Los gases nobles



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Isótopos


Pero el misterio del peso atómico permanecía. ¿Por qué el peso atómico asciende con el número atómico, pero no uniformemente? ¿Por qué el peso atómico incluso se invierte a sí mismo, en algunos casos, de manera que el número atómico pueda elevarse mientras que el peso atómico desciende?

Las respuestas surgieron del estudio de la radiactividad. El uranio y el torio, al descomponerse, producían tantos diferentes elementos hijos que, simplemente, no había espacio para todos ellos en la tabla periódica, si se efectuaba un intento de designar un lugar por separado a cada elemento hijo.

Entonces se les ocurrió a varios científicos, entre ellos el químico inglés Frederick Soddy (1877-1956), quien habitualmente recibe la mayor parte del mérito del descubrimiento, que era posible que más de un elemento ocupara el mismo lugar en la tabla periódica. En 1910, Soddy subrayó este punto con algún detalle, sugiriendo que un elemento particular puede aparecer en un cierto número de variedades, cada uno con diferentes propiedades radiactivas. No obstante, todas esas variedades de un elemento particular tendrían idénticas propiedades químicas y todas ellas encajarían en el mismo lugar en la tabla periódica. Tales variedades de un elemento particular las llamó finalmente isótopos, de las palabras griegas isos, igual, y topos, lugar. Como ejemplo particularmente acertado, Soddy señaló el radón, torón y actinio, que, con toda evidencia, eran tres variedades de un elemento. Poseían idénticas propiedades químicas que un gas noble, pero diferían en algunas propiedades radiactivas, como el período de semidesintegración.

Podía parecer que la radiactividad era una propiedad tan especial y peculiar que podía ser aceptada la existencia de diferentes variedades entre los átomos radiactivos. Pero, indudablemente, entre los acreditados elementos estables (los que no eran radiactivos) cabía adherirse a la tradicional noción química que determinaba que todos los átomos de un elemento particular eran iguales; que los átomos estables no podían ser divididos en diferentes isótopos.

Esta opinión resultó ser completamente equivocada, como fue pronto demostrado por el físico inglés Joseph John Thomson (1856-1940) en sus investigaciones sobre el gas noble neón, en 1912.

Thomson trabajó con átomos de los cuales algunos de los electrones habían sido suprimidos por la energía de una descarga eléctrica. Lo que quedaba del átomo llevaba una neta carga eléctrica positiva, ya que no había ahora suficientes electrones para neutralizar toda la carga eléctrica positiva del núcleo. Este residuo atómico cargado positivamente se denomina ion positivo.

El símbolo químico3 para el neón es Ne, de modo que si un electrón es desplazado de un átomo dando una carga positiva de +1, el símbolo para el ion se convierte en Ne+. Si son suprimidos dos electrones entonces habrá dos unidades positivas de carga nuclear desequilibradas, en cuyo caso se habla de Ne++. El átomo corriente de neón, con toda su carga nuclear exactamente equilibrada por los electrones, es un átomo neutro, y puede ser representado mediante Ne0, o, simplemente, Ne.

Puesto que un ion está cargado eléctricamente, se comporta de modo distinto a un átomo neutro. Un ion, por ejemplo, es atraído o repelido por otras cargas eléctricas o por polos magnéticos, mientras que un átomo neutro permanece indiferente en uno y otro caso. Thomson dirigió un haz de iones a través de un campo magnético. Respondiendo a este campo, los iones siguieron una trayectoria curva, y, casualmente, chocaron con un trozo de película fotográfica. Cuando se reveló la película, una franja oscura indicaba dónde habían chocado los iones.

La magnitud de la curva de la trayectoria seguida por los iones dependía, en parte, del tamaño de la carga eléctrica en los iones y, en parte, del peso atómico de dichos iones. Thomson sabía que todos los iones llevaban la misma carga eléctrica y dio por supuesto que todos los átomos de neón tenían el mismo peso atómico.

(Se había aceptado durante más de un siglo que todos los átomos de un elemento particular tenían el mismo pesó atómico).

Por consiguiente, Thomson estaba seguro de que todos los iones de neón seguirían la misma trayectoria curva y formarían una sola franja en la película. Obtuvo dicha franja, pero cerca de ella encontró una segunda franja, mucho más tenue. Por las posiciones, calculó que la franja más destacada era producida por iones con un peso atómico aproximadamente de 20, mientras la franja más tenue era producida por iones con un peso atómico próximo a 22.

El resultado fue comprobado cierto número de veces. Después de sopesar cuidadosamente las posibilidades alternativas, Thomson se vio obligado a extraer la conclusión de que existían en realidad dos variedades de neón: una, de peso atómico 20, y otra, de 22. Podían ser denominadas neón-20 y neón-22, o bien, en símbolos químicos, Ne20 y Ne22. Por la relativa prominencia de las franjas, podía calcularse que el neón estaba formado de las dos variedades en la proporción aproximada de un 90% de neón-20 y un 10% de neón-22.

El promedio de peso de los átomos en cualquier muestra formada por una mezcla del 90% con un peso de 20 y 10% con un peso de 22, es 20,2, y éste, realmente, es el peso atómico del neón. Entonces este peso atómico no es el peso de cada uno de los supuestamente idénticos átomos del neón, sino tan sólo el peso promedio de una mezcla compuesta de dos diferentes clases de neón (Más tarde, fueron localizadas cantidades muy pequeñas de una tercera variedad, neón-21, pero no resultaron suficientes como para afectar el peso promedio en una cifra significativa).

En consecuencia, el neón constaba de isótopos de diferentes pesos atómicos, el peso atómico de un isótopo individual habitualmente se conoce como su número másico. Los diversos isótopos eran todos neón, porque todos los átomos de neón, tanto el neón-20, como neón-21, o neón-22, llevaban una carga nuclear de +10 y es esta carga la que forma de un átomo un átomo de neón.

El ayudante de Thomson, el químico inglés Francis William Aston (1877-1945), mejoró el aparato empleado para seleccionar iones de diferente peso atómico. El aparato de Aston, construido por vez primera en 1919, era conocido como espectrógrafo de masas, y durante la década de los veinte, iones de diversos elementos fueron clasificados en isótopos.

De los 81 elementos estables, no menos de 61 están integrados por dos o más isótopos estables. Dentro de éstos 61 se hallan los cinco gases nobles estables. Los isótopos de estos gases son presentados en las tablas 12 y 13.



Tabla 12. Isótopos estables del Helio, Neón y Argón

Gas noble

Isótopo

Símbolo

Contenido de Gas
(porcentaje)


Helio
(peso atómico = 4,0)

Helio-3
Helio-4

He3
He4

0,0001
99,9999

Neón
(peso atómico = 20,2)

Neón-20
Neón-21
Neón-22

Ne20
Ne21
Ne22

90,92
0,26
8,34

Argón
(peso atómico = 40,0)

Argón-36
Argón-38
Argón-40

Ar36
Ar38
Ar40

0,34
0,06
99,60

Como puede verse, hay 23 isótopos estables de gas noble. El xenón, con 9 isótopos estables, casi bate una marca a este respecto. Es aventajado solamente por el estaño, que tiene 10 isótopos estables.

Durante y desde la década de los treinta, los científicos han formado diversos isótopos radiactivos (casi un total de 1.300) de todos los diferentes elementos, incluidos los gases, nobles. Estos isótopos radiactivos no se encuentran en la Tierra, ya que si alguno fue formado en cualquier momento del pasado, su tasa de descomposición es tan rápida que ya no existiría.

Si consideramos únicamente los gases nobles, los de típicamente half-life (vida media = período de semidesintegración de una sustancia radiactiva) son los siguientes: xenón-127, 36 días; criptón-87, 78 minutos; argón-37, 34,1 días; neón-24, 3,38 minutos, y helio-6, 0,82 de segundo.


Tabla 13. Isótopos estables del Criptón y Xenón

Gas noble

Isótopo

Símbolo

Contenido de Gas
(porcentaje)


Criptón
(peso atómico = 83,8)

Criptón-78
Criptón-80
Criptón-82
Criptón-83
Criptón-84
Criptón-86

Kr78
Kr80
Kr82
Kr83
Kr84
Kr86

0,35
2,27
11,56
11,55
56,90
17,37

Xenón
(peso atómico = 131,3)

Xenón-124
Xenón-126
Xenón-128
Xenón-129
Xenón-130
Xenón-131
Xenón-132
Xenón-134
Xenón-136

Xe124
Xe126
Xe128
Xe129
Xe130
Xe131
Xe132
Xe134
Xe136

0,09
0,09
1,92
26,44
4,08
21,18
26,89
10,44
8,87

El de más larga vida de todos los isótopos radiactivos conocidos de los gases nobles es el argón-39, con una vida media de aproximadamente 260 años, y el criptón-81, con una vida media de cerca de 210.000 años. Una vida media de 210.000 años es verdaderamente larga, y si fuese integrada una cantidad adecuada de criptón-81, podría contarse con que permanecería durante muy largo tiempo. Su disminución en cantidad sobre la duración máxima de vida de un simple individuo resultaría insignificante. No obstante, incluso una vida media de 210.000 años es insuficiente para mantener la existencia de un isótopo con relación al amplio tiempo de miles de millones de años de duración de vida del planeta Tierra. Si cualquier criptón-81 fue formado en épocas remotas, se habría extinguido ya actualmente.

Una manera en que incluso un isótopo de corta vida radiactiva puede continuar existiendo (por lo menos en pequeños indicios), consiste en que sea producido sin cesar a través de la descomposición de un átomo más complicado, pero de larga vida.

De este modo, el uranio se compone de dos isótopos: uranio-238 y uranio-235, cada uno de los cuales tiene larga vida. En el curso de su lenta descomposición radiactiva, cada uno está produciendo continuamente un diferente isótopo de radón. El torio consiste en un solo isótopo de larga vida, el torio-232, y que, al descomponerse, también produce un isótopo de radón, que difiere de los dos producidos por el uranio.


Tabla 14. Isótopos que se encuentran naturalmente en el Radón

Isótopo

Símbolo

Denominaciones opcionales

Vida media

Radón-219

Rn219

Emanación de actino;
Actinón

3,92 segundos

Radón-220

Rn220

Emanación de torio;
Torón

52 segundos

Radón-222

Rn222

Emanación de radio;
Radón

3,825 días

Por tanto, el radón se encuentra en la Naturaleza aun cuando no posea isótopos estables. Los isótopos naturalmente presentes en el radón aparecen expuestos en la tabla 14. Otros isótopos radiactivos de Radón pueden ser formados en el laboratorio, pero no existen en la Naturaleza en proporciones que puedan medirse.

De todos los isótopos del radón, el radón-222 (la original emanación de radio) posee la vida media más larga (por corta que sea). En consecuencia, integra virtualmente todos los minúsculos indicios de este elemento que puedan ser hallados en la Tierra.




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