viernes, 26 de marzo de 2010

Historia, desarrollo y modelos del concepto del Átomo.

 

Haremos un breve recorrido a lo largo de los 25 siglos que tiene de vida el concepto de átomo citando los momentos cruciales en los que se produjeron los cambios más drásticos, así como los principales responsables de éstos y los hechos experimentales que los indujeron.

La filosofía griega y los elementos

Desde su más remota antigüedad los filósofos griegos se habían preguntado acerca del modo en que estaban constituidas las cosas. Concibieron la idea de elemento primordial que animaba todo lo que hay en la naturaleza. Así, Tales de Mileto, en el siglo VI a.C. pensó que el agua era el componente básico de todas las cosas, y de él partió la idea de que este elemento originaba, mediante transformaciones, el resto de sustancias. Dicho pensamiento tuvo eco en sus contemporáneos, aunque no creyeron en el agua como elemento primordial, proponiéndose otros, como el aire para Anaxímenes de Mileto o el fuego para Heráclito de Éfeso (siglo V a.C.)

No obstante, el salto cualitativo en la noción de elemento lo dio Empédocles de Sicilia, de la escuela pitagórica, en el siglo V a. C., sugiriendo la existencia de varios elementos, los ya conocidos agua, aire y fuego, y un cuarto añadido por él: tierra. De este modo, cualquier sustancia natural se hallaba formada por la combinación de esos cuatro elementos en las proporciones adecuadas. En el siglo IV a. C., Aristóteles de Estagira, el más famoso pensador de la Grecia clásica, asumió esta idea e incluyó un quinto elemento (quintaesencia): el éter, que llenaría los cielos.

Nace la idea de átomo

Ya en el siglo V a. C., el filósofo jonio Leucipo razonó que todos los cuerpos se pueden dividir por sucesivas particiones hasta llegar a un punto en el cual los tamaños de las partículas son tan pequeños que no es posible otra nueva división. Su discípulo Demócrito de Abdera acuñó el término átomo para designar a los menores constituyentes de la materia que no admiten más división. Nacía definitivamente la filosofía atomista, que iba a ser rotundamente denostada por Aristóteles.

Considerando la influencia de Aristóteles en el pensamiento no sólo de su época, sino de muchos siglos posteriores, no es de extrañar que la acertada idea de la existencia de los átomos fuera olvidada por la comunidad científica durante más de dos milenios.

Vuelven los átomos

Desde que en el siglo XVII, y sobre todo en el XVIII, la Química había adquirido carta de naturaleza como una importante rama del conocimiento humano, se habían descubierto un conjunto de leyes sobre los pesos que intervenían en las combinaciones de sustancias. Estas leyes se deben a los franceses Lavoisier y Proust, y al británico Dalton, y se completaron con las leyes volumétricas de los gases, enunciadas por el francés Gay-Lussac y el italiano Amadeo Avogadro.

Con el fin de explicar dichas leyes, el propio John Dalton volvió a la antigua idea del átomo como constituyente de la materia en su teoría atómica presentada en los inicios del siglo XIX. Dalton afirmó que los átomos de un elemento eran iguales entre sí y que los compuestos se originaban por la unión de átomos de los elementos correspondientes en unas cantidades definidas. Poco después, Avogadro denominó moléculas a los menores constituyentes de los compuestos, formadas por la unión adecuada de sus átomos. En este momento el átomo se identifica con una partícula indivisible.

El modelo de Dalton tuvo una larga vida, pues hasta finales de siglo, en 1897, no sucedió el hecho que obligó a su revisión: el descubrimiento de los rayos catódicos. El inglés J. J. Thomson consiguió “romper” por primera vez los átomos de un gas al someterlos a elevados potenciales en tubos de descarga, produciendo en sus choques contra el cátodo metálico unas partículas muy pequeñas de carga eléctrica negativa, que parecían provenir de dicho cátodo y que más tarde fueron denominadas electrones. Posteriormente, gracias al experimento del norteamericano Millikan, en 1911, se conocieron los valores de la carga y la masa de estas partículas. Así, se confirmó que los electrones son integrantes de todos los átomos y, por consiguiente, que los átomos son divisibles.

Sin embargo, el modelo de Thomson aún imaginaba un átomo más o menos esférico, con los electrones incrustados en una masa positiva, resultando un conjunto eléctricamente neutro.

Las órbitas electrónicas

Paralelamente al estudio de los rayos catódicos el alemán Goldstein realizó ensayos similares empleando cátodos perforados. Estos experimentos condujeron al descubrimiento del protón, otra partícula subatómica, de carga positiva e igual a la del electrón.

Un famoso experimento realizado por el británico Ernest Rutherford en 1911, en el que bombardeó con partículas alfa distintas láminas metálicas, le llevó a proponer una modificación sustancial en el concepto del átomo. Para justificar las desviaciones de las partículas al atravesar las láminas no había más remedio que considerar al átomo como una zona central, de carga positiva (con los protones), muy reducida, en torno a la que giraban los electrones en órbitas circulares (y en número igual al de los protones). Rutherford calculó que el tamaño de la corteza (formada por las órbitas electrónicas) debía ser unas cien mil veces mayor que el del núcleo, si bien la masa total del átomo se hallaba concentrada casi exclusivamente en este último. Cuando Rutherford explicaba su modelo lo comparaba con un sistema planetario en miniatura. A él se debe la noción de espacio vacío en las amplias regiones de la corteza no ocupadas por los electrones.

Un nuevo cambio: el modelo de Böhr

Con objeto de explicar los llamados espectros atómicos, es decir, la emisión o absorción de distintas radiaciones caracterizadas por su frecuencia (o longitud de onda) específicas para cada elemento, el sueco Niels Böhr, en 1913, adoptó la teoría cuántica de Planck (enunciada en 1900) para la radiación y pudo calcular los radios y las energías de las posibles órbitas del electrón en el átomo de Hidrógeno, al considerar las interacciones eléctricas con el protón del núcleo.

Este modelo es el primero que incorpora la visión actual de la física atómica, porque introduce la idea de que los valores de la energía (y del radio de las órbitas) no pueden ser cualesquiera sino que están cuantizados. No obstante, seguiría prevaleciendo la existencia de órbitas electrónicas.

El modelo de orbitales

Al desarrollarse la mecánica cuántica en la década de 1920, a la teoría de Planck ya conocida se unió la hipótesis de De Broglie de la dualidad onda-corpúsculo (1924) y el principio de incertidumbre de Heisenberg (1927), que permitieron aplicar el cálculo matemático a la descripción del átomo llegando a dos formulaciones paralelas y equivalentes: la mecánica de matrices del mismo Heisenberg y la mecánica ondulatoria de Schrödinger (1927).

A pesar de la validez de ambos planteamientos, la mecánica ondulatoria proporciona una visión mucho más intuitiva del átomo, imponiéndose frente al otro tratamiento. En el modelo de Schrödinger, los electrones se mueven en orbitales, es decir, en regiones del espacio, alrededor del núcleo, en donde existe una mayor probabilidad de encontrarlos. La forma, tamaño y orientación espacial, además de la energía de estos orbitales vienen determinadas por un conjunto de tres números cuánticos que se completa con el número que señala el espín del electrón.

Evidentemente, el modelo cuántico explica a la perfección todos los hechos observados, no sólo para el átomo de hidrógeno, sino para todos los átomos polielectrónicos, junto con sus enlaces en la formación de las moléculas y proporciona la base del estudio del núcleo, uno de los principales retos de la física teórica actual.

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Referencias cronólogicas

Fecha

Descubrimiento o modelo

Autor

Siglo V a.C.

Teoría de los cuatro elementos

Empédocles de Sicilia

Siglo V a.C.

Filosofía atomista

Leucipo y Demócrito

Siglo IV a.C.

Teoría de los cinco elementos

Aristóteles

Hacia 1780

Ley de la conservación de la masa

Antoine L. Lavoisier

1792

Ley de las proporciones recíprocas

Ricther y Wenzel

1801

Ley de las proporciones definidas

Louis J. Proust

1803

Ley de las proporciones múltiples

John Dalton

1806

Ley de los volúmenes de combinación

J. L. Gay-Lussac

1808

Teoría atómica

John Dalton

1811

Hipótesis de Avogadro

Amadeo Avogadro

1886

Rayos canales

E. Goldstein

1897

Descubrimiento del electrón

J. J. Thomson

1900

Teoría cuántica

Max Planck

1904

Modelo atómico de Thomson

J. J. Thomson

1911

Medición de la carga y masa del electrón

R. Millikan

1911

Experimento de Rutherford, el núcleo atómico

Ernest Rutherford

1911

Modelo atómico de Rutherford

Ernest Rutherford

1913

Modelo atómico de Böhr

Niels Böhr

1924

Dualidad onda-corpúsculo

Louis De Broglie

1927

Principio de incertidumbre

Werner Heisenberg

1927

Modelo de orbitales

Erwin Schrödinger

1932

Descubrimiento del neutrón

James Chadwick

 
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Historia: modelos atómicos

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.


Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico
1808
John Dalton

Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,

iguales entre sí en cada elemento químico.

1897
J.J. Thomson

Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

(Modelo atómico de Thomson.)
1911
E. Rutherford

Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.

(Modelo atómico de Rutherford.)
1913
Niels Bohr

Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.

Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

(Modelo atómico de Bohr.)

Fuentes:
http://www.fq.profes.net/archivo2.asp?id_contenido=31004
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm

 

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“En cuestiones de ciencia, la autoridad de mil no vale el humilde razonamiento de uno."     Galileo Galilei

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