El número atómico o número de carga nuclear (símbolo Z ) de un elemento químico es el número de carga de un núcleo atómico . Para los núcleos ordinarios compuestos de protones y neutrones , este es igual al número de protones ( n p ) o el número de protones que se encuentran en el núcleo de cada átomo de ese elemento. El número atómico se puede utilizar para identificar de forma única los elementos químicos ordinarios . En un átomo ordinario sin carga , el número atómico también es igual al número de electrones .
Para un átomo ordinario que contiene protones, neutrones y electrones , la suma del número atómico Z y el número de neutrones N da el número de masa atómica del átomo A. Dado que los protones y los neutrones tienen aproximadamente la misma masa (y la masa de los electrones es insignificante para muchos propósitos) y el defecto de masa de la unión del nucleón es siempre pequeño en comparación con la masa del nucleón, la masa atómica de cualquier átomo, cuando se expresa en daltons ( lo que forma una cantidad llamada " masa isotópica relativa "), está dentro del 1% del número entero A.
Los átomos con el mismo número atómico pero diferente número de neutrones y, por lo tanto, diferente número de masa, se conocen como isótopos . Un poco más de tres cuartas partes de los elementos naturales existen como una mezcla de isótopos (ver elementos monoisotópicos ), y la masa isotópica promedio de una mezcla isotópica para un elemento (llamada masa atómica relativa) en un entorno definido en la Tierra determina el peso atómico estándar del elemento . Históricamente, fueron estos pesos atómicos de los elementos (en comparación con el hidrógeno) las cantidades que podían medir los químicos en el siglo XIX.
El símbolo convencional Z proviene de la palabra alemana Z ahl (número), que, antes de la síntesis moderna de ideas de la química y la física, simplemente denotaba el lugar numérico de un elemento en la tabla periódica , cuyo orden era entonces aproximadamente, pero no completamente, consistente con el orden de los elementos por pesos atómicos. Solo después de 1915, con la sugerencia y la evidencia de que este número Z era también la carga nuclear y una característica física de los átomos, la palabra Atom z ahl (y su equivalente en inglés , número atómico ) comenzó a usarse comúnmente en este contexto.
Las reglas anteriores no siempre se aplican a átomos exóticos que contienen partículas elementales de vida corta distintas de protones, neutrones y electrones.
En términos generales, la existencia o construcción de una tabla periódica de elementos crea un ordenamiento de los elementos, por lo que pueden numerarse en orden.
Dmitri Mendeleev dijo que organizó sus primeras tablas periódicas (publicadas por primera vez el 6 de marzo de 1869) en orden de peso atómico ("Atomgewicht"). [1] Sin embargo, en consideración a las propiedades químicas observadas de los elementos, cambió ligeramente el orden y colocó el telurio (peso atómico 127,6) antes del yodo (peso atómico 126,9). [1] [2] Esta colocación es consistente con la práctica moderna de ordenar los elementos por número de protones, Z , pero ese número no se conocía ni se sospechaba en ese momento.
Una numeración simple basada en la posición en la tabla periódica nunca fue del todo satisfactoria. Además del caso del yodo y el telurio, más tarde se demostró que varios otros pares de elementos (como el argón y el potasio , el cobalto y el níquel ) tenían pesos atómicos casi idénticos o invertidos, por lo que era necesario determinar su ubicación en la tabla periódica en función de sus propiedades químicas. Sin embargo, la identificación gradual de elementos lantánidos cada vez más similares químicamente , cuyo número atómico no era obvio, condujo a la inconsistencia y la incertidumbre en la numeración periódica de los elementos, al menos a partir del lutecio (elemento 71) en adelante ( el hafnio no se conocía en ese momento).
En 1911, Ernest Rutherford presentó un modelo del átomo en el que un núcleo central contenía la mayor parte de la masa del átomo y una carga positiva que, en unidades de carga del electrón, debía ser aproximadamente igual a la mitad del peso atómico del átomo, expresado en número de átomos de hidrógeno. Esta carga central sería, por tanto, aproximadamente la mitad del peso atómico (aunque era casi un 25% diferente del número atómico del oro ( Z = 79 , A = 197 ), el único elemento a partir del cual Rutherford hizo su conjetura). Sin embargo, a pesar de la estimación de Rutherford de que el oro tenía una carga central de aproximadamente 100 (pero era el elemento Z = 79 en la tabla periódica), un mes después de que apareciera el artículo de Rutherford, Antonius van den Broek sugirió formalmente por primera vez que la carga central y el número de electrones en un átomo eran exactamente iguales a su lugar en la tabla periódica (también conocido como número de elemento, número atómico y simbolizado Z ). Esto finalmente resultó ser el caso.
La posición experimental mejoró dramáticamente después de la investigación de Henry Moseley en 1913. [3] Moseley, después de discusiones con Bohr que estaba en el mismo laboratorio (y que había usado la hipótesis de Van den Broek en su modelo de Bohr del átomo), decidió probar la hipótesis de Van den Broek y Bohr directamente, viendo si las líneas espectrales emitidas por átomos excitados se ajustaban a la postulación de la teoría de Bohr de que la frecuencia de las líneas espectrales era proporcional al cuadrado de Z.
Para ello, Moseley midió las longitudes de onda de las transiciones fotónicas más internas (líneas K y L) producidas por los elementos desde el aluminio ( Z = 13) hasta el oro ( Z = 79) utilizados como una serie de objetivos anódicos móviles dentro de un tubo de rayos X. [ 4] La raíz cuadrada de la frecuencia de estos fotones (rayos X) aumentaba de un objetivo al siguiente en una progresión aritmética. Esto llevó a la conclusión ( ley de Moseley ) de que el número atómico se corresponde estrechamente (con un desfase de una unidad para las líneas K, en el trabajo de Moseley) con la carga eléctrica calculada del núcleo, es decir, el número de elemento Z. Entre otras cosas, Moseley demostró que la serie de los lantánidos (desde el lantano hasta el lutecio inclusive) debe tener 15 miembros, ni menos ni más, lo que estaba lejos de ser obvio para la química conocida en ese momento.
Tras la muerte de Moseley en 1915, se examinaron los números atómicos de todos los elementos conocidos, desde el hidrógeno hasta el uranio ( Z = 92), según su método. No se encontraron siete elementos (con Z < 92) y, por lo tanto, se los identificó como aún no descubiertos, correspondientes a los números atómicos 43, 61, 72, 75, 85, 87 y 91. [5] Entre 1918 y 1947, se descubrieron los siete elementos faltantes. [6] Para entonces, también se habían descubierto los primeros cuatro elementos transuránicos , de modo que la tabla periódica estaba completa sin lagunas en lo que respecta al curio ( Z = 96).
En 1915, no se entendía por qué la carga nuclear se cuantificaba en unidades de Z , que ahora se reconocía que eran las mismas que el número del elemento. Una vieja idea llamada hipótesis de Prout postulaba que todos los elementos estaban hechos de residuos (o "prótilos") del elemento más ligero, el hidrógeno, que en el modelo de Bohr-Rutherford tenía un solo electrón y una carga nuclear de uno. Sin embargo, ya en 1907, Rutherford y Thomas Royds habían demostrado que las partículas alfa, que tenían una carga de +2, eran los núcleos de los átomos de helio, que tenían una masa cuatro veces mayor que la del hidrógeno, no dos veces. Si la hipótesis de Prout era cierta, algo tenía que estar neutralizando parte de la carga de los núcleos de hidrógeno presentes en los núcleos de los átomos más pesados.
En 1917, Rutherford logró generar núcleos de hidrógeno a partir de una reacción nuclear entre partículas alfa y nitrógeno gaseoso, [7] y creyó haber demostrado la ley de Prout. En 1920, denominó protones a las nuevas partículas nucleares pesadas (los nombres alternativos eran proutones y protilos). El trabajo de Moseley había puesto inmediatamente de manifiesto que los núcleos de los átomos pesados tienen más del doble de masa de la que cabría esperar de estar formados por núcleos de hidrógeno , y por tanto era necesaria una hipótesis para la neutralización de los protones adicionales que se suponía que estaban presentes en todos los núcleos pesados. Se suponía que un núcleo de helio tenía cuatro protones más dos "electrones nucleares" (electrones ligados al interior del núcleo) para cancelar dos cargas. En el otro extremo de la tabla periódica, se pensaba que un núcleo de oro con una masa 197 veces superior a la del hidrógeno contenía 118 electrones nucleares en el núcleo para darle una carga residual de +79, coherente con su número atómico.
El descubrimiento del neutrón por parte de James Chadwick en 1932 puso fin a toda consideración sobre los electrones nucleares. Ahora se consideraba que un átomo de oro contenía 118 neutrones en lugar de 118 electrones nucleares, y se comprendió que su carga nuclear positiva provenía enteramente de un contenido de 79 protones. Como Moseley había demostrado previamente que el número atómico Z de un elemento es igual a esta carga positiva, ahora estaba claro que Z es idéntico al número de protones de sus núcleos.
Cada elemento tiene un conjunto específico de propiedades químicas como consecuencia del número de electrones presentes en el átomo neutro, que es Z (el número atómico). La configuración de estos electrones se desprende de los principios de la mecánica cuántica . El número de electrones en las capas electrónicas de cada elemento , en particular la capa de valencia más externa , es el factor principal que determina su comportamiento de enlace químico . Por lo tanto, es solo el número atómico el que determina las propiedades químicas de un elemento; y es por esta razón que un elemento puede definirse como formado por cualquier mezcla de átomos con un número atómico dado.
La búsqueda de nuevos elementos se suele describir utilizando números atómicos. A partir de 2024, se han observado todos los elementos con números atómicos del 1 al 118. La síntesis de nuevos elementos se logra bombardeando átomos objetivo de elementos pesados con iones, de modo que la suma de los números atómicos de los elementos objetivo y de los iones sea igual al número atómico del elemento que se está creando. En general, la vida media de un nucleido se acorta a medida que aumenta el número atómico, [ cita requerida ] aunque los nucleidos no descubiertos con ciertos números " mágicos " de protones y neutrones pueden tener vidas medias relativamente más largas y comprender una isla de estabilidad .
También se ha propuesto un elemento hipotético compuesto únicamente de neutrones, el neutronio , que tendría número atómico 0, [8] pero nunca ha sido observado.
