Duración: 9 sesiones · Saberes: B.3, B.4 · Criterios: 2.2, 2.3, 5.2 · Requisitos previos: unidad 2 (modelo de partículas, elemento y compuesto); no se presupone Física y Química de 1.º.

En la unidad 2 la materia se describió como un conjunto de partículas en movimiento, sin preguntar qué son esas partículas por dentro. Esta unidad abre la partícula. Un átomo tiene un núcleo diminuto con casi toda la masa y, alrededor, electrones cuya disposición decide cómo se comporta el elemento: con quién se une, cuántos enlaces forma y qué propiedades tendrán las sustancias que resulten. El recorrido tiene cuatro etapas. Primero, el átomo y sus isótopos, con el cálculo de la masa atómica que aparece en cualquier tabla periódica. Después, la propia tabla, que ordena los elementos de modo que los que se parecen quedan juntos. Luego, el enlace químico, que explica por qué la sal y el azúcar son tan distintos. Por último, la nomenclatura: el idioma común con el que la comunidad científica nombra los compuestos.

El átomo y sus partículas

Núcleo y corteza

Un átomo está formado por tres tipos de partículas:

PartículaDónde estáCarga eléctricaMasa (CODATA 2022)
ProtónNúcleo+e1,672 62 × 10⁻²⁷ kg
NeutrónNúcleo01,674 93 × 10⁻²⁷ kg
ElectrónCorteza−e9,109 38 × 10⁻³¹ kg

La carga elemental vale exactamente e = 1,602 176 634 × 10⁻¹⁹ C, una de las constantes que definen el SI. El protón tiene unas 1836 veces la masa del electrón, así que casi toda la masa del átomo está en el núcleo. El núcleo es, a la vez, muchísimo más pequeño que el átomo: un átomo mide del orden de 10⁻¹⁰ m, y su núcleo, del orden de 10⁻¹⁵ a 10⁻¹⁴ m. Un átomo aislado es neutro: tiene tantos electrones como protones. Si gana electrones se convierte en un anión (ion negativo); si los pierde, en un catión (ion positivo). Los protones no cambian en ningún proceso químico.

Número atómico, número másico e isótopos

  • El número atómico, Z, es el número de protones. Define el elemento: todo átomo con Z = 6 es carbono, y todo átomo de carbono tiene 6 protones.
  • El número másico, A, es el número total de protones y neutrones. El número de neutrones es N = A − Z.

Un núclido se representa con el símbolo del elemento, el número másico arriba a la izquierda y, si se quiere, el atómico abajo: ¹²C, ¹³C y ¹⁴C son tres núclidos del carbono, con 6, 7 y 8 neutrones. Átomos del mismo elemento con distinto número de neutrones son isótopos. Tienen el mismo comportamiento químico, porque este depende de los electrones, pero distinta masa; algunos, como el ¹⁴C, son además radiactivos. Ejemplos: el ⁵⁶Fe tiene 26 protones, 30 neutrones y 26 electrones; el ion Fe³⁺ del mismo isótopo conserva los 26 protones y los 30 neutrones, pero tiene 23 electrones. El ion ³⁵Cl⁻ tiene 17 protones, 18 neutrones y 18 electrones.

Cómo se llegó al modelo actual

El modelo del átomo se construyó en pocas décadas y por partes, cada una respondiendo a un experimento que el modelo anterior no explicaba:

  • J. J. Thomson (1897) midió la relación entre la carga y la masa de los «rayos catódicos» y mostró que eran partículas mucho más ligeras que cualquier átomo: los electrones (Philosophical Magazine, 44, 293-316).
  • Ernest Rutherford (1911) interpretó los experimentos de Hans Geiger y Ernest Marsden, en los que unas pocas partículas alfa lanzadas contra una lámina muy fina de oro salían desviadas con ángulos grandes, algunas incluso hacia atrás: la carga positiva y casi toda la masa debían estar concentradas en un núcleo muy pequeño (Philosophical Magazine, 21, 669-688).
  • Niels Bohr (1913) propuso que los electrones solo pueden tener ciertas energías, lo que explicaba las rayas del espectro del hidrógeno: cada elemento emite y absorbe luz solo de colores concretos (Philosophical Magazine, 26, 1-25).
  • Erwin Schrödinger (1926) formuló la ecuación de la mecánica cuántica que describe al electrón como una onda (Annalen der Physik, 384, 361-376). De ella sale el modelo actual: no se puede dar la trayectoria de un electrón, solo la probabilidad de encontrarlo en cada región del espacio.

La masa atómica media

Las masas de los átomos se expresan en unidades de masa atómica unificadas (u), también llamadas daltons (Da): 1 u es la doceava parte de la masa de un átomo de ¹²C aislado, en reposo y en su estado fundamental, y vale 1,660 539 068 92 × 10⁻²⁷ kg (CODATA 2022). En esa escala, el protón y el neutrón tienen masas cercanas a 1 u (1,007 28 u y 1,008 66 u). La masa atómica que figura en la tabla periódica no es la de un átomo concreto, sino la media ponderada de las masas de los isótopos del elemento según su abundancia en la naturaleza. La abundancia isotópica es la fracción de átomos de un elemento que corresponden a cada isótopo (en cantidad de sustancia, no en masa):

A_r = Σ xᵢ · A_r(isótopo i), con Σ xᵢ = 1.

La responsable de estos datos es la Comisión de Abundancias Isotópicas y Pesos Atómicos (CIAAW) de la IUPAC, que revisa periódicamente las masas atómicas estándar.

Ejercicio resuelto 3.1

Masa atómica media del cobre

Enunciado

El cobre natural tiene dos isótopos estables. Según la CIAAW, el ⁶³Cu tiene una masa de 62,929 597 u y una abundancia de 0,6915 ± 0,0015 (fracción de átomos), y el ⁶⁵Cu, una masa de 64,927 790 u y una abundancia de 0,3085 ± 0,0015. a) Calcula la masa atómica media del cobre. b) Estima cuánto cambia el resultado si las abundancias varían dentro de su incertidumbre.

Solución paso a paso

  1. Comprobación de los datos: las abundancias suman 0,6915 + 0,3085 = 1,0000. No falta ningún isótopo.
  2. Contribución de cada isótopo: 0,6915 × 62,929 597 = 43,515 816; 0,3085 × 64,927 790 = 20,030 223.
  3. Media ponderada: A_r(Cu) = 43,515 816 + 20,030 223 = 63,546 04.
  4. Efecto de la incertidumbre: si la abundancia del ⁶⁵Cu aumenta 0,0015, la del ⁶³Cu disminuye lo mismo, y la media cambia en 0,0015 × (64,927 790 − 62,929 597) u = 0,0030 u.
  5. Resultado: A_r(Cu) = 63,546 ± 0,003. La masa molar del cobre es, por tanto, 63,546 g/mol.

Análisis de unidades: la abundancia es una fracción sin dimensiones, así que cada producto conserva la unidad u. La masa atómica relativa A_r es adimensional (se compara con 1/12 de la masa del ¹²C); expresada en u o en g/mol tiene el mismo valor numérico.

¿Es razonable? El resultado está entre 62,93 y 64,93, y más cerca de 63 porque el ⁶³Cu es más abundante. Coincide con el valor estándar de la CIAAW, 63,546(3), incluida la incertidumbre: la masa atómica del cobre no se conoce mejor porque su composición isotópica varía ligeramente de un mineral a otro.

Hay elementos cuya composición isotópica varía tanto de una muestra a otra que la CIAAW ya no da un único valor, sino un intervalo. El cloro (³⁵Cl y ³⁷Cl) es el ejemplo clásico: su masa atómica estándar se expresa como [35,446; 35,457], notación que la Comisión introdujo en 2009, y para el uso diario se recomienda el valor abreviado 35,45 ± 0,01. El hidrógeno, el carbono, el nitrógeno, el oxígeno y el azufre también tienen intervalo. Para los cálculos de este curso se usan los valores abreviados (H = 1,0080; C = 12,011; O = 15,999; Cl = 35,45).

La tabla periódica

La configuración electrónica

Los electrones de un átomo se distribuyen en niveles de energía (n = 1, 2, 3…) y, dentro de cada nivel, en subniveles s, p, d y f, que admiten como máximo 2, 6, 10 y 14 electrones. Los subniveles se llenan en orden de energía creciente, que para los primeros elementos es 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → … Así, el sodio (Z = 11) tiene la configuración 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹, y el cloro (Z = 17), 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. Los electrones del último nivel ocupado son los electrones de valencia: el sodio tiene 1 y el cloro, 7. Son los que intervienen en las reacciones y en los enlaces.

Grupos, periodos y bloques

La tabla periódica actual ordena los 118 elementos conocidos por número atómico creciente en 7 filas (periodos) y 18 columnas (grupos). El periodo coincide con el último nivel ocupado; los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración de valencia y, por eso, propiedades químicas parecidas. Los grupos 1 y 2 forman el bloque s (y también el helio, 1s², aunque se coloca en el grupo 18); del 13 al 18, el bloque p; del 3 al 12, el bloque d (metales de transición); lantánidos y actínidos, el bloque f. Algunos grupos tienen nombre propio: alcalinos (grupo 1), alcalinotérreos (2), halógenos (17) y gases nobles (18). Los gases nobles, con su capa de valencia completa (ns² np⁶; el helio, 1s²), apenas forman compuestos. La mayoría de los elementos son metales (a la izquierda y en el centro de la tabla): brillantes, buenos conductores, tienden a perder electrones y formar cationes. Los no metales (arriba a la derecha) tienden a ganar o a compartir electrones. Entre ambos, los semimetales como el silicio, base de la electrónica.

Propiedades periódicas

La posición de un elemento permite predecir tendencias sin consultar ningún dato:

  • Radio atómico: aumenta al bajar en un grupo (se añaden niveles) y disminuye al avanzar en un periodo (más protones atraen con más fuerza a electrones del mismo nivel).
  • Energía de ionización, la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo aislado: sigue la tendencia contraria. Es baja en los alcalinos, que pierden su electrón con facilidad, y alta en los gases nobles.
  • Electronegatividad, la tendencia de un átomo a atraer los electrones de un enlace: aumenta hacia arriba y hacia la derecha. El flúor es el elemento más electronegativo; el oxígeno, el segundo. La escala más usada la propuso Linus Pauling en 1932.

El enlace químico

Por qué se unen los átomos

Dos átomos se enlazan cuando el conjunto unido tiene menos energía que los átomos separados. Una regla útil para predecir cómo lo hacen los elementos de los periodos 2 y 3 es la regla del octeto: muchos átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta quedar con ocho en la capa de valencia, como el gas noble más cercano (dos, en el caso del hidrógeno). Según cómo se resuelva el reparto de electrones, hay tres tipos de enlace.

Enlace iónico

Se forma entre un metal, que pierde electrones con facilidad, y un no metal, que los capta: hay una gran diferencia de electronegatividad. El sodio cede su electrón de valencia al cloro y quedan los iones Na⁺ y Cl⁻, que se atraen por fuerzas eléctricas. Esas fuerzas actúan en todas direcciones, así que cada ion se rodea de iones de signo contrario y se forma una red cristalina: en el cloruro de sodio, cada Na⁺ tiene seis Cl⁻ alrededor y cada Cl⁻, seis Na⁺. La fórmula NaCl no describe una molécula, sino la proporción entre iones en la red (1:1). En el cloruro de calcio, CaCl₂, la proporción es 1:2 porque el ion calcio es Ca²⁺. Propiedades típicas: temperaturas de fusión altas (el NaCl funde a 800,7 °C según PubChem), sólidos duros pero frágiles, solubles en agua en muchos casos y conductores de la corriente fundidos o disueltos, pero no en estado sólido, porque solo entonces los iones pueden desplazarse.

Enlace covalente

Se forma entre no metales, que comparten pares de electrones. En la molécula de hidrógeno, H₂, los dos átomos comparten un par; en el agua, el oxígeno comparte un par con cada hidrógeno y le quedan dos pares sin compartir. Un enlace puede ser simple (un par), doble (dos pares, como los del CO₂, O=C=O) o triple (tres, como en el N₂). La estructura de Lewis representa con puntos o rayas los electrones de valencia de cada átomo en la molécula. Si los dos átomos tienen distinta electronegatividad, el par compartido está más cerca del más electronegativo y el enlace es polar. Una molécula con enlaces polares puede ser polar en conjunto (el agua, que es angular) o apolar si su forma compensa los enlaces (el CO₂, que es lineal). El enlace covalente da lugar a dos clases de sustancias muy distintas:

  • Sustancias moleculares (agua, oxígeno, dióxido de carbono, azúcar): los enlaces dentro de cada molécula son fuertes, pero las moléculas se atraen entre sí débilmente. Funden y hierven a temperaturas bajas y no conducen la corriente.
  • Sólidos covalentes o redes covalentes (diamante, cuarzo SiO₂): todos los átomos del cristal están unidos por enlaces covalentes. Son durísimos y funden a temperaturas muy altas. El grafito es una red covalente en láminas con electrones deslocalizados, y por eso conduce.

Enlace metálico

En un metal, los átomos ceden sus electrones de valencia a un conjunto común que se mueve con libertad entre los cationes de la red (el «mar de electrones»). Esos electrones móviles explican que los metales conduzcan bien la corriente y el calor, y que sean dúctiles y maleables: las capas de cationes pueden deslizarse sin que la red se rompa.

IónicoCovalente molecularCovalente en redMetálico
EntreMetal y no metalNo metalesNo metales y semimetales (C, Si, SiO₂…)Metales
PartículasIones en redMoléculasÁtomos en redCationes y electrones libres
FusiónAltaBajaMuy altaVariable, en general alta
ConducciónFundido o disueltoNoNo (salvo grafito)Sí, en sólido
EjemploNaClH₂O, CO₂Diamante, SiO₂Cu, Fe

Fuerzas intermoleculares y el puente con la biología

Entre las moléculas actúan fuerzas intermoleculares, mucho más débiles que un enlace pero decisivas para las propiedades. La más intensa es el enlace de hidrógeno: un átomo de H unido a uno muy electronegativo (F, O o N) es atraído por un par de electrones libre de otra molécula. Explica que el agua hierva a 100 °C, mientras que el sulfuro de hidrógeno, H₂S, de molécula parecida y más pesada, hierve en torno a −60 °C (PubChem): sin enlaces de hidrógeno entre sus moléculas, el agua sería un gas a temperatura ambiente.

Aquí está el puente con la unidad 12 (Biomoléculas). Las biomoléculas son compuestos del carbono, un elemento que forma cuatro enlaces covalentes y puede encadenarse consigo mismo en cadenas y anillos estables. Esos enlaces covalentes forman el esqueleto de proteínas, glúcidos, lípidos y ácidos nucleicos; los enlaces de hidrógeno, más débiles y fáciles de romper y rehacer, mantienen la forma de las proteínas y unen las dos cadenas del ADN. Que el agua disuelva tantas sustancias iónicas y polares, el medio en que ocurre la química de la célula, se debe también a la polaridad de su molécula.

Formulación y nomenclatura inorgánica

Un idioma común: las recomendaciones de la IUPAC de 2005

Para que un mismo compuesto tenga el mismo nombre en cualquier laboratorio, la IUPAC publica recomendaciones de nomenclatura. Las vigentes para química inorgánica son las de 2005 (el «Libro Rojo»), con versión española de la propia IUPAC adaptada por Miguel A. Ciriano y Pascual Román Polo (2007). Es la referencia de la nomenclatura que se enseña en secundaria en España. Admite tres maneras de nombrar los compuestos binarios:

  • Nomenclatura de composición con prefijos multiplicadores (mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, hepta-): indica cuántos átomos de cada elemento hay. Fe₂O₃, trióxido de dihierro. El prefijo «mono» se omite salvo para evitar ambigüedades (CO, monóxido de carbono).
  • Con número de oxidación, en números romanos y entre paréntesis tras el nombre del elemento que tiene más de uno: Fe₂O₃, óxido de hierro(III). Si el elemento tiene un único número de oxidación, no se indica: Al₂O₃, óxido de aluminio.
  • Con número de carga del ion, en cifras arábigas con su signo: FeCl₃, cloruro de hierro(3+).

Números de oxidación y reglas de formulación

El número de oxidación es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos. Algunos valores fijos sirven de punto de partida: los metales alcalinos tienen +1; los alcalinotérreos, +2; el aluminio, +3; el oxígeno, −2 (salvo en los peróxidos, −1); el hidrógeno, +1 con no metales y −1 con metales; el flúor, siempre −1. En un compuesto neutro, la suma de los números de oxidación de todos los átomos es cero. En la fórmula de un compuesto binario se escribe primero el elemento que va antes en la secuencia de elementos de la IUPAC (tabla VI del Libro Rojo). Se parece al orden de electronegatividad, pero no coincide en dos casos que aparecen en este curso: el oxígeno va delante de los halógenos (OCl₂), y el hidrógeno va detrás de los elementos de los grupos 13 a 15 (BH₃, CH₄, NH₃) y delante de los de los grupos 16 y 17 (H₂O, H₂S, HCl). El compuesto se nombra al revés: primero el elemento que va detrás en la secuencia, terminado en «-uro» (o «óxido» si es el oxígeno), y después «de» y el otro elemento.

Procedimiento

Cómo formular un compuesto binario a partir de su nombre

  1. Identifica los dos elementos y cuál va primero en la fórmula según la secuencia de elementos de la IUPAC: el metal, si lo hay; entre no metales, el que va antes en la secuencia (el oxígeno, delante de los halógenos: OCl₂; el hidrógeno, detrás del C y del N: CH₄, NH₃, y delante del O, el S y los halógenos: H₂O, HCl).
  2. Si el nombre lleva prefijos, escribe directamente los subíndices: «dicloruro de calcio» → CaCl₂.
  3. Si lleva número de oxidación o de carga, asigna a cada elemento el suyo: hierro(III) → +3; oxígeno en un óxido → −2.
  4. Busca los subíndices más pequeños que hagan cero la suma de cargas: el mínimo común múltiplo de 3 y 2 es 6, así que 2 Fe (+6) y 3 O (−6) → Fe₂O₃.
  5. Simplifica si es posible (no en los peróxidos, donde el grupo O₂²⁻ se mantiene) y comprueba que la suma de números de oxidación es cero.

Los tipos de compuestos de este curso

TipoEjemploNombre con prefijosNombre con número de oxidación o nombre aceptado
Óxido metálicoFe₂O₃trióxido de dihierroóxido de hierro(III)
Óxido no metálicoCO₂dióxido de carbono—
Oxígeno con halógenoOCl₂dicloruro de oxígeno—
PeróxidoH₂O₂dióxido de dihidrógenoperóxido de hidrógeno
Hidruro metálicoNaHhidruro de sodiohidruro de sodio
Hidrógeno con halógeno o anfígeno (calcógeno)HCl, H₂Scloruro de hidrógeno, sulfuro de dihidrógenoen disolución acuosa: ácido clorhídrico
Hidruros con nombre propioH₂O, NH₃, CH₄—agua, amoniaco, metano
Sal binariaCuCl₂dicloruro de cobrecloruro de cobre(II)
HidróxidoFe(OH)₃trihidróxido de hierrohidróxido de hierro(III)
OxoácidoH₂SO₄—ácido sulfúrico
OxosalCaCO₃—carbonato de calcio

Tres detalles de las recomendaciones de 2005. Primero: el oxígeno se escribe antes que los halógenos en la fórmula, porque en el orden de elementos de la IUPAC va delante: el compuesto que antes se escribía Cl₂O es hoy OCl₂, dicloruro de oxígeno. Segundo: en los oxoácidos y oxosales comunes (ácido sulfúrico, ácido nítrico, sulfatos, nitratos, carbonatos) la IUPAC sigue aceptando los nombres tradicionales, que son los que se usan en la práctica. Tercero: nombres como «óxido férrico» o «cloruro ferroso», en los que las terminaciones «-ico» y «-oso» indicaban el número de oxidación mayor o menor del metal, aparecen todavía en etiquetas y textos antiguos. Las recomendaciones de 2005 los declaran expresamente no aceptables (tabla III del Libro Rojo), así que no se usan en este curso.

Ejercicio resuelto 3.2

Formular y nombrar: un mineral de hierro y una sal de cobre

Enunciado

a) Formula el óxido de hierro(III), componente principal del mineral hematites, y da su nombre con prefijos multiplicadores. b) Calcula su masa molar y el porcentaje en masa de hierro. c) Nombra CuCl₂ de dos maneras. Masas atómicas (IUPAC): Fe = 55,845; O = 15,999; Cu = 63,546; Cl = 35,45.

Solución paso a paso

  1. Números de oxidación: hierro(III) → +3; oxígeno en un óxido → −2.
  2. Neutralidad: el mínimo común múltiplo de 3 y 2 es 6. Dos átomos de Fe aportan +6 y tres de O, −6: Fe₂O₃. Comprobación: 2(+3) + 3(−2) = 0.
  3. Nombre con prefijos: dos hierros y tres oxígenos → trióxido de dihierro.
  4. Masa molar: M(Fe₂O₃) = 2 × 55,845 + 3 × 15,999 = 111,690 + 47,997 = 159,687 g/mol ≈ 159,69 g/mol.
  5. Porcentaje de hierro: 111,690 / 159,687 × 100 = 69,94 %.
  6. CuCl₂: el cloro en un cloruro tiene −1; para que la suma sea cero, el cobre tiene +2. Nombres: cloruro de cobre(II) y dicloruro de cobre (también cloruro de cobre(2+)).

Análisis de unidades: (g/mol) / (g/mol) se cancela; el porcentaje en masa es adimensional y, por ser una proporción, vale para cualquier cantidad de óxido.

¿Es razonable? Casi el 70 % de la masa del óxido es hierro: el hierro pesa más que el oxígeno (55,8 frente a 16,0), aunque haya menos átomos de hierro. Por eso la hematites es una mena de hierro tan apreciada. El nombre «óxido férrico» describiría la misma sustancia, pero ya no es un nombre aceptado.

Glosario

  • Número atómico (Z): número de protones del núcleo; identifica el elemento.
  • Número másico (A): número total de protones y neutrones del núcleo.
  • Isótopos: átomos de un mismo elemento con distinto número de neutrones.
  • Masa atómica media: media de las masas de los isótopos de un elemento ponderada por su abundancia natural.
  • Orbital: región del espacio en la que es alta la probabilidad de encontrar un electrón.
  • Configuración electrónica: distribución de los electrones de un átomo en niveles y subniveles.
  • Electrones de valencia: electrones del último nivel ocupado; son los que intervienen en los enlaces.
  • Electronegatividad: tendencia de un átomo a atraer los electrones de un enlace.
  • Enlace iónico: unión por atracción eléctrica entre iones de signo contrario, que forman una red cristalina.
  • Enlace covalente: unión entre átomos que comparten uno o más pares de electrones.
  • Enlace de hidrógeno: atracción entre un H unido a F, O o N y un par de electrones libre de otra molécula.
  • Número de oxidación: carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos.

Para profundizar

  • Masas atómicas estándar e isótopos de cada elemento — CIAAW, IUPAC. Tablas oficiales, con la explicación de la notación en intervalos y la historia de cada valor. ciaaw.org
  • Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005 — IUPAC. El texto completo del Libro Rojo, en acceso abierto. iupac.org
  • Isótopos y masa atómica — PhET, Universidad de Colorado. Simulación en español para construir isótopos y ver cómo cambia la masa atómica media con las abundancias. phet.colorado.edu
  • Construye un átomo — PhET, Universidad de Colorado. Simulación en español para añadir protones, neutrones y electrones y ver qué elemento, isótopo o ion resulta. phet.colorado.edu

Preguntas para reflexionar

  1. Mendeléiev predijo elementos que nadie había visto, y Marguerite Perey encontró uno de ellos tras empezar como ayudante de laboratorio. ¿Qué dice esto sobre cómo avanza la ciencia y sobre quién puede hacerla?
  2. Algunas etiquetas de cosméticos y alimentos presumen de no contener «químicos» y, en la misma etiqueta, enumeran cloruro de sodio, agua o ácido cítrico. ¿Qué papel cumple una nomenclatura común para que el consumidor pueda informarse y no ser engañado?
  3. La CIAAW da la masa atómica del cloro como un intervalo y no como un número. ¿Es eso una debilidad de la ciencia o una muestra de honestidad sobre lo que se sabe?

Bibliografía

  1. Real Decreto 243/2022, de 5 de abril, por el que se establecen la ordenación y las enseñanzas mínimas del Bachillerato. BOE-A-2022-5521, anexo II, «Ciencias Generales». https://www.boe.es/buscar/act.php?id=BOE-A-2022-5521
  2. Prohaska, T., Irrgeher, J., Benefield, J., Böhlke, J. K., Chesson, L. A., Coplen, T. B. et al. (2022). Standard atomic weights of the elements 2021 (IUPAC Technical Report). Pure and Applied Chemistry, 94(5), 573-600. https://doi.org/10.1515/pac-2019-0603
  3. Connelly, N. G., Damhus, T., Hartshorn, R. M. y Hutton, A. T. (eds.) (2005). Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005. Cambridge: RSC Publishing. https://iupac.org/what-we-do/books/redbook/
  4. IUPAC (2007). Nomenclatura de Química Inorgánica. Recomendaciones de la IUPAC de 2005. Versión española de M. A. Ciriano y P. Román Polo. Zaragoza: Prensas Universitarias de Zaragoza. ISBN 978-84-7733-905-2.
  5. Rutherford, E. (1911). The scattering of α and β particles by matter and the structure of the atom. Philosophical Magazine, 21(125), 669-688. https://doi.org/10.1080/14786440508637080
  6. Franklin, R. E. y Gosling, R. G. (1953). Molecular configuration in sodium thymonucleate. Nature, 171(4356), 740-741. https://doi.org/10.1038/171740a0
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Notas de esta unidad

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