Introducción a la ciencia. Una guía para todos (o casi) (7 page)

No había ningún modo de explicar este hecho mediante el modelo de pastel de guindas que se había realizado para el átomo. Según este modelo, los átomos estarían apretados unos junto a otros en la lámina de oro, con una distribución uniforme de la densidad por toda la lámina. Las partículas alfa tendrían que disminuir su velocidad al pasar a través de las apretadas hileras de átomos —como una bala de rifle que frena su velocidad si se dispara a través de un depósito de agua—, pero no debería haber ningún tipo de zonas duras donde las partículas alfa pudieran rebotar. Por lo tanto, Rutherford tuvo que realizar otro modelo de átomo mejor, uno que concordara con los experimentos. Lo anunció en 1911 y se trataba del modelo que se estudia hoy en la escuela.

En el modelo del átomo de Rutherford, casi toda su masa está concentrada en un diminuto núcleo central, que tiene carga positiva, y alrededor de este núcleo describen sus órbitas los electrones, cargados negativamente, de una manera algo parecida (en una aproximación muy burda) al modo en que los planetas describen sus órbitas alrededor del Sol. Además, del mismo modo que la mayor parte del sistema solar es espacio vacío, también lo es la mayor parte del volumen que ocupa un átomo. La mayoría de las partículas alfa disparadas contra cualquier objeto «sólido» pasan alrededor del núcleo, a través de las nubes de electrones, casi sin ser obstaculizadas; pero, ocasionalmente, una partícula alfa puede chocar de frente contra un núcleo y ser desviada.

A partir de la frecuencia con que se producen esas desviaciones, Rutherford pudo averiguar el tamaño del núcleo en comparación con el tamaño del átomo. Un átomo tiene un diámetro de aproximadamente 10
^-8
cm; pero el diámetro del núcleo es sólo 10
^-13
cm. Es una cienmilésima del diámetro de todo el átomo, equivalente al tamaño de una cabeza de alfiler comparada con la cúpula de la catedral de San Pablo en Londres. Puesto que el volumen es proporcional al cubo del radio (o del diámetro), esto significa que la proporción entre la materia sólida y el espacio vacío en un átomo no es de 10
^-5
, sino de 10
^-15
. Solamente una milésima de una billonésima de átomo es núcleo sólido. Así pues, dado que todo lo que existe en la Tierra está hecho de átomos, eso significa que nuestro propio cuerpo, y la silla en la que nos sentamos, están constituidos por mil billones de veces más espacio vacío que materia sólida. La única razón por la cual nuestro propio cuerpo, y la silla en la que está sentado, parecen sólidos e impenetrables es que esos diminutos puntos de materia se mantienen juntos por el efecto de fuerzas eléctricas que operan entre las partículas cargadas, es decir, los núcleos y los electrones.

Uniendo todo esto, tenemos un modelo de átomo que funciona muy bien, dentro de ciertos límites. En 1919 Rutherford había descubierto que a veces, cuando una partícula alfa acelerada choca contra un núcleo de nitrógeno, éste cambia convirtiéndose en un núcleo de oxígeno y se emite un núcleo de hidrógeno. Esto sugería la idea de que los núcleos de los átomos contienen partículas equivalentes a núcleos de hidrógeno, y hubo otros experimentos que lo confirmaban. A estas partículas se les bautizó con el nombre de protones. Como cada protón tiene una carga positiva exactamente igual en magnitud a la carga negativa de un electrón y los átomos son en conjunto eléctricamente neutros, resulta que, con el fin de que las cargas se equilibren, todos los átomos tienen un número de protones en su núcleo igual al número de electrones que hay en la nube exterior al núcleo. Por primera vez llegó a ser posible explicar la química en términos de la estructura interna del átomo (véase el capítulo 4).

Sin embargo, quedaba sin resolver una cuestión obvia en relación con el modelo de Rutherford y era cómo toda la carga positiva del núcleo podía permanecer allí sin separarse (repeliéndose las partículas entre sí); al menos, en el modelo del pastel de guindas las cargas positivas y negativas estaban mezcladas y podían mantenerse unas con otras en su sitio. La respuesta evidente era que podría haber algún tipo de partículas neutras en el núcleo que actuara como una especie de lastre para mantener unida a la materia positiva. Estas partículas, llamadas neutrones, no fueron identificadas hasta 1932.

Además de contribuir a mantener unida la materia de los núcleos, la presencia de los neutrones en dichos núcleos explicaba la existencia de isótopos. Los neutrones tienen una masa casi igual a la de los protones, por lo que realizan una gran contribución al peso del átomo. El comportamiento químico de un elemento depende casi por completo, como veremos en el capítulo 4, del número de electrones asociados con cada átomo de este elemento. Dicho número de electrones es igual al número de protones que hay en el núcleo. Sin embargo, el peso atómico de un elemento depende de la combinación del número de protones y de neutrones (su suma) que hay en cada núcleo, por lo que los átomos de diferentes isótopos, si tienen distinto número de neutrones en sus núcleos, pero el mismo número de protones, pueden tener pesos diferentes, aunque sus propiedades químicas sean las mismas.

La radiación beta se produce cuando un núcleo emite un electrón, con lo que se gana una unidad de carga positiva en este proceso. Entrando en más detalles, podemos decir que uno de los neutrones del núcleo ha emitido un electrón, transformándose él mismo en un protón (éste es el proceso que se conoce como desintegración beta). Debido a que esto aumenta el número de protones del núcleo, éste cambia convirtiéndose en el núcleo de otro elemento. De manera similar, en la desintegración alfa un núcleo inestable emite un paquete de dos protones y dos neutrones, todo ello junto formando una partícula alfa. Una vez más, el núcleo que queda se ha transformado así en un núcleo de otro elemento.

Incluso con la presencia de neutrones para mantener unidas las componentes del núcleo, sigue habiendo mucha cantidad de carga positiva que intenta romper y separar dicho núcleo. En consecuencia, los físicos eran conscientes de que tenía que haber un tipo de fuerza hasta entonces desconocida, pero conocida ya actualmente como fuerza nuclear, que mantuviera unido todo lo que hay en el núcleo. La potente fuerza nuclear es bastante diferente de las dos fuerzas que percibimos en el entorno cotidiano: la gravedad y el electromagnetismo. Ambas son unas fuerzas de largo alcance —cualquiera que haya jugado con un imán sabe cómo su fuerza parece prolongarse a través del espacio y las puertas cerradas hasta actuar sobre un trozo de metal situado en las proximidades—, mientras que la gravedad desde la Tierra consigue mantener a la Luna en su órbita (¡y también más allá!). Pero la potente fuerza nuclear sólo tiene un alcance muy corto. Se trata de una fuerza de atracción que opera tanto en los neutrones como en los protones, empujándolos unos hacia otros. A distancias muy cortas (del orden del volumen de un núcleo) es casi cien veces más fuerte que la fuerza eléctrica, por lo que supera la repulsión entre los protones cargados positivamente. Pero, a diferencia de la fuerza eléctrica, la fuerza nuclear reduce su efecto rápidamente con la distancia.

Los protones y los neutrones (que colectivamente se suelen denominar nucleones) sólo sienten esta fuerza si se encuentran prácticamente en contacto unos con otros. Así, por ejemplo, si (por cualquier razón) una partícula alfa cargada positivamente consigue alejarse un poco del núcleo, la poderosa fuerza nuclear efectivamente desaparece y la partícula es repelida por la carga positiva de lo que queda del núcleo. Se puede hacer una analogía con un muelle rígido que apretamos entre las manos, comprimiéndolo y venciendo la fuerza que intenta hacer que se expanda; en cuanto lo soltamos, el muelle salta con toda su fuerza. En el próximo capítulo tendremos más cosas que decir sobre las fuerzas de la naturaleza. Sin embargo, vale la pena mencionar de paso que también se considera que la desintegración beta está causada por una fuerza, que se llama interacción nuclear débil.

La imagen que empezó a surgir a partir de los trabajos de Rutherford era la de un núcleo diminuto y con carga positiva rodeado de electrones que se movían «en órbitas» alrededor de él. Hubo que esperar hasta la década de 1930 para llegar a identificar el neutrón como partícula individual y a estudiar sus propiedades, pero en el lenguaje actual se puede decir que un átomo de hidrógeno corriente se compone de un único protón y un único electrón que describe una órbita a su alrededor. Existe un isótopo del hidrógeno, llamado deuterio o hidrógeno pesado, en el que cada núcleo contiene un protón y un neutrón, pero la parte exterior de este átomo sigue teniendo únicamente un solo electrón. El siguiente elemento es el helio, que tiene dos protones en su núcleo. Sin un neutrón que los mantuviera unidos, la fuerza nuclear no sería efectiva y los dos protones por sí mismos se repelerían mutuamente debido a la carga positiva de cada uno de ellos. Así pues, incluso el átomo más sencillo de helio tiene dos protones y un neutrón en su núcleo, y dos electrones en el exterior de éste. Se le conoce, por razones obvias, como helio-3. La forma más común del helio (helio-4) tiene en realidad dos protones y dos neutrones en su núcleo, y cuenta con dos electrones en el exterior. El núcleo del helio-4 es lo mismo que una partícula alfa y se trata de una configuración especialmente estable.

Así se construyen los elementos. El isótopo más común del carbono, el carbono-12, tiene seis neutrones y seis protones en su núcleo, y seis electrones fuera de él. Gracias a esta agradable simetría, y porque resulta más fácil trabajar con el carbono que con el helio, los pesos atómicos se definen actualmente de tal forma que el peso del carbono-12 sea exactamente igual a 12; sin embargo, cualquiera que no esté preocupado por la precisión en los detalles puede seguir pensando que los pesos atómicos se miden en unidades de tal forma que el hidrógeno tiene una masa igual a la unidad. La diferencia es pequeña, pero real, porque un átomo de hidrógeno común sólo tiene en su núcleo un protón y ningún neutrón, siendo las masas de los protones y los neutrones ligeramente diferentes unas de otras.

En los elementos que son sucesivamente más pesados, existe una tendencia a tener más neutrones que protones en el núcleo, porque necesitan mantener unida una cantidad de carga positiva que es cada vez mayor. El hierro-56, por ejemplo, tiene 26 protones y 30 neutrones en su núcleo, mientras que el uranio-238 tiene 92 protones, pero nada menos que 146 neutrones en cada núcleo. En efecto, al llegar al uranio el núcleo se está haciendo tan grande, con tanta carga positiva en él, que la potente fuerza nuclear apenas es suficiente para mantener unido el núcleo, incluso con el pegamento extra que aportan los neutrones. Cada nucleón sólo nota el efecto de la fuerza nuclear de atracción proveniente de sus vecinos inmediatos, pero cada protón siente la fuerza eléctrica de repulsión de los otros 91 protones que hay en el núcleo, razón por la cual el número de los elementos que existen de forma natural sólo llega hasta 92. Los físicos pueden fabricar núcleos más pesados en los aceleradores de partículas, pero estos núcleos son inestables y se rompen por sí solos en poco tiempo.

Sin embargo, toda esta discusión es sobre los núcleos de los elementos. Pero queda pendiente un gran enigma en relación con el modelo atómico de Rutherford, un enigma que se aclaró incluso antes de que se supiera de la existencia de los neutrones en el núcleo. ¿Cómo podían todos los electrones (o simplemente el único electrón del átomo de hidrógeno) mantenerse en órbita alrededor del núcleo?

El problema es que cuando una carga eléctrica es acelerada irradia energía, una radiación electromagnética, que es como la luz. Como ya mencionamos en el capítulo 1, incluso un movimiento circular a velocidad constante tiene una aceleración, porque la dirección de la partícula que gira está cambiando constantemente. Es este tipo de aceleración la que nos lanza hacia un lado cuando vamos en un coche que toma una curva a gran velocidad. Los experimentos realizados en el laboratorio confirman que, si se hace que una carga eléctrica gire en círculo, ésta irradia energía. Pero recordemos la ley de la conservación de la energía. Si un electrón irradia energía al recorrer una órbita dentro de un átomo, debe perder energía. La única fuente de energía que tiene para seguir moviéndose es la energía cinética que le mantiene en su órbita alrededor del núcleo. Por lo tanto, un electrón que describe una órbita alrededor de un núcleo debe irradiar energía y caer hacia abajo, describiendo espirales hasta que cae en el propio núcleo. Según las leyes de la física, tal como se entendían a principios del siglo
XX
(en lo que habitualmente recibe el nombre de física «clásica»), todo átomo debería colapsarse en un instante, dejando sólo una ráfaga de radiación.

La única forma de resolver este problema era invocar un nuevo tipo de física, una nueva clase de modelo para el átomo. Como siempre, sin embargo, esto no significa que se tenga que abandonar el viejo modelo. Debe suceder algo diferente a escala atómica que impida que los átomos se destruyan de esta manera; no obstante, la física clásica sigue siendo una descripción perfectamente válida de lo que le ocurre a una carga eléctrica a la que se le hace girar en el laboratorio.

La persona que dio el paso crucial hacia adelante para encontrar el modo de estabilizar el átomo de Rutherford fue Niels Bohr, un físico danés que trabajó durante un tiempo con Rutherford en Inglaterra. Introdujo el concepto de cuanto en la física atómica.

El modelo de Bohr para el átomo fue publicado en 1913, después de su retorno a Dinamarca. Este modelo era una descarada mezcla de ideas clásicas (sobre todo el concepto de órbita) y de las nuevas ideas cuánticas, con la gran ventaja de que funcionaba. Además, no sólo aportaba una explicación sobre la razón por la cual los electrones no se caen en el núcleo, sino que también explicaba la pauta de las líneas producidas por cada elemento y observadas en el espectro luminoso; en particular, la pauta asociada con el hidrógeno, el elemento más sencillo que existe. Todo esto se explicó más tarde, en la década de los años veinte, con detalles aún más satisfactorios aportados a través de una descripción completa de los átomos y de la radiación en términos de mecánica cuántica. Sin embargo, el modelo de Bohr resulta tan fácil de entender que es el que la mayoría de nosotros aprendió en la escuela.

La idea básica de la física cuántica se remonta a los trabajos de Max Planck, que fueron hechos públicos por él mismo en Berlín en 1900, aunque se tardó mucho tiempo en profundizar en todas sus implicaciones.