ISOTOPO

Se llaman isotopos cada una de las variedades de un átomo de cierto elemento químico, los cuales varían en el núcleo atómico. El núcleo presenta el mismo número atómico (Z), constituyendo por lo tanto el mismo elemento, pero presenta distinto número másico (A).

Los diferentes átomos de un mismo elemento, a pesar de tener el mismo número de protones y electrones (+ y -), pueden diferenciarse en el número de neutrones. Puesto que el número atómico es equivalente al número de protones en el núcleo, y el número másico es la suma total de protones y neutrones en el núcleo, los isótopos del mismo elemento sólo difieren entre ellos en el número de neutrones que contienen.

Los elementos, tal como se encuentran en la naturaleza, son una mezcla de isótopos. La masa atómica que aparece en la tabla periódica es el promedio de todas las masas isotópicas naturales, de ahí que mayoritariamente no sean números enteros.

En la notación científica, los isótopos se identifican mediante el nombre del elemento químico seguido del número de nucleones (protones y neutrones) del isótopo en cuestión, por ejemplo hierro-57, uranio-238 y helio-3; en la notación simbólica, el número de nucleones se denota como superíndice prefijo del símbolo químico, en los casos anteriores: 57Fe, 238U y 3He.

Un átomo no puede tener cualquier cantidad de neutrones. Hay combinaciones "preferidas" de neutrones y protones, en las cuales las fuerzas que mantienen la cohesión del núcleo parecen balancearse mejor. Los elementos ligeros tienden a tener tantos neutrones como protones; los elementos pesados aparentemente necesitan más neutrones que protones para mantener la cohesión. Los átomos con algunos neutrones en exceso o no los suficientes, pueden existir durante algún tiempo, pero son inestables. Los átomos inestables son radioactivos: sus núcleos cambian o se desintegran emitiendo radiaciones.

Enlace Ionico

Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17). En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose eniones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos. Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio. En la siguiente simulación interactiva están representados los átomos de sodio y cloro con solo sus capas externas de electrones. Aproxima un átomo a otro con el ratón y observa lo que ocurre:

Se forma así el compuesto NaCl o sal común. En realidad reaccionan muchos átomos de sodio con muchos átomos de cloro, formándose muchos iones de cargas opuestas y cada uno se rodea del máximo número posible de iones de signo contrario: Cada ion Cl- se rodea de seis iones Na+ y cada ion Na+ de seis iones Cl-. Este conjunto ordenado de iones constituye la red cristalina de la sal común. Propiedades de los compuestos quimicos:

1. A temperatura ambiental son sólidos, cuya estructura está definida por lo que son cristalinos (la atracción de los iones es polidireccional)

2. Generalmente son solubles en agua y otros solventes polares como etanol, acetona, etc.

3. Tienen alta temperatura de fusión y ebullición.

Ejemplos:

• NaCl (T°fusión = 801°C)
• KBr (T°fusión = 735°C)

En solución acuosa o fundidos conducen la corriente eléctrica, pero en el estado solido no la conducen

Tabla Periódica

La tabla periódica de los elementos es una disposición de los elementos químicos en forma de tabla, ordenados por su número atómico (número de protones), por su configuración de electrones y sus propiedades químicas. Este ordenamiento muestra tendencias periódicas, como elementos con comportamiento similar en la misma columna.

En palabras de Theodor Benfey, la tabla y la ley periódica «son el corazón de la química —comparables a la teoría de la evolución en biología (que sucedió al concepto de la Gran Cadena del Ser), y a las leyes de la termodinámica en la física clásica».2

Las filas de la tabla se denominan períodos y las columnas grupos. Algunos grupos tienen nombres. Así por ejemplo el grupo 17 es el de los halógenos y el grupo 18 el de los gases nobles. La tabla también se divide en cuatro bloques con algunas propiedades químicas similares. Debido a que las posiciones están ordenadas, se puede utilizar la tabla para obtener relaciones entre las propiedades de los elementos, o pronosticar propiedades de elementos nuevos todavía no descubiertos o sintetizados. La tabla periódica proporciona un marco útil para analizar el comportamiento químico y es ampliamente utilizada en química y otras ciencias.

Dmitri Mendeléyev publicó en 1869 la primera versión de tabla periódica que fue ampliamente reconocida. La desarrolló para ilustrar tendencias periódicas en las propiedades de los elementos entonces conocidos, al ordenar los elementos basándose en sus propiedades químicas,3 si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos.4 Mendeléyev también pronosticó algunas propiedades de elementos entonces desconocidos que anticipó que ocuparían los lugares vacíos en su tabla. Posteriormente se demostró que la mayoría de sus predicciones eran correctas cuando se descubrieron los elementos en cuestión.

La tabla periódica de Mendeléyev ha sido desde entonces ampliada y mejorada con el descubrimiento o síntesis de elementos nuevos y el desarrollo de modelos teóricos nuevos para explicar el comportamiento químico. La estructura actual fue diseñada por Alfred Werner a partir de la versión de Mendeléyev. Existen además otros arreglos periódicos de acuerdo a diferentes propiedades y según el uso que se le quiera dar (en didáctica, geología, etc).5

Se han descubierto o sintetizado todos los elementos de número atómico del 1 (hidrógeno) al 118 (oganesón); la IUPAC confirmó los elementos 113, 115, 117 y 118 el 30 de diciembre de 2015,6 y sus nombres y símbolos oficiales se hicieron públicos el 28 de noviembre de 2016.1 Los primeros 94 existen naturalmente, aunque algunos solo se han encontrado en cantidades pequeñas y fueron sintetizados en laboratorio antes de ser encontrados en la naturaleza.n. 1 Los elementos con números atómicos del 95 al 118 solo han sido sintetizados en laboratorios. Allí también se produjeron numerosos radioisótopos sintéticos de elementos presentes en la naturaleza. Los elementos del 95 a 100 existieron en la naturaleza en tiempos pasados pero actualmente no.7 La investigación para encontrar por síntesis nuevos elementos de números atómicos más altos continúa.

ENLACES QUÍMICOS

• Enlace iónico: Un enlace iónico se puede definir como la fuerza que une a dos átomos a través de una cesión electrónica. Una cesión electrónica se da cuando un elemento electropositivo se une con un elemento electronegativo. Mientras mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los elementos, más fuerte será el enlace iónico. Se empieza a considerar que dos átomos están unidos a través de un enlace iónico cuando su diferencia de electronegatividad es superior a 1.7. Un ejemplo de un compuesto unido a través de enlace iónico se muestra en la Imagen 27, mientras que en laImagen 28 se ve algunas maneras de escribir compuestos unidos mediante este tipo de enlace.

• Enlace Covalente: El enlace covalente es la fuerza que une dos átomos mediante la compartición de un electrón por átomo. Dentro de este tipo de enlace podemos encontrar dos tipos: el enlace covalente polar y el enlace covalente apolar. El primer sub-tipo corresponde a todos aquellos compuestos en donde la diferencia de electronegatividad de los átomos que lo componen va desde 0 hasta 1.7 (sin considerar el 0). Los compuestos que son polares se caracterizan por ser asimétricos, tener un momento dipolar (el momento dipolar es un factor que indica hacia donde se concentra la mayor densidad electrónica) distinto a 0, son solubles en agua y otros solventes polares, entre otras características. Dos ejemplos se ven en laImagen 29 (a) y en la Imagen 29 (b), respectivamente. Por su parte, los compuestos que se forman por medio de enlaces covalentes apolares, no presentan momento dipolar, la diferencia de electronegatividad es igual a 0, son simétricos, son solubles en solventes apolares (como el hexano), entre otras cosas. La diferencia de electronegatividad cero se da cuando dos átomos iguales se unen entre sí, como por ejemplo la molécula de Nitrógeno o la molécula de Cloro