En aquella mkemble barraca pasamos los mejores y m&s felices anos de nuestra vida, cunsagmdos al trabajo A m e s me pasaba todo el dfa batiendo una masa en ebulllffón cgn un agitador de hiero casi tan gmnde mmoyo misma. Al llegar la noche estaba rendida de fMiga.

Marie Curie

UJA SI?LOD~K& (1867-1934), Q- LUEGO SER~A CONOCIDA COMO Mmm Cmm, m Marie Curle. UN~WAJADORAY UNA C-CA BXCBPUONAL. NACIÓ FN POLONIA Y PUB LA MBNOR DE LOS

LA PRODUCU~N DE RAYOS X POR PARTE DB CIHRTAS SALES, DEScUERfA DE

MODO ACCIDENTAL QUE EL URANIO BMIT~A RADIACIONES PROPiAS Y ES-

P O N T ~ S . iQd MEJORPAU~MAIUB QUB INVBSTIGAR SOB~EESTOS MIS-

TERIOSOS RAYOS Y COMP~ENDBR SUS EPBCTOS?

CASADA CON PIERRB C m , UN P~SICO PRANCÉS, T ~ J Ó JUNTO A ÉL

EN UNPEQWNO CUARTO DE LAESC-MUNICIPALDBF~SICAY QUÍMICA

DE PARfS, QUE 3ERVfA DE DEP~SITO Y SALA DE ~ Q Y I N A S . FUERON ELLOS

QUIBNES UTILIZARON POR PRIMBRAVBZ BL TÉEMINO " R A D I A C ~ A D :

IMARIE EMPLE~ LAS T$CNIWLS -AS POR SU MARIDO, -16 IAS

RADIACIONES DE ALGUNOS ELBMENTOS Y LLBGÓ A LA CONCLUSI~N DE QUB

DJ5BhHABEROTROS MINBRALBS RADIACTNOS AD& DEL URANIO.JUNMS

Marie Curie DBMO-N QUB LA RADIACTIVIDAD NO RESULTA DE UNA RBACCIÓN QUÍMICA, SINO QUE ES UNA en e' laboratorio.

PROPIBDAD DELOS ATOMOS DE ALGUNOS mmawros. PARA A I S L A R ESOS ELEMENTOS, PROCBS~ Y ANALIZÓ JUNTO A P IEW TONELADAS DE PBCH-

BLENDA, UN MINERAL DE URANIO QUB POSBE UNA RADiACTMDAD M& INTENSA QUB BL PROPIO

URANIO. DESPWÉS DE UN ARDUO TRABAJO Y DB GRAN DBDICACI~N, EN 1898 LOGRARON DETERMI-

NAR QUE LA PECHBLENDA CONTIENE, DE -O, OTROS E-OS RADIAC~VOS. EL P ~ R O QUBDESCUBRI~ PUB 1-0 s ~ ~ ~ ~ ~ ~ m EN HONORA SU PATRIA NATAL Y EL SEGUNDO

SEDBNOM~IÓ a R A D ~ ~ : DEL LATfN RADIUS, RAYO.

4 E,v<Ghbléntia e$ -..- - .- K.y-F. ..-- .-- ...-, "S -- , , , .-- peiisás qiie fueron aislados el polonio y elradio?. ida.;

~. . . ¿pb~(lué ala:propiedad del uranio la denominaron: Cune fueron.afq@:.-e---

:*s. . , -?aditi~tivjil2d?' Investigá al respecto. 9g-$i!l(respeito. y t t q ~ j l$@$+utii dice en su frase '"en -aquslt

- .

El tamaño de los átomos

¿Observaste alguna vez algo con una lupa? Si lo hi- <ste, seguramente te habrás dado cuenta de que, a me- .. =da que los cuerpos se observan con mayor aumento, ambia su aspecto. Por ejemplo, una tela que parece lisa :nniforme se ve con mgosidades si se observa con una :ipa. iY más rugosa aún si se mira a través de un mi- zoscopio!

Sucede que, en la actualidad, se acepta que la mate- ria (todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el 5~ac io ) es discontinua. Esto significa que está forma- 5 por pequeñísimas partículas, los átomos, y esos áto- 3 s son muy pero muy pequenos. ¿Cuán diminutos i'n? ¿Cómo una pulga? Muchísimo más pequenos de

que puedas imaginarte. Hagamos este ejercicio para i-scubrirlo (figura 1-1):

Partamos deunaunidad de referencia quevos conocés . ,

bien: el metro (m). Dando un paso bien largo po- permite medir las moléculas pequeñas y los átomos. demos determinar, aproximadamente, esta medida. Elmás pequeño que se conoce, el de hidr6gen0, mide

Ya en el mundo microscópico utilizaremos la cen- tésima de milímetro, con la que pueden medirse, por ejemplo, algunas células animales, como cier- tas neuronas.

" Entonces llegamos al micrómetro o milesima de milímetro (nm), que es lo que, por ejemplo, pue-

- Ahora consideremos un decímetro (dm), la déci- ma parte del metro. A lo largo de la palma de nues- tra mano cabe un decímetro.

" Sigamos con el centímetro (cm), la centésima parte del metro. Con uno de ellos podemos medir el ancho de una uña. A continuación consideremos un milímetro (mm), la milésima parte del metro, lo que mide una pulga de agua. - Sigamos con las decimas de milímetro, el tama- ño, por ejemplo, de las células vegetales más gran- des. Objetos de este tamaño ya no podemos dis- tinguirlos a simple vista.

I

- - casi un angstrom. Es decir que 10.000 millones de átomos de hidrógeno en fila medirían un metro.

Como te darás cuenta, resulta imposible aislar áto- mos (hasta el momento) y, salvo algunas observacio- nes con microscopios muy pero muy potentes, no se los puede estudiar ni medir directamente como lo ha- ríamos, por ejemplo, con un animal o una planta. Por eso, las investigaciones referidas a los átomos se rea- lizaron y se realizan mediante el análisis del compor- tamiento de la materia (por ejemplo, el fenómeno de luminiscencia). Entonces, este análisis permite deducir cómo es probable que sean los átomos y representarlos con un modelo atómico.

de medir una bacteria. ¡Un millón de estas bacte- rias puestas en fila medirían un metro! Las unidades se hacen cada vez más pequeñas. Con una décima de micrómetro podemos medir, ~ por ejemplo, un virus. 1 Y con la centésima de micrómetro, una gran mo- lécula, por ejemplo, la de ADN.

"- Así llegamos al nanómetro (nm) o milésima de micrómetro. ¡Con esta unidad podemos medir 1 moléculas y distinguir los átomos!

' * Finalmente, llegamos a la décima parte del nanóme- tro, también llamada anstrom (A). Esta unidad

1 I l I . ~ ~, 1 i

Visible con microscopio Visible con microscopio electr6nico de tansmioi6n

Visible con microscopio eiedrónico 1 i

Fig.1-l. Esquema comparativo de tamaños.

El inicio de los modelos atómicos

La historia de los modelos atómicos empieza en la antigua Grecia. En ese entonces, no habia científicos tales como los concebimos en la actualidad. Eran los filósofos quienes, entre otras cosas, se ocupaban de pensar cómo estaba constituida la materia. Y habia dos opiniones encontradas: por un lado, la de Demócrito y su maestro Leucipo, y por otro, la de Aristóteles.

Demócrito y Leucipo afirmaban que un trozo de metal podía dividirse en dos partes; cada una de estas, a su vez, en otras dos, y así sucesivamente ... hasta que llegaba un momento en el cual se obtenía una particu- la tan diminuta que ya no era posible dividirla. A esa partícula la denominaron &tomo (término de origen griego que significa "indivisible").

Segun estos filósofos, los átomos no eran todos iguales, sino que adquirían la característica de la ma- teria a la cual pertenecían. Por ejemplo, los átomos de agua eran suaves y resbaladizos. Además, sostenian que los átomos eran eternos, se movían en un infinito espa- cio vacío y se diferenciaban por la forma, la medida, el peso y la posición. Por lo tanto, la creación de materia era la consecuencia natural del incesante movimiento giratorio y del choque de los átomos en el espacio.

Aristóteles atacó duramente la teoría de los atomis- tas ensu libro Física. Él consideraba que la materia era continua y que los átomos no existían. Hoy sabemos que Demócnto y Leucipo estaban en lo cierto. Sin em- bargo, fueron las ideas aristotélicas las que prevalecie- ron durante muchos siglos. ;Más de veinte!

Dalton y su teoría atómica En el siglo xvrrr se produjeron grandes cambios

en cuanto al modo de estudiar los fenómenos natura- les. Varios físicos y químicos europeos se dedicaron a experimentar con la materia y sus transformaciones; entre ellos se cuenta Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794), considerado por muchos el fundador de la química moderna. Lavoisier afirmó que la materia no se crea ni se destruye, sino que se transforma. Este enunciado, conocido como ley de conservación de la materia, abrió el camino a otras observaciones.

Ahora bien, jcómo podían interpretarse desde el punto de vista teórico las comprobaciones experimen- tales? Es en este punto donde entra en escena el excep- cional físico y químico inglés John Dalton (figura 1-2).

Lo primero que pensó es que lamateriano era continua, sino que estaba formada por partículas muy pequeñas, a las que denominó "átomos'; al igual que Demócrito y Leucipo. Sobre esta base enunció, en 1803, su teoría atómica: ?.- la materia está formada por partículas indivisibles e

indestructibles, los átomos; " los átomos son esferas rígidas (figura 1-3); !-- todos los átomos del mismo elemento son iguales

entre sí, pero diferentes de los átomos de otros ele- mentos;

'>- los átomos de elementos diferentes se combinan para formar átomos compuestos;

- los átomos no se crean ni se destruyen, aun cuando se combinen en las reacciones químicas. Para la época, los postulados de Dalton resultaron

brillantes. Aunque no resolvió cómo estaban consti- tuidos los átomos, "reflotó" su existencia, y eso era lo importante. Sin embargo, a la luz de nuevas investiga- ciones, pudo confirmarse que algunos de los postula- dos eran erróneos, como veremos a continuación. ;La ciencia es provisional!

Fig. 1-2. John Dalton (1766-1844).

Fig. 1-3. Esferas rígidas que representan los modelos atómicos de Dalton.

Thomson v los electrones

La teoría atómica de Dalton fue aceptada con entusiasmo por el resto de la comunidad científica. Gracias a ella fue posible definir por primera vez un elemento químico como la "sustancia formada por la misma clase de átomos'; y los compuestos (a los que Dalton Ilamó "átomos compuestos") como la "combinación de estos elementos': Pero ¿los átomos no se podían dividir? ¿Eran efectivamente esferas rigidas?

Las respuestas comenzaron allegar hacia 1897. El físico británico Joseph Thomson (1856-1940) realizó experiencias que demostraron la existencia en los átomos de particulas con carga negativa y masa definida, a las que llamó electrones. ¡El átomo era divisible y estaba formado por partículas aún más pequeiias! Thomson postuló un modelo atómico que se conoce como "budín con pasas': Según este modelo, el átomo era una esfera sólida de carga positiva, sobre la que se disponian los electrones, como las pasas en un budín (figura 1-4). La suma total de cargas positivas y negativas era nula.

La naturaleza de los rayos catódicos El electrón fue la primera partícula subatómica descubierta mediante

experiencias sobre la conductividad eléctrica de los gases. Si bien los gases no son buenos conductores de la electricidad, al aplicarles un alto voltaje v disminuir la presión dentro de un tubo, se vuelven conductores y emiten :uz. Este principio es el mismo empleado en los tubos de descarga de gases iitilizados en los letreros luminosos (> EL DETALLE).

Cuando realizó el experimento, Thomson observó "radiaciones invi- ribles" originadas en el cátodo que se percibían de color verde por la fluo- ~escencia que producian al incidir en una pantalla recubierta de sulfuro ?e cinc.

Al estudiar las propiedades de esas radiaciones determinó que viajaban +n línea recta y los Ilamó rayos catódicos por originarse en el cátodo.

Por otra parte, al aplicar un campo eléctrico en el tubo, vio que los rayos se desviaban hacia la placa positiva, con lo cual quedó demostrado que se rrataba de partículas con masa y carga negativa es decir, de los electrones ;ue ya mencionamos (figura 1.5).

?cvones con ::ga negativa

Las lámparas fluorescentes, tam-

bién denominadas tubos fluorescentes,

son artefactos luminosos que cuentan

en su interior con vapor de mercurio a

baja presión. Estón construidas con un

tubo de vidrio revestido interiormente

con difeentes sustancias que emiten

luz visible al recibir radiación ultravio-

Ieta. El tubo, lleno degas mercurio, con

un poco de argón O neón, se conecta a

una fuente de energía eléctrica, igual

que el tubo de rayos catódicos, la que

provoca la excitación de los átomos del

gas y la emisión por parte de estos de

radiación ultravialeta. El color de la luz

emitido por estos tubos depende de la

pintura con la que son revestidos.

Rendija

l =- ,.% .

! C,d

Pantalla + ,,,.,.,,,,,, , ,,,,,,,,,, ,, ,,, .Jsitiva recubieria de =¡tiva

sulfuro de cinc 'q. 1-4. Representación del modelo ?-<mico de Thomson. Fig. 1-5. Esquema en el que se observa la desviación de los rayos catódicos en un campo eléctrico.

Fig. 1-6. Esquema en el que se describen las observaciones de Rutherford: partículas que no se desvían (A), que apenas lo hacen (6) y que rebotan (C).

Electrones -e

L . @ '.$ ':

NÚcI* ~,

'kd atómico cdn . . . . carga positiva i, , '* . i

Fig. 1-7. Modelo planetario propuesto por Rutherford.

1

Es frecuente que la industria de ali-

mentos irradie frutas y verduras con ra-

diaci6n gammo con elfin de prolongar su durabilidad. La radiación utilizada

(gamma) proviene de una sustancia ra-

dioctiva, generalmente cobalto radiac-

tivo 60.

De acuerdo mn la cantidad de ener- gio entregada, se pueden lograr distintos

efectos. Por ejemplo, es posible dairuir

bactedas y hongos presentes en los oli- mentos Elobjetivo de este procedimiento

es aumentar la vida útil de los alimentos

a temperatura ambiente

Rutherford v el núcleo atomico

Laidea delos electrones y las cargas positivas fue rápidamente acepta- da. Pero había algo que no "cerraba" en el modelo de "budín con pasas' que el átomo siguiera siendo una esfera rígida.

Sobre este tema trabajó un brillante físico y químico británico, E r n e ~ Rutherford (1871-1937). En 1911, al "bombardear" una delgada lámi-i de oro con partículas de carga positiva (figura 1-6), observó que:

la mavoría de las articulas la atravesaban sin desviarse; una proporción menor de partículas apenas desviaba su trayectoriaj muy pocas partículas rebotaban en la lámina de oro yvolvían hacia do: de fueron emitidas. Basándose en esta observación, dedujo que la mayor parte del volume:

del átomo debía estar formada por espacio vacío, y que en su zona ten*

poseía una pequeñísima porción de materia, a la que denominó núcle: atómico. Ese núcleo poseía carga positiva, ya que rechazaba las partículx positivas con las que era bombardeado. Y los electrones ¿dónde se ubicr- ban? Según Rutherford, los electrones -de carga negativa- giraban alred: dor del núcleo atómico distribuidos en órbitas, como lo hacen los planetr alrededor del Sol. Por eso este modelo se conoce como modelo planeti rio del átomo (figura 1-7). Como si esto fuera poco, un año después Ri- therford afxmó que los núcleos de todos los átomos contienen proton- partículas positivas de igual magnitud de carga que los electrones, pero i: signo contrario. El modelo de Dalton había quedado atrás.

El experimento de Rutherford Ernest Rutherford bombardeó la lámina de oro con partículas positi~:

a las que Ilamó alfa, un tipo de radiación natural emitida por el uranio. Su experiencia no habría sido posible si no se hubiese descubierto :

fenómeno de la radiactividad que estudiaremos luego. ¿Cómo y quiénhi: el descubrimiento? Hagamos un poco de historia.

Ya leíste en la página de apertura de este capítulo que Henn Recque~ descubrió de modo accidental que el uranio emitia radiaciones propiz -

espontáneas. ¿Y cómo fue eso? Estudió la capacidad del mineral de uranio para producir una luz car;:

terística (fluorescencia) al ser expuesto a la luz solar, con el fin de deterr nar si esta contenia rayos X. Envolvió una película fotográfica con paF- negro y colocó sobre ella un trozo del mineral, exponiendo el disposi- vo al sol. Becquerel observó que la película se velaba en la zona donde - . apoyaba el mineral. Sin embargo, cuando por falta de sol la película que: expuesta solamente a las sales de uranio, la observación fue la misma, ~r lo tanto no era la fluorescencia la que producía el efecto, sino otro tipo : fenómeno, también diferente de los rayos X, al que Ilamó "fluorescen: invisible" y que luego se llamó radiactividad. Los esposos Curie estuc ron la radiación y determinaron la existencia de tres tipos de rayos, a que posterionnente Rutherford Ilamó radiaciónes alfa, beta y gamu- (F EL DEIALLE), tema que retomaremos en el capítulo 6.

Bohr y los niveles de energía

En 1913, un discípulo de Rutherford, Niels Bohr (1885-1962), mejoró el modelo. Afirmó que los electrones giraban alrededor del núcleo en órbi- tas circolares definidas y con un nivel de energía característico. Cuanto más alejada del núcleo estuviera la órbita en la que giraba el electrón, ma- yor sería su nivel de energía. Además, según Bohr, cada órbita admitía un número máximo de electrones, como veremos enseguida.

Al postular su modelo atómico, Bohr tuvo muy en cuenta las ob- servaciones del físico alemán Max Planck (1858-1947), quien ya en 1900 había observado que las partículas oscilaban entre varios nive- les de energia y emitían o tomaban energía en forma de radiaciones electromagnéticas. Descubrió que la energía emitida no podía ser de cualquier magnitud, sino que se trataba de múltiplos de una cantidad determinada de energía, a la que llamó cuanto. Veamos el modelo (fi- gura 1-8). h Si el átomo no recibe energía, los electrones giran alrededor del núcleo

atómico en órbitas estables, sin emitir energía. - B- En determinadas condiciones, los electrones absorben energía y pue-

den moverse desde su órbita (estado fundamental) hacia una órbita de mayor nivel de energía (estado excitado).

F. Cuando vuelven a su estado fundamental, se libera energía en forma de radiaciones electromagnéticas. Así se explica, por ejemplo, el fenómeno deluminiscencia. En este caso,

la radiación emitida es visible.

Los espectros y el modelo de Bohr ¿En qué evidencias experimentales se basó Bohr para formular su mo-

delo? Como acabamos de contarte. la base vara fundamentar su modelo atómico fue el estudio de las radiaciones que emiten los cuerpos luego de recibir energía, en este caso en forma de calor.

Cuando una muestra se calienta hasta la incandescencia, si está formada por un solo tipo de átomos (por ejemplo, de sodio o de doro) emite luz de un color característico. En el caso del sodio, emite luz amarilla, y en el del cloro, verde. Si esa luz se hace pasar a través de un prisma en un aparato especial liamado espectroscopio, se obtiene un conjunto de haces luminosos o líneas

- de colores diferentes que se conocen con el nombre de espectro de emisión. . . - - Así, el hidrógeno tiene un espectro característico (figura 1-9), el helio r otro, y lo mismo ocurre con el resto de los átomos. Estos espectros son algo -

así como una "huella digital" del tipo de átomos que forman esa sustancia. ¿Por qué? Según Bohr: - - - , - - - cada una de las líneas del espectro de emisión corresponde a un salto

- - - . - entre dos niveles de energía; i- como cada átomo tiene varios niveles "característicos; cada electrón <

> - z . - puede daruno de varios saltos posibles, yporesarazón cada átomo emi- - - - - . . - te un conjunto de iíneas de colores, al que, como se dijo antes, llamamos i - espectro de emisión.

Fig. 1-8. En el modelo atómico de Bohr, los electrones se mueven en un nivel determinado de energía (A). Si se les aporta energía, pueden pasar a un nivel energético superior (E). Al volver al nivel inicial emiten un cuanto de energía ld.

Fig. 1-9. Espectro de emisión del hidrógeno. Cada línea tiene una longitud de onda específica que corresponde a un cuanto de energía liberado.

5. Marcá la opción correcta: ; En el modelo atómico de Bohr ... 1

... los electrones se mueven en un nivel determinado de ener- 1 gía.

i ... los electrones se ubican en ! el núcleo. O

1 i 1 ... los electrones están fijos en i un nivel de energía determi-

nado. [?

Los elementos qbiíraiisss

Aunque tienen la misma estructura general, los áto- mos no son todos iguales. Todos aquellos que tienen igual número de protones en el núcleo corresponden al mismo elemento químico. Ese número se denomina número atómico (Z). Por ejemplo, el número atómico del hidrógeno es 1; el del carbono, 6 y el del oxígeno, 8.

En la naturaleza existen 92 elementos químicos y se han creado en forma artificial unos 20 elementos más. A lo largo de la historia se han empleado varias formas para simbolizarlos. En la actualidad se utiliza el método creado en 1830 por Jons Jacob Berzelius (1779-1848), que considera la inicial del nombre del elemento, por lo general, en latín. Si dos o más elementos tienen la misma inicial, se agrega una segunda letra también correspon- diente al nombre. Por ejemplo, se emplea la letra C para el carbono (carbo), Capara el calcio (calcium), Crpara el cromo (chromium) y Cu para el cobre (cuprum).

Si por algún método artificial, o en forma espon- tánea, se modificara el número de protones, entonces cambiaría el tipo de átomo y, por lo tanto, el elemento quimico.

Respecto de los electrones, como los protones tie- nen carga positiva y e1 átomo -en su estado original- no presenta carga eléctrica, el número de protones de un átomo es igual a su número de electrones (figura 1-10).

::¡ Los neutrones y los isótopos Ya sabés que todos los átomos de un mismo ele-

mento quimico tienen el mismo número de protones. Pero json estas particulas siibatómicas las únicas que existen en el núcleo atómico? Para responder esta pre- gunta, nosotros, tal como lo hicieron los científicos en su momento, tenemos que pensar dos cosas:

Los protones son partículas con carga eléctrica positiva. ;Y las cargas del mismo signo se repelen! Sería imposible que estuvieran solas y juntas en el núcleo atómico.

- - Experimentalmente se comprobó que, a excepción del hidrógeno, los átomos de algunos elementos eran más "pesados" que la masa indicada por el nú- mero de protones. Por ejemplo. los científicos no entendían por qué la masa del helio era cuatro ve- ces mayor que la del hidrógeno si tenía tan solo el

doble de protones. Más aún, también se comprob: que existen átomos de un mismo elemento con difs- rente masa. ¿Cómo puede explicarse? La respuesta vino de ::

mano de dos notables científicos ingleses: Frederiil Soddy (1877-1956) y James Chadwick (1891-1974 Frederick Soddy llamó isótopos (del griego iso, "igua:. y topos,"lugar") a aquellos átomos delmismo element: químico que tenían distinta masa y que, como veremc enseguida, ocupan el mismo lugar en la tabla periódicr James Chadwick descubrió que esa diferencia de mas: se relacionaba con la presencia en el núcleo atómicr de partículas sin carga eléctrica, y de masa muy si mil^ a la de los protones. Como estas partículas no tenir carga, las llamó neutrones. Entonces, podemos dec:- que son isótopos aquellos átomos del mismo elemer~ to que tienen distinto número de neutrones. Por ejen- plo, en la corteza terrestre existen tres tipos de átomc o isótopos de carbono (figura 1-11): el "C, el 15C y e "C. Si bien los tres tienen seis protones en el núcler difieren enla cantidad de neutrones. El "C tiene seis, i 'T tiene siete y el 14C tiene ocho. De allí la diferencr de masa entre los tres.

. . <i ~ .. Neutrones: 3

Electrones: 3

. 3

.. Protones : 3 -_

Fig. 1-10. Esquema de u n átomo de litio (2, = 3).

Fig. 1-11. Esquema de los isótopos del carbono (2, = 6).

- 7 7 - . ,, ~ . -

~p --- -~ -- - -.

irá el esquema de los isótopos del carbono. ¿ci qué color están representados los protones y Ici

neutrones? - --

Número másico y masa atómica relativa

-%ora que sabés que el núcleo atómico posee protones y neutrones, po- temos definir el número másico (A) como el número total de partículas protones + neutrones) que contiene un núcleo atómico. Entonces, si Z es

2; número de protones y N el de neutrones: A = Z + N

Por ejemplo, el A del carbono es 12, número que equivale a la suma de irotones y neutrones que hay dentro del núcleo. En consecuencia, el nú- ilero de neutrones (N) será igual a la diferencia entre el número másico y e! número atómico (Z).

N = A - Z E1 átomo, entonces, se representa por tres datos fundamentales: el símbolo químico del elemento al que pertenece, el número atómico y el número másico.

--: 2 Hg Esta notación indica que el átomo de mercurio tiene 80 protones y 122

neutrones (202 - 80). En general, en la naturaleza los elementos se presentan como una mez-

c;a de sus isótopos. Por ejemplo, para el magnesio existen tres isótopos que .-e representan así:

Es importante que no confundas el concepto de número másico con el 3 masa de un átomo.

Cuando hablamos de la masa nos referimos a la cantidad de materia i J e un átomo posee. Y, por supuesto, surge un importante problema (que !-a mencionamos). Los átomos son muy, muy pequeños ... no se pueden aislar y, menos aún, medir la masa de uno de ellos.

Por eso, lo que se hace es comparar cuánto mayor es un átomo respecto de otro que se toma como referencia. ¡Y, allá por el 1800, Dalton lo hizo! Constmyó una escala de masas atómicas relativas, y al átomo más pequeño (el hidrógeno) le asignó unvalor arbitrario de 1.

Hace ya mucho tiempo que dejó de usarse esta escala. Ahora, en cam- bio, el patrón de referencia es el "C, el isótopo más estable del carbono. Así, la unidad de masa atómica (u) es la doceava parte de la masa del "C (1,6605 . 10-'.'g), y la masa atómica relativa (Ar) se define como el número que indica cuántas veces mayor que una unidad de masa atómica es la masa de un átomo determinado. Por ejemplo, el hidrógeno tiene masa atómica relativa lu, por lo que la masa atómica relativa del carbono es doce veces la del hidrógeno.

Para entender este concepto consideremos la siguiente analogía: si una frutilla tiene una "masa frutal relativa" 1 u, la 'masa frutal relativa" de una manzana es 12 veces la de la frutilla (figura 1-12).

'roblemas resueltos

Si queremos saber si distintos átomos de un mismo elemento son isótopos entre sí, deberíamos saber si poseen la misma cantidad de protones (Z] o de electrones. Tres átomos tienen los siguientes va- lores de A v N A, = 1 G A: = 17 A, = 18 N , = 8 N,=9 N, = 10 ¿Son isótopos elirre sí? Sabiendo que A = Z + N, deducimos que Z = A - N. Calculamos Z para cada átomo:

Z,=16-8=8 Zi=17-9=8 Z;=18-10=8

Los tres átomos son isótouos entre sí.

7. Calculá el número de proto- nes. electrones y neutrones de los siguientes átomos e indicá cuáles de ellos son isótopos. a) A = 23 :Z= 11 b) A = 4 : Z = 2 C) A = 37: Z = 17 d) A = 35: 2 = 17

8. Representá los siguientes isó- topos e indicá el número de neutrones que posee cada uno. a) A = 4 1 : 2 = 1 9 / A = 3 9 ; ,

Z = 1 9

b) A = 24: Z = 1 2 / A = 25: 2 = 1 2 / A = 2 6 : 2 = 1 2

1 átomo de carbono 12 atomos de hidrógeno

Fig. 1.12. Comparación entre la niara relativa de una manzana v la del carbono con respecto a la masa relativa de la frutilla y la del hidrógeno.

El modelo mecánico-cuántico

El modelo de Bohr promovió las investigaciones de otros aentllicos. Er

Fig. 1-13. hlodelo atómico actual: se advierten zonas donde es posible encontrar los electrones.

Fig. 1-14. Tabla de orden creciente de , , N energía de los subniveles. 1

-~

~ .

9. El átomo de bromo tiene 35 electrones. Escribí en la car- peta la distribución electróni- ca del bromo e indicá cuántos electrones entran en cada ni- vel de energía.

10. Estos átomos presentan la siguiente configuración elec- trónica. Indicá la cantidad de electrones que posee y cuán- tos entran en cada nivel de energía. a) ls2 2s2

b) l S 2 2S2 2p6 35' 3p5 C) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3dI0 '

. . . ~ .

d- 18

1927, elkancés Louis de Broglie (1892-1987), el austríaco Erwin Schrodinger (1887-1961) y el alemán Wemer Heisenberg (1901-1976) realizaroninvesti- - gaciones que llevaron a postular lo que conocemos como modelo atómico actual o modelo mecánico-cnántico. Según este modelo, los electrones nc se distribuyen en órbitas definidas, sino en zonas del espacio denominadas or- bitales atómicos, donde la probabilidad de encontrar los electrones es m&- ma. Esto es así porque no es posible me& al mismo tiempo la velocidad y l; posición de un electrón. Entonces, los electrones no tienen trayectorias fijas alrededor del núcleo, sino que lo "envuelven" formando una nube difusa de carga negativa.

Configuración electrónica Ala luz del modelo de Bohr y con los aportes de Schrodinwr, De Bro-

A u . glie y Heisenberg surgieron varias preguntas, entre ellas: ¿cuántos nivele de energía puede tener un átomo?, ¿qué niveles ocupan primero los elec- - - . .

trones: los más cercanos al núcleo o los más alejados? Vayamos por partes. Para empezar, debemos decir que cada nivel de energía o nivelprinci-

pal se denomina con un número (n). Cada nivel de energia (1,2,3,4, etc.' es la región de la nube electrónica donde se encuentran los electrones cor valores similares de energia. Cuanto más lejos del núcleo se ubiquen, más energía tendrán, como se observa en la ilustración de la izquierda (figun 1-13). Puede haber hasta siete niveles de energía.

A su vez, cada nivel principal de energía contiene n subniveles que se designan con las letras S, p, d, f. El primer nivel está conformado por un 6ni- co subnivel denominado 1s (donde 1 corresponde al número de subnivel r s al tipo) . El segundo nivel tiene dos subniveles: 2s y 2 p. El tercero posee tres: 3s, 3p y 3d; el cuatro, cuatro: 4s, 4p, 4d y 4f. I Cada uno de estos subniveies puede alojar una cantidad máxima de elec- , trones. Cualquier subnivel S puede contener hasta 2 electrones; el p, hastz 1 seis electrones; el d, hasta diez electrones y el f, hasta catorce electrones.

La distribución particular de los electrones en los distintos niveles 7 subniveles determina la conUgoración electrónica del átomo. No es aza- rosa, sino que los niveles y subniveies se se "llenan" en orden creciente de energía (figura 1-14). Para el átomo de magnesia, por ejemplo, que cuentc con doce electrones, la configuración electrónica será:

1

Para átomos con más de dieciocho electrones, el orden teórico de lle- i nado de los niveles y subniveles ocurre de acuerdo con el esquema conoci- do como regla de las diagonales. Por ejemplo, la configuración electrónie para el cobre (que tiene 29 electrones) es:

1s' 2s2 2p6 3s' 3p6 4s' 3d9

La estructura fundamental del átomo , .Ln pnrtintln qrtc jn/tn? 1

;Sabias que el átomo está formado por particulas aún más pequeñas que / 1 Los físicos siguen buscando uno 1 los protones, los electrones y los neutrones?

Como viste, cada paso que se fue dando en el estudio de la estructu- ra de la materia requirió experimentos complejos que involucraron en su mayoría el uso de energía, por ejemplo, para que Thomson descubriera el electrón bastó con que aplicara unos pocos voltios en un tubo de descarga de gases. Sin embargo, para el descubrimiento del núcleo y las particulas que lo forman (protones y neutrones) se aprovechó la gran cantidad de energía producida por las sustancias radiactivas naturales.

Para avanzar en el estudio de la estructura interna de los protones y los neu- trones fue necesario construir enormes dispositivos llamados aceleradores de partículas. Estos son mecanismos que aceleran las partículas a altas velocida- des de modo que al hacerlas colisionar con otras partículas (figura 1-15) pro- vocan su rotura. De este modo se obtienen, si existieran, las particulas que las forman. Luego, mediante detectores especiales se puede reconocer su presen- cia. Por supuesto, los avances tecnológicos lo hicieronposible (figura 1-16).

partícula subatdmica llamada "la partí-

cula de Dios". Su exidenc;a fuepropues-

ta por primera vez en 7964 por Peter

Higgs, un físico de la Universidad de

Edimburgo, Escocia, y es la pieza que le

falta al modelo estóndar de la física de

partículas, pues podría explicar cómo

las restantes partículas subotómicas ad-

quieren su masa. Este modelo es una

teoría que intento describir toda la mo-

teria y todas losfuerzas existentes en el

Universo. La portículo de Higgs comple-

taría lo colección de todos los tipos de

portículos fundamentales requeridas

por el modelo.

Leptones, quarks y gluones z m

Hoy se sabe que todos los átomos de toda la materia que se conoce es- ii

tán formados por vanas particulas fundamentales, los leptones (electrones y neutrinos, entre otros) y los quarks, que no pueden descomponerse en otras partículas (* EL DETALLE). ¿Pero cuán pequeños son los quarks? Para que tengas una idea, y retomando lo explicado en la página 61, la unidad de medida utilizada a nivel nuclear y subnudear es el fermi, también Ila- mado femtómetro, que equivale a la cienmilésima parte de un angstrom. ¡Muy ... pero muy pequeño!

La unión de varios quarks forma los neutrones y los protones, como se demostró gracias a los aceleradores de partículas entre 1964 y 1974. Se Fig. 1-15. Gran Colisionador de Hadrones,

conocen seis tipos de quarks: u, d, S, c, b y t. Cada uno de estos símbol~s ~"celerador de partículas ubicado en la Organización Europea para la corresponde a un nombre en inglés que ha sido elegido en forma arbitraria

Nuclear (Conseil Europeen y con el objetivo de recordarlos fácilmente (figura 1-17). pour la Recherche Nucleaire, CERN).

Hoy se sabe que un protón está formado por un quark u y un quark d, mientras que un neutrón tiene un quarku y dos quarks d.

Por otra parte, no podemos dejar de mencionar que exiitenpartículas como a los gluones, responsables de las fuerzas que mantienen unidos, por ejem- e plo, los quarks que forman protones y neutrones o los pmtones en el núcleo. Estas partículas actúan como una especie de "pegamento" entre parh'culas.

Fig. 1-16. Estas trazas fueron producidas por partículas elementales en una cámara

Fig. 1-17. Nomenclatura de los seis quarks. de burbujas del CERN. ,