Historia del Átomo: De la Filosofía a la Mecánica Cuántica

Conceptos Básicos de Química

• Magnitud: Todo lo que se puede medir y expresar con un número y una unidad.
• Unidad: La cantidad fija que se toma como referencia para medir una magnitud.
• Medida: El resultado de comparar una magnitud con una unidad, expresado con un número y su unidad (por ejemplo, 5 metros).
• Notación científica: Forma de escribir números muy grandes o muy pequeños como el producto de un número entre 1 y 10 multiplicado por una potencia de 10.
• Densidad: d = m/V (donde m = d · V y V = m/d).

Historia del Átomo

Leucipo y Demócrito (siglo V a.C.)

En el siglo V a.C., Leucipo y su discípulo Demócrito propusieron por primera vez que la materia no podía dividirse infinitamente. Pensaban que todo estaba formado por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos, que eran eternos, sólidos y diferentes en forma y tamaño. Según ellos, entre los átomos existía el vacío, y las distintas sustancias se debían a la forma y disposición de esas partículas. No realizaron experimentos; su teoría fue puramente filosófica, basada en la lógica y la reflexión.

Aristóteles (siglo IV a.C.)

En el siglo IV a.C., Aristóteles rechazó la teoría atomista. Defendía que la materia era continua, es decir, que podía dividirse infinitamente y que no existía el vacío. Además, afirmaba que todo estaba formado por cuatro elementos fundamentales: tierra, agua, aire y fuego. Su teoría tampoco estaba basada en experimentos, pero tuvo una enorme influencia durante casi 2000 años, frenando el desarrollo de la idea atómica.

Antoine Lavoisier (siglo XVIII)

En el siglo XVIII, Lavoisier estableció la Ley de Conservación de la Masa. Mediante experimentos en recipientes cerrados, pesaba las sustancias antes y después de una reacción química y comprobó que la masa total no cambiaba. Concluyó que la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. Sus experimentos marcaron el inicio de la química moderna y sentaron las bases para la teoría atómica científica.

Joseph Proust (finales del siglo XVIII)

A finales del siglo XVIII, Proust formuló la Ley de las Proporciones Definidas. Analizando diferentes compuestos químicos, demostró que un compuesto siempre contiene los mismos elementos en la misma proporción en masa, sin importar su origen. Esto reforzó la idea de que la materia estaba formada por partículas que se combinaban en proporciones fijas.

John Dalton (principios del siglo XIX)

A principios del siglo XIX, Dalton propuso la primera teoría atómica científica. Afirmó que la materia está formada por átomos indivisibles, que los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí y que los compuestos se forman por la unión de átomos en proporciones fijas. Se basó en las leyes de Lavoisier y Proust y en estudios sobre gases. Sin embargo, cometió errores: pensaba que los átomos eran indivisibles y que algunos gases estaban formados por átomos simples cuando en realidad estaban formados por moléculas.

William Crookes (finales del siglo XIX)

A finales del siglo XIX, Crookes realizó experimentos con tubos de descarga que contenían gases a baja presión. Observó la aparición de rayos que salían del cátodo, conocidos como rayos catódicos. Estos experimentos demostraron que dentro del átomo había partículas más pequeñas, lo que cuestionaba la idea de que el átomo fuera indivisible.

J. J. Thomson (1897)

En 1897, Thomson estudió los rayos catódicos y demostró que estaban formados por partículas con carga negativa, a las que llamó electrones. Descubrió así la primera partícula subatómica. Propuso el modelo del “pudín de pasas”, según el cual el átomo era una masa de carga positiva en la que estaban incrustados los electrones. Su experimento consistió en desviar los rayos catódicos mediante campos eléctricos y magnéticos.

Ernest Rutherford (1911)

En 1911, Rutherford realizó el experimento de la lámina de oro, bombardeándola con partículas alfa. Observó que la mayoría atravesaban la lámina, pero algunas se desviaban fuertemente. Concluyó que el átomo es casi todo vacío y que posee un núcleo pequeño, denso y con carga positiva donde se concentra casi toda la masa. Este descubrimiento revolucionó el modelo atómico.

Experimento de los espectros (siglo XX)

En el siglo XX se estudiaron los espectros de emisión de los elementos. Al calentar un elemento, este emitía luz con líneas de colores específicas. Esto demostró que los electrones solo podían ocupar ciertos niveles de energía determinados. Este fenómeno no podía explicarse con el modelo de Rutherford.

Niels Bohr (1913)

En 1913, Bohr propuso un nuevo modelo atómico basado en el de Rutherford y en los estudios de los espectros. Afirmó que los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas fijas con niveles de energía determinados. Cuando un electrón salta de una órbita a otra, absorbe o emite energía en forma de luz. Su modelo explicó correctamente el espectro del hidrógeno.

James Chadwick (1932)

En 1932, Chadwick descubrió el neutrón al bombardear berilio con partículas alfa. Detectó una partícula sin carga eléctrica pero con masa similar al protón. Este descubrimiento completó el modelo nuclear del átomo, estableciendo que el núcleo está formado por protones y neutrones, mientras que los electrones se encuentran alrededor.

Conceptos Avanzados

Isótopo: Versión de un elemento con igual número de protones pero diferente número de neutrones, por lo que tienen propiedades químicas iguales pero masa diferente. Algunos pueden ser radiactivos.

Tipos de orbitales

Los tipos de orbitales se clasifican según su forma y nivel de energía:

1. Orbital s: Forma esférica, 1 orbital por nivel, puede contener hasta 2 electrones.
2. Orbital p: Forma de doble gota (como un 8), 3 orbitales por nivel, hasta 6 electrones.
3. Orbital d: Forma más compleja, 5 orbitales por nivel, hasta 10 electrones.
4. Orbital f: Forma muy compleja, 7 orbitales por nivel, hasta 14 electrones.

Orbital: Zona alrededor del núcleo donde es probable encontrar un electrón.