1.9: Resumen del Capítulo

Un átomo consiste en un núcleo cargado positivamente rodeado por suficientes electrones cargados negativamente para producir una carga neta cero. El núcleo está construido a partir de protones cargados positivamente y neutrones neutros, cada uno de masa de aproximadamente 1 amu. La masa de un electrón es aproximadamente 1/ 1836 la masa de un protón; la carga sobre un electrón es igual pero opuesta en signo a la carga sobre un protón. El número total de protones en el núcleo (y electrones en un átomo neutro) es el número atómico, Z. El número total tanto de protones como de neutrones es el número de masa, y la masa del átomo, en unidades de masa atómica, es su peso atómico. El peso atómico siempre es ligeramente menor que la suma de masas de las partículas que van a formar un átomo, porque la masa se convierte en energía y se pierde cuando se forma el átomo.

Todos los átomos con el mismo número de protones, y por lo tanto el mismo número atómico, se clasifican como el mismo elemento y se representan por un símbolo de una o dos letras. Los átomos del mismo elemento con números variables de neutrones se denominan isótopos del elemento. Los isótopos se identifican colocando el número de masa como un superíndice a la izquierda del símbolo del elemento (por ejemplo, ³⁷ Cl). El número atómico a veces se agrega como subíndice (por ejemplo, Cl), aunque en realidad no es necesario ya que el nombre del elemento y el número atómico se conocen a partir del símbolo. Cada isótopo de un elemento tiene su propio peso atómico, y el peso atómico natural es el promedio ponderado de estos valores isotópicos, siendo la ponderación según la abundancia natural de cada isótopo.

Una colección de átomos que se mantienen unidos por enlaces químicos es una molécula Por lo general, pero no siempre, el enlace en una molécula se puede explicar en términos de pares de electrones, cada uno con dos átomos juntos. Tal enlace de par electrónico es un enlace covalente. La suma de los pesos atómicos de todos los átomos en una molécula es su peso molecular. Aunque los átomos en diferentes moléculas no están directamente unidos entre sí, todas las moléculas son ligeramente “pegajosas” y son atraídas por otras moléculas. Estas atracciones de van der Waals harán que las moléculas de un gas se adhieran entre sí para formar un líquido si la temperatura cae lo suficientemente baja, y harán que las moléculas de un líquido encajen juntas en una matriz cristalina regular en un sólido si la temperatura cae aún más baja. Las temperaturas a las que ocurren estas dos transiciones son el punto de ebullición, T _b, y el punto de fusión, T _m 'respectivamente.

Si dos átomos difieren en su potencia intrínseca de tracción de electrones o electronegatividad, entonces el par de electrones del enlace entre ellos se desplazará hacia el átomo con la mayor atracción, dándole una carga negativa y al otro átomo una carga positiva. Se dice que el enlace, y las moléculas que contienen dichos enlaces, son polares. Las moléculas polares pueden atraerse entre sí, y también pueden atraer iones cargados positiva y negativamente. Los puntos de fusión y ebullición de las moléculas polares son más altos de lo que se esperaría solo de las atracciones de van der Waals, ya que su polaridad proporciona un segundo tipo de atracción intermolecular.

Los pesos atómicos y moleculares se miden en una escala de unidades de masa atómica (amu), donde 1 amu se define como exactamente una doceava parte de la masa de un átomo de C ^I2. Una cantidad de una sustancia química (átomos, moléculas o iones) igual al peso atómico expresado en gramos se define como 1 mol de esa sustancia. Un mol de cualquier sustancia -átomos, moléculas o iones- contiene el mismo número de partículas de esa sustancia. Esta propiedad hace que el mol sea un medio útil de contar partículas simplemente pesándolas. Las unidades de pesos atómicos y moleculares son gramos por mol o amu por molécula (o átomo).

Algunos átomos, los de los metales en particular, tienen una retención débil sobre sus electrones y pueden perder uno, dos o más electrones para convertirse en iones cargados positivamente, o cationes. Muchos no metales o grupos de átomos pueden adquirir una o más cargas negativas para convertirse en iones o aniones cargados negativamente. Una sal es un compuesto del número relativo de cationes y aniones que producirán carga total cero. La sal común de mesa, NaCl, contiene el mismo número de iones Na ⁺ y Cl ^-. La extracción o eliminación absoluta de electrones se denomina oxidación, y la adición o desplazamiento de electrones hacia un átomo es reducción. Dado que los electrones nunca se crean o destruyen en reacciones químicas, cada vez que una sustancia se oxida, se debe reducir alguna otra sustancia.

Los aniones simples hechos al agregar electrones a átomos individuales tienen nombres que terminan en -ide, como cloruro, Cl ^-, y sulfuro, S ^2-, iones. Para los iones complejos de un átomo no metálico con oxígeno, los iones de estado de oxidación superior e inferior se diferencian por los sufijos -ate y -ite. El estado de oxidación de un catión metálico (ver Capítulo 10) se indica con un número romano después del nombre del metal, como en Fe ³⁺, hierro (III), o por los sufijos -ic y -ous.

Aunque las sales no tienen moléculas separadas y, estrictamente hablando, no pueden tener pesos moleculares, sí tienen fórmulas químicas que expresan su composición general de la manera más simple posibJE. El peso de 1 mol de estos átomos es el peso de fórmula de la sal, pero es costumbre referirse a esto como el “peso molecular” de la sal. Así, el cloruro de magnesio tiene un ion Mg ²⁺ por cada dos iones Cl -, una carga neta de cero, una fórmula química de MgCl ² y un peso molecular de 95.211 g mol ^-1.

El número de coordinación en un ion o molécula compleja es el número de átomos o grupos químicos unidos directamente al átomo central. Estos grupos de unión pueden ser iones simples como O ^2- y Cl ^- o moléculas como amoníaco (NH ₃) y agua (H ₂ O). El número máximo de coordinación para un átomo central determinado depende del tamaño del átomo y del tamaño de sus grupos circundantes. Los números de coordinación más comunes son 2, 3, 4 y 6.

Las sales tienen puntos de fusión y ebullición más altos que las sustancias moleculares, debido a que se debe suministrar energía térmica para romper la red cristalina estable, y se requiere aún más energía térmica para obligar a los iones positivos y negativos a emparejarse y compartir electrones en moléculas neutras que pueden entrar en fase gaseosa. Las sales a menudo se disuelven fácilmente en el agua, sin embargo, porque las atracciones polares por las moléculas de agua pueden compensar las atracciones de otros iones en el cristal. Se dice que los iones rodeados por moléculas polares de agua en solución están hidratados. La gasolina y líquidos no polares similares no pueden disolver sales porque no pueden hidratar (o solvatar, si el disolvente es distinto del agua) los iones.

Si una corriente de electricidad pasa a través de una sal fundida o una solución salina, la corriente es transportada por iones que migran en direcciones opuestas. En el cátodo, donde los electrones ingresan al medio salino, los cationes metálicos pueden reducirse a metal puro. En el ánodo, donde los electrones salen de la sal y vuelven al circuito externo, los aniones pueden oxidarse para liberar elementos puros no metálicos. Este es el proceso de electrólisis. Faraday encontró una relación cuantitativa entre la cantidad de carga que pasa a través de una célula y la cantidad de cambio químico producido: 96.485 culombios de carga traerán alrededor de 1 mol de un cambio que involucra un electrón por ión. La cantidad, 96.485 culombios, es simplemente la carga sobre 1 mol de electrones y se llama 1 faraday () de carga.

Los electrones como partículas separadas fueron estudiados por físicos interesados en descargas de gas a baja presión bajo altas tensiones. Los rayos catódicos consisten en un haz de electrones despojado de los átomos de gas. J. J. Thomson demostró, mediante la desviación de campos magnéticos y electrostáticos, que los rayos catódicos estaban hechos de partículas cargadas negativamente, y midió la relación carga-masa de las partículas. R. A. Millikan completó el proceso, en su experimento de gotas de petróleo, midiendo con éxito la carga en el electrón. Esto, combinado con los resultados de Faraday, llevó al cálculo del número de Avogadro, el número de electrones en un faraday de carga, o el número de partículas en un mol de cualquier sustancia. El espectrómetro de masas, descendiente de los tubos de descarga de gas de Thomson, es una herramienta analítica moderna y un medio para encontrar la relación carga-masa para cualquier especie atómica o molecular a la que se le pueda dar una carga.

Colaboradores y Atribuciones

• R. E. Dickerson, H. B. Gray, and G. P. Haight, Jr. Content was used from "Chemical Principles", an introductory college-level text for General Chemistry with permission of the Caltech library and Harry B. Gray, on behalf of the authors.