2.1. introducción

En el siglo XVI, con Robert Boyle, se inicia el estudio de las transformaciones químicas bajo una sólida base experimental, y a partir del siglo XVIII se establecen las leyes ponderales (o gravimétricas), denominadas así por tratarse de leyes basadas en las medidas de masas. Estas leyes son:

No es objeto de este punto tratar tales leyes en profundidad, pero sí mencionar que gracias a ellas, John Dalton propuso una Teoría Atómica, llamada Teoría Atómica de Dalton, que retomaba las antiguas ideas sobre la constitución atómica de la materia, eso sí, basada esta vez en evidencias experimentales.

La Teoría Atómica de Dalton dice lo siguiente:

Esta teoría, aunque es simple, explica satisfactoriamente las leyes ponderales. Las Leyes Ponderales, entre las que destacamos las dos estudiadas en cursos anteriores:

-   La ley de conservación de la masa. Esta ley establece que “la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos”. Vista desde la perspectiva de la TAD, esta ley tiene mucho sentido, pues los átomos al inicio de la reacción son los mismos que al finalizar la reacción.

-   La ley de las proporciones constantes. Esta ley establece que “cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto, lo hace siempre en una relación de pesos definida y constante”. Visto desde la perspectiva de la TAD, esta ley también tiene mucho sentido, pues para formar una partícula de compuesto será siempre preciso una misma cantidad de partículas (átomos) de reactivos.

La Teoría Atómica de Dalton, aunque simple, constituye el punto de partida en el estudio del átomo. En estudios sucesivos, las evidencias científicas apuntaron a una concepción más y más compleja del átomo, que contradecía la Teoría Atómica de Dalton en algunos aspectos. Estos son:

-  La desintegración radiactiva y las evidencias de partículas elementales descubiertas a posteriori (protones, neutrones y electrones) contradicen la indivisibilidad del átomo (primer postulado).

-   El propio concepto de isótopo también es contrario al segundo postulado de Dalton, pues implica la existencia de átomos de un mismo elemento, pero de diferente masa.

De cursos anteriores debemos repasar los siguientes conceptos:

-   Caracterización de átomos

-   El concepto de isótopo

-   La formación de iones

Respecto a la concepción del átomo, en cursos anteriores se ha hablado de la concepción del mismo a través del modelo planetario, es decir, constituido por un núcleo con casi la totalidad de la masa del átomo, y los electrones girando a su alrededor. En el interior del núcleo se ubican, según los modelos más actuales, las partículas subatómicas protón y neutrón. Las características de estas partículas subatómicas son las siguientes:

Para la caracterización de los átomos se emplean los siguientes números:

• Número atómico (Z). Representa el número de protones que tiene el átomo y, por tanto, indica el elemento químico del que estamos hablando. Si tenemos dos átomos con distinto número atómico, ambos átomos son de elementos químicos diferentes.

• Número másico (A). Representa la suma del número de nucleones, es decir, protones y neutrones (partículas en el interior del núcleo). Átomos de un mismo elemento (mismo número atómico) puede tener distinto número másico, debiéndose dicha diferencia NO A UN DISTINTO NÚMERO DE PROTONES (pues, repetimos, tienen el mismo número másico), sino a una diferencia en el número de neutrones.

La diferenciación dentro de un mismo elemento químico en lo que respecta a su número másico constituye la definición de isótopo, es decir, dos átomos de un mismo elemento son isótopos si tienen distinto número másico, es decir, distinto número de neutrones.

La representación de un átomo concreto se utiliza siempre el siguiente esquema, donde se sitúa arriba a la izquierda el número másico (A), y abajo a la izquierda el número atómico (Z).

A continuación, se muestra una representación del isótopo del hidrógeno:

Cuando un átomo tiene el mismo número de protones (cargas positivas) que electrones (cargas negativas), estamos ante un átomo neutro (las cargas se anulan). Como hemos visto en cursos anteriores, hay átomos que, por su naturaleza estructural, tienen más tendencia a perder electrones, quedando su carga neta como positiva. Igualmente, hay átomos que manifiestan una tendencia opuesta, es decir, a ganar electrones, quedando su carga neta como negativa.

Cuando tiene lugar estas pérdidas o ganancias de electrones, estamos ante los iones, que pueden ser:

• Cationes, o iones de carga positiva

• Aniones, o iones de carga negativa

Veamos esquemáticamente cómo tiene lugar la formación de un catión y la formación de un catión.

1. Al hacer click en "nuevo", aparecerá un átomo en el cuadro amarillo, indicando su número atómico, número másico, así como la carga si se tratase de un ion.

2. Ahora, debes mover las barras de "protones", "neutrones" y "electrones" indicando el número de partículas subatómicas del átomo o ion planteado.

3. Finalmente debes hacer click en "comprobar" para saber si tu respuesta es correcta, o debes corregirla.

Definición formal de isótopo:

Se llaman isótopos a los átomos de un mismo elemento químico que tienen distinto número de neutrones, es decir, tienen igual número atómico, Z, pero distinto valor de número másico, A.

La mayoría de los elementos químicos presentan dos o más isótopos estables. Hablamos de estabilidad, pues podemos imaginar cualquier isótopo de un elemento añadiendo o quitando neutrones, pero no todos son estables, y en el caso de crear artificialmente uno de estos isótopos, se desintegraría muy rápido.

Veamos el caso del Carbono (esto valdría con cualquier elemento). En la naturaleza se presentan tres isótopos del carbono, siendo el Carbono-14 inestable, pues se desintegra (radiactivo). El más abundante es el Carbono-12.