La teoría atómica es la teoría científica de que la materia está compuesta de partículas llamadas átomos . El concepto de que la materia está compuesta de partículas discretas es una idea antigua, pero ganó credibilidad científica en los siglos XVIII y XIX cuando los científicos descubrieron que podía explicar el comportamiento de los gases y cómo reaccionaban los elementos químicos entre sí. A finales del siglo XIX, la teoría atómica había ganado una amplia aceptación en la comunidad científica.
El término "átomo" proviene de la palabra griega atomos , que significa "incortable". John Dalton aplicó el término a las unidades básicas de masa de los elementos químicos bajo la creencia errónea de que los átomos químicos son las partículas fundamentales en la naturaleza; Pasó otro siglo antes de que los científicos se dieran cuenta de que los llamados átomos de Dalton tienen una estructura subyacente propia. Las partículas que son verdaderamente indivisibles ahora se denominan "partículas elementales".
La idea básica de que la materia está formada por pequeñas partículas indivisibles es una idea antigua que apareció en muchas culturas antiguas. La palabra átomo se deriva de la antigua palabra griega atomos , [a] que significa "incortable". Esta antigua idea se basaba en razonamientos filosóficos más que en razonamientos científicos. La teoría atómica moderna no se basa en estos viejos conceptos. [1] [2] A principios del siglo XIX, el científico John Dalton notó que las sustancias químicas parecían combinarse entre sí mediante unidades de peso discretas y consistentes, y decidió usar la palabra átomo para referirse a estas unidades. [3]
Hacia finales del siglo XVIII surgieron dos leyes sobre reacciones químicas sin hacer referencia a la noción de teoría atómica. La primera fue la ley de conservación de la masa , muy asociada al trabajo de Antoine Lavoisier , que establece que la masa total en una reacción química permanece constante (es decir, los reactivos tienen la misma masa que los productos). [4] La segunda fue la ley de proporciones definidas . Establecida por primera vez por el químico francés Joseph Proust en 1797, esta ley establece que si un compuesto se descompone en sus elementos químicos constituyentes, entonces las masas de los constituyentes siempre tendrán las mismas proporciones en peso, independientemente de la cantidad o fuente del original. sustancia. [5]
John Dalton estudió los datos recopilados por él mismo y por otros científicos y notó un patrón que más tarde llegó a conocerse como la ley de proporciones múltiples . En compuestos que contienen dos elementos particulares, la cantidad de Elemento A por unidad de Elemento B diferirá entre estos compuestos en proporciones de números enteros pequeños. Esto sugirió que los elementos reaccionan entre sí mediante unidades de peso discretas.
En 1804, Dalton explicó su teoría atómica a su amigo y colega químico Thomas Thomson , quien publicó una explicación de la teoría de Dalton en su libro A System of Chemistry en 1807. Según Thomson, la idea de Dalton se le ocurrió por primera vez cuando experimentaba con "gas olefiante". " ( etileno ) y "gas hidrógeno carburado" ( metano ). Dalton descubrió que el "gas hidrógeno carburado" contiene el doble de hidrógeno por unidad de carbono que el "gas olefiante", y concluyó que una molécula de "gas olefiante" es un átomo de carbono y un átomo de hidrógeno, y una molécula de "gas hidrógeno carburado" " es un átomo de carbono y dos átomos de hidrógeno. En realidad, una molécula de etileno tiene dos átomos de carbono y cuatro átomos de hidrógeno (C 2 H 4 ), y una molécula de metano tiene un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno (CH 4 ). [6] En este caso específico, Dalton se equivocó acerca de la composición exacta de las moléculas. Sin embargo, Dalton notó un patrón de proporciones enteras pequeñas que aparecían en muchos otros compuestos, y acertó en algunas de sus fórmulas. Los siguientes ejemplos provienen de Un nuevo sistema de filosofía química (Dalton 1808, 1817):
Ejemplo 1: óxidos de estaño: Dalton identificó dos tipos de óxido de estaño . Uno es un polvo gris al que Dalton se refirió como "el protóxido de estaño", que tiene 88,1% de estaño y 11,9% de oxígeno. El otro es un polvo blanco al que Dalton se refirió como "el deutóxido de estaño", que tiene un 78,7% de estaño y un 21,3% de oxígeno. Ajustando estas cifras, en el polvo gris hay unos 13,5 g de oxígeno por cada 100 g de estaño, y en el polvo blanco hay unos 27 g de oxígeno por cada 100 g de estaño. 13,5 y 27 forman una proporción de 1:2. Estos compuestos se conocen hoy en día como óxido de estaño (II) (SnO) y dióxido de estaño (SnO 2 ). [7] [8] En la nomenclatura de Dalton, un "protóxido" es una molécula que contiene un solo átomo de oxígeno, y una molécula de "deutóxido" tiene dos.
Ejemplo 2: óxidos de hierro: Dalton identificó dos óxidos de hierro. Hay un tipo de óxido de hierro que es un polvo negro al que Dalton se refirió como "el protóxido de hierro", que tiene 78,1% de hierro y 21,9% de oxígeno. El otro óxido de hierro es un polvo rojo, al que Dalton se refirió como "el óxido de hierro intermedio u rojo", que tiene 70,4% de hierro y 29,6% de oxígeno. Ajustando estas cifras, en la pólvora negra hay unos 28 g de oxígeno por cada 100 g de hierro, y en la polvo roja hay unos 42 g de oxígeno por cada 100 g de hierro. 28 y 42 forman una proporción de 2:3. Estos compuestos son óxido de hierro (II) (Fe 2 O 2 ) y óxido de hierro (III) (Fe 2 O 3 ). [b] [9] [10] Dalton se refirió al óxido rojo como el óxido "intermedio" porque tenía un átomo y medio de oxígeno por cada átomo de hierro, colocándolo a medio camino entre un "protóxido" y un "deutóxido". Dalton describió el "óxido intermedio" como "2 átomos de protóxido y 1 de oxígeno". [11] En realidad, estos óxidos son cristales (razón por la cual la fórmula del óxido de hierro (II) también se puede escribir aquí como Fe 2 O 2 en lugar del más convencional FeO).
Ejemplo 3: óxidos de nitrógeno: Dalton conocía tres óxidos de nitrógeno: "óxido nitroso", "gas nitroso" y "ácido nítrico". [12] Estos compuestos se conocen hoy como óxido nitroso , óxido nítrico y dióxido de nitrógeno respectivamente. El "óxido nitroso" tiene un 63,3% de nitrógeno y un 36,7% de oxígeno, lo que significa que tiene 80 g de oxígeno por cada 140 g de nitrógeno. El "gas nitroso" tiene un 44,05% de nitrógeno y un 55,95% de oxígeno, lo que significa que hay 160 g de oxígeno por cada 140 g de nitrógeno. El "ácido nítrico" tiene un 29,5% de nitrógeno y un 70,5% de oxígeno, lo que significa que tiene 320 g de oxígeno por cada 140 g de nitrógeno. 80 g, 160 gy 320 g forman una proporción de 1:2:4. Las fórmulas de estos compuestos son N 2 O, NO y NO 2 . [13] [14]
Dalton definió un átomo como la "partícula última" de una sustancia química y utilizó el término "átomo compuesto" para referirse a las "partículas últimas" que contienen dos o más elementos. Esto es incompatible con la definición moderna, según la cual un átomo es la partícula básica de un elemento químico y una molécula es una aglomeración de átomos. El término "átomo compuesto" resultaba confuso para algunos de los contemporáneos de Dalton, ya que la palabra "átomo" implica indivisibilidad, pero él respondió que si un átomo de dióxido de carbono se divide, deja de ser dióxido de carbono. El "átomo" de dióxido de carbono es indivisible en el sentido de que no se puede dividir en partículas más pequeñas de dióxido de carbono. [15] [16]
Dalton hizo las siguientes suposiciones sobre cómo los "átomos elementales" se combinaban para formar "átomos compuestos" (lo que hoy llamamos moléculas ) . Cuando dos elementos sólo pueden formar un compuesto, supuso que era un átomo de cada uno, al que llamó "compuesto binario". Si dos elementos pueden formar dos compuestos, el primer compuesto es un compuesto binario y el segundo es un "compuesto ternario" que consta de un átomo del primer elemento y dos del segundo. Si dos elementos pueden formar tres compuestos entre ellos, entonces el tercer compuesto es un compuesto "cuaternario" que contiene un átomo del primer elemento y tres del segundo. [17] Dalton pensaba que el agua era un "compuesto binario", es decir, un átomo de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Dalton no sabía que en su estado gaseoso natural, las partículas fundamentales de oxígeno, nitrógeno e hidrógeno existen en pares (O 2 , N 2 y H 2 ). Tampoco era consciente de las valencias. Estas propiedades de los átomos se descubrieron más tarde en el siglo XIX.
Debido a que los átomos son demasiado pequeños para pesarlos directamente usando los métodos del siglo XIX, Dalton expresó el peso de la miríada de átomos como múltiplos del peso atómico del hidrógeno, que Dalton sabía que era el elemento más liviano. Midió que los átomos de oxígeno eran 7 veces más pesados que los átomos de hidrógeno, pero el valor real es, de hecho, 16. Aparte de la tosquedad de los métodos de medición de principios del siglo XIX, la razón principal de este error fue que Dalton pensaba que la molécula de agua tenía un átomo de oxígeno. y un átomo de hidrógeno cuando en realidad tiene dos átomos de hidrógeno. Este error fue corregido en 1811 por Amedeo Avogadro . Avogadro propuso que volúmenes iguales de dos gases cualesquiera, a igual temperatura y presión, contienen igual número de moléculas (en otras palabras, la masa de las partículas de un gas no afecta el volumen que ocupa). [18] La hipótesis de Avogadro, ahora generalmente llamada ley de Avogadro , proporcionó un método para deducir los pesos relativos de las moléculas de elementos gaseosos, ya que si la hipótesis es correcta, las densidades relativas de los gases indican directamente los pesos relativos de las partículas que componen los gases. Esta forma de pensar llevó directamente a una segunda hipótesis: las partículas de ciertos gases elementales eran pares de átomos, y al reaccionar químicamente estas moléculas a menudo se partían en dos. Por ejemplo, el hecho de que dos litros de hidrógeno reaccionen con sólo un litro de oxígeno para producir dos litros de vapor de agua (a presión y temperatura constantes) sugiere que una sola molécula de oxígeno debe dividirse en dos para formar dos moléculas de agua. . Esto, a su vez, significaba que la molécula de agua debía ser H 2 O. Así, Avogadro pudo ofrecer estimaciones más precisas del peso atómico del oxígeno y de varios otros elementos. [19]
La teoría atómica de Dalton no fue aceptada de inmediato por todos los científicos. La ley de proporciones múltiples por sí sola no era una prueba completa, y no sería hasta finales del siglo XIX que la teoría atómica fue universalmente aceptada.
Un problema fue la falta de una nomenclatura uniforme. La palabra "átomo" implicaba indivisibilidad, pero Dalton definió un átomo como la partícula última de cualquier sustancia química , no sólo los elementos o incluso la materia per se. Esto significaba que los "átomos compuestos", como el dióxido de carbono, podían dividirse, a diferencia de los "átomos elementales". A Dalton no le gustaba la palabra "molécula" y la consideraba "diminutiva". [20] [21] Amadeo Avogadro hizo lo contrario, utilizó exclusivamente la palabra "molécula" en sus escritos, evitando la palabra "átomo", utilizando en su lugar el término "molécula elemental". [22] JJ Berzelius utilizó el término "átomos orgánicos" para referirse a partículas que contienen tres o más elementos, porque pensaba que esto sólo existía en los compuestos orgánicos. Jean-Baptiste Dumas utilizó los términos "átomos físicos" y "átomos químicos"; un "átomo físico" es una partícula que no puede dividirse mediante fuerzas físicas, y un "átomo químico" es una partícula que no puede dividirse mediante reacciones químicas. Las moléculas de gas hidrógeno (H 2 ) no se pueden dividir en átomos de hidrógeno individuales cambiando la temperatura o presión del gas, pero cuando el hidrógeno se mezcla con cloro (Cl 2 ), las moléculas de hidrógeno y cloro se dividirán para que sus átomos puedan combinarse en moléculas de cloruro de hidrógeno (HCl): por lo tanto, las partículas de gas hidrógeno son "átomos físicos", pero no "átomos químicos". [23]
Las definiciones modernas de átomo y molécula (un átomo es la partícula básica de un elemento y una molécula es una aglomeración de átomos) se establecieron a finales de la mitad del siglo XIX. Un evento clave fue el Congreso de Karlsruhe en Alemania en 1860. Como primer congreso internacional de químicos, su objetivo era establecer algunos estándares en la comunidad. Un importante defensor de la distinción moderna entre átomos y moléculas fue Stanislao Cannizzaro . [24]
Las diversas cantidades de un elemento particular implicadas en la constitución de diferentes moléculas son múltiplos integrales de una cantidad fundamental que siempre se manifiesta como una entidad indivisible y que propiamente debe denominarse átomo.
— Estanislao Cannizzaro , 1860
Un segundo problema era filosófico. Los científicos del siglo XIX no tenían forma de observar directamente los átomos. Infirieron la existencia de átomos a través de observaciones indirectas, como la ley de proporciones múltiples de Dalton. Algunos científicos, en particular los que se adscribían a la escuela del positivismo , argumentaban que los científicos no deberían intentar deducir la realidad más profunda del universo, sino sólo sistematizar qué patrones pueden observar directamente. Los antiatomistas argumentaron que, si bien los átomos podrían ser una abstracción útil para predecir cómo reaccionan los elementos, no reflejan la realidad concreta.
A estos científicos se les conocía a veces como "equivalentes", porque preferían la teoría de los pesos equivalentes , que es una generalización de la ley de proporciones definidas de Proust. Por ejemplo, 1 gramo de hidrógeno se combinará con 8 gramos de oxígeno para formar 9 gramos de agua, por lo tanto, el peso equivalente de oxígeno es 8 gramos. Esta posición finalmente fue anulada por dos avances importantes que ocurrieron más adelante en el siglo XIX: el desarrollo de la tabla periódica y el descubrimiento de que las moléculas tienen una arquitectura interna que determina sus propiedades. [25]
También se demostró que la ley de proporciones múltiples de Dalton no es una ley universal cuando se trata de sustancias orgánicas. Por ejemplo, en el ácido oleico hay 34 g de hidrógeno por cada 216 g de carbono, y en el metano hay 72 g de hidrógeno por cada 216 g de carbono. 34 y 72 forman una proporción de 17:36, que no es una proporción de números enteros pequeños. Ahora sabemos que las sustancias basadas en carbono pueden tener moléculas muy grandes, más grandes que las que pueden formar los demás elementos. La fórmula del ácido oleico es C 18 H 34 O 2 y la del metano es CH 4 . [26]
Los científicos descubrieron que algunas sustancias tienen exactamente el mismo contenido químico pero propiedades diferentes. Por ejemplo, en 1827, Friedrich Wöhler descubrió que el fulminato de plata y el cianato de plata constan de 107 partes de plata, 12 partes de carbono, 14 partes de nitrógeno y 12 partes de oxígeno (ahora conocemos sus fórmulas como AgCNO). En 1830 , Jöns Jacob Berzelius introdujo el término isomería para describir el fenómeno. En 1860, Louis Pasteur planteó la hipótesis de que las moléculas de los isómeros podrían tener el mismo conjunto de átomos pero en diferentes disposiciones. [27]
En 1874, Jacobus Henricus van 't Hoff propuso que el átomo de carbono se une a otros átomos en una disposición tetraédrica. A partir de esto, explicó las estructuras de las moléculas orgánicas de tal manera que podía predecir cuántos isómeros podría tener un compuesto. Consideremos, por ejemplo, el pentano (C 5 H 12 ). En la forma en que van 't Hoff modela las moléculas, hay tres configuraciones posibles para el pentano, y los científicos descubrieron tres y sólo tres isómeros del pentano. [28] [29]
La isomería no era algo que pudiera explicarse completamente mediante teorías alternativas a la teoría atómica, como la teoría radical y la teoría de tipos. [30] [31]
Dmitrii Mendeleev notó que cuando ordenaba los elementos en una fila según sus pesos atómicos, había una cierta periodicidad en ellos. [32] : 117 Por ejemplo, el segundo elemento, el litio , tenía propiedades similares al noveno elemento, el sodio , y al decimosexto elemento, el potasio , un período de siete. Asimismo, el berilio , el magnesio y el calcio eran similares y todos estaban separados por siete lugares entre sí en la tabla de Mendeleev. Utilizando estos patrones, Mendeleev predijo la existencia y propiedades de nuevos elementos, que luego fueron descubiertos en la naturaleza: escandio , galio y germanio . [32] : 118 Además, la tabla periódica podría predecir con cuántos átomos de otros elementos podría unirse un átomo; por ejemplo, el germanio y el carbono están en el mismo grupo en la tabla y sus átomos se combinan con dos átomos de oxígeno cada uno (GeO 2 y CO2 ) . Mendeleev encontró que estos patrones validaban la teoría atómica porque demostraba que los elementos podían clasificarse por su peso atómico. Insertar un nuevo elemento en medio de un período rompería el paralelo entre ese período y el siguiente, y también violaría la ley de proporciones múltiples de Dalton. [33]
En la tabla periódica moderna, la periodicidad de los elementos mencionados anteriormente es ocho en lugar de siete porque los gases nobles no se conocían cuando Mendeleev ideó su tabla. Las filas ahora también tienen diferentes longitudes (2, 8, 18 y 32) para encajar con la teoría cuántica.
En 1827, el botánico británico Robert Brown observó que las partículas de polvo dentro de los granos de polen que flotaban en el agua se movían constantemente sin razón aparente. En 1905, Albert Einstein teorizó que este movimiento browniano era causado por las moléculas de agua que golpeaban continuamente los granos y desarrolló un modelo matemático para describirlo. Este modelo fue validado experimentalmente en 1908 por el físico francés Jean Perrin , quien utilizó las ecuaciones de Einstein para medir el tamaño de los átomos. [34]
Para introducir la ley de los gases ideales y las formas estadísticas de la física, era necesario postular la existencia de los átomos. En 1738, el físico y matemático suizo Daniel Bernoulli postuló que tanto la presión de los gases como el calor eran causados por el movimiento subyacente de las moléculas.
En 1860, James Clerk Maxwell , un firme defensor del atomismo, fue el primero en utilizar la mecánica estadística en física. [36] Ludwig Boltzmann y Rudolf Clausius ampliaron su trabajo sobre los gases y las leyes de la termodinámica , especialmente la segunda ley relacionada con la entropía. En la década de 1870, Josiah Willard Gibbs amplió las leyes de la entropía y la termodinámica y acuñó el término "mecánica estadística". Más tarde, Einstein reinventó de forma independiente las leyes de Gibbs, porque sólo habían sido impresas en una oscura revista estadounidense. [37] Einstein comentó más tarde que si hubiera conocido el trabajo de Gibbs, "no habría publicado esos artículos en absoluto, sino que se habría limitado al tratamiento de algunos pocos puntos [que eran distintos]". [38] Toda la mecánica estadística y las leyes del calor, el gas y la entropía tomaron la existencia de los átomos como un postulado necesario.
Se pensaba que los átomos eran la división más pequeña posible de la materia hasta 1897, cuando JJ Thomson descubrió el electrón a través de su trabajo sobre los rayos catódicos . [39]
Un tubo de Crookes es un recipiente de vidrio sellado en el que dos electrodos están separados por vacío. Cuando se aplica un voltaje a través de los electrodos, se generan rayos catódicos, creando una mancha brillante donde golpean el vidrio en el extremo opuesto del tubo. A través de la experimentación, Thomson descubrió que los rayos podían ser desviados por un campo eléctrico (además de los campos magnéticos , que ya se conocía). Llegó a la conclusión de que estos rayos, en lugar de ser una forma de luz, estaban compuestos de partículas muy ligeras con carga negativa . Thomson los llamó " corpúsculos ", pero otros científicos los llamaron electrones, siguiendo una sugerencia de 1894 de George Johnstone Stoney para nombrar la unidad básica de carga eléctrica. [40] Midió la relación masa-carga y descubrió que era 1800 veces más pequeña que la del hidrógeno, el átomo más pequeño. Estos corpúsculos eran una partícula diferente a cualquier otra conocida anteriormente.
Thomson sugirió que los átomos eran divisibles y que los corpúsculos eran sus componentes básicos. [41] Para explicar la carga neutra general del átomo, propuso que los corpúsculos estaban distribuidos en un mar uniforme de carga positiva. [42] Esto se conoció como el modelo del pudín de ciruelas , ya que los electrones estaban incrustados en la carga positiva como trozos de fruta en un pudín de frutos secos , aunque Thomson pensaba que los electrones se movían dentro del átomo. [43]
El modelo del pudín de ciruelas de Thomson fue refutado en 1909 por uno de sus antiguos alumnos, Ernest Rutherford , quien descubrió que la mayor parte de la masa y la carga positiva de un átomo se concentra en una fracción muy pequeña de su volumen, que supuso que estaba en el mismo punto. centro.
Ernest Rutherford y sus colegas Hans Geiger y Ernest Marsden llegaron a tener dudas sobre el modelo de Thomson después de que encontraron dificultades cuando intentaron construir un instrumento para medir la relación carga-masa de las partículas alfa (estas son partículas cargadas positivamente emitidas por determinadas sustancias radiactivas como el radio ). Las partículas alfa eran dispersadas por el aire en la cámara de detección, lo que hacía que las mediciones no fueran fiables. Thomson se había encontrado con un problema similar en su trabajo sobre rayos catódicos, que resolvió creando un vacío casi perfecto en sus instrumentos. Rutherford no pensó que se encontraría con el mismo problema porque las partículas alfa son mucho más pesadas que los electrones. Según el modelo atómico de Thomson, la carga positiva en el átomo no está lo suficientemente concentrada como para producir un campo eléctrico lo suficientemente fuerte como para desviar una partícula alfa, y los electrones son tan livianos que las partículas alfa, mucho más pesadas, deberían empujarlos a un lado sin esfuerzo. Sin embargo, hubo dispersión, por lo que Rutherford y sus colegas decidieron investigarla cuidadosamente. [44]
Entre 1908 y 1913, Rutherford y sus colegas realizaron una serie de experimentos en los que bombardearon finas láminas de metal con partículas alfa. Observaron partículas alfa desviadas en ángulos superiores a 90°. Para explicar esto, Rutherford propuso que la carga positiva del átomo no está distribuida por todo el volumen del átomo como creía Thomson, sino que está concentrada en un pequeño núcleo en el centro. Sólo una concentración de carga tan intensa podría producir un campo eléctrico lo suficientemente fuerte como para desviar las partículas alfa tal como se observan. [44] El modelo de Rutherford a veces se denomina "modelo planetario". [45]
El modelo planetario del átomo tenía dos deficiencias importantes. La primera es que, a diferencia de los planetas que orbitan alrededor del sol, los electrones son partículas cargadas. Se sabe que una carga eléctrica acelerada emite ondas electromagnéticas según la fórmula de Larmor en el electromagnetismo clásico . Una carga en órbita debería perder energía constantemente y girar en espiral hacia el núcleo, chocando con él en una pequeña fracción de segundo. El segundo problema fue que el modelo planetario no podía explicar los espectros de emisión y absorción de los átomos con picos elevados que se observaron.
La teoría cuántica revolucionó la física a principios del siglo XX, cuando Max Planck y Albert Einstein postularon que la energía luminosa se emite o absorbe en cantidades discretas conocidas como cuantos (singular, cuántico ). Esto condujo a una serie de modelos atómicos cuánticos, como el modelo cuántico de Arthur Erich Haas en 1910 y el modelo atómico cuántico de John William Nicholson de 1912 que cuantificaba el momento angular como h /2 π . [46] [47] En 1913, Niels Bohr incorporó esta idea a su modelo de Bohr del átomo, en el que un electrón sólo podía orbitar el núcleo en órbitas circulares particulares con momento angular y energía fijos, su distancia del núcleo (es decir, sus radios) siendo proporcionales a su energía. [48] Según este modelo, un electrón no podía entrar en espiral hacia el núcleo porque no podía perder energía de manera continua; en cambio, sólo podía realizar " saltos cuánticos " instantáneos entre los niveles de energía fijos . [48] Cuando esto ocurría, la luz se emitía o absorbía a una frecuencia proporcional al cambio de energía (de ahí la absorción y emisión de luz en espectros discretos). [48]
El modelo de Bohr no era perfecto. Sólo podía predecir las líneas espectrales del hidrógeno, no las de los átomos multielectrónicos. [49] Peor aún, ni siquiera podía explicar todas las características del espectro del hidrógeno: a medida que mejoró la tecnología espectrográfica , se descubrió que la aplicación de un campo magnético provocaba que las líneas espectrales se multiplicaran de una manera que el modelo de Bohr no podía explicar. En 1916, Arnold Sommerfeld añadió órbitas elípticas al modelo de Bohr para explicar las líneas de emisión adicionales, pero esto hizo que el modelo fuera muy difícil de usar y todavía no podía explicar átomos más complejos. [50] [51]
Mientras experimentaba con los productos de la desintegración radiactiva , en 1913 el radioquímico Frederick Soddy descubrió que parecía haber más de una variedad de algunos elementos. [52] El término isótopo fue acuñado por Margaret Todd como un nombre adecuado para estas variedades. [53]
Ese mismo año, JJ Thomson llevó a cabo un experimento en el que canalizó una corriente de iones de neón a través de campos magnéticos y eléctricos, golpeando una placa fotográfica en el otro extremo. Observó dos manchas brillantes en la placa, lo que sugería dos trayectorias de desviación diferentes. Thomson concluyó que esto se debía a que algunos de los iones de neón tenían una masa diferente. [54] La naturaleza de esta masa diferente se explicaría más tarde con el descubrimiento de los neutrones en 1932: todos los átomos de un mismo elemento contienen el mismo número de protones, mientras que diferentes isótopos tienen diferente número de neutrones. [55]
En 1917, Rutherford bombardeó gas nitrógeno con partículas alfa y observó que el gas emitía núcleos de hidrógeno (Rutherford los reconoció porque los había obtenido previamente bombardeando hidrógeno con partículas alfa y observando núcleos de hidrógeno en los productos). Rutherford concluyó que los núcleos de hidrógeno emergían de los núcleos de los propios átomos de nitrógeno (de hecho, había dividido un nitrógeno). [56]
Por su propio trabajo y el de sus alumnos Bohr y Henry Moseley , Rutherford sabía que la carga positiva de cualquier átomo siempre podía equipararse a la de un número entero de núcleos de hidrógeno. Esto, junto con el hecho de que la masa atómica de muchos elementos era aproximadamente equivalente a un número entero de átomos de hidrógeno (que entonces se suponía que eran las partículas más ligeras), lo llevó a concluir que los núcleos de hidrógeno eran partículas singulares y un constituyente básico de todos los núcleos atómicos. Llamó a estas partículas protones . Otros experimentos realizados por Rutherford descubrieron que la masa nuclear de la mayoría de los átomos excedía la de los protones que poseía; especuló que este excedente de masa estaba compuesto de partículas con carga neutra previamente desconocidas, que tentativamente fueron denominadas " neutrones ".
En 1928, Walter Bothe observó que el berilio emitía una radiación eléctricamente neutra y muy penetrante cuando era bombardeado con partículas alfa. Más tarde se descubrió que esta radiación podía eliminar los átomos de hidrógeno de la cera de parafina . Inicialmente se pensó que se trataba de radiación gamma de alta energía , ya que la radiación gamma tenía un efecto similar sobre los electrones de los metales, pero James Chadwick descubrió que el efecto de ionización era demasiado fuerte para que se debiera a la radiación electromagnética, siempre y cuando la energía y el impulso se conservaron en la interacción. En 1932, Chadwick expuso varios elementos, como el hidrógeno y el nitrógeno, a la misteriosa "radiación de berilio" y, midiendo las energías de las partículas cargadas en retroceso, dedujo que la radiación en realidad estaba compuesta de partículas eléctricamente neutras que no podían carecer de masa. como el rayo gamma, sino que debían tener una masa similar a la de un protón. Chadwick ahora afirmó que estas partículas eran los neutrones de Rutherford. [57] Por su descubrimiento del neutrón, Chadwick recibió el Premio Nobel en 1935. [58]
En 1924, Louis de Broglie propuso que todas las partículas, en particular las subatómicas como los electrones, tienen una onda asociada. Erwin Schrödinger , fascinado por esta idea, desarrolló una ecuación [59] que describe un electrón como una función de onda en lugar de un punto. Este enfoque predijo muchos de los fenómenos espectrales que el modelo de Bohr no logró explicar, pero era difícil de visualizar y enfrentó oposición. [60] Uno de sus críticos, Max Born , propuso en cambio que la función de onda de Schrödinger no describía la extensión física de un electrón (como una distribución de carga en el electromagnetismo clásico), sino que daba la probabilidad de que un electrón, cuando se midiera, fuera encontrado en un punto determinado. [61] Esto reconciliaba las ideas de electrones ondulatorios y particulados: el comportamiento de un electrón, o de cualquier otra entidad subatómica, tiene aspectos tanto ondulatorios como partícula , y si se observa un aspecto u otro depende del experimento. [62]
El modelo ondulatorio de Schrödinger para el hidrógeno reemplazó al modelo de Bohr, con sus órbitas circulares claras y claramente definidas. El modelo moderno del átomo describe las posiciones de los electrones en un átomo en términos de probabilidades. Un electrón puede potencialmente encontrarse a cualquier distancia del núcleo, pero, dependiendo de su nivel de energía y momento angular , existe con más frecuencia en ciertas regiones alrededor del núcleo que en otras; este patrón se conoce como su orbital atómico . Los orbitales tienen diversas formas ( esfera , mancuerna , toroide , etc.) con el núcleo en el medio. [63] Las formas de los orbitales atómicos se encuentran resolviendo la ecuación de Schrödinger. [64] Se conocen soluciones analíticas de la ecuación de Schrödinger para muy pocos modelos hamiltonianos relativamente simples, incluidos el átomo de hidrógeno y el ion molecular de hidrógeno . [65] Comenzando con el átomo de helio , que contiene solo dos electrones, se utilizan métodos numéricos para resolver la ecuación de Schrödinger. [66]
Cualitativamente, la forma de los orbitales atómicos de los átomos multielectrónicos se asemeja a los estados del átomo de hidrógeno. El principio de Pauli requiere la distribución de estos electrones dentro de los orbitales atómicos de manera que no se asignen más de dos electrones a cada orbital; Este requisito afecta profundamente las propiedades atómicas y, en última instancia, la unión de los átomos a las moléculas. [67] : 182
pag.
208: Hasta 1913 usábamos la frase "radioelementos químicamente no separables" y en ese momento se sugirió la palabra isótopo en una discusión en el salón con la Dra. Margaret Todd en la casa del suegro de Soddy, Sir George
. Beilby
.
