La existencia de los isótopos

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La existencia de los isótopos fue sugerida por primera vez en 1913 por el radioquímico Frederick Soddy, basándose en estudios de cadenas de desintegración radioactiva que indicaban la presencia de aproximadamente 40 especies diferentes denominadas radioelementos (es decir, elementos radiactivos) entre el uranio y el plomo. Esto a pesar de que la tabla periódica solo permitía 11 elementos entre el plomo y el uranio inclusive.

Figura 1. Frederick Soddy (1877-1956) fue un químico y físico británico conocido por su trabajo en radiactividad y la teoría de los isótopos. Estudió en la Universidad de Oxford y colaboró con Ernest Rutherford en la investigación de la desintegración atómica. En 1913, formuló el concepto de isótopos, lo que le valió el Premio Nobel de Química en 1921. También exploró la energía nuclear y sus implicaciones. En sus últimos años, se dedicó a la economía y criticó el sistema financiero. Falleció en Brighton en 1956, dejando un legado clave en la química nuclear.

Varios intentos de separar químicamente estos nuevos radioelementos habían fallado. Por ejemplo, Soddy demostró en 1910 que el mesotorio (más tarde identificado como $\text{You can't use 'macro parameter character \#' in math mode}$), el radio ($\text{You can't use 'macro parameter character \#' in math mode}$, el isótopo de vida más larga) y el torio X ($\text{You can't use 'macro parameter character \#' in math mode}$) eran imposibles de separar. Los intentos de ubicar los radioelementos en la tabla periódica llevaron a Soddy y a Kazimierz Fajans de manera independiente a proponer su ley de desplazamiento radioactivo en 1913, que indicaba que la desintegración alfa producía un elemento dos lugares a la izquierda en la tabla periódica, mientras que la emisión beta producía un elemento un lugar a la derecha. Soddy reconoció que la emisión de una partícula alfa seguida de dos partículas beta llevaba a la formación de un elemento químicamente idéntico al elemento inicial pero con una masa cuatro unidades más ligera y con propiedades radiactivas diferentes (Scerri, 2006).

Soddy propuso que varios tipos de átomos (diferentes en propiedades radiactivas) podrían ocupar el mismo lugar en la tabla periódica. Por ejemplo, la desintegración alfa del uranio-235 forma torio-231, mientras que la desintegración beta del actinio-230 forma torio-230. El término "isótopo", del griego en el mismo lugar, fue sugerido a Soddy por Margaret Todd, una médica escocesa y amiga de la familia, durante una conversación en la que él le explicaba sus ideas. Soddy recibió el Premio Nobel de Química en 1921 en parte por su trabajo sobre los isótopos (Scerri, 2006).

La primera evidencia de múltiples isótopos de un elemento estable (no radioactivo) fue encontrada por J. J. Thomson en 1912 como parte de su exploración sobre la composición de los rayos canales (iones positivos). Thomson canalizó corrientes de iones de neón a través de campos magnéticos y eléctricos paralelos, midió su desviación colocando una placa fotográfica en su camino y calculó su relación masa-carga utilizando un método que se conoció como el método de la parábola de Thomson. Cada corriente creó una mancha brillante en la placa en el punto donde impactó. Thomson observó dos parches parabólicos separados de luz en la placa fotográfica (ver imagen), lo que sugirió dos especies de núcleos con diferentes relaciones masa-carga (Scerri, 2006).

Figura 2. Los isótopos del hidrógeno —protio, deuterio y tritio— tienen diversas aplicaciones fundamentales. El protio (${}^{1}H$) es el más común y compone la mayor parte del hidrógeno en la naturaleza. El deuterio (${}^{2}H$), presente en el agua pesada, se usa en reactores nucleares como moderador de neutrones y en espectroscopia para estudios moleculares. El tritio (${}^{3}H$), radiactivo, es clave en la fusión nuclear y en la iluminación autosuficiente. Estos isótopos permiten avances en energía, medicina y química, destacando la versatilidad del hidrógeno en la ciencia y la tecnología.

F. W. Aston descubrió posteriormente múltiples isótopos estables para numerosos elementos utilizando un espectrógrafo de masas. En 1919, Aston estudió el neón con suficiente resolución para mostrar que las dos masas isotópicas están muy cerca de los números enteros 20 y 22 y que ninguna de ellas es igual a la masa molar conocida ($20.2$) del gas de neón. Este es un ejemplo de la regla de números enteros de Aston para masas isotópicas, que establece que las desviaciones importantes de las masas molares elementales de los números enteros se deben principalmente al hecho de que el elemento es una mezcla de isótopos. Aston demostró de manera similar en 1920 que la masa molar del cloro ($35.45$) es un promedio ponderado de las masas casi enteras de los dos isótopos, $\text{You can't use 'macro parameter character \#' in math mode}$ y $\text{You can't use 'macro parameter character \#' in math mode}$ (Scerri, 2006).