Desde épocas remotas, el ser humano se ha interesado por la naturaleza de la materia. Ya en el siglo V a.C., el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamó átomos. Pero a pesar de que no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos, como Platón o Aristóteles, se mantuvo hasta principios del s. XIX d.C., cuando el científico inglés John Dalton propuso el primer modelo atómico con base científica. Después de él vinieron los modelos de Thomson y de Rutherford. Y más tarde, Bohr, Schrödinger y Heisenberg intervinieron llevando al átomo a una cuestión cuántica.
Así hasta llegar al modelo actual que implica un núcleo denso en el que se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo. Está formado por protones (carga positiva) y neutrones (carga neutra) que se mantienen fuertemente unidos mediante una interacción que permite que el núcleo sea estable. Y alrededor de él una “nube” de electrones (carga negativa) cuyas posiciones se describen en términos de probabilidades. Los electrones más externos son los que se conocen como electrones de valencia y son los responsables de que ocurran las reacciones químicas tradicionales.
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| Representación de los diferentes modelos atómicos. |
Todos los átomos de un mismo elemento tienen en su núcleo el mismo número de protones (Z, número atómico) pero no todos tienen la misma masa (A, número másico = Nº protones (Z) + Nº neutrones), es decir, puede cambiar el número de neutrones. Cualquier elemento X se denota de esta forma ZAX. Los átomos que poseen el mismo número de protones pero diferente masa se conocen como isótopos y la mayoría de elementos poseen dos o más. Por ejemplo, existen tres isótopos de hidrógeno: el protio (11H), el deuterio (12H) y el tritio (13H), siendo el primero el más común, con una abundancia natural del 99,98%.
Como otro ejemplo, se pueden considerar los dos isótopos comunes del uranio: el uranio-235 (92235U, conocido como uranio enriquecido) y el uranio-238 (92238U). El primero se utiliza en reactores nucleares y en bombas atómicas, mientras que el segundo carece de las propiedades necesarias para tales aplicaciones.
En 1896, Henri Becquerel amplió el campo de la Química al incluir que los cambios nucleares también provocan reacciones, en concreto descubrió que el uranio emitía radiación. Poco después, Marie Curie comenzó a estudiar el, hasta entonces, raro fenómeno de la radiactividad, que parecía violar una de las más sagradas leyes de la Física, la primera ley de la Termodinámica: la energía ni se crea ni se destruye, aunque puede convertirse de una forma a otra. Curie guió a la Ciencia a una nueva era al descubrir que la radiación era proporcional a la cantidad de elemento radiactivo presente.
Hoy sabemos que la radiactividad es algo natural, una propiedad intrínseca de algunos núcleos, llamados inestables, y que, en la búsqueda de su estabilidad, comienzan a perder protones y neutrones (se desintegran), hasta ser estables de nuevo. La radiación es la emisión espontánea de partículas o de energía electromagnética, o de ambas, por estos núcleos inestables, siendo los principales tipos: las partículas alfa (24α), las partículas beta (-10β) y los rayos gamma (γ).
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| Radiaciones alfa, betta y gamma liberadas tras una desintegración nuclear. |
La desintegración de un núcleo radiactivo suele ser el comienzo de una secuencia de reacciones nucleares que culmina en la formación de un isótopo estable. De esta manera, la desintegración original da lugar a un núcleo hijo que se desintegra, y éste se desintegra en otro, y así de manera sucesiva. Por ejemplo, el uranio-238 (92238U) comienza a desintegrarse de forma natural gracias a la emisión de una partícula 24α, es decir, el núcleo hijo tendrá 90 (92-2) protones y una masa de 234 (238-4). Como el número de protones es el que determina de qué átomo se trata, el resultado es un isótopo del elemento torio (Z=90), en concreto, el torio-234 (90234Th).
Éste posteriormente se desintegra a través de emisiones -10β en el isótopo del protactinio-234 (91234Pa), que a su vez se desintegra mediante otra emisión β.
Esta sucesión de desintegraciones sucesivas sigue adelante hasta que se llega al núcleo estable del plomo-206 (82206Pb).
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| Serie de desintegración del uranio-238. |
Cuando se habla de desintegración radiactiva es importante el concepto de tiempo de vida media (t1/2), que se define como el tiempo necesario para que se desintegren la mitad de los núcleos de una muestra inicial que contiene un isótopo radiactivo. Varía mucho de un núcleo a otro, tomando valores desde fracciones de segundos a miles de trillones de años, como se pueden ver en los ejemplos de la tabla siguiente:
Conocer los tiempos de vida media es importante porque permite determinar cuándo una muestra de material radiactivo es segura de manejar, pero también se utilizan como “relojes atómicos” para determinar la edad de ciertos objetos. Aquí es donde entra en escena, entre otros, el carbono-14.
Este isótopo radiactivo del carbono se produce en las capas altas de la atmósfera por el bombardeo constante de los rayos cósmicos sobre el nitrógeno. Al ser inestable, pronto se oxida para crear el dióxido de carbono 14CO2, dispersándose por la atmósfera y mezclándose con el otro dióxido de carbono (12CO2), cuyo isótopo es el más común y estable del carbono. Esta mezcla de CO2’s es utilizada por las plantas durante la fotosíntesis y de ahí pasa, a través de la cadena alimentaria, a formar parte de los animales.
Cuando un organismo está vivo, el carbono-14 comienza a desintegrarse:
Sin embargo esta pérdida se compensa con la incesante producción de nuevos isótopos en la atmósfera, por lo que se mantiene constante, al igual que el carbono-12, que no se desintegra. De esta forma, en la materia viva se establece un equilibrio en la relación 14C : 12C. Pero tan pronto como una planta o un animal muere, su tejido deja de renovarse, por lo que la desintegración del 14C sí se hace evidente y la relación con el 12C, disminuye. Por lo tanto, si conocemos la relación 14C : 12C en el momento de la muerte de un organismo y la relación de hoy, se puede calcular cuánto tiempo ha pasado desde que murió.
Sin embargo esta pérdida se compensa con la incesante producción de nuevos isótopos en la atmósfera, por lo que se mantiene constante, al igual que el carbono-12, que no se desintegra. De esta forma, en la materia viva se establece un equilibrio en la relación 14C : 12C. Pero tan pronto como una planta o un animal muere, su tejido deja de renovarse, por lo que la desintegración del 14C sí se hace evidente y la relación con el 12C, disminuye. Por lo tanto, si conocemos la relación 14C : 12C en el momento de la muerte de un organismo y la relación de hoy, se puede calcular cuánto tiempo ha pasado desde que murió.
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| Esquema del fundamento de la radiodatación por carbono-14. |
La técnica de datación del carbono-14 solo se puede utilizar para determinar la edad de algo que una vez estuvo vivo. Así, por ejemplo, puede aplicarse para conocer la edad de fósiles, momias egipcias o del Sudario de Turín. Sin embargo, este método no puede usarse en materiales más antiguos de 60.000 años, ya que no quedaría nada de carbono-14 y habría que recurrir a otros métodos o a la desintegración de otros isótopos con mayor tiempo de vida media.
Por Jesús Gil @JGilMunoz
FUENTES
Puedes leer el especial completo en el Nº3 de Journal of Radical Barbatilo directamente desde aquí o descargarlo:
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Se agradece la difusión de este trabajo, gratificante a la par que duro, para que llegue al mayor número de personas y contribuya a la tan necesaria transmisión del conocimiento que muchos hacemos simplemente por amor a la ciencia.
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