La teoría atómica es la teoría científica de que la materia está compuesta de partículas llamadas átomos . La definición de la palabra "átomo" ha cambiado a lo largo de los años en respuesta a los descubrimientos científicos. Inicialmente, se refería al concepto hipotético de que existía alguna partícula fundamental de materia, demasiado pequeña para ser vista a simple vista, que no podía dividirse. Luego la definición se refinó hasta ser las partículas básicas de los elementos químicos, cuando los químicos observaron que los elementos parecían combinarse entre sí en proporciones de pequeños números enteros. Luego, los físicos descubrieron que estas partículas tenían una estructura interna propia y, por lo tanto, tal vez no merecían ser llamadas "átomos", pero cambiarles el nombre a los átomos no habría sido práctico en ese momento.
La teoría atómica es uno de los desarrollos científicos más importantes de la historia.
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]
Cerca del final del siglo XVIII, surgieron varios avances importantes en la química sin hacer referencia a la noción de teoría atómica. El primero fue Antoine Lavoisier, que redefinió un elemento como una sustancia que los científicos no podían descomponer en sustancias más simples mediante experimentación. Esto puso fin a la antigua idea de que los elementos de la materia eran fuego, tierra, aire y agua, que no tenía apoyo experimental. Lavoisier demostró que el agua se puede descomponer en hidrógeno y oxígeno , que a su vez no podía descomponer en nada más simple, demostrando así que se trata de elementos. [4] Lavoisier también definió la ley de conservación de la masa , que establece que en una reacción química, la materia no aparece ni desaparece en el aire; la masa total sigue siendo la misma incluso si las sustancias involucradas se transformaran. Finalmente, estaba la ley de las proporciones definidas , establecida por el químico francés Joseph Proust en 1797, que establece que si un compuesto se descompone en sus elementos químicos constituyentes, entonces las masas de esos constituyentes siempre tendrán las mismas proporciones en peso, independientemente de la cantidad o fuente del compuesto original. Esta definición distinguía los compuestos de las mezclas. [5]
John Dalton estudió los datos recopilados por él mismo y por otros científicos. Notó un patrón que más tarde se conoció como la ley de proporciones múltiples : en compuestos que contienen dos elementos particulares, la cantidad de Elemento A por medida de Elemento B diferirá entre estos compuestos en proporciones de números enteros pequeños. Esto sugirió que cada elemento se combina con otros elementos en múltiplos de una cantidad básica.
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 medida 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. [6] 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 ). En este caso particular, Dalton se equivocó en las fórmulas de estos compuestos, y no fue su único error. Pero en otros casos, acertó con las fórmulas. Los siguientes ejemplos provienen de los propios libros de Dalton Un nuevo sistema de filosofía química (en dos volúmenes, 1808 y 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 como óxido de estaño (II) (SnO) y óxido de estaño (IV) (SnO 2 ). En la terminología de Dalton, un "protóxido" es una molécula que contiene un solo átomo de oxígeno y una molécula de "deutóxido" tiene dos. [7] [8] Los equivalentes modernos de sus términos serían monóxido y dióxido , pero estos no se usan para los óxidos de estaño ya que en realidad son cristales; no existen en forma molecular.
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) y óxido de hierro (III) y sus fórmulas son Fe 2 O 2 y Fe 2 O 3 respectivamente (la fórmula del óxido de hierro (II) normalmente se escribe como FeO, pero aquí se escribe como Fe 2 O 2 para contrastarlo con el otro óxido). Dalton describió el "óxido intermedio" como "2 átomos de protóxido y 1 de oxígeno", lo que suma dos átomos de hierro y tres de oxígeno. Eso promedia un átomo y medio de oxígeno por cada átomo de hierro, lo que lo sitúa a medio camino entre un "protóxido" y un "deutóxido". [9] [10]
Ejemplo 3: óxidos de nitrógeno: Dalton conocía tres óxidos de nitrógeno: "óxido nitroso", "gas nitroso" y "ácido nítrico". [11] 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" está formado por 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 . [12] [13]
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. [3] [14]
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. [15] 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 eran demasiado pequeños para pesarlos directamente usando los métodos del siglo XIX, Dalton expresó los pesos de la miríada de átomos como múltiplos del peso del átomo de hidrógeno, que Dalton sabía que era el elemento más liviano. Según sus mediciones, 7 gramos de oxígeno se combinarán con 1 gramo de hidrógeno para formar 8 gramos de agua sin que quede nada, y suponiendo que una molécula de agua sea un átomo de oxígeno y un átomo de hidrógeno, concluyó que el peso atómico del oxígeno es 7. En realidad son 16. Aparte de la tosquedad de las herramientas de medición de principios del siglo XIX, la razón principal de este error fue que Dalton no sabía que la molécula de agua en realidad tiene dos átomos de hidrógeno, no uno. Si lo hubiera sabido, habría duplicado su estimación a 14, más precisa. 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). [16] La hipótesis de Avogadro, ahora generalmente llamada ley de Avogadro , proporcionó un método para deducir los pesos relativos de las moléculas de los 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 se divide en dos para formar dos moléculas de agua. La fórmula del agua es H 2 O, no HO. Avogadro midió que el peso atómico del oxígeno era 15,074. [17]
La teoría atómica de Dalton atrajo un interés generalizado, pero al principio no todos la aceptaron. Se demostró que la ley de las proporciones múltiples no es una ley universal en el caso de sustancias orgánicas, cuyas moléculas pueden ser bastante grandes. 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 . [18] La ley de proporciones múltiples por sí sola no era una prueba completa, y la teoría atómica no fue aceptada universalmente hasta finales del siglo XIX.
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 se podían dividir "átomos compuestos", como el dióxido de carbono, a diferencia de los "átomos elementales". A Dalton no le gustaba la palabra "molécula" y la consideraba "diminutiva". [3] [19] 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". [20] Jöns Jacob 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" era una partícula que no podía dividirse por medios físicos como la temperatura y la presión, y un "átomo químico" era una partícula que no podía dividirse mediante reacciones químicas. [21]
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 .
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 [22]
Cannizzaro criticó a químicos del pasado como Berzelius por no aceptar que las partículas de ciertos elementos gaseosos sean en realidad pares de átomos, lo que les llevó a errores en la formulación de ciertos compuestos. Berzelius creía que las partículas de gas hidrógeno y cloro eran átomos solitarios. Pero observó que cuando un litro de hidrógeno reacciona con un litro de cloro, se forman dos litros de cloruro de hidrógeno en lugar de uno. Berzelius decidió que la ley de Avogadro no se aplica a los compuestos. Cannizzaro predicó que si los científicos simplemente aceptaran la existencia de moléculas de un solo elemento, tales discrepancias en sus hallazgos se resolverían fácilmente. Pero Berzelius ni siquiera tenía una palabra para eso. Berzelius usó el término "átomo elemental" para una partícula de gas que contenía sólo un elemento y "átomo compuesto" para partículas que contenían dos o más elementos, pero no había nada que distinguiera el H 2 del H ya que Berzelius no creía en el H 2 . Por eso Cannizzaro pidió una redefinición para que los científicos pudieran entender que una molécula de hidrógeno puede dividirse en dos átomos en el curso de una reacción química. [23]
Una segunda objeción a la teoría atómica era filosófica. 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 podían 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. [24]
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 16 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. [25]
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. [26] [27]
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. [28] [29]
Dmitrii Mendeleev notó que cuando ordenaba los elementos en una fila según sus pesos atómicos, había una cierta periodicidad en ellos. [30] : 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 . [30] : 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. [31]
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), lo que encaja con la teoría cuántica.
Los elementos de la tabla periódica generalmente estaban ordenados según su peso atómico creciente. Sin embargo, en varios lugares los químicos optaron por intercambiar las posiciones de ciertos elementos adyacentes para que aparecieran en un grupo con otros elementos con propiedades similares. Por ejemplo, el teluro se coloca antes del yodo aunque el teluro es más pesado (127,6 frente a 126,9) para que el yodo pueda estar en la misma columna que los otros halógenos . En 1913, Henry Moseley descubrió que los átomos de cada elemento, cuando se excitan , emiten rayos X a una frecuencia proporcional a la posición del elemento en la tabla periódica ajustada, lo que validó estos ajustes.
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. [32] 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".
A principios del siglo XX, Albert Einstein reinventó de forma independiente las leyes de Gibbs, porque sólo habían sido impresas en una oscura revista estadounidense. [33] 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]". [34] Toda la mecánica estadística y las leyes del calor, el gas y la entropía tomaron la existencia de los átomos como un postulado necesario.
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 motivo aparente. En 1905, 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. [35]
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 .
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 campos eléctricos y campos magnéticos , lo que significaba que estos rayos no eran una forma de luz sino que estaban compuestos de partículas cargadas muy ligeras, y su carga era negativa. Thomson llamó a estas partículas "corpúsculos". Midió que su relación masa-carga era varios órdenes de magnitud menor que la del átomo de hidrógeno, el átomo más pequeño. Esta relación era la misma independientemente de de qué estuvieran hechos los electrodos y de cuál fuera el gas traza en el tubo. [38]
A diferencia de esos corpúsculos, los iones positivos creados por electrólisis o radiación de rayos X tenían relaciones masa-carga que variaban según el material de los electrodos y el tipo de gas en la cámara de reacción, lo que indicaba que eran diferentes tipos de partículas.
En 1898, Thomson midió la carga de los iones en aproximadamente 6 × 10 -10 unidades electrostáticas (2 × 10 -19 culombios). [39] : 85 [40] En 1899, demostró que la electricidad negativa creada por la luz ultravioleta que incide sobre un metal (conocido ahora como efecto fotoeléctrico ) tiene la misma relación masa-carga que los rayos catódicos; luego aplicó su método anterior para determinar la carga de los iones a las partículas eléctricas negativas creadas por la luz ultravioleta. [39] : 86 Mediante esta combinación demostró que la masa del electrón era 0,0014 veces la de los iones de hidrógeno. [41] Estos "corpúsculos" eran tan livianos pero tenían tanta carga que Thomson concluyó que debían ser las partículas básicas de la electricidad, y por esa razón otros científicos decidieron que estos "corpúsculos" deberían llamarse electrones siguiendo una sugerencia de 1894 de George Johnstone Stoney por nombrar la unidad básica de carga eléctrica. [42]
En 1904, Thomson publicó un artículo que describía un nuevo modelo del átomo. [43] Los electrones residen dentro de los átomos y se trasplantan de un átomo al siguiente en una cadena bajo la acción de una corriente eléctrica. Cuando los electrones no fluyen, su carga negativa lógicamente debe equilibrarse con alguna fuente de carga positiva dentro del átomo para volverlo eléctricamente neutro. Al no tener idea de la fuente de esta carga positiva, Thomson propuso tentativamente que la carga positiva está en todas partes del átomo, y que el átomo tiene forma de esfera. [44] El equilibrio de fuerzas electrostáticas distribuiría los electrones por toda esta esfera de forma más o menos uniforme. Thomson explicó además que los iones son átomos que tienen un excedente o escasez de electrones. [45]
El modelo de Thomson se conoce popularmente como modelo del pudín de ciruelas , y se basa en la idea de que los electrones se distribuyen por toda la esfera de carga positiva con la misma densidad que las pasas en un pudín de ciruelas . Ni Thomson ni sus colegas utilizaron jamás esta analogía. Parece haber sido una presunción de los escritores de divulgación científica. La analogía sugiere que la esfera positiva es como un sólido, pero Thomson la comparó con un líquido, ya que propuso que los electrones se movían en ella siguiendo patrones gobernados por fuerzas electrostáticas. [46] [47] El modelo de Thomson estaba incompleto, no podía predecir ninguna de las propiedades conocidas del átomo, como los espectros de emisión o las valencias.
En 1906, Robert A. Millikan y Harvey Fletcher realizaron el experimento de la gota de aceite en el que midieron la carga de un electrón en aproximadamente -1,6 × 10 -19 , un valor que ahora se define como -1 e . Como se sabía que el ion hidrógeno y el electrón eran indivisibles y que un átomo de hidrógeno tiene carga neutra, se deducía que la carga positiva en el hidrógeno era igual a este valor, es decir, 1 e .
El modelo del pudín de ciruelas de Thomson fue suplantado en 1911 por uno de sus antiguos alumnos, Ernest Rutherford , quien descubrió que la carga positiva y la mayor parte de la masa de un átomo se concentra en una fracción muy pequeña de su volumen, que supuso que estaba en el muy 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. [48]
Entre 1908 y 1913, Rutherford y sus colegas realizaron una serie de experimentos en los que bombardearon finas láminas de metal con un haz de partículas alfa. Observaron partículas alfa desviadas en ángulos superiores a 90°. Según el modelo de Thomson, todas las partículas alfa deberían haber pasado con una desviación insignificante. Rutherford dedujo 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, y que el núcleo también tiene la mayor parte de la masa del átomo. Sólo una concentración de carga tan intensa, anclada por su gran masa, podría producir un campo eléctrico lo suficientemente fuerte como para desviar las partículas alfa tal como se observan. [48] El modelo de Rutherford a veces se denomina "modelo planetario". [49]
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, cuántica ). 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 . [50] [51] 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. [52] 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 . [52] 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). [52]
El modelo de Bohr no era perfecto. Sólo podía predecir las líneas espectrales del hidrógeno, no las de los átomos multielectrónicos. [53] 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. [54] [55]
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. [56] El término isótopo fue acuñado por Margaret Todd como un nombre adecuado para estas variedades. [57]
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. [58] 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. [59]
En 1815, William Prout observó que los pesos atómicos de los elementos eran múltiplos del peso atómico del hidrógeno (lo cual es cierto si se tienen en cuenta los isótopos), por lo que planteó la hipótesis de que todos los átomos son aglomeraciones de hidrógeno, una partícula a la que denominó "el protilo". ".
En un artículo de abril de 1911, Ernest Rutherford estimó que la carga de un núcleo atómico, expresada como un multiplicador de la carga nuclear del hidrógeno ( e ), es aproximadamente la mitad del peso atómico del átomo , basándose en cómo varios tipos de láminas metálicas dispersaban las partículas alfa . [60]
En junio de 1911, el físico holandés Antonius van den Broek observó que en la tabla periódica , cada elemento químico sucesivo aumentaba su peso atómico en promedio en 2, lo que a su vez sugería que la carga nuclear de cada elemento sucesivo aumentaba en 1 e . [61]
En 1913, Henry Moseley midió las emisiones de rayos X de todos los elementos de la tabla periódica y descubrió que la frecuencia de las emisiones de rayos X era función del número atómico del elemento y de la carga de un núcleo de hidrógeno (ver ley de Moseley ). .
En 1917, Rutherford bombardeó gas nitrógeno con partículas alfa y observó que el gas emitía núcleos de hidrógeno . Rutherford concluyó que los núcleos de hidrógeno emergían de los núcleos de los propios átomos de nitrógeno (de hecho, había dividido el átomo). [62]
Estas observaciones llevaron a Rutherford a concluir que el núcleo de hidrógeno era una partícula singular con una carga positiva igual a la carga negativa de un electrón. El nombre "protón" fue sugerido por Rutherford en una reunión informal de colegas físicos en Cardiff en 1920. [63] Todos los núcleos atómicos contienen un número de protones igual al número atómico del elemento respectivo. Hasta ese momento, el número atómico se había definido como la posición de un elemento en la tabla periódica .
Los físicos de la década de 1920 creían que el núcleo atómico contenía protones más una serie de "electrones nucleares" que reducían la carga general. Estos "electrones nucleares" eran distintos de los electrones que orbitaban alrededor del núcleo. Esta hipótesis incorrecta habría explicado por qué los números atómicos de los elementos eran menores que sus pesos atómicos y por qué los elementos radiactivos emiten electrones ( radiación beta ) en el proceso de desintegración nuclear. Rutherford incluso planteó la hipótesis de que un protón y un electrón podrían unirse estrechamente formando un "doblete neutro". Rutherford escribió que la existencia de tales "dobles neutros" que se mueven libremente a través del espacio proporcionaría una explicación más plausible de cómo se podrían haber formado los elementos más pesados en la génesis del Universo, dado que es difícil para un protón solitario fusionarse con un gran protón. núcleo atómico debido al campo eléctrico repulsivo. [64]
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 llamó a esta nueva partícula "el neutrón" y creía que era un protón y un electrón fusionados porque el neutrón tenía aproximadamente la misma masa que un protón y la masa de un electrón es insignificante en comparación. [65] Los neutrones no son, de hecho, una fusión de un protón y un electrón.
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 [66] 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. [67] 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. [68] 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. [69]
Una consecuencia de describir las partículas como formas de onda en lugar de puntos es que es matemáticamente imposible calcular con precisión tanto la posición como el momento de una partícula en un momento dado. Esto se conoció como principio de incertidumbre , un concepto introducido por primera vez por Werner Heisenberg en 1927.
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. [70] Las formas de los orbitales atómicos se encuentran resolviendo la ecuación de Schrödinger. [71] 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 . [72] Comenzando con el átomo de helio , que contiene solo dos electrones, se utilizan métodos numéricos para resolver la ecuación de Schrödinger. [73]
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 para formar moléculas. [74] : 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
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