Teoría atómica

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El modelu teóricu actual del átomu implica un nucleu trupu arrodiáu por una "nube" probabilista d'electrones.

En química y física, la teoría atómica ye una teoría científica sobre la naturaleza de la materia que sostien que ta compuesta d'unidaes discretes llamaes átomo. Empezó como conceutu filosóficu na Antigua Grecia y llogró amplia aceptación científica a principios del sieglu XIX cuando los descubrimientos nel campu de la química demostraron que la materia realmente portábase como si tuviera fecha d'átomos.

La pallabra átomu provien del axetivu en griegu antiguu atomos, que significa «indivisible». Los químicos del sieglu XIX empezaron a utilizar el términu en relación col númberu creciente d'elementos químicos irreducibles.[1] Cerca del cambéu al siguiente sieglu, al traviés de dellos esperimentos con electromagnetismu y radioactividá, los físicos afayaron que los "átomos indivisibles" yeren de fechu un conglomeráu de delles partícules subatómiques (principalmente, electrones, protones y neutrones), les que pueden esistir separaes unes d'otres. Ello ye que en ciertes redolaes estremes, como les estrelles de neutrones, la presión y la temperatura estremu torguen que los átomos puedan esistir n'absolutu.

Yá que s'afayó que los átomos podíen estremase, los físicos inventaron el términu «partícules elementales» pa describir les partes "indivisibles", anque non indestruyibles, d'un átomu. El campu de ciencia qu'estudia les partícules subatómiques ye la física de partícules y ye nesti campu onde los físicos esperen afayar l'auténtica naturaleza fundamental de la materia.

Atomismu filosóficu[editar | editar la fonte]

Artículu principal: Atomismu

La idea de que la materia ta fecha d'unidaes discretes ye una bien antigua y surde en munches cultures antigües como Grecia (Demócrito, Leucipo de Mileto), Roma (Lucrecio) ya India (los jainistas Ajivika y Cārvāka y les escueles Nyaya y Vaisheshika). Sicasí, estes idees tuvieron fundaes nel razonamientu filosófico y teolóxico más que na evidencia y l'esperimentación. Por cuenta de ello, nun podíen convencer a toos y l'atomismu yera una ente delles teoríes rivales sobre la naturaleza de materia. Nun foi hasta'l sieglu XIX cuando los científicos abrazaron y refinaron la idea, una y bones la floreciente ciencia de la química producieron descubrimientos que podíen esplicase fácilmente utilizando'l conceutu del átomu. Tamién, resalta la influencia del científicu serbiu Ruđer Bošković (1711-1787), primero en bosquejar una teoría atómica moderna de fundamentu newtoniano qu'establez fuercies de cohesión y de repulsión.[2]

Dalton[editar | editar la fonte]

Artículu principal: Modelu atómicu de Dalton

Cerca del fin del sieglu XVIII dos lleis sobre reacciones químiques remanecieron ensin referise a la idea d'una teoría atómica. La primera yera la Llei de caltenimientu de la masa, formulada por Antoine Lavoisier en 1789, que declara que la masa total permanez constante tres una reacción química (esto ye, los reactantes tienen la mesma masa que los productos).[3] La segunda yera la Llei de les proporciones constantes. Probada orixinalmente pol farmacéuticu francés Joseph Louis Proust en 1799, esta llei declara que si se descompon un compuestu nos sos elementos constituyentes, entós les mases de los elementos siempres van tener les mesmes proporciones, ensin importar la cantidá o fonte de la sustanza orixinal.[4]

John Dalton estudió y espandió esti trabayu previu y desenvolvió la llei de les proporciones múltiples: si dos elementos pueden combinase pa formar una cantidá de compuestos posibles, entós les proporciones de les mases del segundu elementu que se combinen con una masa fixo del primer elementu van ser proporciones de númberos enteros pequeños. Por casu: Proust había estudiáu óxidos d'estañu y afayó que les sos mases yeren 88.1 % estañu y 11.9 % osíxenu o 78.7 % estañu y 21.3 % osíxenu (estos yeren óxidu d'estañu (II) y dióxidu d'estañu respeutivamente). Dalton notó nestos porcentaxes que 100 g d'estañu va combinar con 13,5 g o 27 g d'osíxenu; 13,5 y 27 formen una proporción de 1:2. Dalton afayó qu'una teoría atómica de la materia podría esplicar elegantemente esti patrón común na química. Nel casu de los óxidos d'estañu de Proust, un átomu d'estañu va combinar con unu o dos átomos d'osíxenu.[5]

Dalton tamién creía que la teoría atómica podía esplicar por qué l'agua absorbió gases distintos en proporciones distintes. Por casu, afayó que l'agua absorbió dióxidu de carbonu muncho meyor qu'el nitróxenu.[6] Dalton hipotetizó qu'esti deber a les diferencies en masa y complexidá de les partícules de los gases respeutivos. Verdaderamente, les molécules de dióxidu de carbonu (CO2) son más pesaes y grandes que les molécules de nitróxenu (N2).

Propunxo que cada elementu químicu ta compuestu d'átomos d'un solu tipu solu y anque estos nun pueden ser alteriaos o destruyíos per medios químicos, pueden combinase pa formar estructures más complexes (compuestos químicos). Esto marca la primer teoría verdaderamente científica del átomu, yá que Dalton llogró les sos conclusiones por esperimentación y exame de les resultancies de forma empírica.

Representación de dellos átomos y molécules en Un Nuevu Sistema de Filosofía Química (1808) de John Dalton.

En 1803 presentó la so primer llista de pesos atómicos relativos pa un númberu de sustances. Esti artículu publicar en 1805, pero nél Dalton nun analizó esactamente cómo llogró eses cifres.[6] El métodu foi reveláu en 1807 pol so conocíu Thomas Thomson, na tercer edición del llibru de Thomson, Un Sistema de Química. Finalmente, Dalton publicó una esplicación completa nel so propiu testu, Un Nuevu Sistema de Filosofía Química (1808 y 1810).

Dalton envaloró los pesos atómicos según les proporciones de masa en que se combinen, tomando al átomu d'hidróxenu como unidá. Sicasí, Dalton nun concibió que dellos elementos esistan n'estáu molecular: por casu l'osíxenu puro esisti como O2. Tamién creyó equivocadamente que'l compuestu más senciellu ente dos elementos cualesquier ye siempres un átomu de cada unu (asina que pensó que l'agua yera HO, non H2O).[7] Esto, sumáu a la crudeza del so equipamientu, malogró les sos resultancies. Por casu, en 1803 creía que los átomos d'osíxenu yeren 5,5 vegaes más pesaos que los átomos d'hidróxenu, porque na agua midió 5,5 gramos d'osíxenu por cada gramu d'hidróxenu y creía que la fórmula pa l'agua yera HO. Con datos meyores, en 1806 concluyó que'l pesu atómicu del osíxenu de fechu tenía de ser 7 en cuenta de 5,5, y caltuvo esti pesu pol restu de la so vida. Otros nestos tiempos yá concluyeren que l'átomu d'osíxenu tien que pesar 8 átomos d'hidróxenu si unu supón la fórmula de Dalton pa la molécula d'agua (HO), o 16 si unu supón la fórmula moderna (H2O).[8]

Avogadro[editar | editar la fonte]

El defectu na teoría de Dalton foi correxida en principiu en 1811 por Amedeo Avogadro. Avogadro propunxera que volumes iguales de dos gases cualesquier, en presión y temperatura igual, contienen númberos iguales de molécules (n'otres pallabres, la masa de les partícules d'un gas nun afecta'l volume qu'ocupa).[9] La llei de Avogadro dexó-y deducir la naturaleza diatómica de numberosos gases al estudiar los volumes nos que reaccionen. Por casu: yá que dos llitros d'hidróxenu van reaccionar con un únicu llitru d'osíxenu pa producir dos llitros de vapor d'agua (en temperatura y presión constantes), significa qu'una sola molécula d'osíxenu estremar en dos pa formar dos partícules d'agua. D'esta miente Avogadro foi capaz d'ufiertar estimaciones más precises de la masa atómico del osíxenu y dellos otros elementos y fixo una distinción clara ente molécules y átomos.

Movimientu browniano[editar | editar la fonte]

En 1827, el botánicu británicu Robert Brown reparó que les partícules de polvu dientro de los granos de polen que llexen na agua costantemente cimblen ensin razón aparente. En 1905, Albert Einstein teorizó qu'esti movimientu browniano yera causáu pol continuu golpeteo de les molécules d'agua y desenvolvió un modelu matemáticu pa describilo.[10] En 1908 el físicu francés Jean Perrin validar esperimentalmente, lo qu'aprovió de validación adicional a la teoría particular (y por estensión a la teoría atómica).

Descubrimientu de les partícules subatómiques[editar | editar la fonte]

Artículu principal: Modelu atómicu de Thomson
El tubu de rayos catódicos de Thomson, nel que reparó la esviación de los rayos catódicos por un campu eléctrico.

Hasta 1897, creíase que los átomos yeren la división más pequeña de la materia, cuando J. J. Thomson afayó'l electrón por aciu el so esperimentu col tubu de rayos catódicos.[11] El tubu de rayos catódicos qu'usó Thomson yera un recipiente zarráu de vidriu, nel cual los dos electrodos taben dixebraos por un vacíu. Cuando s'aplica una diferencia de tensión a los electrodos, xenérense rayos catódicos, que crean una rellumada fosforescente cuando topeten col estremu opuestu del tubu de cristal. Por aciu la esperimentación, Thomson afayó que los rayos esviar al aplicar un campu eléctrico (amás d'esviase colos campos magnéticos, cosa que yá se sabía). Afirmó qu'estos rayos, más qu'ondes, taben compuestos por partícules cargaes negativamente a les que llamó "corpúsculos" (más tarde, otros científicos les rebautizarían como electrones).

Thomson creía que los corpúsculos surdíen de los átomos del electrodu. D'esta forma, axustó que los átomos yeren divisibles, y que los corpúsculos yeren los sos componentes. Pa esplicar la carga neutra del átomu, propunxo que los corpúsculos distribuyir n'estructures anilladas dientro d'una nube positiva uniforme; este yera'l modelu atómicu de Thomson o "modelu del plum cake".[12]

Yá que se vio que los átomos yeren realmente divisibles, los físicos inventaron más tarde el términu "partícules elementales" pa designar a les partícules indivisibles.

Descubrimientu del nucleu[editar | editar la fonte]

Artículu principal: Modelu atómicu de Rutherford
Esperimentu de la llámina d'oru
Enriba: Resultaos esperaes: les partícules alfa pasen ensin problemes pol modelu atómicu de Thomson.
Embaxo: Resultaos reparaes: una pequeña parte de les partícules esviar, lo que revela la esistencia d'un llugar nel átomu onde se concentra la carga positiva.

El modelu atómicu de Thomson foi refutado en 1909 por unu de los sos estudiantes, Ernest Rutherford, quien afayó que la mayor parte de la masa y de la carga positiva d'un átomu taba concentrada nuna fracción bien pequeña del so volume, que supónía que taba nel mesmu centru.

Nel so esperimentu, Hans Geiger y Ernest Marsden bombardearon partícules alfa al traviés d'una fina llámina de oru (que topetaríen con una pantalla fluorescente qu'asitiaren arrodiando la llámina).[13] Dada la mínima como masa de los electrones, la elevada masa y momentu de les partícules alfa y la distribución uniforme de la carga positiva del modelu de Thomson, estos científicos esperaben que toles partícules alfa travesaren la llámina d'oru ensin esviase, o otra manera, que fueren absorbíes. Pal so plasmu, una pequeña fracción de les partícules alfa sufrió una fuerte esviación. Esto indució a Rutherford a proponer el modelu planetariu del átomu, nel que los electrones orbitaban nel espaciu alredor d'un gran nucleu compactu, a semeyanza de los planetes y el Sol.[14]

Descubrimientu de los isótopos[editar | editar la fonte]

En 1913, Thomson enrió una corriente d'iones de neón al traviés de campos magnéticos y eléctricos, hasta topetar con una placa fotográfica qu'asitiara al otru llau. Reparó dos zones incandescentes na placa, que revelaben dos trayectories d'esviación distintes. Thomson concluyó qu'esto yera porque dalgunos de los iones de neón teníen distintes mases; asina foi como afayó la esistencia de los isótopos.[15]

Descubrimientu del neutrón[editar | editar la fonte]

Ver tamién: Neutrón#Historia

En 1918, Rutherford llogró partir el nucleu del átomu al bombardear gas nitróxenu con partícules alfa, y reparó que'l gas emitía nucleos d'hidróxenu. Rutherford concluyó que los nucleos d'hidróxenu veníen de los nucleos de los mesmos átomos de nitróxenu.[16] Más tarde afayó que la carga positiva de cualquier átomu equivalía siempres a un númberu enteru de nucleos d'hidróxenu. Esto, xuntu col fechu de que l'hidróxenu —l'elementu más llixeru— tenía una masa atómico de 1, llevólu a afirmar que los nucleos d'hidróxenu yeren partícules singulares, constituyentes básicos de tolos nucleos atómicos: afayárase'l protón. Un esperimentu posterior de Rutherford amosó que la masa nuclear de la mayoría de los átomos superaba a la de los protones que tenía. Por tanto, postuló la esistencia de partícules ensin carga, hasta entós desconocíes más tarde llamaes neutrones, d'onde provendría esti escesu de masa.

En 1928, Walther Bothe reparó qu'el beriliu emitía una radiación eléctricamente neutra cuando se -y bombardeaba con partícules alfa. En 1932, James Chadwick espunxo diversos elementos a esta radiación y dedució qu'esta taba compuesta por partícules eléctricamente neutres con una masa similar la d'un protón.[17] Chadwick llamó a estes partícules "neutrones".

Modelos cuánticos del átomu[editar | editar la fonte]

Artículu principal: Modelu atómicu de Bohr

El modelu planetariu del átomu tenía los sos defectos. De primeres, según la fórmula de Larmor del electromagnetismu clásicu, una carga eléctrica n'aceleración emite ondes electromagnétiques, y una carga n'órbita diría perdiendo enerxía y describiría una espiral hasta acabar cayendo nel nucleu. Otru fenómenu que'l modelu nun esplicaba yera por qué los átomos escitaos solo emiten lluz con ciertos espectro discretos.

La teoría cuántica revolucionó la física d'empiezos del sieglu XX, cuando Max Planck y Albert Einstein postularon que s'emite o absuerbe una leve cantidá d'enerxía en cantidaes fixes llamaes cuantos. En 1913, Niels Bohr incorporó esta idea a la so modelu atómicu, nel que los electrones solo podríen orbitar alredor del nucleu n'órbites circulares determinaes, con una enerxía y un momentu angular fixos, y siendo proporcionales les distancies del nucleu a los respeutivos niveles d'enerxía.[18] Según esti modelu, los átomos nun podríen describir espirales escontra'l nucleu porque nun podríen perder enerxía de manera continua; sicasí, solo podríen realizar "saltos cuánticos" instantáneos ente los niveles fixos d'enerxía.[19] Cuando esto asocede, l'átomu absuerbe o emite lluz a una frecuencia proporcional a la diferencia d'enerxía (y de ende l'absorción y emisión de lluz nos espectros discretos).[19]Arnold Sommerfeld amplió l'átomu de Bohr en 1916 pa incluyir órbites elíptiques, utilizando una cuantificación pel momento xeneralizáu.

El modelu de Bohr-Sommerfeld ad hoc yera bien malo d'utilizar, pero a cambéu faía increíbles predicciones acordies con ciertes propiedaes espectrales. Sicasí, yera incapaz d'esplicar los átomos multielectrónicos, predicir la tasa de transición o describir les estructures fines y hiperfinas.

En 1924, Louis de Broglie propunxo que tolos oxetos —particularmente les partícules subatómiques, como los electrones— podíen tener propiedaes d'ondes. Erwin Schrödinger, esteláu por esta idea, investigó si'l movimientu d'un electrón nun átomu podría esplicase meyor como onda que como partícula. La ecuación de Schrödinger, publicada en 1926,[20] describe al electrón como una función d'onda en llugar de como una partícula, y predixo munchos de los fenómenos espectrales que'l modelu de Bohr nun podía esplicar. Anque esti conceutu yera matemáticamente correctu, yera malo de visualizar, y tuvo los sos detractores.[21] Unu de los sos críticos, Max Born, dixo que la función d'onda de Schrödinger nun describía l'electrón, pero sí a munchos de los sos posibles estaos, y de esta forma podría usase pa calcular la probabilidá d'atopar un electrón en cualquier posición dada alredor del nucleu.[22]

En 1927, Werner Heisenberg indicó que, cuidao que una función d'onda ta determinada pol tiempu y la posición, ye imposible llograr simultáneamente valores precisos tantu pa la posición como pal momentu de la partícula pa cualquier puntu dáu nel tiempu.[23] Esti principiu foi conocíu como principiu d'incertidume de Heisenberg.

Los cinco orbitales atómicos d'un átomu de neón, separaos y ordenaos n'orde creciente d'enerxía. En cada orbital caben a lo más dos electrones, que tán la mayor parte del tiempu nes zones delimitadas poles "burbuyes".

Esti nuevu enfoque invalidaba por completu'l modelu de Bohr, coles sos órbites circulares claramente definíes. El modelu modernu del átomu describe les posiciones de los electrones nun átomu en términos de probabilidáes. Un electrón puede atopase potencialmente a cualquier distancia del nucleu, pero —dependiendo del so nivel d'enerxía— tiende a tar con más frecuencia en ciertes rexones alredor del nucleu que n'otres; estes zones son conocíes como orbitales atómicos.

Importancia[editar | editar la fonte]

La importancia d'esta teoría nun puede ser esaxerada. Díxose (por casu el premiu Nobel Richard Feynman) que la teoría atómica ye la teoría más importante na hestoria de la ciencia.[ensin referencies] Esto debe a les implicaciones que tuvo, tantu pa la ciencia básica como poles aplicaciones que se derivaron d'ella.

Tola química y bioquímica modernes basar na teoría de que la materia ta compuesta d'átomos de distintos elementos, que nun pueden transmutarse por métodos químicos. Pela so parte, la química dexó'l desenvolvimientu de la industria farmacéutico, petroquímica, d'abonos, el desenvolvimientu de nuevos materiales, incluyíos los semiconductores, y otres meyores.

Ver tamién[editar | editar la fonte]

Referencies[editar | editar la fonte]

  1. Berryman, Sylvia: «Ancient Atomism.» Stanford Encyclopedia of Philosophy|The Stanford Encyclopedia of Philosophy]] (Fall 2008 Edition), Edward, N.
  2. [1]
  3. Weisstein, Eric W.. «Lavoisier, Antoine (1743-1794)». scienceworld.wolfram.com. Consultáu'l 1 d'agostu de 2009.
  4. Proust, Joseph Louis.
  5. Van Melsen, Andrew G. (1952). From Atomos to Atom. Mineola, N.Y.: Dover Publications. ISBN 0-486-49584-1.
  6. 6,0 6,1 Dalton, John.
  7. Johnson, Chris. Avogadro - his contribution to chemistry. Archivado del original el 27 de xunu de 2009. https://web.archive.org/web/20090627064055/http://www.bulldog.u-net.com/avogadro/avoga.html. Consultáu 'l 1 d'agostu de 2009. 
  8. Rocke, Alan J. (1984). Chemical Atomism in the Nineteenth Century. Columbus: Ohio State University Press.
  9. Avogadro, Amedeo. «Essay on a Manner of Determining the Relative Masses of the Elementary Molecules of Bodies, and the Proportions in Which They Enter into These Compounds». Journal de Physique 73. http://web.lemoyne.edu/~giunta/avogadro.html. 
  10. «Über die von der molekularkinetischen Theorie der Wärme geforderte Bewegung von in ruhenden Flüssigkeiten suspendierten Teilchen». Annalen der Physik 322 (8). doi:10.1002/andp.19053220806. Bibcode1905AnP...322..549Y. 
  11. Thomson, J. J. (1897): Cathode rays, Philosophical Magacín.
  12. Thomson, J. J. (marzu de 1904): «On the Structure of the Atom: an Investigation of the Stability and Periods of Oscillation of a number of Corpuscles arranged at equal intervals around the Circumference of a Circle; with Application of the Results to the Theory of Atomic Structure.» Philosophical Magacín Serie 6, Vol 7, Nᵘ39.
  13. Geiger, H. (1910): «The Scattering of the α-Particles by Matter.» Proceedings of the Royal Society Series A 82: 495-500.
  14. Rutherford, Ernest (1911): «The Scattering of α and β Particles by Matter and the Structure of the Atom.» Philosophical Magacín Serie 6, vol. 21.
  15. Thomson, J. J. (1913): «Rays of positive electricity.» Proceedings of the Royal Society, A 89, 1-20.
  16. Rutherford, Ernest (1919): «Collisions of alpha Particles with Light Atoms. IV. An Anomalous Effect in Nitrogen.» Philosophical Magacín, 6ª serie, 37, 581.
  17. Chadwick, James (27 de febreru de 1932): «Possible Existence of a Neutron.» Nature.
  18. Bohr, N. (1913): «On the constitution of atoms and molecules.» Philosophical Magacín, 26, 1-25.[2]]
  19. 19,0 19,1 Bohr, N.: «On the constitution of atoms and molecules.»
  20. Schrodinger, Erwin (1926): «Quantisation as an Eigenvalue Problem.» Annalen der Physik.
  21. Mahanti, Subodh: Erwin Schrodinger: The Founder of Quantum Wave Mechanics
  22. Mahanti, Subodh: Max Born: Founder of Lattice Dynamics
  23. ISCID, Heisenberg Uncertainty Principle.

Enllaces esternos[editar | editar la fonte]



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