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El Átomo
Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y
XVII (véase Química), los avances en la teoría atómica se
hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta muy pronto
de que todos los líquidos, gases y sólidos se pueden
descomponer en sus constituyentes últimos, o elementos. Por
ejemplo, se descubrió que la sal se componía de dos elementos
diferentes, el sodio y el cloro, ligados en una unión íntima
conocida como compuesto químico. El aire, en cambio, resultó
ser una mezcla de los gases nitrógeno y oxígeno.
2 TEORÍA DE DALTON
El profesor y químico británico John Dalton estaba fascinado
por el “rompecabezas” de los elementos. A principios del siglo
XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan
entre sí para formar compuestos químicos. Aunque muchos otros
científicos, empezando por los antiguos griegos, habían
afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia
eran los átomos, se considera a Dalton una de las figuras más
significativas de la teoría atómica porque la convirtió en
algo cuantitativo. Mostró que los átomos se unían entre sí en
proporciones definidas. Las investigaciones demostraron que
los átomos suelen formar grupos llamados moléculas. Cada
molécula de agua, por ejemplo, está formada por un único átomo
de oxígeno (O) y dos átomos de hidrógeno (H) unidos por una
fuerza eléctrica denominada enlace químico, por lo que el agua
se simboliza como HOH o H2O. Véase Reacción química.
Todos los átomos de un determinado elemento tienen las mismas
propiedades químicas. Por tanto, desde un punto de vista
químico, el átomo es la entidad más pequeña que hay que
considerar. Las propiedades químicas de los elementos son muy
distintas entre sí; sus átomos se combinan de formas muy
variadas para formar numerosísimos compuestos químicos
diferentes. Algunos elementos, como los gases nobles helio y
neón, son inertes, es decir, no reaccionan con otros elementos
salvo en condiciones especiales. Al contrario que el oxígeno,
cuyas moléculas son diatómicas (formadas por dos átomos), el
helio y otros gases inertes son elementos monoatómicos, con un
único átomo por molécula.
3 LEY DE AVOGADRO
El estudio de los gases atrajo la atención del físico italiano
Amedeo Avogadro, que en 1811 formuló una importante ley que
lleva su nombre (véase Ley de Avogadro). Esta ley afirma que
dos volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo
número de moléculas si sus condiciones de temperatura y
presión son las mismas. Si se dan esas condiciones, dos
botellas idénticas, una llena de oxígeno y otra de helio,
contendrán exactamente el mismo número de moléculas. Sin
embargo, el número de átomos de oxígeno será dos veces mayor
puesto que el oxígeno es diatómico.
4 CARACTERÍSTICAS DEL ÁTOMO
La curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a
cientos de científicos durante un largo periodo en el que la
falta de instrumentos y técnicas apropiadas impidió obtener
respuestas satisfactorias. Posteriormente se diseñaron
numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y
masa de los diferentes átomos. El átomo más ligero, el de
hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente 10-10 m
(0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 × 10-27 kg (la
fracción de un kilogramo representada por 17 precedido de 26
ceros y una coma decimal). Un átomo es tan pequeño que una
sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos.
De la ley de Avogadro se desprende que las masas de un volumen
patrón de diferentes gases (es decir, sus densidades) son
proporcionales a la masa de cada molécula individual de gas.
Si se toma el carbono como patrón y se le asigna al átomo de
carbono un valor de 12,0000 unidades de masa atómica (u),
resulta que el hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079 u,
el helio de 4,0026, el flúor de 18,9984 y el sodio de 22,9898.
En ocasiones se habla de “peso atómico” aunque lo correcto es
“masa atómica”. La masa es una propiedad del cuerpo, mientras
que el peso es la fuerza ejercida sobre el cuerpo a causa de
la gravedad.
La observación de que muchas masas atómicas se aproximan a
números enteros llevó al químico británico William Prout a
sugerir, en 1816, que todos los elementos podrían estar
compuestos por átomos de hidrógeno. No obstante, medidas
posteriores de las masas atómicas demostraron que el cloro,
por ejemplo, tiene una masa atómica de 35,453 (si se asigna al
carbono el valor 12). El descubrimiento de estas masas
atómicas fraccionarias pareció invalidar la hipótesis de Prout
hasta un siglo después, cuando se descubrió que generalmente
los átomos de un elemento dado no tienen todos la misma masa.
Los átomos de un mismo elemento con diferente masa se conocen
como isótopos. En el caso del cloro, existen dos isótopos en
la naturaleza. Los átomos de uno de ellos (cloro 35) tienen
una masa atómica cercana a 35, mientras que los del otro
(cloro 37) tienen una masa atómica próxima a 37. Los
experimentos demuestran que el cloro es una mezcla de tres
partes de cloro 35 por cada parte de cloro 37. Esta proporción
explica la masa atómica observada en el cloro.
Durante la primera mitad del siglo XX era corriente utilizar
el oxígeno natural como patrón para expresar las masas
atómicas, asignándole una masa atómica entera de 16. A
principios de la década de 1960, las asociaciones
internacionales de química y física acordaron un nuevo patrón
y asignaron una masa atómica exactamente igual a 12 a un
isótopo de carbono abundante, el carbono 12. Este nuevo patrón
es especialmente apropiado porque el carbono 12 se emplea con
frecuencia como patrón de referencia para calcular masas
atómicas mediante el espectrómetro de masas. Además, la tabla
de masas atómicas basada en el carbono 12 se aproxima bastante
a la tabla antigua basada en el oxígeno natural.
5 LA TABLA PERIÓDICA
A mediados del siglo XIX, varios químicos se dieron cuenta de
que las similitudes en las propiedades químicas de diferentes
elementos suponían una regularidad que se podía ilustrar
ordenándolos de forma tabular o periódica. El químico ruso
Dmitri Mendeléiev propuso una tabla de elementos llamada tabla
periódica, en la que los elementos están ordenados en filas y
columnas de forma que quedan agrupados los que tienen
propiedades químicas similares. Según este orden, a cada
elemento se le asigna un número (número atómico) de acuerdo
con su posición en la tabla, que va desde el 1 para el
hidrógeno hasta el 92 para el uranio, que tiene el átomo más
pesado de todos los elementos que existen de forma natural en
nuestro planeta. Como en la época de Mendeléiev no se conocían
todos los elementos, se dejaron espacios en blanco en la tabla
periódica correspondientes a elementos que faltaban. Las
investigaciones posteriores, facilitadas por el orden que los
elementos conocidos ocupaban en la tabla, llevaron al
descubrimiento de los elementos restantes. Los elementos con
mayor número atómico tienen masas atómicas mayores, y la masa
atómica de cada isótopo se aproxima a un número entero, de
acuerdo con la hipótesis de Prout.
6 RADIACTIVIDAD
Una serie de descubrimientos importantes realizados hacia
finales del siglo XIX dejó claro que el átomo no era una
partícula sólida de materia e indivisible. En 1895, el
científico alemán Wilhelm Conrad Roentgen anunció el
descubrimiento de los rayos X, que pueden atravesar láminas
finas de plomo. En 1897, el físico inglés Joseph J. Thomson
descubrió el electrón, una partícula con una masa muy inferior
a la de cualquier átomo. Y, en 1896, el físico francés Antoine
Henri Becquerel comprobó que determinadas sustancias, como las
sales de uranio, generaban rayos penetrantes de origen
misterioso. El matrimonio de científicos franceses formado por
Marie y Pierre Curie aportó una contribución adicional a la
comprensión de esas sustancias “radiactivas” (véase
Radiactividad). Como resultado de las investigaciones del
físico británico Ernest Rutherford y sus coetáneos, se
demostró que el uranio y algunos otros elementos pesados, como
el torio o el radio, emiten tres clases diferentes de
radiación, inicialmente denominadas rayos alfa (α), beta (β) y
gamma (g). Las dos primeras, que según se averiguó están
formadas por partículas eléctricamente cargadas, se denominan
actualmente partículas alfa y beta. Más tarde se comprobó que
las partículas alfa son núcleos de helio (ver más abajo) y las
partículas beta son electrones. Estaba claro que el átomo se
componía de partes más pequeñas. Los rayos gamma fueron
finalmente identificados como ondas electromagnéticas,
similares a los rayos X pero con menor longitud de onda (véase
Radiación electromagnética).
7 EL ÁTOMO DE RUTHERFORD
El descubrimiento de la naturaleza de las emisiones
radiactivas permitió a los físicos profundizar en el átomo,
que según se vio consistía principalmente en espacio vacío. En
el centro de ese espacio se encuentra el núcleo, que sólo
mide, aproximadamente, una diezmilésima parte del diámetro del
átomo. Rutherford dedujo que la masa del átomo está
concentrada en su núcleo. También postuló que los electrones,
de los que ya se sabía que formaban parte del átomo, se movían
en órbitas alrededor del núcleo. El núcleo tiene una carga
eléctrica positiva; los electrones tienen carga negativa. La
suma de las cargas de los electrones es igual en magnitud a la
carga del núcleo, por lo que el estado eléctrico normal del
átomo es neutro.
8 EL ÁTOMO DE BOHR
Para explicar la estructura del átomo, el físico danés Niels
Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría
atómica de Bohr (véase Teoría cuántica). Bohr supuso que los
electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles
cuánticos, a una distancia considerable del núcleo. La
disposición de los electrones se denomina configuración
electrónica. El número de electrones es igual al número
atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón
orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas
se superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y
cada una de ellas puede albergar un determinado número de
electrones. La primera capa está completa cuando contiene dos
electrones, en la segunda caben un máximo de ocho, y las capas
sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún
átomo existente en la naturaleza tiene la séptima capa llena.
Los “últimos” electrones, los más externos o los últimos en
añadirse a la estructura atómica, determinan el comportamiento
químico del átomo.
Todos los gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón,
xenón y radón) tienen llena su capa electrónica externa. No se
combinan químicamente en la naturaleza, aunque los más pesados
(argón, criptón, xenón y radón) pueden formar compuestos
químicos en el laboratorio. Por otra parte, las capas
exteriores de los elementos como litio, sodio o potasio sólo
contienen un electrón. Estos elementos se combinan con
facilidad con otros elementos (transfiriéndoles su electrón
más externo) para formar numerosos compuestos químicos. De
forma equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o
el bromo sólo les falta un electrón para que su capa exterior
esté completa. También se combinan con facilidad con otros
elementos de los que obtienen electrones.
Las capas atómicas no se llenan necesariamente de electrones
de forma consecutiva. Los electrones de los primeros 18
elementos de la tabla periódica se añaden de forma regular,
llenando cada capa al máximo antes de iniciar una nueva capa.
A partir del elemento decimonoveno, el electrón más externo
comienza una nueva capa antes de que se llene por completo la
capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo una
regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivas
con una alternancia que se repite. El resultado es la
repetición regular de las propiedades químicas de los átomos,
que se corresponde con el orden de los elementos en la tabla
periódica.
Resulta cómodo visualizar los electrones que se desplazan
alrededor del núcleo como si fueran planetas que giran en
torno al Sol. No obstante, esta visión es mucho más sencilla
que la que se mantiene actualmente. Ahora se sabe que es
imposible determinar exactamente la posición de un electrón en
el átomo sin perturbar su posición. Esta incertidumbre se
expresa atribuyendo al átomo una forma de nube en la que la
posición de un electrón se define según la probabilidad de
encontrarlo a una distancia determinada del núcleo. Esta
visión del átomo como “nube de probabilidad” ha sustituido al
modelo planetario (véase Orbital).
8.1 Líneas espectrales
Uno de los grandes éxitos de la física teórica fue la
explicación de las líneas espectrales características de
numerosos elementos (véase Espectroscopia: Líneas
espectrales). Los átomos excitados por energía suministrada
por una fuente externa emiten luz de frecuencias bien
definidas. Si, por ejemplo, se mantiene gas hidrógeno a baja
presión en un tubo de vidrio y se hace pasar una corriente
eléctrica a través de él, desprende luz visible de color
rojizo. El examen cuidadoso de esa luz mediante un
espectroscopio muestra un espectro de líneas, una serie de
líneas de luz separadas por intervalos regulares. Cada línea
es la imagen de la ranura del espectroscopio que se forma en
un color determinado. Cada línea tiene una longitud de onda
definida y una determinada energía asociada.
La teoría de Bohr permite a los físicos calcular esas
longitudes de onda de forma sencilla. Se supone que los
electrones pueden moverse en órbitas estables dentro del
átomo. Mientras un electrón permanece en una órbita a
distancia constante del núcleo, el átomo no irradia energía.
Cuando el átomo es excitado, el electrón salta a una órbita de
mayor energía, a más distancia del núcleo. Cuando vuelve a
caer a una órbita más cercana al núcleo, emite una cantidad
discreta de energía que corresponde a luz de una determinada
longitud de onda. El electrón puede volver a su órbita
original en varios pasos intermedios, ocupando órbitas que no
estén completamente llenas. Cada línea observada representa
una determinada transición electrónica entre órbitas de mayor
y menor energía.
En muchos de los elementos más pesados, cuando un átomo está
tan excitado que resultan afectados los electrones internos
cercanos al núcleo, se emite radiación penetrante (rayos X).
Estas transiciones electrónicas implican cantidades de energía
muy grandes.
9 EL NÚCLEO ATÓMICO
En 1919, Rutherford expuso gas nitrógeno a una fuente
radiactiva que emitía partículas alfa. Algunas de estas
partículas colisionaban con los núcleos de los átomos de
nitrógeno. Como resultado de estas colisiones, los átomos de
nitrógeno se transformaban en átomos de oxígeno. El núcleo de
cada átomo transformado emitía una partícula cargada
positivamente. Se comprobó que esas partículas eran idénticas
a los núcleos de átomos de hidrógeno. Se las denominó
protones. Las investigaciones posteriores demostraron que los
protones forman parte de los núcleos de todos los elementos.
No se conocieron más datos sobre la estructura del núcleo
hasta 1932, cuando el físico británico James Chadwick
descubrió en el núcleo otra partícula, el neutrón, que tiene
casi exactamente la misma masa que el protón pero carece de
carga eléctrica. Entonces se vio que el núcleo está formado
por protones y neutrones. En cualquier átomo, el número de
protones es igual al número de electrones y, por tanto, a su
número atómico. Los isótopos son átomos del mismo elemento (es
decir, con el mismo número de protones) que tienen diferente
número de neutrones. En el caso del cloro, uno de los isótopos
se identifica con el símbolo 35Cl, y su pariente más pesado
con 37Cl. Los superíndices identifican la masa atómica del
isótopo, y son iguales al número total de neutrones y protones
en el núcleo del átomo. A veces se da el número atómico como
subíndice, como por ejemplo ·Cl.
Los núcleos menos estables son los que contienen un número
impar de neutrones y un número impar de protones; todos menos
cuatro de los isótopos correspondientes a núcleos de este tipo
son radiactivos. La presencia de un gran exceso de neutrones
en relación con los protones también reduce la estabilidad del
núcleo; esto sucede con los núcleos de todos los isótopos de
los elementos situados por encima del bismuto en la tabla
periódica, y todos ellos son radiactivos. La mayor parte de
los núcleos estables conocidos contiene un número par de
protones y un número par de neutrones.
9.1 Reacciones nucleares
Los experimentos llevados a cabo por los físicos franceses
Irène y Frédéric Joliot-Curie a principios de la década de
1930 demostraron que los átomos estables de un elemento pueden
hacerse artificialmente radiactivos bombardeándolos de forma
adecuada con partículas nucleares. Estos isótopos radiactivos
(radioisótopos) se producen como resultado de una reacción o
transformación nuclear. En dichas reacciones, los algo más de
270 isótopos que se encuentran en la naturaleza sirven como
objetivo de proyectiles nucleares. El desarrollo de los
aceleradores de partículas, que permiten bombardeos a energías
muy elevadas, ha hecho posible la observación de miles de
reacciones nucleares.
En 1932, dos científicos británicos, John D. Cockcroft y
Ernest T. S. Walton, fueron los primeros en usar partículas
aceleradas artificialmente para desintegrar un núcleo atómico.
Produjeron un haz de protones acelerados hasta altas
velocidades mediante un dispositivo de alto voltaje llamado
multiplicador de tensión. A continuación se emplearon esas
partículas para bombardear un núcleo de litio. En esa reacción
nuclear, el litio 7 (7Li) se escinde en dos fragmentos, que
son núcleos de átomos de helio. La reacción se expresa
mediante la ecuación 7Li + 1H →4He + 4HeLos físicos han
determinado con precisión las masas de esos átomos: el 7Li
tiene una masa de 7,018242 u, el 1H de 1,008137 u y el 4He de
4,003910 u. Las masas del lado izquierdo de la ecuación suman
un total de 8,026379 u, mientras que las del lado derecho
ascienden a 8,007820 u; se produce una “pérdida” de 0,018559
u. Mediante la relación de Einstein E = mc2, se demuestra que
1 u equivale a una energía de 931,1 millones de
electronvoltios (MeV). Por tanto, la reacción nuclear del
litio libera 17,28 MeV de energía. La masa “perdida” aparece
como energía en forma del movimiento violento de los núcleos
de helio. Véase Física nuclear.
Como más del 99% de la masa del átomo reside en su núcleo,
cualquier liberación de grandes cantidades de energía atómica
debe provenir de él. Hay dos procesos nucleares que tienen
gran importancia práctica porque proporcionan cantidades
enormes de energía: la fisión nuclear —la escisión de un
núcleo pesado en núcleos más ligeros— y la fusión termonuclear
—la unión de dos núcleos ligeros (a temperaturas
extremadamente altas) para formar un núcleo más pesado. El
físico estadounidense de origen italiano Enrico Fermi logró
realizar la fisión en 1934, pero la reacción no se reconoció
como tal hasta 1939, cuando los científicos alemanes Otto Hahn
y Fritz Strassmann anunciaron que habían fisionado núcleos de
uranio bombardeándolos con neutrones. Esta reacción libera a
su vez neutrones, con lo que puede causar una reacción en
cadena con otros núcleos. En la explosión de una bomba atómica
se produce una reacción en cadena incontrolada. Las reacciones
controladas, por otra parte, pueden utilizarse para producir
calor y generar así energía eléctrica, como ocurre en los
reactores nucleares.
La fusión termonuclear que se produce en las estrellas, como
el Sol, constituye su fuente de calor y luz. La fusión
incontrolada se da en la explosión de una bomba de hidrógeno.
En la actualidad, se está intentando desarrollar un sistema de
fusión controlada. Véase Energía nuclear; Armas nucleares.
9.2 Fuerzas nucleares
La teoría nuclear moderna se basa en la idea de que los
núcleos están formados por neutrones y protones que se
mantienen unidos por fuerzas “nucleares” muy intensas. Para
estudiar estas fuerzas, los físicos tienen que perturbar los
neutrones y protones bombardeándolos con partículas
extremadamente energéticas. Estos bombardeos han revelado más
de 200 partículas elementales, minúsculos trozos de materia,
la mayoría de los cuales sólo existe durante un tiempo mucho
menor a una cienmillonésima de segundo.
Este mundo subnuclear salió a la luz por primera vez en los
rayos cósmicos. Estos rayos están constituidos por partículas
de muy alta energía que bombardean constantemente la Tierra
desde el espacio exterior; muchas de ellas atraviesan la
atmósfera y llegan incluso a penetrar en la corteza terrestre.
La radiación cósmica incluye muchos tipos de partículas, de
las que algunas tienen energías que superan con mucho a las
logradas en los aceleradores de partículas. Cuando estas
partículas altamente energéticas chocan contra los núcleos,
pueden crearse nuevas partículas. Entre las primeras en ser
observadas estuvieron los muones (detectados en 1937). El muón
es esencialmente un electrón pesado, y puede tener carga
positiva o negativa. Es aproximadamente 200 veces más pesado
que un electrón. La existencia del pión fue profetizada en
1935 por el físico japonés Yukawa Hideki, y fue descubierto en
1947. Según la teoría más aceptada, las partículas nucleares
se mantienen unidas por “fuerzas de intercambio” en las que
constantemente se intercambian piones comunes a los neutrones
y los protones. La unión de los protones y los neutrones a
través de los piones es similar a la unión en una molécula de
dos átomos que comparten o intercambian un par de electrones.
El pión, unas 200 veces más pesado que el electrón, puede
tener carga positiva, negativa o nula.
10 PARTÍCULAS ELEMENTALES
Durante mucho tiempo, los físicos han buscado una teoría para
poner orden en el confuso mundo de las partículas. En la
actualidad, las partículas se agrupan según la fuerza que
domina sus interacciones. Todas las partículas se ven
afectadas por la gravedad, que sin embargo es extremadamente
débil a escala subatómica. Los hadrones están sometidos a la
fuerza nuclear fuerte y al electromagnetismo; además del
neutrón y el protón, incluyen los hiperones y mesones. Los
leptones “sienten” la fuerza electromagnética y nuclear débil;
incluyen el tau, el muón, el electrón y los neutrinos. Los
bosones (una especie de partículas asociadas con las
interacciones) incluyen el fotón, que “transmite” la fuerza
electromagnética, las partículas W y Z, portadoras de la
fuerza nuclear débil, y el hipotético portador de la
gravitación (gravitón). La fuerza nuclear débil aparece en
procesos radiactivos o de desintegración de partículas, como
la desintegración alfa (la liberación de un núcleo de helio
por parte de un núcleo atómico inestable). Véase Fuerzas
fundamentales.
Además, los estudios con aceleradores han determinado que por
cada partícula existe una antipartícula con la misma masa,
cuya carga u otra propiedad electromagnética tiene signo
opuesto a la de la partícula correspondiente. Véase
Antimateria.
En 1963, los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y George
Zweig propusieron la teoría de que los hadrones son en
realidad combinaciones de otras partículas elementales
llamadas quarks, cuyas interacciones son transmitidas por
gluones, una especie de partículas. Ésta es la teoría
subyacente de las investigaciones actuales, y ha servido para
predecir la existencia de otras partículas.
Artículo enviado
por Marta Vázquez Juan, Valladolid, España.
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