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La radioactividad
es el fenómeno mediante el cual ciertos núcleos atómicos inestables se
transforman espontáneamente y emiten radiación en forma de partículas o
energía electromagnética. A diferencia de una reacción química, que
reorganiza los electrones externos sin alterar la identidad esencial de los
elementos, una desintegración radiactiva modifica directamente el núcleo
y puede convertir un elemento en otro. Este proceso ocurre de manera espontánea
y no necesita calentamiento, iluminación ni intervención externa. Su velocidad
se caracteriza mediante la actividad radiactiva y la vida media,
parámetros que permiten describir cuántos núcleos se desintegran y cuánto tarda
una muestra en perder parte de su actividad.
Figura 1. [Maria
Skłodowska Curie] fue una física y química polaca-francesa,
pionera en el estudio de la radioactividad. Descubrió el polonio
y el radio, acuñó el término radioactividad y desarrolló aplicaciones
médicas de los rayos X. Fue la primera persona en recibir dos Premios
Nobel en disciplinas científicas diferentes.
Figura 2. [Ernest
Rutherford] fue un físico y químico neozelandés considerado
el padre de la física nuclear. Clasificó las radiaciones alfa y beta,
propuso el modelo nuclear del átomo tras el experimento de la lámina
de oro y recibió el Premio Nobel de Química en 1908. Sus
investigaciones transformaron la comprensión de la materia.
La radiación
El descubrimiento
comenzó en 1896, cuando Henri Becquerel estudiaba sales de uranio
inspirado por el reciente hallazgo de los rayos X. Becquerel esperaba
que la luz solar activara la emisión de radiación, pero observó que las sales
de uranio oscurecían placas fotográficas incluso cuando permanecían guardadas
en la oscuridad. Esto demostró que la radiación no dependía de una fuente externa,
sino que procedía espontáneamente del propio material. Poco después, Maria
Skłodowska Curie denominó este fenómeno radioactividad y, junto con Pierre
Curie, descubrió que minerales como la pechblenda presentaban una actividad
mayor que la del uranio puro. Esta observación condujo al descubrimiento del polonio
y el radio, elementos intensamente radiactivos.
El estudio de la
radioactividad abrió dos caminos que transformaron el modelo atómico. El
primero se concentró en los electrones, especialmente a partir de los
experimentos con rayos catódicos, la carga eléctrica y la interacción
entre materia y luz. Esta ruta conduciría al descubrimiento del electrón, la
cuantización de la energía, los espectros atómicos y la configuración
electrónica. El segundo camino se concentró en el núcleo, porque las
emisiones radiactivas revelaban que dentro del átomo existía una región capaz
de liberar partículas y enormes cantidades de energía. Desde entonces, el átomo
dejó de considerarse una esfera indivisible y comenzó a entenderse como un
sistema compuesto por una corteza electrónica y un núcleo central.
Figura 3. La
[dispersión
Rutherford-Villard] permitió distinguir tres emisiones radiactivas
mediante placas eléctricas: la radiación beta, negativa y muy desviable;
la alfa, positiva y menos desviable; y la gamma, sin carga y
rectilínea. Esta clasificación reveló diferencias de masa, carga y penetración,
impulsando el estudio del núcleo atómico.
La dispersión Rutherford-Villard
Un paso decisivo
fue la clasificación de las emisiones realizada por Ernest Rutherford.
Al hacer pasar la radiación por campos eléctricos y magnéticos, observó que una
parte se desviaba en un sentido y otra en el sentido contrario. Llamó radiación
alfa a la emisión positiva, pesada y poco penetrante, y radiación beta
a la emisión negativa, ligera y mucho más desviable. Posteriormente se
comprendió que las partículas alfa son núcleos de helio y que las partículas
beta corresponden, en muchos casos, a electrones emitidos desde el núcleo. Esta
separación mediante campos permitió reconocer que la radioactividad no era una
radiación única, sino una mezcla de emisiones con distinta masa, carga,
penetración y comportamiento físico.
En 1900, Paul
Villard identificó una tercera radiación extraordinariamente penetrante que
no se desviaba mediante campos eléctricos o magnéticos. Rutherford la denominó
posteriormente radiación gamma. A diferencia de las emisiones alfa y
beta, los rayos gamma no poseen carga eléctrica ni masa en reposo, pues
consisten en radiación electromagnética de altísima energía. Así, la
clasificación Rutherford-Villard estableció tres grandes familias: alfa, beta y
gamma. La radiación alfa presenta gran capacidad de ionización, pero recorre
distancias cortas; la beta posee penetración intermedia; y la gamma atraviesa
materiales con mayor facilidad, aunque puede atenuarse mediante capas densas de
plomo, acero u hormigón. Esta clasificación fue esencial para estudiar
experimentalmente el interior del átomo.
La importancia de
la llamada dispersión Rutherford-Villard radica en que permitió utilizar
las radiaciones como sondas de la estructura atómica. La desviación de
partículas cargadas revelaba su relación entre carga y masa, mientras
que su capacidad de penetración permitía inferir cómo interactuaban con la
materia. Las partículas alfa, por ser relativamente masivas y positivas,
resultaron especialmente útiles en el célebre experimento de la lámina de
oro.
Figura 4. El [experimento
de la lámina de oro] mostró que la mayoría de las partículas alfa
atraviesan el átomo, algunas se desvían y muy pocas rebotan. Rutherford
concluyó que casi toda la masa y la carga positiva se concentran
en un núcleo pequeño y denso, estableciendo el modelo nuclear del
átomo.
El modelo atómico nuclear
La clasificación de
las radiaciones alfa, beta y gamma proporcionó una herramienta
extraordinaria para explorar el interior del átomo. Entre todas ellas, las partículas
alfa resultaban especialmente útiles porque poseían una gran masa, carga
positiva y una elevada energía cinética. Ernest Rutherford comprendió que estas
partículas podían emplearse como pequeñas "sondas" capaces de revelar
cómo se distribuía la carga eléctrica dentro del átomo. Con este propósito,
entre 1908 y 1911, bajo la dirección de Ernest Rutherford, sus
colaboradores Hans Geiger y Ernest Marsden realizaron una serie
de experimentos que pasarían a la historia como los experimentos de
Geiger-Marsden o experimentos de la lámina de oro. Su objetivo era
poner a prueba el entonces aceptado modelo atómico de Thomson, según el
cual el átomo era una esfera de carga positiva difusa en cuyo interior se
encontraban incrustados los electrones, semejantes a pasas dentro de un pastel.
El montaje
experimental era aparentemente sencillo. Una fuente radiactiva emitía
partículas alfa que eran colimadas mediante una pequeña abertura para formar un
haz estrecho y bien definido. Este haz incidía sobre una lámina
extremadamente delgada de oro, elegida porque podía fabricarse con apenas
unos cientos de átomos de espesor sin romperse. Alrededor de la lámina se
colocaba una pantalla recubierta con sulfuro de zinc, material que
emitía pequeños destellos de luz cuando era impactado por una partícula alfa.
Observando cuidadosamente estos destellos era posible determinar el ángulo con
el que cada partícula abandonaba la lámina. Según el modelo de Thomson, las
partículas alfa, mucho más pesadas que los electrones y sometidas únicamente a
una carga positiva distribuida de manera uniforme, debían atravesar la lámina
prácticamente en línea recta, experimentando apenas ligerísimas desviaciones.
Los resultados
fueron sorprendentes. La inmensa mayoría de las partículas alfa atravesaba la
lámina sin desviarse, confirmando que el átomo está formado casi por completo
por espacio vacío. Sin embargo, una pequeña fracción sufría desviaciones
importantes y, de manera aún más inesperada, unas pocas partículas rebotaban
casi 180°, regresando hacia la fuente emisora. Rutherford expresó su
asombro comparando el fenómeno con disparar un proyectil de gran calibre
contra un pañuelo de papel y que este rebotara hacia el tirador. Aunque
estadísticamente era un evento muy raro, resultaba imposible explicarlo
mediante el modelo de Thomson. La única interpretación razonable era que
prácticamente toda la masa y toda la carga positiva del átomo se
encontraban concentradas en una región central extremadamente pequeña y muy
densa.
De esta manera
nació el modelo atómico nuclear de Rutherford. El átomo dejó de
concebirse como una esfera maciza de carga positiva para convertirse en un
sistema formado por un diminuto núcleo positivo, donde se concentra casi
toda la masa, rodeado por una amplia región prácticamente vacía ocupada por los
electrones. El núcleo representa solo una fracción diminuta del volumen
total del átomo, pero contiene la mayor parte de su masa. Esta nueva visión
transformó completamente la física y la química, proporcionando el fundamento
para comprender la radioactividad, las reacciones nucleares, la
existencia de los isótopos y, posteriormente, el desarrollo de la teoría
cuántica. El experimento de la lámina de oro se convirtió así en uno de los
experimentos más influyentes de toda la historia de la ciencia, pues marcó el
nacimiento de la física nuclear moderna y del concepto de átomo
moderno que continúa siendo la base de nuestro conocimiento actual.
Figura 5. El [modelo
atómico de Rutherford]estableció que el átomo posee un núcleo
pequeño, denso y positivo rodeado por electrones. Explicó el experimento
de la lámina de oro, pero presentó un problema: según la física
clásica, los electrones deberían emitir radiación continuamente, perder
energía y hacer inestable al átomo, contradiciendo las observaciones.
Límites del modelo atómico nuclear
El modelo
atómico nuclear de Rutherford representó un avance extraordinario en la
historia de la ciencia, pero también fue una teoría transitoria. Aunque explicó
correctamente que casi toda la masa y la carga positiva del átomo
se concentran en un pequeño núcleo, todavía dejaba numerosas preguntas
sin respuesta. En particular, Rutherford sabía que la masa del núcleo era mayor
que la que podía justificarse únicamente con las cargas positivas que contenía.
En aquella época aún no se conocía la verdadera estructura interna del núcleo
ni la existencia de los neutrones, por lo que este problema permaneció
sin resolver durante varios años. Como ya estudiamos en la unidad de Introducción
a la Química, el descubrimiento posterior de los protones y neutrones
permitió comprender la composición nuclear y constituyó la base para conceptos
tan importantes como la masa molar y la existencia de los isótopos.
Sin embargo, el
mayor desafío del modelo de Rutherford no se encontraba en el núcleo, sino en
los electrones. Rutherford los imaginó como partículas clásicas que
orbitaban alrededor del núcleo de manera semejante a los planetas alrededor del
Sol. Este modelo parecía razonable desde el punto de vista mecánico, pero
entraba en conflicto con el electromagnetismo clásico. Una carga
eléctrica acelerada, como un electrón que describe una trayectoria circular,
debe emitir continuamente radiación electromagnética. Al perder energía
de forma constante, el electrón debería disminuir progresivamente el radio de
su órbita hasta precipitarse sobre el núcleo en una fracción extremadamente
pequeña de tiempo. En consecuencia, los átomos serían inherentemente
inestables, algo que contradice por completo la realidad.
Además, este modelo
predecía que la energía emitida durante la caída del electrón sería continua,
produciendo un espectro continuo de radiación. Sin embargo, los
experimentos mostraban exactamente lo contrario: los átomos emiten y absorben
únicamente determinadas longitudes de onda, formando espectros discretos
compuestos por líneas bien definidas. Esta discrepancia marcó el fracaso del
modelo clásico y abrió el camino hacia una nueva descripción de la materia
basada en la teoría cuántica. Pero antes de comprender cómo los
electrones ocupan niveles de energía cuantizados, primero debemos responder una
pregunta fundamental: ¿qué es la luz y qué es un espectro? Esa será
precisamente la siguiente lección.
Referencias
Becquerel,
H. (1896). Sur les radiations émises par phosphorescence. Comptes
Rendus de l'Académie des Sciences, 122, 420–421.
Curie, M. (1904). Investigations on radioactive substances. E. P.
Dutton.
Geiger, H., & Marsden, E. (1909). On a diffuse reflection of the α-particles.
Proceedings of the Royal Society A, 82(557), 495–500.
https://doi.org/10.1098/rspa.1909.0054
Kragh, H. (2012). Niels Bohr and the quantum atom: The Bohr model of
atomic structure 1913–1925. Oxford University Press.
Pais, A. (1986). Inward bound: Of matter and forces in the physical
world. Oxford University Press.
Rutherford, E. (1899). Uranium radiation and the electrical conduction
produced by it. Philosophical Magazine, 47(284), 109–163.
Rutherford, E. (1904). Radio-activity. Cambridge University
Press.
Rutherford, E. (1911). The scattering of α and β
particles by matter and the structure of the atom. Philosophical Magazine,
21(125), 669–688. https://doi.org/10.1080/14786440508637080
Rutherford, E. (1913). Radioactive substances and their radiations.
Cambridge University Press.
Villard, P. (1900). Sur la réflexion et la réfraction des rayons
cathodiques et des rayons déviables du radium. Comptes Rendus de l'Académie des Sciences, 130, 1010–1012.
Además,
para un libro de bachillerato resulta recomendable complementar las fuentes
históricas con textos modernos:
Atkins, P.,
& Jones, L. (2023). Principios de química: Los caminos del
descubrimiento (8.ª ed.). Editorial Médica Panamericana.
Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C., Woodward, P.,
& Stoltzfus, M. (2024). Química: La ciencia central (15.ª ed.). Pearson.
Chang, R.,
& Goldsby, K. A. (2023). Química (14.ª
ed.). McGraw-Hill.
Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C.
(2021). Química general: Principios y aplicaciones modernas (12.ª ed.). Pearson.
