su distribución en el espacio. Para nombrarlas, se emplean las
reglas de la nomenclatura química . Existen varios tipos de fórmulas químicas:1 Ejemplo: La fórmula
general de los silanos 2 es SinHm
A veces, los miembros de una familia química se diferencian entre sí por una unidad constante,
generalmente un átomo de carbonoadicional en una cadena carbonada.
Contenido
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1 Fórmula empírica
2 Fórmula molecular
3 Fórmula semidesarrollada
4 Fórmula desarrollada
5 Fórmula estructural
6 Fórmula de Lewis
7 Diagramas
8 Algunos tipos y ejemplos de fórmula general
9 Fórmula general
o 9.1 Expresando el número de átomos de cada clase
o 9.2 Incluyendo expresiones matemáticas en los subíndices
o 9.3 Incluyendo radicales y grupo funcional
10 Véase también
11 Referencias
12 Enlaces externos
[editar]Fórmula empírica
Artículo principal: Fórmula empírica.
La fórmula empírica indica el tipo de átomos presentes en un compuesto y la relación entre el
número de átomos de cada clase. Siempre indica las proporciones enteras más pequeñas entre los
átomos de cada clase.3 En compuestos covalentes, se obtiene simplificando los subíndices de la
fórmula, si ello es posible, dividiéndolos por un factor común. Así la fórmula empírica de
la glucosa es CH2O, lo cual indica que por cada átomo de C, hay dos átomos de H y un átomo de O.
Los subíndices siempre son números enteros y si es igual a 1, no se escribe.
Red iónica del hidruro de magnesio.
En compuestos iónicos la fórmula empírica es la única que podemos conocer, e indica la proporción
entre el número de iones de cada clase en la red iónica. En el hidruro de magnesio, hay dos iones
hidruro (bolas blancas, en el diagrama) por cada ion magnesio (bolas verdes), luego su fórmula
empírica es MgH2.
En compuestos no-estequiométricos, como ciertos minerales, los subíndices pueden ser números
decimales. Así,el óxido de hierro (II) tiene una fórmula empírica que varía entre Fe0,84O y Fe0,95O,lo
que indica la presencia de huecos, impurezas y defectos en la red.
[editar]Fórmula molecular
Artículo principal: Fórmula molecular.
La fórmula molecular, indica el tipo de átomos presentes en un compuesto molecular, y el número
de átomos de cada clase. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular en compuestos covalentes.
Así la fórmula molecular de la glucosa es C6H12O6, lo cual indica que cada molécula está formada
por 6 átomos de C, 12 átomos de H y 6 átomos de O, unidos siempre de una determinada manera.
[editar]Fórmula semidesarrollada
Artículo principal: Fórmula semidesarrollada.
La fórmula semidesarrollada es similar a la anterior pero indicando los enlaces entre los diferentes
grupos de átomos para resaltar, sobre todo, los grupos funcionales que aparecen en la molécula. Es
muy usada en química orgánica, donde se puede visualizar fácilmente la estructura de la cadena
carbonada y los diferentes sustituyentes. Así, la glucosa tendría la siguiente fórmula
semidesarrollada:
Fórmulas desarrolladas de la D-glucosa y el D-glucopiranósido.4
[editar]Fórmula desarrollada
Artículo principal: Fórmula desarrollada.
La fórmula desarrollada es más compleja que la fórmula semidesarrollada. Indica todos
los enlaces representados sobre un plano cartesiano, que permite observar ciertos detalles de la
estructura que resultan de gran interés.
[editar]Fórmula estructural
Artículo principal: Fórmula estructural.
La fórmula estructural es similar a las anteriores pero señalando la geometría espacial de la
molécula mediante la indicación de distancias, ángulos o el empleo de perspectivas en diagramas
bi- o tridimensionales.5
Fórmulas de Lewis de algunas especies químicas.
[editar]Fórmula de Lewis
Artículo principal: Estructura de Lewis.
La fórmula de Lewis, diagramas de Lewis o estructura de Lewis de una molécula indica el número
total de átomos de esa molécula con sus respectivos electrones de valencia (representados por
puntos entre los átomos enlazados o por una rayita por cada par de electrones).6 No es
recomendable para estructuras muy complejas.
[editar]Diagramas
En un diagrama 2D, se aprecia la orientación de los enlaces usando símbolos especiales. Una línea
continua representa un enlace en el plano; si el enlace está por detrás, se representa mediante una
línea de puntos; si el enlace está por delante, se indica con un símbolo en forma de cuña triangular.
A veces se emplean otro tipo de convenios o proyecciones para grupos de compuestos específicos
(proyección de Newman, diagramas de Tollens, etc). En los diagramas adjuntos, se observan
algunos de estos diagramas estructurales.
α-D-glucosamina.
También hay diagramas 3D como la estructura o fórmula esqueletal (o de líneas y ángulos).
A veces, se prefiere el uso de modelos moleculares en 3D, como:
Modelo de esqueleto, de armazón: no se dibujan los átomos de C e H.
Modelo de bolas y barras, o de bolas y varillas.
Modelo de bolas, compacto o espacial sólido.
Modelos poliédricos: los átomos se representan por tetraedros, octaedros... que se unen por
sus vértices y permiten ciertos giros o torsiones.
Son numerosas las aplicaciones informáticas para crear estructuras (ChemDraw), y visualizarlas
(Jmol). Permiten dibujar, rotar estas estructuras y observarlas desde distinto puntos de vista.
Fórmula desarrolladade H2O2
Estructura mostrandoángulos y distancias
Fórmula estructural 2Ddel H2O2
Modelo de bolasy varillas de H2O2
Modelo de bolas 3D (Van der Waals)
[editar]Algunos tipos y ejemplos de fórmula general
La fórmula general de un grupo de compuestos puede representarse de diferentes maneras:
[editar]Fórmula general
[editar]Expresando el número de átomos de cada clase
En química inorgánica, una familia de compuestos se puede representar por una fórmula general
cuyos subíndices (número de átomos de cada clase) son variables (x, y, z...).
Grupo de compuestos
Fórmula general
Ejemplos Observaciones
Hidruros metálicos
MeHx KH, CaH2, AlH3Me=Átomo de metal; H=Átomo de hidrógeno
Hidruros no metálicos
HxNm o bien, NmHx
HCl, H2S, PH3, CH4 Nm=Átomo de no-metal
Óxidos metálicos MexOyNa2O, MgO, Fe2O3, SnO2, V2O5, WO3
O=Átomo de oxígeno
Óxidos no metálicos
NmxOyCl2O, CO, Br2O3, SiO2, P2O5, SO3, I2O7
Sales binarias MexNmyNaCl, MgI2, K2S, CaSe, AlF3, Li3P, Fe2S3, Ba3N2
Hidróxidos Me(OH)xLiOH, Sr(OH)2, Ni(OH)3, Ti(OH)4
Oxoácidos HxNmyOzHIO, HNO2, H2CO3, H3AsO4, H4P2O7
[editar]Incluyendo expresiones matemáticas en los subíndices
En química orgánica, es frecuente que los subíndices sean expresiones matemáticas que incluyen la
variable n (número de átomos de carbono). Se llama serie homóloga al conjunto de compuestos que
comparten la misma fórmula general. Por ejemplo, la fórmula general de los alcoholes es: CnH(2n +
1)OH (donde n ≥ 1)
Serie homóloga Fórmula general Ejemplos
Alcanos CnH2n+2 CH4, C2H6, C3H8, C4H10
Alquenos monoinsaturados
CnH2n C2H4, C3H6, C4H8
Alquinos monoinsaturados CnH2n-2 C2H2, C3H4, C4H6
Cicloalcanos CnH2n C4H8, C6H12
Alcoholes CnH(2n + 1)OH CH3OH, C2H5OH
[editar]Incluyendo radicales y grupo funcional
En la expresión de la fórmula general, en química orgánica, suele aparecer la estructura de los
compuestos de una serie homóloga, incluyendo la parte radical (se representa por R, R', etc) y
el grupo funcional. Ejemplo: La fórmula general de los alcoholes primarios es R-OH.
Serie homóloga Fórmula general Ejemplos
Alcoholes R-OH CH3OH, C2H5OH
Éteres R-O-R' CH3-O-CH3
Aldehídos R-CHO CH3-CHO, CH3-CH2-CHO
Cetonas R-CO-R' CH3-CO-CH3
Ácidos carboxílicos R-COOH CH3-COOH
Ésteres R-COO-R' CH3-CH2-COO-CH3
Aminas R-NH2 CH3-CH2-NH2
Amidas R-CONH2 CH3-CH2-CONH2
Nitrilos R-CN CH3-CH2-CN
[editar]Véase también
Nomenclatura química de los compuestos orgánicos
La nomenclatura química de los compuestos orgánicos (del griego ονοματοκλήτωρ; όνομα, nombre, y κλήτωρ, llamar. El término latino nomenclatūra se refiere a una lista de nombres, al igual que al nomenclador; esta palabra puede indicar un proveedor o el locutor de los nombres) en química orgánica es una metodología establecida para denominar y agrupar los compuestos orgánicos.1
Nombrar "cosas" es una parte de nuestra comunicación en general por uso de palabras y el lenguaje: es un aspecto de la taxonomía cotidiana para distinguir los objetos de nuestra experiencia, junto con sus similitudes y diferencias, para identificar, nombrar y clasificar. El uso de nombres, así como los diferentes tipos de sustantivos incorporados en diferentes idiomas, conecta a la nomenclatura con la lingüística teórica, mientras que la forma de la estructura mental que se utiliza para comprender el mundo en relación con el significado de las palabras se estudia a través de la lógica conceptual y la filosofía del lenguaje.2
Actualmente, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) es la máxima autoridad en materia de nomenclatura química, la cual se encarga de establecer las reglas correspondientes.3
Las cadenas de Simplified Molecular Input Line Entry Specification (SMILES) se utilizan de forma común para describir compuestos orgánicos, y es una forma de "denominarlos".4
Contenido
[ocultar]
1 Historia
2 Principios de construcción nominal en química orgánica
o 2.1 Cualidades de los nombres químicos
o 2.2 Tipos de nombres químicos
o 2.3 Numeración
o 2.4 Hidrógeno indicado
o 2.5 Puntuación
3 Sistemas de Nomenclatura
o 3.1 Nomenclatura de sustitución
o 3.2 Nomenclatura radicofuncional
o 3.3 Nomenclatura de reemplazo
o 3.4 Nomenclatura aditiva
o 3.5 Nomenclatura multiplicativa
o 3.6 Sistemas especiales de nomenclatura
4 Véase también
5 Referencias
6 Enlaces externos
[editar]Historia
A principios del siglo XIX la química inorgánica contaba con un método para acuñar nuevos términos, basado en una nomenclatura binomial que indicaba la composición y la proporción de los elementos en los compuestos. Este tipo de nomenclatura binomial era, además, coherente con las teorías electroquímicas vigentes en ese período. Los compuestos inorgánicos conocidos durante el siglo XIX estaban formados por un grupo relativamente grande de elementos - alrededor de sesenta a mediados del siglo- combinados según un limitado número de proporciones relativas. Para nombrar estas sustancias de acuerdo con esta nomenclatura bastaba con emplear las raíces de los nombres de los elementos y un reducido conjunto de prefijos y sufijos.5
La terminología de la química orgánica se encontraba en una situación muy diferente. Estas sustancias estaban formadas principalmente por un número pequeño de elementos, principalmente carbono e hidrógeno, en una gran variedad de proporciones. Al principio, Lavoisier utilizó la posición en el término de las raíces correspondientes al hidrógeno o al carbono para indicar la mayor o menor proporción de estos elementos en el compuesto. De este modo, estableció términos comooxide hydro-carboneux, oxide carbone hydrique o acide hydro-carbonique oxygéné. Sin embargo, este intento pronto se mostró inviable dada la variedad casi ilimitada de proporciones. El método binomial desarrollado en química inorgánica, que emplea las raíces de los elementos, no era adecuado para nombrar los nuevos compuestos que fueron aislándose, y más adelante, sintetizándose, con el desarrollo de la química orgánica.5
Desde nuestra perspectiva actual, podemos afirmar que para obtener una terminología sistemática de los compuestos orgánicos era necesario conocer lo que hoy denominamos fórmula empírica, fórmula molecular y estereoquímica de las moléculas orgánicas. Aunque todos estos conceptos no fueron suficientemente aclarados hasta las décadas finales del siglo XIX, resulta interesante emplearlos para obtener un esquema sencillo de los problemas que tenían planteados los químicos de este período.5
Para nombrar un compuesto como el sesquióxido de alumino basta con conocer su fórmula empírica, la mínima proporción entre el número de átomos en el compuesto, en este caso, 2:3 de aluminio y oxígeno (sesqui- = 3/2 = tres átomos de oxígeno por cada dos de oxígeno). Pero esto no ocurre así en los compuestos orgánicos. Además de conocer la proporción relativa de los diversos elementos en el compuesto, para nombrar las moléculas orgánicas como se realiza en la actualidad es necesario conocer lo que actualmente denominamos fórmula molecular. La proporción 1:1 - "CH" – de carbono e hidrógeno puede hacer referencia a compuestos tan
diferentes como el benceno (C6H6) o el etino (C2H2). Del mismo modo, la fórmula empírica CH2 es perfectamente aplicable al etileno (C2H4) y sus polímeros y al ciclohexano (C6H12).
Una terminología basada únicamente en la fórmula empírica - con términos como el de "bicarburo de hidrógeno" propuesto por Faraday- no permitiría diferenciar entre los muchos compuestos orgánicos que tienen idénticas fórmulas empíricas. Para establecer fórmulas moleculares, los químicos de este período emplearon diversos métodos. En casos en los que era posible, se utilizaron determinadas reacciones con sustancias cuyas fórmulas eran conocidas como, por ejemplo, reacciones de neutralización entre bases inorgánicas y ácidos orgánicos. En otras ocasiones, el cálculo se efectuaba mediante la comparación de las densidades de los compuestos con la del hidrógeno, cuyo "peso atómico" era empleado como unidad. Ninguno de los métodos empleados estaba exento de problemas, lo que unido a las diversos valores de pesos atómicos empleados produjo una gran proliferación de fórmulas para un mismo compuesto.5
Pero la fórmula molecular tampoco basta. La distinción de las diversos compuestos orgánicos exige además un conocimiento de la estereoquímica de las moléculas. Siguiendo con el ejemplo anterior, resulta fácil comprobar que la fórmula molecular "C6H6" puede designar tanto al benceno como al hidrocarburo que hoy denominaríamos "2,4-hexadiino". Los problemas relacionados con la isomería son más importantes en otros grupos de compuestos. Por ejemplo, un sencillo cálculo permite mostrar que la fórmula C5H11OH corresponde a 8 isómeros espaciales diferentes. Si alargamos la cadena carbonada a 10 carbonos (C10H21OH) el número asciende a 507 y con 20 carbonos (C20H41OH) el número de isómeros llega a más de 5 millones. Tampoco una terminología basada solamente en la fórmula molecular podría reunir las características que consideramos necesarias en la actualidad para diferenciar estas sustancias.5
Con todos estos problemas, el proceso de normalización de la terminología de la química orgánica sólo culminó con la Conferencia Internacional de Ginebra para la Reforma de la Nomenclatura Química, celebrada en 1892. Los treinta y cuatro participantes, representantes de diversos países europeos, concentraron todo su esfuerzo en la nomenclatura orgánica, la parte de la terminología química que más problemas presentaba.5
Entre las sesenta resoluciones adoptadas, una de las más importantes fue la adopción del sistema de nomenclatura «sustitutiva» para nombrar las diferentes clases de compuestos orgánicos. El nombre del compuesto se formaba mediante una raíz que indicaba la longitud de la cadena carbonada, considerada como la estructura base, a la que se añadían diversos sufijos y prefijos que indicaban las "sustituciones" en la molécula considerada como inicial. Actualmente la cadena carbonada se representa con la fórmula esqueletal. Se acordó el uso de los numerales griegos para designar la longitud de la cadena, con la excepción de los cuatro primeros que mantuvieron las raíces "met", "et", "prop" y "but". Para señalar las insaturaciones en la cadena carbonada se aprobó el empleo de los sufijos "-an", "-en" e "-in". También se acordaron criterios para indicar las ramificaciones y el empleo del prefijo "ciclo-" para designar las cadenas cíclicas. Una vez llegado a un acuerdo respecto al nombre de los derivados hidrocarbonados, el Congreso trató de alcanzar un consenso respecto a los sufijos y prefijos utilizados para designar los otros grupos de compuestos considerados como derivados
de las correspondientes cadenas hidrocarbonadas. De este modo, se propuso el empleo del sufijo "-oxi" para designar a los éteres, "ácido -oico" para los ácidos carboxílicos, "-al" para los aldehídos, "-ona" para las cetonas y "-ol" para los alcoholes. Aunque se dedicó poco tiempo al estudio de loscompuestos aromáticos, fruto de este congreso fue la adopción de los términos "benceno" y "naftaleno" y el uso de prefijos de origen griego como "orto-", "meta-" y "para-" y los localizadores "1" al "6" para designar las posiciones relativas de los derivados disustituidos del benceno, tal y como había sido propuesto anteriormente porWilliam Körner (1839-1925) y August Kekulé (1829-1896). Las reglas de Ginebra de 1892, como más tarde se conocieron, pueden considerarse como la primera de las normalizaciones importantes de la terminología química orgánica.5
[editar]Principios de construcción nominal en química orgánica
El nombre de un compuesto es un término técnico que tiene como fin identificar un compuesto. Debe ser consistente con las reglas gramaticales (morfología, ortografía,semántica y sintaxis) del idioma de referencia.5
[editar]Cualidades de los nombres químicos
Un nombre químico orgánico debe presentar las siguientes cualidades:5
Univocación: El nombre debe representar exacta y únicamente a ese compuesto. Cuando el nombre no corresponde a la estructura, se dice que el nombre esequívoco. Cuando el nombre corresponde al menos a dos compuestos posibles, se dice que el nombre es ambiguo. Cuando existen dos o más nombres que corresponden a un mismo compuesto, construidos por distintos principios, se denominan sinónimos. Un ejemplo son los nombres "Ácido α-aminoacético", "Ácido 2-aminoetanoico" y "Glicina".
Posibilidad: El nombre debe representar a una estructura congruente. La posibilidad formal es aquella que es permitida por la definición del compuesto. Ejemplo: 5-metilbutano no es un nombre formalmente posible, porque por definición el butano sólo tiene 4 carbonos. La posibilidad material es aquella permitida por las propiedades físicas o químicas del compuesto. Ejemplo: 3,3,3-Tricloropentano no es un nombre materialmente posible debido a la tetravalencia del carbono.
Convencionalidad: Si existen dos o más opciones unívocas y posibles de nombrar un compuesto por un sistema determinado de denominación, la IUPAC establece un acuerdo para nombrar sólo una y descartar las demás. Ejemplo: El 1-Propanol se podría nombrar también como 3-propanol; sin embargo, la convención de la IUPAC establece que el nombre adecuado es el que conserva el número de posición más bajo.
Simplificación: Si la estructura presenta un nombre unívoco, posible y convencional, pero existe la opción de eliminar descriptores debido a que no hay riesgo de ambigüedad, se elige dicha opción. Ejemplo: Se denomina “etanol” en vez de “1-etanol” porque no hay más opciones posibles no equivalentes, por lo que no es necesario el localizador de posición “1-“. Los sistemas de nomenclatura tienden a adoptar los casos que permiten mayor simplificación.
[editar]Tipos de nombres químicos
Los nombres químicos se pueden clasificar también como sistemáticos, semisistemáticos y triviales.6 Un caso especial son la siglas.
Un nombre sistemático es aquel generado por un sistema general establecido por la IUPAC.7 La nomenclatura sistemática de un compuesto orgánico general requiere la identificación y denominación de una estructura principal, denominada "compuesto patrón" o "hidruro patrón" (Hidruro “padre”, "Parent hydride" en nomenclatura inglesa). Este nombre puede ser modificado por medio de prefijos, infijos, y sufijos, que transmiten con precisión los cambios estructurales necesarios para generar el compuesto derivado de la estructura principal. Los hidruros patrón pueden ser de átomos de nitrógeno, boro, silicio, etc. En química orgánica los compuestos patrón son de carbono, aunque puede haber otros elementos.7
Ejemplos:
Ejemplos de hidruros padre
Un nombre trivial es aquel que no está sometido a ninguna regla convencional de la IUPAC. Es generado por la persona que lo reportó con el fin de denominarlo de manera breve debido a que su mención continua, oral o escrita, con el nombre sistemático IUPAC puede resultar complicada o engorrosa. Como ejemplo, veamos el nombre del siguiente compuesto:
Su nombre IUPAC es 4-etil-4-hidroxi-1H-pirano[3',4':6,7]indolizino[1,2-b]quinolina-3,14-(4H,12H)-diona. Monroe Wall, Mansukh Wani y colaboradores denominaron a este compuesto como camptotecina, por haber sido aislado de la planta Camptotheca acuminata.8 Este tipo de nomenclatura se utiliza sobre todo en la denominación de productos naturales.
Un nombre semisistemático es aquel adoptado por una convención que utiliza compuestos con nombres triviales como esqueletos patrón, y sus derivados se denominan de manera sistemática a partir de dicho nombre.6
Así, el nombre sistemático IUPAC del colesterol es: (10R,13R)-10,13-dimetil-17-(6-metilheptan-2-il)-2,3,4,7,8,9,11,12,14,15,16,17-dodecahidro-1H-ciclopenta[a]fenantren-3-ol.
Su nombre semisistemático es (3β)-colest-5-en-3-ol, en donde se toma como base el nombre trivial colestano (Nombre IUPAC: 10,13-dimetil-17-(6-metilheptan-2-il)-perhidro-1H-ciclopenta[a]fenantreno)
Las siglas: son un proceso de creación de palabras a partir de cada grafema inicial de los términos principales de una expresión compleja.9 Por lo general se utilizan las primeras letras en mayúscula de las palabras del nombre. Existen compuestos de mención común en bioquímica o síntesis orgánica que se mencionan por sus siglas en inglés.
Ejemplos:
- DIBAL-H (Hidruro de diisobutilaluminio, en inglés DiIsoButylALuminium Hydride)
- LDA (Diisopropilamiduro de litio, en inglés Lithium DiisopropylAmide)
- TOSMIC (Isocianuro de toluensulfonilmetilo, en inglés TOlueneSulfonylMethyl IsoCyanide)
- PGAL (Gliceraldehído-3-fosfato, en inglés 3-PhosphoGlycericALdehyde)
- ATP (Adenosíntrifosfato, en inglés Adenosine TriPhosphate)
[editar]Numeración
La numeración de un compuesto patrón es la acción de asignar una serie de números desde un principio y fin establecidos por convención.7 Cada número asignado por átomo representa la posición de ese átomo con respecto a la estructura del compuesto patrón. A continuación se muestra un ejemplo:
Numeración del heptano
[editar]Hidrógeno indicado
En algunos sistemas cíclicos con el máximo número de dobles ligaduras conjugadas con nombres triviales en donde son posibles dos isómeros con un carbono sp 3 , se requiere indicar el sitio saturado con una "H" en cursiva (Hidrógeno indicado).
[editar]Puntuación
La puntuación en los nombres químicos es de gran importancia, especialmente para evitar confusión en la construcción de la estructura del compuesto. Los signos de puntuación más comunes en la nomenclatura orgánica son:10
1. Las comas (,) se utilizan para:10
a) Separar números o letras referidos en una serie de posiciones en la estructura. Por ejemplo: 1,2,2-Tricloroetano. Otro ejemplo es N,N-Dietil-2-furamida.
b) Para separar letras o sus combinaciones que indican sitios de fusión en los nombres de los sistemas de anillos fusionados.
Ejemplo: Dibenzo[a,j]antraceno.
2. Los paréntesis (( )) se utilizan para:11
a) Separar nombres de sustituyentes que a su vez contienen otros sustituyentes. Ejemplo: 3-(6-cloro-1-naftil)-1-octanol.
b) Indicar descriptores estereogénicos. Ejemplos: (2R)-2-fluorobutano y (Z)-2-Buteno
c) Indicar posiciones de conexiones de los hiperátomos en la nomenclatura de ciclofanos. Ejemplo: 1,3,5(2,5)tribencenaciclohexafano.
3. Los guiones (-) sirven para separar:10
(a) Números de posición de palabras o sílabas en un nombre. Por ejemplo: 2-Cloro-3-hidroxi-4-metilpentanal.
(b) Números de posición referentes a distintas partes de un nombre (aunque se prefiere insertar paréntesis). Un ejemplo ilustrativo es N-Acetil-N-(2-naftil)benzamida (Se prefiere a N-Acetil-N-2-naftilbenzamida)
(c) Las dos partes en la designación de un sitio de fusión primaria en un nombre generado por un sistema de nomenclatura de fusión. Ejemplo: Tieno[3,2-b]furano.
(d) Un descriptor estereogénico de un nombre. Ejemplos: (E)-2-Buteno y (2R)-2-fluorobutano.
Después de un paréntesis se coloca guion únicamente si un número de posición aparece al final del paréntesis, por ejemplo 3-(bromocarbonil)-4-(clorocarbonil)-2-metilbenzamida.
4. Los dos puntos (:) sirven para separar conjuntos relacionados de números de posición cuando se ya se utilizaron comas. Algunos ejemplos ilustrativos son:10
1,4,5,8-Tetrahidro-1,4:5,8-dimetanoantraceno
Benzo[1",2":3,4;4",5":3',4']diciclobuta[1,2-b:1',2'-c']difurano
1,1':2',1"-Terciclopropano
5. El punto (.) se utiliza para separar números indicadores de tamaño de anillo en los nombres construidos según el sistema de von Baeyer y en los nombres de los compuestos espiro. Algunos ejemplos son el biciclo[3.2.1]octano y el 6-oxaspiro[4.5]decano.10
6. Los corchetes ([ ]) se utilizan para:11
a) Agrupar los números de tamaño de ciclo en la nomenclatura de von Baeyer y de los compuestos espiro. Algunos ejemplos son el biciclo[3.2.1]octano y el 6-oxaspiro[4.5]decano.
b) Indicar operaciones de fusión en la nomenclatura de fusión. Por ejemplo, Tieno[3,2-b]furano.
c) Agrupar sustituyentes ya indicados con paréntesis. Por ejemplo 3-[1-(4-clorofenil)etil]octanal.
7. Las llaves ({ }) agrupan sustituyentes que contienen otros sustituyentes ya descritos por corchetes.11
Ejemplo: Ácido (2-{1-[2-(3-clorofenil)etoxi]etil}ciclopropil)etanoico.
8. Los espacios se utilizan sólo en nomenclatura radicofuncional para separar palabras. Todos los demás sistemas requieren guiones para indicar los descriptores.10
Ejemplos: Ácido palmítico, metil etil éter, acetato de etilo, éster etílico del ácido malónico, cetal metílico de la butanona, cianuro de vinilo.
[editar]Sistemas de Nomenclatura
Un sistema de nomenclatura consiste en una serie de procedimientos en el cual se toma como referencia un compuesto patrón y por medio de descriptores de modificación de estructura, composición o conectividad se define el nombre del compuesto. Dichos descriptores pueden presentarse en el nombre como lexemas, sufijos, prefijos, infijos, números o letras griegas. Los sistemas más comunes de nomenclatura son:
[editar]Nomenclatura de sustitución
La nomenclatura sustitutiva implica el intercambio de uno o más átomos de hidrógeno por otro átomo o grupo.12
Ejemplos de nomenclatura sustitutiva
Un sustituyente es una partición molecular (es decir, no representa a una unidad molecular ni a un compuesto) que tiene uno (univalente) o varios (multivalente) enlaces libres, disponibles para una operación de intercambio de hidrógeno. Ejemplos de sustituyentes son el metilo (CH3
—), etilo (CH3-CH2—), carboxilo (HOOC—) o el 2-hidroxipropilo (CH3-CH(OH)-CH2—). En muchas ocasiones, cuando la sustitución se lleva a cabo por átomos en determinado patrón de conectividad, se denominangrupos funcionales y éstos pueden ser denominados reemplazando el sufijo del hidruro padre por un sufijo funcional. A continuación se ilustra un ejemplo:
[editar]Nomenclatura radicofuncional
La nomenclatura radicofuncional considera dos especies químicas: una equivalente a un anión y otra equivalente a un catión o un sustituyente (no necesariamente se encuentran enlazados iónicamente en el compuesto; sólo es una construcción hipotética). La especie tipo anión se nombra primero como sustantivo y el catión (o sustituyente) se nombra como adjetivo (utilizándose el sufijo “-ico”) o se adjetiva con la preposición “de”:6
[editar]Nomenclatura de reemplazo
La nomenclatura de reemplazo implica el intercambio de un átomo de carbono por un heteroátomo. Se utilizan sobre todo:13
- prefijos especiales relacionados con el átomo a reemplazar, que por regla general terminan en “a”,
- números que indican la posición del átomo reemplazado.
También se puede utilizar nomenclatura de reemplazo para el oxígeno. Es este caso se utilizan infijos que terminan en “-o-“.
Ejemplos de nomenclatura de reemplazo de oxígeno
[editar]Nomenclatura aditiva
El sistema de nomenclatura aditiva es utilizada por lo general en compuestos patrón insaturados, aromáticos o con pares libres; los compuestos se nombran como derivados de adición (Por lo general de hidrógeno) sobre las insaturaciones o los pares libres. Pueden utilizarse la numeración posicional, prefijos o infijos de adición.14
Ejemplos de nomenclatura aditiva
[editar]Nomenclatura multiplicativa
La nomenclatura multiplicativa se utiliza cuando dos o más unidades repetidas, ya sean simples o complejas, se conectan por medio un grupo o átomo. En este caso se utilizan numerales de posición para indicar el sitio de conexión, se menciona el átomo o grupo vinculante (Puente), prefijos de multiplicidad, localizadores (distinguidos por apóstrofes, el número con apóstrofe se denomina primado) y el nombre de la unidad repetida como compuesto (no como sustituyente).15
http://es.wikipedia.org/wiki/Nomenclatura_qu%C3%ADmica_de_los_compuestos_org%C3%A1nicos#cite_note-14
Ejemplos de nomenclatura multiplicativa
[editar]Sistemas especiales de nomenclatura
Los sistemas especiales de nomenclatura se establecieron para nombrar compuestos orgánicos cuyos esqueletos tienen un grado de complejidad mayor a los sistemas acíclicos y monocíclicos y requieren consideraciones especiales. La estereoquímica de los esqueletos también genera descriptores especiales en los nombres de los compuestos.
1. Sistema de nomenclatura de fusión: Un compuesto de fusión considera dos sistemas cíclicos que comparten un enlace covalente. Este sistema establece definiciones y descriptores para los tipos de fusión, la orientación, cantidad y tipo de anillos fusionados, numeración, sustituyentes y nombres triviales.16
1,4,9,13b-Tetrahidrodibenzo[a,j]antraceno, un compuesto de fusión
2. Sistema de nomenclatura de von Baeyer: Un nombre de von Baeyer se genera cuando a un compuesto monocíclico se le añade una cadena lateral de carbono que se vuelve a conectar en el monociclo para formar un nuevo compuesto bicíclico. El fundamento es la definición y descripción de los carbonos de conexión (Cabezas de puente) y los carbonos que forman cada ciclo (Carbonos puente).17 Un ejemplo es el siguiente compuesto:
http://es.wikipedia.org/wiki/Nomenclatura_qu%C3%ADmica_de_los_compuestos_org%C3%A1nicos#cite_note-16
Según el sistema von Baeyer, este compuesto se denomina 1,7,7-trimetilbiciclo[2.2.1]heptano (En la nomenclatura semisitemática de monoterpenos, este compuesto se llama bornano)
3. Sistema de nomenclatura de Hantzsch-Widman: Un compuesto heterocíclico es aquel que forma una estructura cíclica en la cual al menos uno de los átomos que la conforman no es carbono. Este sistema genera nombres para compuestos monoheterocíclicos patrón de no más de 10 miembros. Los descriptores surgen a partir del tipo y cantidad de heteroátomos, saturación y número de miembros del ciclo.18 Un ejemplo es el siguiente compuesto:
Según la nomenclatura Hantzsch-Widman, este compuesto se denomina Oxolano (La nomenclatura de adición lo denomina tetrahidrofurano)
4. Sistema de nomenclatura de ciclofanos: Un ciclofano es un compuesto policíclico que consiste en un sistema de dos o más ciclos unidos por dos o más cadenas que los conectan en carbonos diferentes. El principio es visualizar al ciclofano como un hiperciclo y a cada ciclo incluido como un hiperátomo.19
1,6(1,3),3(1,4)-tribencenaciclononafano, un ciclofano
5. Sistema de nomenclatura de iones y radicales: Esta nomenclatura define cómo nombrar especies con electrones no apareados (Radicales libres),20 cargadas negativa21 (Aniones) o positivamente22 (Cationes).
6. Sistema de nomenclatura estereoquímica: Este sistema define descriptores para nombrar propiedades geométricas y estereoquímicas que distinguen a los compuestos por su configuración. Se encuentran incluidos el sistema cis-trans, el sistema de Cahn-Ingold-Prelog y el sistema D-L.23
http://es.wikipedia.org/wiki/Nomenclatura_qu%C3%ADmica_de_los_compuestos_org%C3%A1nicos#cite_note-22
http://es.wikipedia.org/wiki/Nomenclatura_qu%C3%ADmica_de_los_compuestos_org%C3%A1nicos#cite_note-21
http://es.wikipedia.org/wiki/Nomenclatura_qu%C3%ADmica_de_los_compuestos_org%C3%A1nicos#cite_note-20
http://es.wikipedia.org/wiki/Nomenclatura_qu%C3%ADmica_de_los_compuestos_org%C3%A1nicos#cite_note-19
http://es.wikipedia.org/wiki/Nomenclatura_qu%C3%ADmica_de_los_compuestos_org%C3%A1nicos#cite_note-18
7. Sistemas de nomenclatura de productos naturales: La mayoría de los productos naturales tienen sus nombres a partir de nombres triviales de estructuras base, y se establecen descriptores especiales, tales como numeración, operaciones estructurales (Sustitución, reemplazo, adición, homologación, eliminación, ciclación, contracción o expansión de anillo), polimerización o estereoquímica.24
Existen diversas convenciones que establecen compuestos patrón con nombres triviales, tales como los sistemas de nomenclatura de sacáridos, ácidos grasos,esfingolípidos, nucleótidos, terpenos, esteroides, carotenos, tetrapirroles, flavonoides, alcaloides y aminoácidos.
[editar]Véase también
