Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de laantigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte demateria más pequeño que podía concebirse. Esa “partícula fundamental”,por emplear el término moderno para ese concepto, se considerabaindestructible. De hecho, átomo significa en griego “no divisible”. Elconocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo avanzó muy lentamente a lolargo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular sobre él.

Conla llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII, los avances enla teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuentamuy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos pueden descomponerse ensus constituyentes últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la salse componía de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro, ligados en unaunión íntima conocida como compuesto químico. El aire, en cambio, resultóser una mezcla de los gases nitrógeno y oxígeno.

Teoría de Dalton

John Dalton, profesor y químico británico, estaba fascinado por el rompecabezas delos elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos. Aunque muchosotros científicos, empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, se considera aDalton como una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Dalton mostró que los átomos se uníanentre 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.

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 muydistintas entre sí; sus átomos se combinan de formas muy variadas para formar numerosísimos compuestos químicos diferentes. Algunos elementos, como losgases nobles helio y argón, son inertes; es decir, no reaccionan con otros elementos salvo en condiciones especiales. Al contrario que el oxígeno, cuyasmoléculas son diatómicas (formadas por dos átomos), el helio y otros gasesinertes 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. Esta ley afirma quedos volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculassi sus condiciones de temperatura y presión son las mismas. Si se dan esascondiciones, dos botellas idénticas, una llena de oxígeno y otra de helio,contendrán exactamente el mismo número de moléculas. Sin embargo, el númerode 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 dediferentes 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 asignaal átomo de carbono un valor de 12,0000 unidades de masa atómica (u), resultaque 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 sehabla de “peso atómico” aunque lo correcto es “masa atómica”. La masaes una propiedad del cuerpo, mientras que el peso es la fuerza ejercida sobre elcuerpo a causa de la gravedad.

La observación de que muchas masas atómicas se aproximan a números enteros llevóal químico británico William Prout a sugerir, en 1816, que todos los elementos podrían estar compuestos por átomos de hidrógeno. No obstante, medidasposteriores 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 cloroes una mezcla de tres partes de cloro 35 por cada parte de cloro 37. Estaproporción explica la masa atómica observada en el cloro.

Durante la primera mitad del siglo XX era corriente utilizar el oxígeno natural comopatrón para expresar las masas atómicas, asignándole una masa atómica enterade 16. A principios de la década de 1960, las asociaciones internacionales dequímica y física acordaron un nuevo patrón y asignaron una masa atómicaexactamente igual a 12 a un isótopo de carbono abundante, el carbono 12. Estenuevo patrón es especialmente apropiado porque el carbono 12 se emplea confrecuencia como patrón de referencia para calcular masas atómicas mediante elespectrómetro de masas. Además, la tabla de masas atómicas basada en elcarbono 12 se aproxima bastante a la tabla antigua basada en el oxígenonatural.

La tabla periódica

Amediados del siglo XIX, varios químicos se dieron cuenta de que las similitudesen las propiedades químicas de diferentes elementos suponían una regularidadque podía ilustrarse ordenando los elementos de forma tabular o periódica. Elquímico ruso Dmitri Mendeléiev propuso una tabla de elementos llamada tablaperiódica, en la que los elementos están ordenados en filas y columnas deforma que los elementos con propiedades químicas similares queden agrupados.Según este orden, a cada elemento se le asigna un número (número atómico) deacuerdo con su posición en la tabla, que va desde el 1 para el hidrógeno hastael 92 para el uranio, que tiene el átomo más pesado de todos los elementos queexisten de forma natural en nuestro planeta. Como en la época de Mendeléiev nose conocían todos los elementos, se dejaron espacios en blanco en la tabla periódicacorrespondientes 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 númeroatómico tienen masas atómicas mayores, y la masa atómica de cada isótopo seaproxima a un número entero, de acuerdo con la hipótesis de Prout.

Eltamaño del átomo

La curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a cientos de científicosdurante un largo periodo en el que la falta de instrumentos y técnicasapropiadas impidió lograr respuestas satisfactorias. Posteriormente se diseñaronnumerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y peso de losdiferentes átomos. El átomo más ligero, el de hidrógeno, tiene un diámetrode aproximadamente 10^-10m (0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 × 10^-27kg (la fracción de un kilogramo representada por 17 precedido de 26 ceros y unacoma decimal). Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene másde mil trillones de átomos.

Radiactividad

Una serie de descubrimientos importantes realizados hacia finales del siglo XIX dejóclaro que el átomo no era una partícula sólida de materia que no pudiera serdividida en partes más pequeñas. En 1895, el científico alemán WilhelmConrad Roentgen anunció el descubrimiento de los rayos X, que pueden atravesarláminas finas de plomo. En 1897, el físico inglés J. J. Thomson descubrió elelectrón, una partícula con una masa muy inferior al de cualquier átomo. Y,en 1896, el físico francés Antoine Henri Becquerel comprobó que determinadassustancias, como las sales de uranio, generaban rayos penetrantes de origenmisterioso. El matrimonio de científicos franceses formado por Marie y PierreCurie aportó una contribución adicional a la comprensión de esas sustancias“radiactivas”. Como resultado de las investigaciones del físico británicoErnest Rutherford y sus coetáneos, se demostró que el uranio y algunos otroselementos pesados, como el torio o el radio, emiten tres clases diferentes de radiación, inicialmente denominadas rayos alfa (a), beta (b) y gamma (g). Lasdos primeras, que según se averiguó están formadas por partículas eléctricamente cargadas, se denominan actualmente partículas alfa y beta. Posteriormente secomprobó que las partículas alfa son núcleos de helio (ver más abajo) y las partículas beta son electrones. Estaba claro que el átomo se componía departes más pequeñas. Los rayos gamma fueron finalmente identificados comoondas electromagnéticas, similares a los rayos X pero con menor longitud deonda

Elátomo nuclear de Rutherford

El descubrimiento de la naturaleza de las emisiones radiactivas permitió a los físicosprofundizar 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. Rutherforddedujo que la masa del átomo está concentrada en su núcleo. También postulóque los electrones, de los que ya se sabía que formaban parte del átomo,viajaban en órbitas alrededor del núcleo. El núcleo tiene una carga eléctricapositiva; 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 eléctriconormal del átomo es neutro.

El átomo de Bohr

Paraexplicar la estructura del átomo, el físico danés Niels Bohr desarrolló en1913 una hipótesis conocida como teoría atómica de Bohr. Bohr supuso que loselectrones están dispuestos en capas definidas, o niveles cuánticos, a unadistancia considerable del núcleo. La disposición de los electrones sedenomina configuración electrónica. El número de electrones es igual al númeroatómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón orbital, el heliodos y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hastaun máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado númerode electrones. La primera capa está completa cuando contiene dos electrones, enla segunda caben un máximo de ocho, y las capas sucesivas pueden contenercantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en la naturaleza tiene laséptima capa llena. Los “últimos” electrones, los más externos o los últimosen añadirse a la estructura del átomo, determinan el comportamiento químicodel átomo.

Todoslos gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón)tienen llena su capa electrónica externa. No se combinan químicamente en lanaturaleza, aunque los tres gases nobles más pesados (criptón, xenón y radón)pueden formar compuestos químicos en el laboratorio. Por otra parte, las capasexteriores de los elementos como litio, sodio o potasio sólo contienen unelectrón. Estos elementos se combinan con facilidad con otros elementos(transfiriéndoles su electrón más externo) para formar numerosos compuestosquímicos. De forma equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o elbromo sólo les falta un electrón para que su capa exterior esté completa.También se combinan con facilidad con otros elementos de los que obtienenelectrones.

Lascapas atómicas no se llenan necesariamente de electrones de forma consecutiva.Los electrones de los primeros 18 elementos de la tabla periódica se añaden deforma regular, llenando cada capa al máximo antes de iniciar una nueva capa. Apartir del elemento decimonoveno, el electrón más externo comienza una nuevacapa antes de que se llene por completo la capa anterior. No obstante, se siguemanteniendo una regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivascon una alternancia que se repite. El resultado es la repetición regular de laspropiedades químicas de los átomos, que se corresponde con el orden de loselementos en la tabla periódica.

Resultacómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del núcleo como sifueran planetas que giran en torno al Sol. No obstante, esta visión es mucho mássencilla que la que se mantiene actualmente. Ahora se sabe que es imposibledeterminar exactamente la posición de un electrón en el átomo sin perturbarsu posición. Esta incertidumbre se expresa atribuyendo al átomo una forma denube en la que la posición de un electrón se define según la probabilidad deencontrarlo a una distancia determinada del núcleo. Esta visión del átomocomo “nube de probabilidad” ha sustituido al modelo de sistema solar.

Líneasespectrales

Unode los grandes éxitos de la física teórica fue la explicación de las líneasespectrales características de numerosos elementos. Los átomos excitados porenergía suministrada por una fuente externa emiten luz de frecuencias biendefinidas. Si, por ejemplo, se mantiene gas hidrógeno a baja presión en untubo 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 medianteun espectroscopio muestra un espectro de líneas, una serie de líneas de luzseparadas por intervalos regulares. Cada línea es la imagen de la ranura delespectroscopio que se forma en un color determinado. Cada línea tiene unalongitud de onda definida y una determinada energía asociada. La teoría deBohr 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 saltaa una órbita de mayor energía, a más distancia del núcleo. Cuando vuelve acaer a una órbita más cercana al núcleo, emite una cantidad discreta de energíaque corresponde a luz de una determinada longitud de onda. El electrón puedevolver a su órbita original en varios pasos intermedios, ocupando órbitas queno estén completamente llenas. Cada línea observada representa una determinadatransición electrónica entre órbitas de mayor y menor energía.

Enmuchos de los elementos más pesados, cuando un átomo está tan excitado queresultan afectados los electrones internos cercanos al núcleo, se emite radiaciónpenetrante (rayos X). Estas transiciones electrónicas implican cantidades deenergía muy grandes.

El núcleo atómico

En1919, Rutherford expuso gas nitrógeno a una fuente radiactiva que emitía partículasalfa. Algunas de estas partículas colisionaban con los núcleos de los átomosde nitrógeno. Como resultado de estas colisiones, los átomos de nitrógeno setransformaban en átomos de oxígeno. El núcleo de cada átomo transformadoemitía una partícula positivamente cargada. Se comprobó que esas partículaseran idénticas a los núcleos de átomos de hidrógeno. Se las denominóprotones. Las investigaciones posteriores demostraron que los protones formanparte de los núcleos de todos los elementos.

Nose conocieron más datos sobre la estructura del núcleo hasta 1932, cuando el físicobritánico 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. Encualquier átomo dado, el número de protones es igual al número de electronesy, por tanto, al número atómico del átomo. Los isótopos son átomos delmismo elemento (es decir, con el mismo número de protones) que tienen diferentenúmero de neutrones. En el caso del cloro, uno de los isótopos se identificacon el símbolo ³⁵Cl,y su pariente más pesado con ³⁷Cl.Los superíndices identifican la masa atómica del isótopo, y son iguales al númerototal de neutrones y protones en el núcleo del átomo. A veces se da el númeroatómico como subíndice, como por ejemplo }Cl.

Losnúcleos menos estables son los que contienen un número impar de neutrones y unnúmero impar de protones; todos menos cuatro de los isótopos correspondientesa núcleos de este tipo son radiactivos. La presencia de un gran exceso deneutrones en relación con los protones también reduce la estabilidad del núcleo;esto sucede con los núcleos de todos los isótopos de los elementos situadospor encima del bismuto en la tabla periódica, y todos ellos son radiactivos. Lamayor parte de los núcleos estables conocidos contiene un número par deprotones y un número par de neutrones.

Radiactividad artificial

Losexperimentos llevados a cabo por los físicos franceses Frédéric e IrèneJoliot-Curie a principios de la década de 1930 demostraron que los átomosestables de un elemento pueden hacerse artificialmente radiactivos bombardeándolosadecuadamente con partículas nucleares o rayos. Estos isótopos radiactivos(radioisótopos) se producen como resultado de una reacción o transformaciónnuclear. En dichas reacciones, los algo más de 270 isótopos que se encuentranen la naturaleza sirven como objetivo de proyectiles nucleares. El desarrollo de“rompeátomos”, o aceleradores, que proporcionan una energía elevada paralanzar estas partículas-proyectil ha permitido observar miles de reaccionesnucleares.

Reacciones nucleares

En1932, dos científicos británicos, John D. Cockcroft y Ernest T. S. Walton,fueron los primeros en usar partículas artificialmente aceleradas paradesintegrar un núcleo atómico. Produjeron un haz de protones acelerados hastaaltas velocidades mediante un dispositivo de alto voltaje llamado multiplicadorde tensión. A continuación se emplearon esas partículas para bombardear un núcleode litio. En esa reacción nuclear, el litio 7 (⁷Li)se escinde en dos fragmentos, que son núcleos de átomos de helio. La reacciónse expresa mediante la ecuación

⁷Li+ ¹H= ⁴He+ ⁴He

Losfísicos han determinado con precisión las masas de esos átomos: el ⁷Litiene una masa de 7,018242 u,el ¹Hde 1,008137 uy el ⁴Hede 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 uequivale 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 núcleosde helio.

Aceleradores de partículas

Alrededorde 1930, el físico estadounidense Ernest O. Lawrence desarrolló un aceleradorde partículas llamado ciclotrón. Esta máquina genera fuerzas eléctricas deatracción y repulsión que aceleran las partículas atómicas confinadas en unaórbita circular mediante la fuerza electromagnética de un gran imán. Las partículasse mueven hacia fuera en espiral bajo la influencia de estas fuerzas eléctricasy magnéticas, y alcanzan velocidades extremadamente elevadas. La aceleraciónse produce en el vacío para que las partículas no colisionen con moléculas deaire. A partir del ciclotrón se desarrollaron otros aceleradores capaces deproporcionar energías cada vez más altas a las partículas. Como los aparatosnecesarios para generar fuerzas magnéticas intensas son colosales, losaceleradores de alta energía suponen instalaciones enormes y costosas.

Fuerzas nucleares

Lateoría nuclear moderna se basa en la idea de que los núcleos están formadospor neutrones y protones que se mantienen unidos por fuerzas “nucleares”extremadamente poderosas. Para estudiar estas fuerzas nucleares, los físicostienen que perturbar los neutrones y protones bombardeándolos con partículasextremadamente energéticas. Estos bombardeos han revelado más de 200 partículaselementales, minúsculos trozos de materia, la mayoría de los cuales, sóloexiste durante un tiempo mucho menor a una cienmillonésima de segundo.

Estemundo subnuclear salió a la luz por primera vez en los rayos cósmicos. Estosrayos están constituidos por partículas altamente energéticas que bombardeanconstantemente la Tierra desde el espacio exterior; muchas de ellas atraviesanla atmósfera y llegan incluso a penetrar en la corteza terrestre. La radiacióncósmica incluye muchos tipos de partículas, de las que algunas tienen energíasque superan con mucho a las logradas en los aceleradores de partículas. Cuandoestas partículas de alta energía chocan contra los núcleos, pueden crearsenuevas partículas. Entre las primeras en ser observadas estuvieron los muones(detectados en 1937). El muón es esencialmente un electrón pesado, y puedetener carga positiva o negativa. Es aproximadamente 200 veces más pesado que unelectrón. La existencia del pión fue profetizada en 1935 por el físico japonésYukawa Hideki, y fue descubierto en 1947. Según la teoría más aceptada, laspartículas nucleares se mantienen unidas por “fuerzas de intercambio” enlas que se intercambian constantemente piones comunes a los neutrones y losprotones. La unión de los protones y los neutrones a través de los piones essimilar a la unión en una molécula de dos átomos que comparten o intercambianun par de electrones común. El pión, aproximadamente 270 veces más pesado queel electrón, puede tener carga positiva, negativa o nula.

Partículas elementales

Durante mucho tiempo, los físicos han buscado una teoría para poner orden en elconfuso mundo de las partículas. En la actualidad, las partículas se agrupansegún la fuerza que domina sus interacciones. Todas las partículas se venafectadas por la gravedad, que sin embargo es extremadamente débil a escalasubatómica. Los hadrones están sometidos a la fuerza nuclear fuerte y alelectromagnetismo; además del neutrón y el protón, incluyen los hiperones ymesones. Los leptones “sienten” las fuerzas electromagnética y nuclear débil;incluyen el tau, el muón, el electrón y los neutrinos. Los bosones (unaespecie de partículas asociadas con las interacciones) incluyen el fotón, que“transmite” la fuerza electromagnética, las partículas W y Z, portadorasde la fuerza nuclear débil, y el hipotético portador de la gravitación(gravitón). La fuerza nuclear débil aparece en procesos radiactivos o dedesintegración de partículas, como la desintegración alfa (la liberación deun núcleo de helio por parte de un núcleo atómico inestable). Además, losestudios con aceleradores han determinado que por cada partícula existe unaantipartícula con la misma masa, cuya carga u otra propiedad electromagnéticatiene signo opuesto a la de la partícula correspondiente.

En 1963, los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y George Zweig propusieronla 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

En1905, 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 queuna 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 (c).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 liberaciónde grandes cantidades de energía atómica debe provenir del núcleo.

Haydos procesos nucleares que tienen gran importancia práctica porque proporcionancantidades enormes de energía: la fisión nuclear —la escisión de un núcleopesado en núcleos más ligeros— y la fusión termonuclear —la unión de dosnúcleos ligeros (a temperaturas extremadamente altas) para formar un núcleo máspesado. El físico estadounidense de origen italiano Enrico Fermi logrórealizar la fisión en 1934, pero la reacción no se reconoció como tal hasta1939, cuando los científicos alemanes Otto Hahn y Fritz Strassmann anunciaronque habían fisionado núcleos de uranio bombardeándolos con neutrones. Estareacción libera a su vez neutrones, con lo que puede causar una reacción encadena con otros núcleos. En la explosión de una bomba atómica se produce unareacción en cadena incontrolada. Las reacciones controladas, por otra parte,pueden utilizarse para producir calor y generar así energía eléctrica, comoocurre en los reactores nucleares.

Lafusión termonuclear se produce en las estrellas, entre ellas el Sol, yconstituye su fuente de calor y luz. La fusión incontrolada se da en la explosiónde una bomba de hidrógeno. En la actualidad, se está intentando desarrollar unsistema de fusión controlada.

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