Átomo, la unidad más pequeña
posible de un elemento químico. En la filosofía de
la antigua Grecia, la
palabra "átomo" se
empleaba para referirse a la parte de materia
más pequeño que podía concebirse. Esa
"partícula fundamental", por emplear el término
moderno para ese concepto, se
consideraba indestructible. De hecho, átomo
significa en griego "no divisible". El
conocimiento del tamaño y la naturaleza del
átomo
avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la
gente se limitaba a especular sobre él.
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 pueden descomponerse 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.
Teoría de Dalton
John Dalton, profesor y químico británico,
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 como una de las figuras
más significativas de la teoría
atómica porque la convirtió en algo cuantitativo.
Dalton 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 argón, 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.
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.
Masa atómica
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 1,0079u, 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.
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 podía ilustrarse ordenando los elementos
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 los elementos con
propiedades químicas similares queden agrupados.
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 posteriores investigaciones,
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.
El tamaño 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 lograr respuestas
satisfactorias. Posteriormente se diseñaron numerosos
experimentos
ingeniosos para determinar el tamaño y peso 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.
Radiactividad
Una serie de descubrimientos importantes realizados
hacia finales del siglo XIX dejó claro que el átomo
no era una partícula sólida de materia que no
pudiera ser dividida en partes más pequeñas. 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
J. J. Thomson descubrió el electrón, una
partícula con una masa muy inferior al 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
radio). 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 (a), beta (b) y gamma (g). Las dos
primeras, que según se averiguó están
formadas por partículas eléctricamente cargadas, se
denominan actualmente partículas alfa y beta.
Posteriormente 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).
El átomo nuclear 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, viajaban 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.
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 del
átomo, 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 tres gases nobles más pesados (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 de
sistema
solar.
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.
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
positivamente cargada. 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 dado, el número de protones es igual al
número de electrones y, por tanto, al número
atómico del átomo. 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.
Radiactividad artificial
Los experimentos
llevados a cabo por los físicos franceses
Frédéric e Irène Joliot-Curie a principios de la
década de 1930 demostraron que los átomos estables
de un elemento pueden hacerse artificialmente radiactivos
bombardeándolos adecuadamente con partículas
nucleares o rayos. 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
"rompeátomos", o aceleradores, que proporcionan una
energía elevada para lanzar estas
partículas-proyectil ha permitido observar miles de
reacciones nucleares.
Reacciones nucleares
En 1932, dos científicos británicos, John
D. Cockcroft y Ernest T. S. Walton, fueron los primeros en usar
partículas artificialmente aceleradas 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
Aceleradores de partículas
Alrededor de 1930, el físico estadounidense
Ernest O. Lawrence desarrolló un acelerador de
partículas llamado ciclotrón. Esta máquina
genera fuerzas eléctricas de atracción y
repulsión que aceleran las partículas
atómicas confinadas en una órbita circular mediante
la fuerza
electromagnética de un gran imán. Las
partículas se mueven hacia fuera en espiral bajo la
influencia de estas fuerzas eléctricas y
magnéticas, y alcanzan velocidades extremadamente
elevadas. La aceleración se produce en el vacío
para que las partículas no colisionen con moléculas
de aire. A partir
del ciclotrón se desarrollaron otros aceleradores capaces
de proporcionar energías cada vez más altas a las
partículas. Como los aparatos necesarios para generar
fuerzas magnéticas intensas son colosales, los
aceleradores de alta energía suponen instalaciones enormes
y costosas.
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"
extremadamente poderosas. Para estudiar estas fuerzas nucleares,
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 altamente energéticas
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 de alta energía 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 se intercambian constantemente 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 común. El pión,
aproximadamente 270 veces más pesado que el
electrón, puede tener carga positiva, negativa o
nula.
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" las fuerzas
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). 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. Esta es la
teoría subyacente de las investigaciones
actuales, y ha servido para predecir la existencia de otras
partículas.
Liberación de la energía
nuclear
En 1905, Albert
Einstein desarrolló la ecuación que relaciona
la masa y la energía, E = mc2, como parte de su
teoría de la relatividad especial. Dicha ecuación
afirma que una masa determinada (m) está asociada con una
cantidad de energía (E) igual a la masa multiplicada por
el cuadrado de la velocidad de
la luz ©. Una cantidad muy pequeña de masa equivale a
una cantidad enorme de energía. Como más del 99% de
la masa del átomo reside en su núcleo, cualquier
liberación de grandes cantidades de energía
atómica debe provenir del núcleo.
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 se produce en las estrellas, entre ellas el Sol, y
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.
Trabajo enviado por:
Ignacio Romero