HISTORIA Y EVOLUCIÓN

DEL ATOMO:

Teoría de la materia de Aristóteles. La alquimia

La ciencia griega surgió con las especulaciones lógicas de los filósofos griegos sobre el mundo físico, en lugar de confiar en los mitos para explicar los fenómenos. Aristóteles creía que todos los cuerpos tenían como base común la materia prima. Además, puesto que la materia era infinitamente divisible, negó la existencia de átomos y espacio vacío entre ellos.

Aceptó la teoría de los cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego, que amplió con cuatro cualidades elementales: caliente, frío, seco y húmedo ( el agua es fría y húmeda, el fuego caliente y seco, etc.). Esos elementos con sus cualidades se combinaban en diferentes proporciones dando lugar a la variedad de los cuerpos materiales. Puesto que era posible cambiar las cantidades de cada cualidad en un elemento, se podía transformar un elemento en otro (variando la forma, ya que la materia prima no cambia nunca); así, se pensaba que era posible cambiar las sustancias materiales formadas por los elementos, por ejemplo, el plomo en oro.

De esta manera surgen las teorías sobre la transmutación , que posteriormente siguieron los alquimistas, los cuales, respaldados por la idea aristotélica de que los metales de la Tierra tendían a ser cada vez más perfectos y a convertirse gradualmente en oro, creían que podían realizar el mismo proceso más rápidamente en sus talleres, transmutando así de forma artificial los metales comunes en oro. Para ayudar a la transmutación se trató de conseguir la llamada “piedra filosofal”, sustancia misteriosa que se buscó incansablemente e incentivo para estudiar los procesos químicos, porque podrían conducirlos no sólo a la riqueza, sino a la salud. La alquimia nació a principios de nuestra era en Alejandría, y aunque nunca consiguió sus propósitos, en la búsqueda de la perfección de los metales se descubrieron muchos procesos químicos, por lo que hoy es considerada como el antecedente de la química.

Leyes de las reacciones químicas

Las teorías establecidas no eran verdaderas, pues la evolución de la ciencia consiste en la sustitución de unas teorías por otras que se adecuan a los hechos. El conocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular sobre él.

Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII, los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos.

Hasta la segunda mitad del siglo XVIII, los alquimistas efectuaban experimento, dibujaban los aparatos utilizados y explicaban detalladamente las técnicas experimentales; sin embargo, estaban desprovistos de leyes que permitieran un estudio organizado y reproducible de los procesos químicos.

Ley de conservación de la masa

La combustión,  uno de los grandes problemas de la química del siglo XVIII, despertó el interés de Lavoiser. Comprobó que al calentar metales como el estaño en recipientes cerrados con una cantidad limitada de aire, estos se oxidaban hasta un momento determinado en que ésta no avanzaba más. Si se pesaba el conjunto después del calentamiento, el resultado era igual al peso antes de comenzar el proceso. Si el metal había ganado peso al calcinarse, era evidente que algo del recipiente debía haber perdido la misma cantidad de masa. Ese algo era el aire. Por tanto, Lavoiser demostró que la calcinación de un metal no era el resultado de la pérdida del misterioso flogisto (sustancia imponderable, misteriosa, que formaba parte de los cuerpos combustibles), sino la ganancia de algo muy material: una parte de aire (oxigeno).

Como al pesar estamos midiendo también masas, ya que el peso de cualquier cuerpo es proporcional a su masa (), puede enunciarse la ley con mas propiedad de la siguiente manera:

"En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos"

Ley de las proporciones definidas

Dicha ley se le atribuye a Proust por la defensa que hizo de ella frente a su compatriota Berthollet, quien creía que la composición de un compuesto variaba según el método por el que se había preparado. En 1801, Proust, siguiendo la técnica de Lavoisier, comprobó y estableció que en las reacciones químicas se cumple la ley de las proporciones definidas, ya que en los reactivos no reacciona todo con todo, sino que la relación en peso en que los elementos se combinan para formar los productos será siempre la misma, cualesquiera que sean sus cantidades iniciales. Su enunciado es:

"Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación de masas constante"

Ley de las proporciones múltiples

En 1803, Dalton estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos, anunciando la ley de las proporciones múltiples, deducida de modo inmediato de la teoría atómica.

“Cuando dos o más elementos reaccionan pudiendo dar dos (o más) compuestos diferentes, las masas de uno de los elementos, que reaccionan con una misma masa del otro. Guardan una relación que viene dada por un número sencillo”

Teoría atómica de Dalton

En 1808, Dalton enunció su teoría atómica para explicar las leyes de las reacciones químicas, según la cual:

1.-La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.

2.-Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.

3.-Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.

4.-Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.

5.- Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar mas de un compuesto.

6.-Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

A pesar de grandes aciertos, dicha teoría se vio en graves dificultades ya que afirmaba que los compuestos estaban formados por átomos de elementos en una relación constante y sencilla, pero, puesto que dicha relación numérica (formula) era imposible de calcular, Dalton supuso que era la mas simple posible (agua HO, amoniaco NH etc.). Este principio de simplicidad le condujo a otra dificultad, ya que las ultimas partículas de los elementos gaseosos debían ser átomos sueltos y a Dalton le resultaba inconcebible que éstas pudieran ser divisibles (biatómicas).

La hipótesis de Abogador fue rechazada, puesto que afirmaba justo lo anterior, partículas (moléculas) biatómicas. A las ideas de Dalton se unió también Berzelius, ya que según su teoría electroquímica, toda unión química se explicaba por cargas eléctricas opuestas, lo que no era el caso de átomos iguales, y por tanto era imposible que éstos pudieran unirse.

Ley de Avogadro

Poco más tarde de ser enunciada la teoría atómica, Gay Lussac hallo que los volúmenes de los gases que intervenían en una reacción química estaban en una relación entera sencilla (ley de Gay Lussac).

En 1811, Avogadro trató de explicar dicha ley dentro de la teoría atómica, suponiendo que “a igualdad de presión y temperatura, hay el mismo número de moléculas por unidad de volumen en todos los gases”, pero para explicar totalmente los resultados de Gay Lussac, Avogadro supuso, además, que las moléculas de los gases elementales son diatómicas, y no monoatómicas como la teoría atómica de Dalton había creído.

Dalton rechazó los resultados de Gay Lussac, pero actualmente se reconoce que los datos de Dalton eran defectuosos. A pesar de esto subyace una disputa teórica sobre cuál es la estructura de un gas, ya que, según Dalton, las partículas de un gas, rodeadas de una atmósfera de calórico (“sustancia del calor”), estaban en contacto unas con otras, por lo que en un mismo volumen habría tantas más partículas cuanto menor fuera el tamaño de estas. De ahí que se opusiera a la ley de Gay Lussac que insinuaba lo que poco más tarde Avogadro afirmaría: volúmenes iguales de gases podían contener el mismo número de partículas.

Según Avogadro, las partículas de un gas, rodeadas de una atmósfera muy delgada de calórico, estaban muy separadas por lo que el volumen que ocupaban era una fracción despreciable frente al volumen total del gas. Con el modelo de Avogadro se explicaba que un conjunto de moléculas grandes pudiera ocupar el mismo que otro conjunto, de igual número, de moléculas pequeñas. Dicha idea fue esencial para la teoría cinético-molecular desarrollada a partir del siglo XIX.

Teoría cinético-molecular

La teoría cinético-molecular surge en la segunda mitad del siglo XIX y propone cuál puede ser la estructura de los gases.

Las moléculas que forman un gas, independientemente unas de otras, se encuentran en movimiento continuo al azar y regido por leyes estadísticas; además, si ningún obstáculo se opone a dicho movimiento, el gas se expande hasta un volumen prácticamente infinito.

La presión que ejerce el gas se explica como resultado de los incesantes choques (elásticos) contra las paredes del recipiente, y aumenta con el número de moléculas que golpean las paredes y la energía cinética de éstas.

La temperatura del gas depende de la rapidez con que se mueven sus moléculas. De los cálculos de la teoría se deduce que existe una relación simple entre la energía cinética media de las moléculas de un gas y su temperatura absoluta: (A=cte). De dicha formula se deduce que, cuando T=0, , es decir, que a 0ºK el movimiento molecular de traslación cesa por completo, de aquí el significado profundo del cero absoluto.

En un sólido, las partículas están en contacto unas con otras y ordenadas, pero se encuentran oscilando alrededor de posiciones concretas..

En un líquido, las partículas están en contacto unas con otras y desordenadas, pero poseen mayor libertad de movimiento que un sólido puesto que las fuerzas de atractivas o de cohesión se contraponen a una agitación térmica más intensa.

Los puntos de fusión y ebullición de una sustancia son una medida de la intensidad de las fuerzas de atracción entre sus partículas, Si son pequeñas, los puntos de fusión y ebullición son bajos, pues basta con una baja temperatura para que el sólido se funda o el líquido hierva.

Las disoluciones también se explican por la teoría cinética ya que las moléculas de soluto actúan en cierto modo como las de un gas, encerradas en un volumen igual de la disolución.

Divisibilidad del átomo y modelo atómico de Thomson

No había pasado ni un siglo cuando la idea básica de Dalton de un átomo simple e indivisible hubo de cambiarse. Aunque en el s.XIX se conocieron hechos que sugerían esta idea, como los experimentos de Faraday sobre la electrólisis y la clasificación periódica de los elementos, las pruebas mas evidentes llegaron en los últimos años del siglo: el átomo era divisible y poseía naturaleza eléctrica.

Dichas conclusiones surgieron del estudio de las descargas eléctricas en los tubos de vacío. Los científicos que estudiaban estos fenómenos en la segunda mitad del siglo XIX observaron una fluorescencia en la pared del tubo opuesta al cátodo y supusieron que era producida por una radiación invisible que salía de este (rayos catódicos) que, como pronto se supo, estaban constituidos por partículas cargadas negativamente. En 1897, Thomson comprobó, al medir la relación entre carga y masa de dichas partículas, que los componentes de los rayos catódicos no eran átomos con carga, sino partículas nuevas resultantes de la fragmentación del átomo: los electrones.

A partir de esto, pensó que el átomo debía contener también electricidad positiva, y puesto que los electrones son tan ligeros, la mayor parte de la masa del átomo estaría asociada con la electricidad positiva, por lo que esta debía ocupar la mayor parte del volumen atómico.

Así, Thomson imaginó el átomo como una esfera material de electricidad positiva dentro de la cual se encontrarían los electrones, como pequeños gránulos, en número suficiente para que el conjunto resultara neutro.

Modelo atómico de Rutherford

En 1911, Rutherford descubrió que el átomo poseía un núcleo central. La totalidad de la carga positiva se hallaba concentrada en dicho núcleo, y los electrones giraban alrededor para no caer sobre él por atracción eléctrica. Llegó a esta conclusión mientras investigaba la difusión de partículas alfa por la materia haciendo incidir un haz de partículas alfa de alta energía sobre láminas metálicas delgadas. Al hacer esto se observo una mancha fluorescente en línea con el haz, y además, centelleos laterales que indicaban que algunas partículas sufrían desviaciones considerables e incluso podían rebotar en la lámina y salir hacia atrás. Este hecho solo era explicable por el choque de algunas partículas alfa contra una partícula de gran masa y elevada carga positiva, lo que hizo suponer a Thomson que toda la carga positiva del átomo estaba concentrada en un pequeño gránulo donde residía, además, la casi totalidad de su masa, el núcleo. Además el átomo estaba prácticamente hueco como indicaban los datos experimentales.

Este modelo tenía un problema obvio: las cargas eléctricas girando alrededor del núcleo debían tener una aceleración producida por este movimiento circular y, por lo tanto, deberían emitir radiación y perder energía hasta caer en el núcleo. Dicho en otras palabras, el modelo era inestable desde el punto de vista de las leyes electromagnéticas clásicas.

Modelo atómico de Bohr y mecánica cuántica

La luz visible es una porción pequeña de la gama completa de ondas electromagnéticas que comprende. Cada una, se caracteriza por un determinado valor de la frecuencia () o de la longitud de onda (). Desde principios del siglo XX y gracias a los trabajos de Einstein, sabemos que la luz puede ser concebida, además de cómo una onda, como un chorro de partículas llamadas fotones (ecuación de Planck:). El espectro consiste en un conjunto de líneas paralelas, que corresponden cada una a una longitud de onda. Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

En 1913, Bohr planteó tres postulados:

1.-El electrón gira alrededor del núcleo en determinadas órbitas circulares (orbitas estacionarias) sin perder energía en forma de radiación.

2.-Las órbitas posibles son aquellas en las que el electrón tiene un momento angular múltiplo entero de . Así, el Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n.

3.-La energía liberada al caer el electrón a una órbita de menor energía (más próxima al núcleo) se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck. Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro de absorción (o de emisión).

El modelo de Bohr tuvo una serie de fallos, ya que aunque era capaz de justificar el espectro visible del hidrógeno, pronto surgieron dificultades; por tal motivo, Sommerfeld (1916) perfeccionó el modelo de Bohr, considerando que las órbitas podían ser también elípticas. No obstante, el modelo atómico de Bohr-Sommerfeld solo pudo ser aplicado al átomo de hidrógeno y a iones con un solo electrón. Otro De los fallos del modelo de Bohr fue que sus postulados suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y mecánica cuántica.

En 1924 Louis De Broglie, fue quien sugirió que los electrones tenían tanto propiedades de ondas, como propiedades de partículas, esta propuesta constituyó la base de la mecánica cuántica.

A consecuencia de este comportamiento dual de los electrones (como onda y como partícula), surgió el principio enunciado por Heisenberg o Principio de incertidumbre en 1927, que dice que es imposible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición y la velocidad del electrón, ya que cuanto más exacta es la medida de la posición de un electrón, más grande es la incertidumbre con respecto a su velocidad, y viceversa, y puesto que ambas magnitudes son necesarias para predecir la trayectoria de una partícula, es imposible conocer la trayectoria de un electrón. Para solucionar este problema surge un nuevo concepto, el orbital atómico o región del espacio alrededor del núcleo donde hay la máxima probabilidad de encontrar el electrón.