La unidad más pequeña de un elemento químico que tiene las propiedades de ese elemento se llama átomo. Muchos elementos (por ejemplo, el helio) se presentan como átomos individuales. Otros elementos se presentan como moléculas formadas por más de un átomo. Los elementos que normalmente se presentan como moléculas diatómicas son el hidrógeno, el nitrógeno, el oxígeno y los halógenos, pero el oxígeno también se presenta como una forma triatómica llamada ozono. El fósforo suele presentarse como una molécula tetratómica, y el azufre cristalino se presenta como moléculas que contienen ocho átomos.
Independientemente del número de átomos de que esté compuesto el elemento, cada átomo tiene el mismo número de protones en su núcleo, y éste es diferente del número en el núcleo de cualquier otro elemento. Por tanto, este número, llamado número atómico (n. at.), define al elemento. Por ejemplo, el elemento carbono está formado por átomos con número atómico 6, es decir, que todos tienen 6 protones en el núcleo; cualquier átomo con número atómico 6 es un átomo de carbono. En 2016 se conocían 118 elementos, desde el hidrógeno, con un número at. de 1, hasta el oganeso, con un número at. de 118. (Véase la tabla titulada Elementos para una lista alfabética de todos los elementos, incluyendo sus símbolos, números atómicos, pesos atómicos y puntos de fusión y ebullición). Los núcleos de la mayoría de los átomos también contienen neutrones. El número total de protones y neutrones en el núcleo de un átomo se denomina número másico. Por ejemplo, el número másico de un átomo de carbono con 6 protones y 6 neutrones en su núcleo es 12.
Aunque todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones en su núcleo, no todos pueden tener el mismo número de neutrones. Los átomos de un elemento con el mismo número de masa constituyen un isótopo del elemento. Todos los elementos conocidos tienen isótopos; algunos tienen más que otros. El hidrógeno, por ejemplo, sólo tiene 3 isótopos, mientras que el xenón tiene 16. Se conocen aproximadamente 300 isótopos naturales y se han producido artificialmente más de 2.500 isótopos radiactivos (véase elementos sintéticos). Hay 13 isótopos del carbono, que tienen de 2 a 14 neutrones en el núcleo y, por tanto, números de masa de 8 a 20.
No todos los elementos tienen isótopos estables. Algunos sólo tienen isótopos radiactivos, que se desintegran para formar otros isótopos, normalmente de otros elementos (véase radiactividad). En algunos casos, todos los isótopos de un elemento son muy inestables, por lo que el elemento no se encuentra en la naturaleza. Sólo se sabe que 94 de los elementos se dan de forma natural en la Tierra. De ellos, 6 se encuentran en cantidades mínimas producidas por la desintegración de otros elementos. Estos 6 elementos extremadamente escasos y los que no se dan en absoluto de forma natural se descubrieron cuando se produjeron en el laboratorio; a menudo se les llama elementos producidos artificialmente o sintéticos.
Los átomos no son muy masivos; un átomo de carbono pesa unos 2 10?23 gramos. Como los átomos tienen tan poca masa, se utiliza una unidad mucho más pequeña que el gramo. En el sistema actual (adoptado en 1960?61) la unidad de masa atómica, llamada unidad de masa atómica (amu), se define como exactamente 1?12 la masa de un átomo de carbono-12. El peso atómico de un elemento es la media (promedio ponderado) de las masas atómicas de todos los isótopos naturales. El carbono tiene dos isótopos naturales principales, el carbono-12 y el carbono-13. El carbono-12, cuya masa se define exactamente como 12 amu, constituye el 98,89% del carbono natural; el carbono-13, cuya masa es de 13,00335 amu, constituye el 1,11%. (También hay pequeñas trazas del isótopo radiactivo carbono-14.) El peso atómico del elemento se determina multiplicando el porcentaje de abundancia de cada isótopo por la masa atómica del mismo, sumando estos productos y dividiendo por 100. Sin embargo, la abundancia de isótopos suele estar determinada por el medio de la fuente, sólido, líquido o gaseoso, y el peso atómico medio puede fluctuar. Así, para el carbono, /100?=?12,01115, que es el peso atómico del elemento carbono en amu, pero como las proporciones de los isótopos varían según el lugar donde se encuentre el carbono, el peso atómico del carbono se expresa ahora como un intervalo definido por los límites inferior y superior dentro de los cuales oscila el peso atómico: . Algunos elementos sintéticos sólo existen momentáneamente en forma de unos pocos isótopos de vida corta; en estos casos no se puede aplicar el concepto de peso atómico.
- Introducción
- El átomo
- Propiedades de los elementos
- Símbolos y nombres oficiales de los elementos
- Los elementos a través de los tiempos
- Bibliografía