El nombre de los elementos químicos

La tabla periódica actual ya contiene 118 elementos químicos. ¿De dónde proceden los nombres de los elementos químicos? ¿Qué significan? ¿Qué nombre han recibido los últimos elementos químicos descubiertos? Nombres latinos, de dioses, de países, de ciudades, de científicos famosos… En la siguiente tabla encontrarás el origen etimológico y el significado de los nombres de todos los elementos químicos conocidos. Descárgatela, ¡es gratis!

La cantidad de sustancia: el mol

Desde el siglo XVIII se sabe que los elementos químicos se combinan de diferentes maneras originando gran variedad de compuestos y que lo hacen en una proporción definida en cada uno de ellos, como se refleja en las fórmulas de las moléculas:

Las fórmulas químicas representan el número de átomos que se unen entre sí para formar una determinada molécula.

molecula-agua-oxigeno-hidrogeno

Por ejemplo, la fórmula para el agua es H2O, lo que significa que cada molécula de agua posee dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno. Si los átomos tuvieran el tamaño suficiente como para manipularlos con la mano, no tendríamos más que coger dos átomos de hidrógeno y enlazarlos a uno de oxígeno para obtener una molécula de agua. Sin embargo, esto es sencillamente imposible: ni podemos ver los átomos a simple vista, ni existen aparatos tan sofisticados y precisos como para maniobrar con ellos uno a uno.

La idea del átomo-gramo y la molécula-gramo

Pensemos de nuevo en el agua, formada por dos átomos de hidrógeno más uno de oxígeno. Si tuviéramos cuatro átomos de hidrógeno y dos de oxígeno, podríamos formar dos moléculas de agua; con seis hidrógenos y cuatro oxígenos, obtendríamos tres de agua… Manteniendo la misma proporción, podríamos escoger una cifra lo suficientemente grande como para obtener una cantidad de átomos o moléculas tal que sea apreciable y manejable. Es por ello que necesitamos definir una unidad de medida proporcional al número de átomos o moléculas y que, a su vez, se pueda relacionar con alguna magnitud fácilmente medible en el laboratorio.

Así, surgió la idea de emplear ciertas cantidades en gramos para cada átomo o molécula, denominadas átomo-gramo o molécula-gramo, respectivamente:

Un átomo-gramo es la cantidad de un elemento, expresada en gramos, que coincide numéricamente con su masa atómica relativa.

Una molécula-gramo es la cantidad de un compuesto, expresada en gramos, que coincide numéricamente con su masa molecular.

Siguiendo con el ejemplo del agua: un átomo-gramo de oxígeno es igual a 15’999 g, dos átomos-gramos de hidrógeno equivalen a 2’016 g, y una molécula-gramo de agua es, en consecuencia, 18’015 g, es decir, la suma de los anteriores valores. Evidentemente, los valores de un átomo-gramo o molécula-gramo varían para cada elemento o compuesto, pero tienen la enorme ventaja de representar siempre el mismo número de átomos o moléculas, por lo que representan cantidades que guardan entre sí las mismas relaciones que la de los elementos y compuestos a los que hacen referencia (un átomo-gramo de oxígeno se combina con dos átomos-gramos de hidrógeno en cada molécula-gramo de agua).

El número de Avogadro

Un átomo-gramo (o molécula-gramo) representa una masa N veces más grande que la masa atómica (o molecular) del elemento (o compuesto) al que se refiere:

Número-avogadro-atomo-molecula-gramo.png

Por lo que N no es otra cosa que el número de átomos o moléculas contenidos en un átomo-gramo o en una molécula-gramo, respectivamente. Este número se conoce en la actualidad como constante de Avogadro, quien, en 1811, propuso por primera vez que el volumen de un gas (a una determinada presión y temperatura) es proporcional al número de átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas.

El valor del número o constante de Avogadro, NA, determinado experimentalmente, es:

número-avogadro

Así, tanto un átomo-gramo como una molécula-gramo, de la sustancia que sea, contienen siempre el número de Avogadro de átomos o moléculas. Estos términos de átomo-gramo y molécula-gramo fueron reemplazados, con el tiempo, por una nueva unidad de cantidad de sustancia: el mol.

La definición de mol

Desde la XIV Conferencia General de Pesas y Medidas, celebrada en 1971, se adoptó el mol como unidad de cantidad de sustancia, considerándose esta una de las siete magnitudes fundamentales del Sistema Internacional.

Se define mol (n) como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0’012 kilogramos carbono-12.

Cuando se emplea el mol, las entidades elementales deben especificarse y pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o agrupaciones específicas de tales partículas.

concepto-mol

En consecuencia:

mol-equivalencias

Se define masa molar, M, a la masa de un mol de átomos o de moléculas de una sustancia. Se mide en g/mol y su valor numérico coincide con el de la masa atómica o la masa molecular expresada en unidades de masa atómica.

De modo que, conociendo la masa m de una sustancia, se puede calcular el número de moles n mediante la siguiente expresión:

calculo-moles.png

El volumen molar

Es el volumen ocupado por un mol de sustancia, sea cual sea el estado de agregación en el que se encuentre, a la presión y temperatura consideradas.

Cuando las sustancias se encuentran en estado gaseoso, según el principio de Avogadro, un mol de cualquier gas ocupa, en las mismas condiciones de presión y temperatura, siempre el mismo volumen. Experimentalmente se comprueba que este volumen es 22’4 L, cuando el gas se encuentra idealmente en condiciones normales de presión y temperatura, esto es, a 1 atm y 0º C:

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Problemas resueltos: cálculos con moles

Para la resolución de estos problemas se han empleado los valores de masas atómicas proporcionados por la IUPAC, que puedes descargar aquí: Tabla de Masas Atómicas (IUPAC 2015).

Masa atómica, masa molecular y composición centesimal de un compuesto

Las primeras estimaciones de las masas atómicas de los elementos se hicieron por comparación con la masa del elemento químico más ligero conocido, el hidrógeno, al cual se le asignó una masa igual a uno. Así la masa del hidrógeno se estableció arbitrariamente como patrón o unidad de masa atómica. Posteriormente, el hidrógeno fue sustituido por el oxígeno, como nuevo patrón de masa atómica, hasta que en 1960 se adoptó definitivamente como referencia el isótopo de carbono de número másico 12.

Masa atómica

La masa atómica es la masa de un átomo expresada en unidades de masa atómica, siendo:

Una unidad de masa atómica equivale a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12. Se simboliza con la letra u, y también recibe el nombre de dalton (Da).

Hay que tener en cuenta que la masa atómica es un valor relativo, pues se obtiene por comparación con la masa del átomo de carbono-12, motivo por el cual es aconsejable referirse a ella como masa atómica relativa. Teniendo en cuenta el concepto de mol y el número de Avogadro se puede establecer la siguiente equivalencia:

1 u o Da equivale a 1,660 538 921 (73) × 10-27 kg.

Además, la masa atómica de un elemento es, en realidad, la masa atómica media de todos los isótopos de ese elemento, teniendo en cuenta la cantidad relativa de cada isótopo, tal como se presenta dicho elemento en la naturaleza. Las masas atómicas relativas de cada uno de los elementos aparecen en cualquier libro de química básica y en todas las tablas periódicas:

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En este caso la masa atómica aparece en la esquina superior derecha.

La IUPAC publica cada dos años una revisión de las masas atómicas que puede consultarse en este enlace. También puedes descargarte esta tabla (de elaboración propia) con los datos actualizados de 2015:

 

Masa molecular

La masa molecular es la masa de una molécula expresada en unidades de masa atómica.

La masa molecular es la suma de las masas individuales de los átomos que la componen.

Por ejemplo, la masa molecular del ácido sulfúrico, cuya fórmula es H2SO4, se determina sumando la masa de dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno. Siendo sus masas atómicas relativas 1’008 u, 32’06 u y 15’999 u, respectivamente, la masa molecular del ácido sulfúrico será 1’008 · 2 + 32’06 + 15’999 · 4, es decir, 98’072 u.

Composición centesimal de un compuesto

Un compuesto químico se caracteriza por la proporción en la que se combinan los átomos de los elementos que lo componen. Por ello, una vez conocida la fórmula de un compuesto químico es posible calcular su composición centesimal, es decir, el porcentaje en masa correspondiente a cada uno de los elementos que lo forman.

Por ejemplo, en una molécula de ácido sulfúrico, de masa molecular 98’072 u:

  • Los dos átomos de hidrógeno aportan una masa de 2 · 1’008 = 2’016 u.
  • El átomo de azufre posee una masa de 32’06 u.
  • Los cuatro átomos de oxígeno suman una masa de 4 · 15’999 = 63’996 u.

Mediante una sencilla operación (una regla de tres es suficiente), se puede calcular el porcentaje en masa de cada uno de estos elementos en la molécula de ácido sulfúrico: 2’06 % de hidrógeno, 32’69 % de azufre y 65’25 % de oxígeno.

En este enlace encontrarás una herramienta que calcula las masas moleculares y las composiciones centesimales de cualquier compuesto con solo introducir su fórmula.

Ejercicio resuelto: cálculo de masas moleculares y composiciones porcentuales

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¿Cómo se dedujeron las primeras fórmulas químicas?

A finales del siglo XVIII y principios del XIX se establecieron las leyes ponderales de la química que facilitaron el desarrollo de los primeros modelos atómicos de la materia. Ya se habían identificado gran cantidad de elementos químicos y se sabía que estos se combinaban entre sí para formar compuestos. El reto al que se enfrentaban los químicos entonces era conocer la proporción en que se encontraban cada uno de los átomos de un compuesto para, a continuación, asignarle una fórmula química que lo identificara.

Los químicos conocían métodos de síntesis y de análisis suficientes como para poder determinar el porcentaje en masa de los elementos que formaban un determinado compuesto. Por ejemplo, sabían perfectamente que 100 gramos de óxido de calcio contenían 28’6 gramos de oxígeno y 71’4 gramos de calcio. Si hubiesen conocido las masas de estos elementos habrían calculado la proporción de cada uno de ellos en el compuesto, obteniendo así su fórmula. Pero solo conociendo su fórmula, podrían determinar la relación de átomos y, con ella, sería posible estimar las correspondientes masas atómicas. Es decir, se entraba en un círculo vicioso, ya que los químicos no podían determinar la fórmula por no conocer las masas atómicas, y no podían conocer las masas atómicas por no conocer la fórmula.

La clave se encontraba, pues, en la necesidad de hallar las masas atómicas de cada uno de los elementos químicos. Evidentemente, la masa de un átomo es ínfima, por lo que surgió la idea de definir la masa de los átomos por comparación con la masa del elemento más ligero conocido, el hidrógeno, al cual se le asignó una masa igual a uno (lo que se conoce como unidad de masa atómica). Las masas de los átomos calculadas de esta manera se denominaron pesos atómicos.

Así se pudieron determinar los pesos atómicos de muchos elementos y, con ellos, se dedujeron las fórmulas de gran cantidad de compuestos. En ocasiones se encontraban distintas proporciones para un mismo compuesto, por lo que se recurría a la regla de la máxima simplicidad de John Dalton (1766-1844), según la cual, en caso de duda, la fórmula de un compuesto sería la más sencilla de entre todas las posibles. También resultaba útil cuando dos elementos, A y B, podían formar varios compuestos. En este caso, el compuesto más simple tendría una fórmula del tipo AB, que nos permitiría conocer la relación entre los pesos atómicos de estos elementos y, con ellos, se podrían determinar las fórmulas de otras combinaciones sencillas de A y B (como AB2, A2B…). Sin embargo, esta estrategia no era siempre garantía de acierto, como en el caso del agua, para la que Dalton asigno la fórmula HO, error similar al que cometió con el amoniaco, al que formuló como NH.

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Representaciones de Dalton de algunos elementos y compuestos

Además, las experiencias llevadas a cabo por Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850), que le llevaron a enunciar la ley de los volúmenes de combinación (que dice que los volúmenes de gases que reaccionan o se producen en una reacción química guardan entre sí una relación de números enteros sencillos), entraban en contradicción con el modelo atómico propuesto por Dalton. A modo de ejemplo: según la ley de Gay-Lussac, un volumen de nitrógeno reacciona con un volumen de oxígeno para dar dos volúmenes de óxido nítrico, algo que Dalton negaba con rotundidad, ya que desde su punto de vista, si los átomos son distintos unos de otros, no puede ser que en volúmenes iguales de gases distintos existan el mismo número de átomos, ni que haya el doble de átomos en volúmenes dobles de gases distintos. Es decir, si los átomos de nitrógeno y oxígeno son distintos entre sí, sus tamaños no pueden ser los mismos, y para que reaccionen cierto número de átomos de nitrógeno con el mismo número de átomos de oxígeno, harán falta volúmenes diferentes de cada uno de estos gases. Y lo mismo ocurrirá con el volumen de óxido nítrico obtenido, que no puede coincidir con la suma de los volúmenes de nitrógeno y oxígeno. Esto planteaba un gran dilema, pues Dalton había elaborado un sólido modelo teórico que, además, permitía explicar las leyes ponderales, pero los experimentos llevados a cabo por Gay-Lussac eran meticulosos y precisos. Había que buscar la manera de adaptar la teoría atómica a las incuestionables evidencias.

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Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850)

Un nuevo enfoque a este controvertido asunto fue propuesto en 1811 por Amadeo Avogadro (1776-1856), quien planteó un modelo dinámico para explicar la naturaleza y el comportamiento de los gases, cuya hipótesis principal era que las partículas se encuentran en movimiento manteniendo grandes distancias entre ellas, por lo que sus dimensiones son muy pequeñas frente al volumen total del recipiente que las contiene, y se puede suponer que volúmenes iguales de gases distintos (en las mismas condiciones de presión y temperatura) contienen el mismo número de moléculas. Además, resuelve el problema de los volúmenes de combinación considerando que los gases elementales (como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno o el cloro) no estaban formados por átomos sino por moléculas diatómicas (con dos átomos cada una).

Así, por ejemplo, se podía interpretar la reacción entre el cloro y el hidrógeno, para formar cloruro de hidrógeno. Experimentalmente se comprobaba que un volumen de cloro reaccionaba con otro volumen de hidrógeno para formar dos volúmenes de cloruro de hidrógeno. Teniendo en cuenta que el número de partículas es el mismo en volúmenes iguales, la reacción puede interpretarse como que una molécula de hidrógeno reacciona con una molécula de cloro para producir dos moléculas de cloruro de hidrógeno. Para que esto tenga sentido, debe suponerse que tanto la molécula de hidrógeno como la de cloro tienen cada una dos átomos. Esta suposición se pudo confirmar posteriormente, por lo que siempre que estas sustancias intervienen en las reacciones químicas se representan como H2, O2, N2, Cl2, F2, Br2 o I2.

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Amadeo Avogadro (1776-1856)

Las aportaciones de Avogadro no tuvieron repercusión en su momento pero medio siglo después (en 1858) resurgieron gracias a Stanislao Cannizzaro (1826-1910), quien las utilizó para poder calcular pesos atómicos aproximados y, a partir de ellos, deducir pesos atómicos exactos.

Aunque los términos de peso atómico y molecular están muy extendidos, es más correcto y, actualmente, es lo recomendado, hablar de masa atómica y molecular, ya que el peso es una manifestación de la masa cuando interacciona con un campo gravitatorio.

Con esto se conseguía una salida práctica a aquel círculo vicioso del que hablábamos al principio, y los químicos de la época empezaron a conocer pesos atómicos cada vez más precisos, con los que determinar la relación de átomos en las moléculas, a las que se podía representar, finalmente, mediante fórmulas químicas.

Las fórmulas son una representación de la composición de una sustancia y están constituidas por un conjunto de letras (símbolos de los elementos), con subíndices que indican el número de átomos que forman parte de la molécula.

La combinación de elementos: los compuestos y las leyes ponderales de la química

Para los químicos del siglo XVIII, un compuesto era una sustancia formada por dos o más elementos y que podía ser separada en estos elementos utilizando los procedimientos químicos adecuados. Se sabía que al suministrar calor a un metal en el aire se obtenía el óxido correspondiente (síntesis) y algunas sustancias se descomponían en sus elementos (análisis). La generalización del uso de las balanzas en los laboratorios de la época permitió el desarrollo de los estudios de estas reacciones y de los compuestos que en ellas participaban. Así se conocieron las leyes ponderales de la Química (ponderal significa relativo al peso o masa de un cuerpo), o leyes estequiométricas (relativas a la proporción en la que se combinan los elementos entre sí).

La ley de Lavoisier (ley de conservación de la masa)

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Antoine Lavoisier (1743-1794)

El francés Antoine Lavoisier es considerado el padre de la Química moderna ya que, gracias a sus estudios experimentales y al tratamiento sistemático que hizo de los mismos, consiguió dignificarla y elevarla a la categoría de disciplina científica. En estudios previos se había comprobado que los metales conseguían un notable aumento de masa cuando se oxidaban, o que en las combustiones se producía una pérdida de masa, hechos que se interpretaban suponiendo la existencia de una sustancia intangible, denominada flogisto, que poseían los cuerpos y que podía ser desprendida o incorporada por las sustancias involucradas en una reacción química. Las experiencias llevadas a cabo por Lavoisier, con reacciones en recipientes cerrados, permitieron desterrar definitivamente la teoría del flogisto (aceptando la participación del oxígeno en las combustiones) y le condujeron hacia la ley de conservación de la masa, según la cual:

En toda reacción química la masa de los reactivos es siempre igual a la masa de los productos.

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La ley de Proust (ley de las proporciones definidas)

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Joseph Louis Proust (1754-1826)

A finales del siglo XVIII y principios del XIX, el químico francés Joseph Louis Proust realizó gran cantidad de experiencias con las que estudió la composición de una serie de sustancias, dictaminando que:

Las proporciones mediante las que se combinaban los elementos para formar un determinado compuesto eran siempre las mismas, independientemente de la procedencia o de la manera en que estos compuestos habían sido obtenidos.

Esta conclusión, que en la actualidad se denomina ley de Proust, explica que, por ejemplo, en el agua siempre se encuentre que por cada gramo de hidrógeno hay ocho gramos de oxígeno. Esta idea encontró gran oposición en el químico francés Claude Louis Berthollet, quien había identificado un elevado número de sustancias formadas por la unión de elementos en proporciones variables. Un ejemplo de tales sustancias sería el óxido ferroso, en el que la proporción de hierro y oxígeno no es constante, oscilando entre 48 y 53 gramos de hierro por cada 16 gramos de oxígeno.

Gracias a las evidencias experimentales y al apoyo de otros científicos, como Berzelius, Proust se granjeó la confianza de la comunidad científica y sus planteamientos fueron finalmente aceptados. Aquellos compuestos que cumplen la ley de Proust se denominan compuestos estequiométricos y se consideran compuestos químicos verdaderos. Sin embargo, las ideas de Berthollet no estaban del todo equivocadas ya que, efectivamente, existen multitud de compuestos químicos que no cumplen estrictamente la ley de Proust, y que se denominan compuestos no estequiométricos o berthólidos, y que algunos científicos no consideran auténticos compuestos químicos.

Ley de Dalton (ley de las proporciones múltiples)

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John Dalton (1766-1844)

Al profundizar en el estudio de los diferentes compuestos químicos se observó que había elementos que se combinaban entre sí en diferentes proporciones, dando lugar a compuestos distintos. Así, se podían encontrar distintos óxidos de cloro, en los cuales se comprobaba que por cada 71 gramos de cloro, había una cantidad de oxígeno que podía ser de 16, 48, 80 o 112 gramos, dependiendo del óxido considerado. Como se comprueba en la siguiente tabla, al tratarse de compuestos diferentes, las proporciones de oxígeno y cloro varían de un óxido a otro, pero las relaciones entre ellas son siempre números enteros sencillos:

Ejemplo-Ley-Dalton

Mediante estudios similares efectuados con gran número de compuestos, el químico inglés John Dalton generalizó en la ley que lleva su nombre que podemos enunciar como:

Las cantidades de un elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar distintos compuestos están en una relación de números enteros sencillos.

Ley de Richter (ley de las proporciones recíprocas)

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Jeremias Benjamin Richter (1762-1807)

Un estudio similar realizó el químico alemán Benjamin Richter a partir de los pesos de combinación relativos. Para entender el planteamiento de Richter, vamos a considerar una serie de compuestos en los que participa el hidrógeno y determinaremos la masa de cada uno de los elementos que se combinan con un gramo de hidrógeno:

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Richter denominó pesos de combinación relativos a los pesos (en realidad, masas) de los elementos que se combinaban con cada gramo de hidrógeno, ya que se dio cuenta que los elementos se combinaban según la relación que guardaban entre sí sus pesos de combinación relativos, o bien en cantidades que eran múltiplos o submúltiplos de estos. Por ejemplo, el cloruro de sodio se obtiene por combinación de 35’5 gramos de cloro y 23 gramos de sodio (que son los pesos de combinación relativos del cloro y del sodio, respectivamente); o el sulfuro de sodio resulta de la combinación de 16 gramos de azufre y 46 gramos de sodio (que se corresponden con el peso de combinación relativo del azufre y, en este caso, el doble del peso de combinación relativo del sodio).

La generalización de lo anterior se conoce como ley de Richter:

Los pesos de combinación de diferentes elementos que se combinan con un peso determinado de un elemento dado son los pesos de combinación relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estas relaciones de cantidades.

Que también puede enunciarse así:

Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí.

Las leyes ponderales o estequiométricas, fueron el sustento de los primeros modelos atómicos y permitieron realizar los primeros cálculos de las masas atómicas de los elementos químicos.