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1.- Composición del núcleo. Isótopos

 

- Experiencia y modelo atómico de  Rutherford

  - Partículas atómicas fundamentales
  - Conceptos
  - Proporciones isotópicas en la naturaleza
  - Unidad de masa atómica
  - Problema: 1 u.m.a.

2.- Estabilidad de los núcleos. Energía de enlace

3.- Radiactividad

4.- Reacciones nucleares

 

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ELEMENTOS BÁSICOS DE FÍSICA NUCLEAR

 
   

El inicio de la física nuclear se puede establecer en 1896 con el descubrimiento de la radiactividad por parte de Henri Becquerel.

Becquerel estudiaba por entonces la luz emitida por algunas sustancias, llamada fluorescencia. Una de estas sustancias fluorescentes es el sulfato de potasio y uranilo: UO2KSO4. La fluorescencia es la propiedad de una sustancia para emitir luz cuando es expuesta a radiaciones del tipo ultravioleta, rayos catódicos o rayos X. Las radiaciones absorbidas (invisibles al ojo humano), son transformadas en luz visible, o sea, de una longitud de onda mayor a la incidente. Un día que estaba nublado no permitía a Becquerel exponer el sulfato de potasio y uranilo a las radiaciones del Sol así que las guardó en un cajón en el que también tenía unas placas fotográficas sin velar (protegidas con un grueso papel negro para que no se velaran al darles la luz). Días más tarde comprobó que la película fotográfica de estas placas estaba velada cuando “en teoría” no había sido expuesta a ningún tipo de luz. Becquerel pensó que la sal de uranilo emitía algún tipo de radiación invisible capaz de velar la placa fotográfica. A partir de este descubrimiento casual comprobó que otros compuestos de uranio también velaban las placas fotográficas, llamando a esa radiación invisible radiactividad.

Dos años más tarde Pierre y Marie Curie descubrieron otros dos elementos nuevos en la tabla periódica, el polonio y el radio, ambos radiactivos.

La física nuclear estudia el comportamiento de los núcleos atómicos.

 
 

1.- Composición del núcleo. Isótopos

El átomo es básicamente vacío tal como descubrió E. Rutherford en 1911 a partir de su famosa experiencia (esquematizada en la figura siguiente).

El polonio es una fuente radiactiva de partículas α (partículas cargadas positivamente).El haz de partículas se hace incidir sobre una fina lámina de oro de forma que se observa que la mayoría de ellas atraviesa dicha lámina y son detectadas en una pantalla de sulfuro de zinc en forma de un centelleo en el momento en que una partícula incide sobre dicha pantalla. No obstante Rutherford observó que algunas partículas eran desviadas y que incluso algunas salían rebotadas de la lámina de oro.

A partir de esta experiencia Rutherford estableció junto a sus colaboradores (Geiger y Mariden) su conocido modelo atómico. Este modelo permitía explicar los resultados del experimento tal como se muestra en la figura adjunta. Las flechas negras indican la trayectoria de las partículas α: el primer caso se trataría del modelo atómico anterior de Thomson, el segundo caso es el modelo de Rutherford.

Actualmente sabemos que el núcleo atómico contiene dos tipos de partículas, los protones (de carga positiva e igual en valor, cada uno a la carga elemental del electrón) y los neutrones, sin carga y de masa aproximadamente igual a la de los protones aunque un poco superior. Los neutrones no fueron descubiertos realmente hasta 1932 aunque su existencia se sospechaba con anterioridad.

 

Las características básicas de las tres partículas atómicas fundamentales son:

Partícula

Masa (kg)

Masa (u.m.a.)

Carga (C)

Ubicación

Protón

1’6726 · 10-27

1’0073

1’6 · 10-19

Núcleo

Neutrón

1’675 · 10-27

1’0087

0

Núcleo

Electrón

9’1 · 10-31

0’00055

1’6 · 10-19

Corteza

 
 
          Conceptos necesarios

La masa del electrón es 1836 veces menor a la del protón. En general se llaman nucleones a las partículas que hay en el núcleo (protones o neutrones), y núclido a cada especie nuclear de un elemento químico. El número atómico (Z) es el número de protones que hay en el núcleo, coincide con el número de electrones de la periferia para el átomo neutro y es el que define al elemento químico como tal. A la suma del número de protones (Z) y del número de neutrones (N) de un núcleo se le llama número másico (A):

A = Z + N

Para simbolizar un átomo, por ejemplo el elemento general X, se sigue el siguiente criterio en cuanto a la disposición de estos números:

por ejemplo:

Normalmente el número atómico se suele obviar.

Isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen distinto número de neutrones. Los más “famosos” entre ellos tienen nombre específico: son los isótopos del hidrógeno,

Hidrógeno (un único protón y un electrón)

Deuterio (también “D”)

Tritio (también “T”)

 

Los demás isótopos no tienen un nombre establecido. Para nombrarlos se hace mención al número másico correspondiente. Por ejemplo, el carbono tiene tres isótopos, el carbono-12, el carbono-13 y el carbono-14, éste último radiactivo:

 
 

Proporciones isotópicas en la naturaleza

En una sustancia pura hay siempre varios isótopos (la mayoría estables y, en algunos casos, alguno radiactivo). Por ejemplo, si tenemos un kilogramo del elemento cloro sabemos que estará formado por átomos de dicho elemento del que existen dos isótopos: el cloro-35 y el cloro-37. La proporción de cada uno determina el peso atómico que aparece en la tabla periódica ya que este es en realidad el peso atómico medio de los diferentes isótopos naturales que lo forman. Si el 50% de todo el cloro fuera cloro-35 y el otro 50% fuera cloro-37, el peso atómico del cloro sería 36 u.m.a., pero resulta que es en realidad 35’45 u.m.a., es decir, hay una mayoría de cloro-35 frente a cloro-37. Para conocer dicha proporción exacta debemos resolver la ecuación:

donde  x es el tanto por uno de cloro-35 y 1-x es el tanto por uno de cloro 37. Si resolvemos obtendremos que x = 0’754, es decir, hay un 75’4% de cloro-35 y un 24’6% de cloro-37.

Este procedimiento de cálculo es similar para otros elementos aunque se complicará un poco la ecuación si en la naturaleza son posibles más de dos isótopos para un elemento. Habría que recurrir a sistemas de ecuaciones.

 
   

Unidad de masa atómica

Se ha utilizado ya en estos apuntes la unidad de masa atómica, u.m.a. o simplemente “u”, para designar la masa de un átomo. Dado que la masa de los electrones es despreciable, la masa de un átomo es en realidad la masa de su núcleo. Pero como esta masa en kilogramos es muy pequeña, se utiliza la u.m.a.

Actualmente (no siempre ha sido así) se ha consensuado que la unidad e masa atómica sea la doceava parte de la masa del isótopo carbono-12. En base a esta unidad decidida están expresados los pesos atómicos que aparecen en la tabla periódica (mejor debería ser “masas atómicas” aunque en estos apuntes se utilizarán los dos nombres indistintamente).

 
 

 Problema:

Calcular la energía que corresponde a 1 u.

 Solución:

Si buscamos la masa atómica del carbono vemos que es de 12 u, es decir, 12 gramos de carbono-12 contienen 6’023 · 1023 átomos del elemento (nº de Avogadro). Con un simple cálculo podemos conocer la masa de un átomo de carbono-12:

1 u.m.a es la doceava parte de esta masa, es decir: 1’66 · 10-27  kg.

La energía que corresponde a esta masa se puede conocer con la ecuación de Einstein:

El equivalente energético de la unidad de masa atómica calculado más exactamente es de 931 MeV:

1 u · c2 = (1.66054 × 10-27 kg) × (2.99792 × 108 m/s)2 

= 1.49242 × 10-10 kg (m/s)2 = 1.49242 × 10-10 J

× (1 MeV / 1.60218 × 10-13 J)

= 931.49 MeV

 
   

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