1.2: Elementos y Átomos

Elementos

Los elementos constan de un solo tipo de átomo y no pueden descomponerse en sustancias más simples. Nuestro planeta está conformado por unos 90 elementos. (Pequeñas cantidades —a veces solo unos pocos átomos— de elementos adicionales se han hecho en laboratorios de física nuclear, pero no juegan ningún papel en nuestra historia). De estos 90, sólo 25 más o menos se utilizan para construir seres vivos. La tabla muestra los 11 elementos más prevalentes en la litosfera (la corteza terrestre) y en el cuerpo humano.

Materia viva

• utiliza solo una fracción de los elementos disponibles para él
• pero, como muestra la tabla, las proporciones relativas de las que adquiere de su entorno son bastante distintas de las proporciones en el entorno

Entonces,

• la composición de los seres vivos no es simplemente un reflejo de los elementos que tienen a su disposición
  • Por ejemplo, hidrógeno, carbono y nitrógeno juntos representan menos del 1% de los átomos que se encuentran en la corteza terrestre pero alrededor del 74% de los átomos en la materia viva.
• una de las propiedades de la vida es tomar ciertos elementos que escasean en el mundo no vivo y concentrarlos dentro de las células vivas.

  Algunos animales marinos acumulan elementos como vanadio y yodo dentro de sus células a concentraciones mil o más veces mayores que en el agua de mar circundante. Incluso se ha propuesto que el uranio sea “extraído” del mar extrayéndolo de ciertas algas que pueden tomar uranio del agua de mar y concentrarlo dentro de sus células.

Todavía hay cierta incertidumbre sobre el número exacto de elementos que requieren los seres vivos. Algunos elementos, por ejemplo, el aluminio, se encuentran en pequeñas cantidades en el tejido vivo, pero a veces es difícil determinar si están jugando un papel esencial o simplemente son una adquisición accidental (probablemente el aluminio lo es).

Átomos

Cada elemento está formado por un tipo de átomo. Podemos definir un átomo como la parte más pequeña de un elemento que puede entrar en combinación con otros elementos.

Estructura del átomo

Cada átomo consiste en un núcleo pequeño, denso y cargado positivamente, rodeado de electrones mucho más ligeros y cargados negativamente. El núcleo del átomo más simple, el átomo de hidrógeno (H), consiste en un solo protón cargado positivamente. Debido a su único protón, al átomo de hidrógeno se le asigna un número atómico de 1 y un solo electrón. La carga del electrón es de la misma magnitud que la del protón, por lo que el átomo en su conjunto es eléctricamente neutro. Su protón representa casi todo el peso del átomo.

El núcleo del átomo del elemento helio (He) tiene dos protones (de ahí que el helio tenga un número atómico de 2) y dos neutrones. Los neutrones tienen el mismo peso que los protones pero no tienen carga eléctrica. El átomo de helio tiene dos electrones de manera que, una vez más, el átomo en su conjunto es neutro.

La estructura de cada uno de los otros tipos de átomos sigue el mismo plan. De Litio (At. No. = 3) a uranio (At. No. = 92), los átomos de cada elemento se pueden enumerar en orden de número atómico creciente. No hay lagunas en la lista. Cada elemento tiene un número atómico único y sus átomos tienen un protón más y un electrón más que los átomos del elemento que lo precede en la lista.

Electrones

Número atómico	Element	Niveles de energía o “conchas”
		K	L	M	N	O
1	Hidrógeno (H)	1
2	Helio (He)	2
3	Litio (Li)	2	1
4	Berilio (Be)	2	2
5	Boro (B)	2	3
6	Carbono (C)	2	4
7	Nitrógeno (N)	2	5
8	Oxígeno (O)	2	6
9	Flúor (F)	2	7
10	Neón (Ne)	2	8
11	Sodio (Na)	2	8	1
12	Magnesio (Mg)	2	8	2
13	Aluminio (Al)	2	8	3
14	Silicio (Si)	2	8	4
15	Fósforo (P)	2	8	5
16	Azufre (S)	2	8	6
17	Cloro (Cl)	2	8	7
18	Argón (Ar)	2	8	8
19	Potasio (K)	2	8	8	1
20	Calcio (Ca)	2	8	8	2
21	Escandio (Sc)	2	8	9	2
22	Titanio (Ti)	2	8	10	2
23	Vanadio (V)	2	8	11	2
24	Cromo (Cr)	2	8	13	1
25	Manganeso (Mn)	2	8	13	2
26	Hierro (Fe)	2	8	14	2
27	Cobalto (Co)	2	8	15	2
28	Níquel (Ni)	2	8	16	2
29	Cobre (Cu)	2	8	18	1
30	Zinc (Zn)	2	8	18	2
31	Galio (Ga)	2	8	18	3
32	Germanio (Ge)	2	8	18	4
33	Arsénico (As)	2	8	18	5
34	Selenio (Se)	2	8	18	6
35	Bromo (Br)	2	8	18	7
36	Criptón (Kr)	2	8	18	8
42	Molibdeno (Mo)	2	8	18	13	1
48	Cadmio (Cd)	2	8	18	18	2
50	Estaño (Sn)	2	8	18	18	4
53	Yodo (I)	2	8	18	18	7

Los electrones están confinados a regiones relativamente discretas alrededor del núcleo. Los dos electrones de helio, por ejemplo, están confinados a una zona esférica que rodea el núcleo llamada capa K o nivel de energía K.

Litio (At. No. = 3) tiene tres electrones, dos en la cáscara K y uno ubicado más lejos del núcleo en la capa L. Al estar más lejos de las cargas opuestas (+) del núcleo, este tercer electrón se mantiene con menos fuerza.

Cada uno de los siguientes elementos, en orden de aumento del número atómico, agrega un electrón más a la concha L hasta llegar al neón (At. No. = 10) que tiene ocho electrones en la capa L.

El sodio coloca su undécimo electrón en un nivel de energía aún mayor, el caparazón M.

Del sodio al argón, esta concha se llena gradualmente de electrones hasta que, una vez más, se alcanza un máximo de ocho.

Tenga en cuenta que después de la cáscara K con su máximo de dos electrones, el número máximo de electrones en cualquier otra capa más externa es de ocho.

Como veremos, las propiedades químicas de cada elemento están fuertemente influenciadas por el número de electrones en su nivel de energía más exterior (shell).

Esta tabla muestra la estructura electrónica de los átomos de los elementos 1 — 36 con los que se ha demostrado que son utilizados por los seres vivos mostrados en rojo. También se incluyen cuatro elementos de números atómicos aún más altos que se ha demostrado que son utilizados por los seres vivos.

La estructura electrónica de un átomo juega el papel principal en su química.

El patrón de electrones en un átomo, especialmente aquellos en la capa más externa, determina

• la valencia del átomo; es decir, las proporciones con las que interactúa con otros átomos, y en gran medida,
• la electronegatividad del átomo; es decir, la fuerza con la que atrae a otros electrones.

Los elementos con el mismo número de electrones en su capa más externa muestran propiedades químicas similares.

Ejemplo 1: El flúor, el cloro, el bromo y el yodo tienen cada uno 7 electrones en su caparazón más exterior. Estos llamados halógenos también son bastante similares en su comportamiento químico. Cuando se disuelven en agua, por ejemplo, todos producen soluciones germicidas.

Ejemplo 2: Aquellos elementos con 1, 2 o 3 electrones en su caparazón más externo son los metales.

Ejemplo 3: Aquellos elementos con 4, 5, 6 o 7 en su caparazón más exterior son los no metales.

Ejemplo 4: El helio (con sus 2), neón, argón y kriptón (cada uno con 8) han “llenado” sus conchas más externas. Son los llamados gases inertes o “nobles”. No tienen química en absoluto. En condiciones normales no interactúan con otros átomos. Entonces, es el número y disposición de los electrones en los átomos de un elemento lo que establece el comportamiento químico de ese elemento.

Así es como funciona:

Los átomos de un elemento interactúan con otros átomos de tal manera y proporciones que pueden “llenar” su capa más externa con 8 electrones (2 para hidrógeno). Ellos pueden hacer esto

• adquirir más electrones de otro átomo
• perder electrones a otro átomo
• compartir electrones con otro átomo

El número de electrones que un átomo debe adquirir, o perder, o compartir para alcanzar una configuración estable de 8 (2 para hidrógeno) se llama su valencia.

Los átomos de hidrógeno, litio, sodio y potasio tienen un solo electrón en su capa más externa. Los átomos de flúor, cloro, bromo y yodo tienen 7. Cualquier átomo del primer grupo interactuará con un solo átomo de cualquiera del segundo grupo formando, HCl, NaCl, KI, etc. El resultado de todas estas interacciones es un par de átomos cada uno con una capa más externa como la de uno de los gases inertes: 2 para hidrógeno, 8 para los demás.

Los elementos con 2 electrones en su capa más externa interactúan con el cloro y los otros halógenos para formar, por ejemplo, BeCl ₂, MgCl ₂, CaCl ₂. Nuevamente, el resultado es un par de átomos cada uno con un octeto estable de electrones en su caparazón más externo.

Los elementos con 3 electrones en su caparazón más exterior interactuarán con el cloro en una proporción de 1:3, formando _BCl3, AlCl ₃.

Los átomos de carbono, con sus 4 electrones en la capa L interactúan con el cloro para formar CCl ₄.

El nitrógeno, con sus 5 electrones más externos, interactúa con los átomos de hidrógeno en una proporción de 1:3, formando amoníaco (NH ₃).

Oxígeno y azufre, con sus 6 electrones más externos reaccionan con hidrógeno para formar agua (H ₂ O) y sulfuro de hidrógeno (H ₂ S).

¿Qué determina si un par de átomos intercambian o comparten electrones?

La respuesta son sus electronegatividades relativas. Si dos átomos difieren mucho en su afinidad por los electrones; es decir, en su electronegatividad, entonces el átomo fuertemente electronegativo quitará al electrón del débilmente electronegativo.

Ejemplo: Na (débilmente electronegativo) cede su electrón único a un átomo de cloro (fuertemente electronegativo) para formar NaCl. El átomo de sodio ahora solo tiene 10 electrones pero aún 11 protones por lo que hay una carga neta positiva de uno en el átomo. De igual manera, el cloro ahora tiene un electrón más que el protón por lo que su ahora tiene una carga neta negativa de 1. Los átomos cargados eléctricamente se llaman iones. La atracción mutua de cargas eléctricas opuestas mantiene los iones unidos por enlaces iónicos.

Ejemplo: El carbono y el hidrógeno son ambos solo débilmente electronegativos por lo que ninguno puede eliminar electrones del otro. En cambio, logran una configuración estable al compartir sus electrones más externos formando enlaces covalentes de CH ₄.

Isótopos

El número de protones en el núcleo de sus átomos, que es su número atómico, define cada elemento. Sin embargo, los núcleos de un elemento dado pueden tener números variables de neutrones. Debido a que los neutrones tienen peso (aproximadamente el mismo que el de los protones), tales átomos difieren en el peso atómico.

Los átomos del mismo elemento que difieren en su peso atómico se denominan isótopos.

Los pesos atómicos se expresan en términos de un átomo estándar: el isótopo de carbono que tiene 6 protones y 6 neutrones en su núcleo. Este átomo se denomina carbono-12 ^{o 12} C. Se le asigna arbitrariamente un peso atómico de 12 daltons (llamado así por John Dalton, el pionero en el estudio de los pesos atómicos). Así un dalton es 1/12 el peso de un átomo de ¹² C. Tanto los protones como los neutrones tienen pesos muy cercanos a 1 dalton cada uno. El carbono-12 es el isótopo más común del carbono. El carbono-13 (¹³ C) con 6 protones y 7 neutrones, y el carbono-14 (¹⁴ C) con 6 protones y 8 neutrones se encuentran en cantidades mucho menores.

Isótopos como “trazadores”

Se puede preparar, por ejemplo, un compuesto de carbono utilizado por los seres vivos que tiene muchos de sus ¹² átomos de C normales reemplazados por ¹⁴ átomos de C. El carbono-14 pasa a ser radiactivo. Al rastrear el destino de la radiactividad dentro del organismo, se puede aprender la vía normal de este compuesto de carbono en ese organismo. Así ¹⁴ C sirve como un “marcador” isotópico o “trazador”.

La base de esta técnica es que el peso del núcleo de un átomo tiene poco o ningún efecto sobre las propiedades químicas de ese átomo. La química de un elemento y de los átomos de los que está hecho —sea cual sea su peso atómico— es función del número atómico de ese elemento. Siempre y cuando el átomo tuviera 6 protones, es un átomo de carbono independientemente del número de neutrones. Así, mientras que 6 protones y 8 neutrones producen un isótopo de carbono, ¹⁴ C, 7 protones y 7 neutrones producen un elemento totalmente diferente, el nitrógeno-14.

Colaboradores y Atribuciones

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