El átomo y la tabla periódica

La idea de que la materia está hecha de partículas pequeñas no es nueva, pero nuestra comprensión de ellas ha cambiado drásticamente en los últimos 200 años a medida que la tecnología avanzaba.

1. Dalton (1808): Imaginó el átomo como una esfera sólida e indivisible, similar a una bola de billar. Para él, todos los átomos de un mismo elemento eran iguales entre sí.
2. Thomson (1904): Tras descubrir el electrón, propuso el modelo del "pudin de pasas". Imaginó el átomo como una masa de carga positiva en la que estaban incrustados los electrones (carga negativa), como las pasas en un bizcocho.
3. Rutherford (1911): Gracias a su experimento con láminas de oro, demostró que el átomo está mayoritariamente vacío. Propuso que existe un núcleo central pequeño y denso con carga positiva, mientras que los electrones giran alrededor de él, como los planetas alrededor del Sol.
4. Bohr (1913): Perfeccionó el modelo anterior indicando que los electrones no giran al azar, sino en órbitas circulares específicas o niveles de energía. Solo cuando un electrón salta de una órbita a otra absorbe o emite energía.

Aunque "átomo" significa en griego "indivisible", hoy sabemos que está formado por partículas aún más pequeñas:

• Protones ($p^+$): Tienen carga eléctrica positiva. Se encuentran en el núcleo y su masa es aproximadamente 1 unidad de masa atómica (u).
• Neutrones ($n^0$): No tienen carga eléctrica (son neutros). Se sitúan también en el núcleo y sirven para dar estabilidad, evitando que los protones se repelan entre sí. Su masa es casi igual a la del protón.
• Electrones ($e^-$): Tienen carga eléctrica negativa. Se encuentran en la corteza (fuera del núcleo) girando a grandes velocidades. Su masa es tan pequeña (unas 2000 veces menor que la del protón) que suele despreciarse en los cálculos generales.

Para distinguir un átomo de otro, utilizamos dos números clave que aparecen siempre en la simbología química:

1. Número atómico ($Z$): Es el número de protones que tiene un átomo. El número atómico es el DNI del elemento; define qué elemento es. Si $Z=6$, es carbono; si $Z=8$, es oxígeno.
2. Número másico ($A$): Es la suma de protones y neutrones ($A = Z + n$). Representa la masa total del núcleo.

Notación estándar: Se escribe el símbolo del elemento ($X$), con el número másico arriba a la izquierda y el número atómico abajo a la izquierda: ${}^{A}_{Z}X$

Ejemplo: En el átomo de sodio ${}^{23}_{11}Na$:

• Protones = 11
• Electrones = 11 (en un átomo neutro, los protones igualan a los electrones)
• Neutrones = $23 - 11 = 12$

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En la naturaleza, los átomos buscan estabilidad. A menudo, esto implica ganar o perder electrones. Cuando un átomo deja de ser neutro porque su número de electrones cambia, se convierte en un ion.

• Cationes: Se forman cuando un átomo pierde electrones. Como ahora tiene más protones (positivos) que electrones (negativos), su carga neta es positiva. Ejemplo: $Na^+$.
• Aniones: Se forman cuando un átomo gana electrones. Ahora tiene más cargas negativas que positivas. Ejemplo: $Cl^-$.

Recuerda: Los protones nunca cambian en un proceso químico ordinario; solo se mueven los electrones de la corteza.

No todos los átomos de un mismo elemento son idénticos. Los isótopos son átomos que tienen el mismo número de protones ($Z$) pero distinto número de neutrones, lo que hace que su número másico ($A$) sea diferente.

Ejemplo del Hidrógeno:

• Protio: 1 protón, 0 neutrones.
• Deuterio: 1 protón, 1 neutrón.
• Tritio: 1 protón, 2 neutrones.

La masa atómica que aparece en la tabla periódica no es un número entero porque es la media ponderada de las masas de todos los isótopos naturales de ese elemento, según su abundancia. Los isótopos tienen aplicaciones fascinantes, como el Carbono-14 para datar restos arqueológicos o el Yodo-131 para tratamientos médicos.

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La Tabla Periódica es el "mapa" de la química. Fue iniciada por Dmitri Mendeléyev, quien tuvo la genialidad de dejar huecos para elementos que aún no se habían descubierto, prediciendo sus propiedades.

Actualmente, los elementos se ordenan por su número atómico ($Z$) creciente.

• Periodos: Son las 7 filas horizontales. Los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de niveles de energía ocupados por electrones.
• Grupos: Son las 18 columnas verticales. Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas muy similares porque poseen el mismo número de electrones en su capa más externa (electrones de valencia).

Podemos clasificar los elementos en tres grandes categorías según su aspecto y comportamiento:

Los semimetales (como el Silicio) tienen propiedades intermedias y los gases nobles (Grupo 18) son famosos por su "pereza" química: son muy estables y casi nunca reaccionan con otros elementos.

Algunos grupos tienen nombres propios debido a su importancia:

• Alcalinos (Grupo 1): Muy reactivos, especialmente con el agua (ej. Litio, Sodio).
• Alcalinotérreos (Grupo 2): Reactivos, pero menos que los anteriores (ej. Calcio, Magnesio).
• Halógenos (Grupo 17): Muy reactivos, forman sales fácilmente (ej. Flúor, Cloro).
• Metales de transición: El bloque central de la tabla (ej. Hierro, Oro, Cobre).
• Lantánidos y Actínidos: Las dos filas situadas debajo del cuerpo principal, conocidas como tierras raras.

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La posición de un elemento nos dice mucho sobre su comportamiento:

1. Radio atómico: El tamaño del átomo aumenta hacia abajo en un grupo y hacia la izquierda en un periodo.
2. Carácter metálico: Aumenta hacia la izquierda y hacia abajo. El elemento más metálico es el Francio ($Fr$).
3. Electronegatividad: Es la fuerza con la que un átomo atrae electrones. Aumenta hacia la derecha y hacia arriba. El Flúor ($F$) es el campeón en esta propiedad.

Los átomos raramente están solos; prefieren unirse para alcanzar la regla del octeto (tener 8 electrones en su última capa, como los gases nobles).

• Enlace Iónico: Ocurre entre un metal y un no metal. El metal "regala" electrones al no metal. Se forman redes cristalinas muy fuertes, como la sal común ($NaCl$).
• Enlace Covalente: Ocurre entre no metales. Como ambos quieren ganar electrones, deciden compartirlos. Así se forman las moléculas, como el agua ($H_2O$) o el oxígeno que respiramos ($O_2$).
• Enlace Metálico: Ocurre entre metales. Los átomos comparten sus electrones de forma colectiva, creando una "nube de electrones" que permite conducir la electricidad.

Finalmente, es importante distinguir cómo se presenta la materia:

• Elementos: Sustancias formadas por un solo tipo de átomo (ej. un lingote de oro puro, $Au$).
• Compuestos: Sustancias formadas por la unión de dos o más elementos diferentes en proporciones fijas (ej. el agua siempre es $H_2O$).

Las fórmulas químicas nos indican qué elementos forman el compuesto y en qué cantidad. Por ejemplo, en el ácido sulfúrico ($H_2SO_4$), tenemos 2 átomos de hidrógeno, 1 de azufre y 4 de oxígeno unidos químicamente.