Teoría atómica

La teoría atómica es la teoría científica de que la materia está compuesta de partículas llamadas átomos. La teoría atómica tiene sus orígenes en una antigua tradición filosófica conocida como atomismo. De acuerdo con esta idea, si uno tomara un trozo de materia y lo cortara en pedazos cada vez más pequeños, eventualmente llegaría a un punto en el que los pedazos ya no podrían cortarse en nada más pequeño. Los antiguos filósofos griegos llamaron a estas hipotéticas partículas últimas de materia átomos, una palabra que significaba "sin cortar".

A principios de 1800, el científico John Dalton notó que las sustancias químicas parecían combinarse y descomponerse en otras sustancias por peso en proporciones que sugerían que cada elemento químico está compuesto en última instancia por diminutas partículas indivisibles de peso constante. Poco después de 1850, ciertos físicos desarrollaron la teoría cinética de los gases y del calor, que modelaba matemáticamente el comportamiento de los gases asumiendo que estaban hechos de partículas. A principios del siglo XX, Albert Einstein y Jean Perrin demostraron que el movimiento browniano (el movimiento errático de los granos de polen en el agua) es causado por la acción de las moléculas de agua; esta tercera línea de evidencia silenció las dudas restantes entre los científicos sobre si los átomos y las moléculas eran reales. A lo largo del siglo XIX,

A principios del siglo XX, los científicos habían desarrollado modelos bastante detallados y precisos para la estructura de la materia, lo que condujo a clasificaciones más rigurosamente definidas para las diminutas partículas invisibles que componen la materia ordinaria. Un átomo ahora se define como la partícula básica que compone un elemento químico. A principios del siglo XX, los físicos descubrieron que las partículas que los químicos llaman "átomos" son en realidad aglomeraciones de partículas aún más pequeñas (partículas subatómicas), pero los científicos mantuvieron el nombre fuera de lo convencional. El término partícula elemental ahora se usa para referirse a partículas que en realidad son indivisibles.

Historia

Atomismo filosófico

La idea de que la materia se compone de unidades discretas es una idea muy antigua que aparece en muchas culturas antiguas, como Grecia e India. La palabra "átomo" (griego: ἄτομος; atomos), que significa "indivisible", fue acuñada por los filósofos griegos presocráticos Leucipo y su alumno Demócrito (c. 460– c. 370 a. C.). Demócrito enseñó que los átomos eran infinitos en número, increados y eternos, y que las cualidades de un objeto resultan del tipo de átomos que lo componen. El atomismo de Demócrito fue refinado y elaborado por el filósofo griego posterior Epicuro (341–270 a. C.) y por el poeta epicúreo romano Lucrecio (c. 99– c. 55 a. C.).Durante la Alta Edad Media, el atomismo fue olvidado en su mayor parte en Europa occidental. Durante el siglo XII, se volvió a conocer en Europa occidental a través de referencias en los escritos recién redescubiertos de Aristóteles. La visión opuesta de la materia sostenida por Aristóteles era que la materia era continua e infinita y podía subdividirse sin límite.

En el siglo XIV, el redescubrimiento de obras importantes que describen las enseñanzas atomistas, incluido De rerum natura de Lucrecio y Vidas y opiniones de filósofos eminentes de Diógenes Laërtius, condujo a una mayor atención académica sobre el tema. No obstante, debido a que el atomismo estaba asociado con la filosofía del epicureismo, que contradecía las enseñanzas cristianas ortodoxas, la mayoría de los filósofos europeos no consideraban aceptable la creencia en los átomos. El sacerdote católico francés Pierre Gassendi (1592-1655) revivió el atomismo epicúreo con modificaciones, argumentando que los átomos fueron creados por Dios y, aunque extremadamente numerosos, no son infinitos. Fue la primera persona que usó el término "molécula" para describir la agregación de átomos.La teoría modificada de los átomos de Gassendi fue popularizada en Francia por el médico François Bernier (1620-1688) y en Inglaterra por el filósofo natural Walter Charleton (1619-1707). El químico Robert Boyle (1627–1691) y el físico Isaac Newton (1642–1727) defendieron el atomismo y, a finales del siglo XVII, había sido aceptado por partes de la comunidad científica.

Juan Dalton

Cerca del final del siglo XVIII, surgieron dos leyes sobre las reacciones químicas sin referirse a la noción de una teoría atómica. La primera fue la ley de conservación de la masa, estrechamente relacionada con el 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). La segunda era la ley de las 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.

John Dalton estudió y amplió este trabajo anterior y defendió una nueva idea, más tarde conocida como la ley de las proporciones múltiples: si los mismos dos elementos se pueden combinar para formar varios compuestos diferentes, entonces las proporciones de las masas de los dos elementos en sus diversos compuestos estarán representados por pequeños números enteros. Este es un patrón común en las reacciones químicas que fue observado por Dalton y otros químicos en ese momento.

Ejemplo 1: óxidos de estaño: Dalton identificó dos óxidos de estaño. Uno es un polvo gris en el que por cada 100 partes de estaño hay 13,5 partes de oxígeno. El otro óxido es un polvo blanco en el que por cada 100 partes de estaño hay 27 partes de oxígeno. 13,5 y 27 forman una relación de 1:2. Estos óxidos se conocen hoy como óxido de estaño (II) (SnO) y óxido de estaño (IV) (SnO ₂), respectivamente.

Ejemplo 2: óxidos de hierro: Dalton identificó dos óxidos de hierro. Uno es un polvo negro en el que por cada 100 partes de hierro hay unas 28 partes de oxígeno. El otro es un polvo rojo en el que por cada 100 partes de hierro hay 42 partes de oxígeno. 28 y 42 forman una relación de 2:3. Estos óxidos se conocen hoy como óxido de hierro (II) (más conocido como wüstita) y óxido de hierro (III) (el componente principal de la herrumbre). Sus fórmulas son FeO y Fe ₂ O ₃ respectivamente.

Ejemplo 3: óxidos de nitrógeno: hay tres óxidos de nitrógeno en los que por cada 140 g de nitrógeno hay 80 g, 160 gy 320 g de oxígeno respectivamente, lo que da una proporción de 1:2:4. Estos son el óxido nitroso (N ₂ O), el óxido nítrico (NO) y el dióxido de nitrógeno (NO ₂), respectivamente.

Este patrón recurrente sugería que los productos químicos no reaccionan en una cantidad arbitraria, sino en múltiplos de alguna unidad básica indivisible de masa.

En sus escritos, Dalton usó el término "átomo" para referirse a la partícula básica de cualquier sustancia química, no estrictamente para elementos como es la práctica actual. Dalton no usó la palabra "molécula"; en cambio, usó los términos "átomo compuesto" y "átomo elemental". Dalton propuso que cada elemento químico está compuesto por átomos de un tipo único y único, y aunque no pueden alterarse ni destruirse por medios químicos, pueden combinarse para formar estructuras más complejas (compuestos químicos). Esto marcó la primera teoría verdaderamente científica del átomo, ya que Dalton llegó a sus conclusiones mediante la experimentación y el examen de los resultados de manera empírica.

En 1803, Dalton se refirió a una lista de pesos atómicos relativos para varias sustancias en una charla ante la Sociedad Filosófica y Literaria de Manchester sobre la solubilidad de varios gases, como el dióxido de carbono y el nitrógeno, en agua. Dalton no indicó cómo obtuvo los pesos relativos, pero inicialmente planteó la hipótesis de que la variación en la solubilidad se debía a las diferencias en la masa y la complejidad de las partículas de gas, una idea que abandonó cuando finalmente se publicó el artículo en 1805.A lo largo de los años, varios historiadores han atribuido el desarrollo de la teoría atómica de Dalton a su estudio de la solubilidad gaseosa, pero un estudio reciente de las anotaciones de su cuaderno de laboratorio concluye que desarrolló la teoría atómica química en 1803 para conciliar los datos analíticos de Cavendish y Lavoisier sobre la composición de ácido nítrico, por no explicar la solubilidad de los gases en agua.

Thomas Thomson publicó el primer relato breve de la teoría atómica de Dalton en la tercera edición de su libro A System of Chemistry. En 1808, Dalton publicó un relato más completo en la primera parte de A New System of Chemical Philosophy. Sin embargo, no fue hasta 1811 que Dalton proporcionó la justificación de su teoría de las proporciones múltiples.

Dalton estimó los pesos atómicos según las proporciones de masa en las que se combinaban, tomando el átomo de hidrógeno como unidad. Sin embargo, Dalton no concibió que con algunos elementos los átomos existen en las moléculas, por ejemplo, el oxígeno puro existe como O ₂. También creía erróneamente que el compuesto más simple entre dos elementos es siempre un átomo de cada uno (así que pensó que el agua era HO, no H ₂ O).Esto, además de la tosquedad de su equipo, erró sus resultados. Por ejemplo, en 1803 creía que los átomos de oxígeno eran 5,5 veces más pesados ​​que los átomos de hidrógeno, porque en el agua midió 5,5 gramos de oxígeno por cada 1 gramo de hidrógeno y creía que la fórmula del agua era HO. Adoptando mejores datos, en 1806 concluyó que el peso atómico del oxígeno en realidad debe ser 7 en lugar de 5,5, y retuvo este peso por el resto de su vida. Otros en ese momento ya habían concluido que el átomo de oxígeno debe pesar 8 en relación con el hidrógeno igual a 1, si se asume la fórmula de Dalton para la molécula de agua (HO), o 16 si se asume la fórmula moderna del agua (H ₂ O).

Avogadro

La falla en la teoría de Dalton fue corregida en principio en 1811 por Amedeo Avogadro. Avogadro había propuesto que volúmenes iguales de dos gases, a la misma temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas (en otras palabras, la masa de las partículas de un gas no afecta el volumen que ocupa).La ley de Avogadro le permitió deducir la naturaleza diatómica de numerosos gases estudiando los volúmenes a los que reaccionaban. Por ejemplo: dado que dos litros de hidrógeno reaccionarán con solo un litro de oxígeno para producir dos litros de vapor de agua (a presión y temperatura constantes), significaba que una sola molécula de oxígeno se divide en dos para formar dos partículas de agua. Por lo tanto, Avogadro pudo ofrecer estimaciones más precisas de la masa atómica del oxígeno y varios otros elementos, e hizo una distinción clara entre moléculas y átomos.

Movimiento browniano

En 1827, el botánico británico Robert Brown observó que las partículas de polvo dentro de los granos de polen que flotan 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 hipotético para describirlo. Este modelo fue validado experimentalmente en 1908 por el físico francés Jean Perrin, lo que proporcionó una validación adicional para la teoría de partículas (y, por extensión, para la teoría atómica).

Mecánica estadística

Para introducir la ley de los gases ideales y las formas estadísticas de la física, fue 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, quien fue un firme defensor del atomismo, fue el primero en utilizar la mecánica estadística en la física. 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, a veces conocido como el físico más grande de Estados Unidos, 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 Gibb, porque solo se habían impreso en una oscura revista estadounidense. Einstein comentó más tarde que si hubiera sabido del trabajo de Gibb, "no habría publicado esos artículos en absoluto, sino que me habría limitado al tratamiento de algunos puntos [que eran distintos]". Toda la mecánica estadística y las leyes del calor, el gas y la entropía se postularon necesariamente sobre la existencia de los átomos.

Descubrimiento de partículas subatómicas

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 un parche 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 cargadas negativamente que llamó "corpúsculos" (más tarde otros científicos las rebautizarían como electrones). 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 bloques de construcción. Para explicar la carga neutra global del átomo, propuso que los corpúsculos estuvieran distribuidos en un mar uniforme de carga positiva; este era el modelo de pudín de ciruelas ya que los electrones estaban incrustados en la carga positiva como pasas en un pudín de ciruelas (aunque en el modelo de Thomson no estaban estacionarios). La razón por la que el modelo de carga positiva esférica intercalado con electrones negativos de JJ Thompson fue más ampliamente aceptado en varias versiones diferentes de modelos planetarios nucleares fue que el modelo de Thompson podía alinearse mejor con la física clásica. Los modelos del sistema solar propuestos antes de Thompson siempre dieron como resultado electrones en espiral hacia el núcleo.

Descubrimiento del núcleo

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 centro.

Ernest Rutherford y sus colegas Hans Geiger y Ernest Marsden comenzaron 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 estaban siendo dispersadas por el aire en la cámara de detección, lo que hizo que las mediciones no fueran confiables. Thomson se había encontrado con un problema similar en su trabajo sobre los 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 del átomo de Thomson, la carga positiva en el átomo no está lo suficientemente concentrada 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 apartarlos sin esfuerzo. Sin embargo, hubo dispersión, por lo que Rutherford y sus colegas decidieron investigar esta dispersión cuidadosamente.

Entre 1908 y 1913, Rutherford y sus colegas realizaron una serie de experimentos en los que bombardearon finas láminas de metal con partículas alfa. Detectaron partículas alfa desviadas en ángulos superiores a 90°. Para explicar esto, Rutherford propuso que la carga positiva del átomo no se distribuye por todo el volumen del átomo como creía Thomson, sino que se concentra en un diminuto núcleo en el centro. Solo una concentración de carga tan intensa podría producir un campo eléctrico lo suficientemente fuerte como para desviar las partículas alfa como se observa. El modelo de Rutherford a veces se denomina "modelo planetario". Sin embargo, Rutherford citó a Hantaro Nagaoka como el primero en sugerir un átomo planetario en 1904.Y ya en 1897 se habían sugerido modelos planetarios, como el de Joseph Larmor. Probablemente, el modelo más antiguo del sistema solar se encontró en una nota no publicada de Ludwig August Colding en 1854, cuya idea era que los átomos eran análogos a los sistemas planetarios que giran y causan polaridad magnética.

Primeros pasos hacia un modelo físico cuántico del átomo

El modelo planetario del átomo tenía dos defectos significativos. 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 era que el modelo planetario no podía explicar los espectros de emisión y absorción de los átomos que se observaban.

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, quantum). 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. En 1913, Niels Bohr incorporó esta idea en 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, siendo su distancia desde el núcleo (es decir, sus radios) proporcional a su energía.Según este modelo, un electrón no podría entrar en espiral en el núcleo porque no podría perder energía de manera continua; en cambio, solo podría hacer "saltos cuánticos" instantáneos entre los niveles de energía fijos. 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).

El modelo de Bohr no era perfecto. Solo podía predecir las líneas espectrales del hidrógeno; no podía predecir las de los átomos multielectrónicos. Peor aún, a medida que mejoraba la tecnología espectrográfica, se observaron líneas espectrales adicionales en el hidrógeno que el modelo de Bohr no podía explicar. En 1916, Arnold Sommerfeld agregó 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 aún no podía explicar átomos más complejos.

Descubrimiento de isótopos

Mientras experimentaba con los productos de la desintegración radiactiva, en 1913 el radioquímico Frederick Soddy descubrió que parecía haber más de un elemento en cada posición de la tabla periódica. El término isótopo fue acuñado por Margaret Todd como un nombre adecuado para estos elementos.

Ese mismo año, JJ Thomson realizó 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 parches 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. La naturaleza de esta masa diferente se explicaría más tarde con el descubrimiento de los neutrones en 1932.

Descubrimiento de partículas nucleares

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 surgieron de los núcleos de los propios átomos de nitrógeno (en efecto, había escindido un nitrógeno).

Por su propio trabajo y el trabajo 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 la masa atómica de muchos elementos que equivalen aproximadamente a un número entero de átomos de hidrógeno, que luego se suponía que eran las partículas más ligeras, lo llevó a concluir que los núcleos de hidrógeno eran partículas singulares y un componente básico de todos los núcleos atómicos. Llamó a tales partículas protones. La experimentación adicional de Rutherford encontró que la masa nuclear de la mayoría de los átomos excedía la de los protones que poseía; especuló que esta masa excedente estaba compuesta de partículas con carga neutra previamente desconocidas, que se denominaron tentativamente "neutrones".

En 1928, Walter Bothe observó que el berilio emitía una radiación eléctricamente neutra altamente 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 era radiación gamma de alta energía, ya que la radiación gamma tenía un efecto similar sobre los electrones en los metales, pero James Chadwick descubrió que el efecto de ionización era demasiado fuerte para que se debiera a la radiación electromagnética, siempre que la energía y el momento 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 los rayos gamma, sino que debían tener una masa similar a la de un protón. Chadwick ahora afirmó que estas partículas eran los neutrones de Rutherford.Por su descubrimiento del neutrón, Chadwick recibió el Premio Nobel en 1935.

Modelos físicos cuánticos del átomo

En 1924, Louis de Broglie propuso que todas las partículas en movimiento, en particular las partículas subatómicas como los electrones, exhiben cierto grado de comportamiento ondulatorio. Erwin Schrödinger, fascinado por esta idea, exploró si el movimiento de un electrón en un átomo podría o no explicarse mejor como una onda que como una partícula. La ecuación de Schrödinger, publicada en 1926, describe un electrón como una función de onda en lugar de una partícula puntual. Este enfoque predijo con elegancia muchos de los fenómenos espectrales que el modelo de Bohr no logró explicar. Aunque este concepto era matemáticamente conveniente, era difícil de visualizar y enfrentó oposición.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 mide, se encuentre en un punto particular. Esto reconcilió las ideas de electrones ondulatorios y corpusculares: el comportamiento de un electrón, o de cualquier otra entidad subatómica, tiene aspectos tanto ondulatorios como corpusculares, y si un aspecto u otro es más aparente depende de la situación.

Una consecuencia de describir los electrones como formas de onda es que es matemáticamente imposible derivar simultáneamente la posición y el momento de un electrón. Esto se conoció como el principio de incertidumbre de Heisenberg en honor al físico teórico Werner Heisenberg, quien publicó por primera vez una versión del mismo en 1927. (Heisenberg analizó un experimento mental en el que uno intenta medir la posición y el momento de un electrón simultáneamente. Sin embargo, Heisenberg no dio datos precisos). definiciones matemáticas de lo que significaba la "incertidumbre" en estas mediciones.La declaración matemática precisa del principio de incertidumbre de posición-momento se debe a Earle Hesse Kennard, Wolfgang Pauli y Hermann Weyl.) Esto invalidó el modelo de Bohr, con sus órbitas circulares ordenadas y claramente definidas. El modelo moderno del átomo describe las posiciones de los electrones en un átomo en términos de probabilidades. Un electrón se puede encontrar potencialmente a cualquier distancia del núcleo, pero, dependiendo de su nivel de energía y momento angular, existe con mayor frecuencia en ciertas regiones alrededor del núcleo que en otras; este patrón se conoce como su orbital atómico. Los orbitales vienen en una variedad de formas: esfera, mancuerna, toro, etc., con el núcleo en el medio.Las formas de los orbitales atómicos se encuentran resolviendo la ecuación de Schrödinger; sin embargo, se conocen soluciones analíticas de la ecuación de Schrödinger para muy pocos modelos hamiltonianos relativamente simples que incluyan el átomo de hidrógeno y el catión dihidrógeno. Incluso el átomo de helio, que contiene solo dos electrones, ha desafiado todos los intentos de un tratamiento completamente analítico.