Conceptos fundamentalesEn este artículo, aprenderás sobre el número atómico, su definición, su utilidad para categorizar elementos y su historia como teoría en la química.Temas tratados en otros artículosLos elementos¿En qué se diferencia exactamente un elemento de otro? ¿Por qué se considera que el carbono, el hidrógeno y el oxígeno son sustancias diferentes? ¿Qué podemos señalar específicamente que explique la diferencia entre estos elementos en su nivel más básico?La respuesta es el número atómico. Si miras una tabla periódica, observarás que cada elemento tiene un valor único entre 1 y 118 que los químicos llaman “número atómico”. El hidrógeno tiene un número atómico de 1. El carbono tiene un número atómico de 6. El oxígeno tiene un número atómico de 8.Tabla periódica moderna con los números atómicos encima de los símbolos de los átomos. Fuente.A primera vista, podría pensarse que el número atómico de un elemento es arbitrario. Puesto que no existen huecos en los números atómicos del 1 al 118, es fácil suponer que el número atómico sólo sirve como una identificación numérica conveniente. Incluso se podría pensar que este tipo de identificación numérica ofrece algunas ventajas en la organización de los datos. Sin embargo, el número atómico no es arbitrario; dice algo fundamental sobre la estructura subatómica de cada elemento.¿Qué es el número atómico?En esencia, un elemento es un tipo de átomo. Los átomos son pequeñas estructuras redondas compuestas por lo que los químicos llaman partículas subatómicas: protones, electrones y neutrones. Cada elemento contiene un átomo con un número diferente de estas partículas subatómicas.Modelo atómico nuclear con protones, neutrones y electrones. Fuente.Teniendo esto en cuenta, el número atómico de un elemento representa el número de protones que se encuentran en un átomo del elemento. Así, los átomos de hidrógeno tienen 1 protón, los átomos de carbono tienen 6 protones, y así sucesivamente.Es importante destacar que los químicos utilizan el número atómico como característica definitoria de un elemento. Un átomo puede tener cualquier número de neutrones y electrones, pero mientras tenga 6 protones, los químicos siempre lo considerarán un átomo de carbono.En el caso concreto del carbono, su estructura atómica suele tener 6 neutrones, aunque los químicos conocen otras formas de carbono con 7, 8 o más neutrones. Las variantes de un elemento con distinto número de neutrones y, por tanto, distinto peso atómico, se denominan “isótopos” del elemento. Asimismo, el oxígeno tiene 8 electrones en su forma elemental, pero también puede tener 10 electrones dadas ciertas condiciones. Las variantes de un elemento con distinto número de electrones y, por tanto, distinta carga eléctrica, se denominan “iones” de un elemento.El número atómico y la tabla periódicaPuesto que sabemos que los átomos pueden variar no sólo en el número de protones, sino también en el de neutrones y electrones, ¿por qué nos preocupamos tanto por los protones? Después de todo, los químicos organizan los elementos por número atómico en la tabla periódica, lo que sugiere cierta importancia inherente ligada al número de protones de un átomo. La respuesta está en la química de los distintos elementos.En realidad, los químicos no siempre utilizaron los números atómicos para clasificar los elementos. Dimitri Mendeleev, el arquitecto de la tabla periódica moderna, organizó su primera tabla en 1869 en función de la masa atómica. Dado que la masa atómica es esencialmente igual a la suma de protones y neutrones, está estrechamente relacionada con el número atómico. De hecho, la primera tabla periódica de Mendeleev presenta los elementos en un orden similar al de la tabla moderna.Tabla periódica de Mendeleev de 1869 con los elementos ordenados por masa atómica. Fuente.¿Por qué no utilizar el peso atómico?Sin embargo, algunas observaciones rápidas de la tabla revelaron que ordenar los elementos por masa atómica resultaba poco útil y engañoso. Primero, algunos elementos no tienen masas atómicas únicas. Cuando se elaboró la tabla, los químicos estimaron que las masas atómicas del níquel y el cobalto eran aproximadamente iguales. Las masas atómicas no únicas sugerían que era imposible ordenar los elementos de esta forma.En segundo lugar, y más preocupante, el comportamiento químico de los elementos socavaba el orden basado en la masa. Los químicos comprendieron en su momento que ciertos elementos con masas atómicas muy distantes tenían características químicas similares. El flúor, el cloro, el bromo y el yodo tenían cada uno formas elementales diatómicas, así como una fuerte propensión a ionizarse exclusivamente a una carga -1. El sodio, el potasio, el rubidio y el cesio presentaban estados neutros increíblemente inestables y sólo parecían formar iones con carga +1. Los químicos también agruparon el carbono, el silicio y el selenio, así como el nitrógeno, el fósforo y el arsénico por su comportamiento similar.Fue el acomodo de este primer grupo, denominado “halógenos“, lo que provocó el asombro de los químicos. Mendeleev había dispuesto la tabla de forma que estos grupos químicos similares compartieran la misma fila, incluyendo una fila para estos halógenos. Sin embargo, sabía que el telurio tenía un comportamiento químico similar al de los elementos del grupo del oxígeno. El telurio tiene un peso atómico mayor que el yodo, lo que obligó a Mendeleev a colocarlo confusamente un espacio antes que el yodo para mantener los grupos químicos.Poco después de la publicación de la primera tabla de Mendeleev, quedó claro que era necesario reordenarla.El poder del número atómicoDurante más de medio siglo, los químicos vivieron en un espacio incómodo en relación con la tabla periódica. Por un lado, comprendían que la tabla de Mendeleev de 1869 tenía defectos que hacían necesario un nuevo modelo. Por el otro, no existía ningún modelo mejor, y la tabla de masas atómicas seguía manteniendo la mayoría de las agrupaciones químicas.Esto cambió en 1911, cuando Ernest Rutherford publicó los datos de su famoso experimento de la lámina de oro. Rutherford teorizó que cada átomo tenía un núcleo de partículas cargadas dentro de una nube de partículas de carga opuesta. Esto significaba que los científicos podían medir teóricamente esta carga nuclear. Los químicos teorizaron además que el valor de la carga de un elemento dado correspondía al número de partículas llamadas protones en el núcleo. En las décadas siguientes, se midió cada carga nuclear, denominada “número atómico”, lo que proporcionó una forma alternativa de ordenar los elementos.Así se formuló la forma moderna de la tabla periódica. A diferencia de la tabla anterior, la ordenación por número atómico mantiene mejor la disposición de los grupos químicos.Tabla periódica interactiva de Chemtalk con los elementos ordenados por número atómico.Además, esta iteración moderna permite la aparición de tendencias en toda la tabla. Estas tendencias son la electronegatividad, la afinidad electrónica, el radio atómico y la energía de ionización. Cada tendencia tiene una relación directa con el número de protones de cada elemento. Esto hace que cada tendencia aumente o disminuya en intensidad cuando se acerca a la esquina superior derecha o inferior izquierda de la tabla. Para ver estas tendencias, consulta nuestra tabla periódica interactiva.
