Toda la materia está hecha de átomos. Esto es algo que ahora damos por hecho, y una de las cosas que aprendes al principio de las clases de química de la escuela secundaria o secundaria. A pesar de esto, nuestras ideas sobre lo que es un átomo son sorprendentemente recientes: hace tan solo cien años, los científicos todavía estaban debatiendo cómo era exactamente un átomo. Este gráfico echa un vistazo a los modelos clave propuestos para el átomo y cómo cambiaron con el tiempo.

Aunque nuestro gráfico comienza en la década de 1800, la idea de los átomos ya existía mucho antes. De hecho, tenemos que volver a la Antigua Grecia para encontrar su génesis. La palabra ‘átomo’ en realidad proviene del griego Antiguo y se traduce aproximadamente como ‘indivisible’. La teoría griega antigua ha sido acreditada a varios eruditos diferentes, pero se atribuye con mayor frecuencia a Demócrito (460-370 a .C.) y a su mentor Leucipo. Aunque sus ideas sobre los átomos eran rudimentarias en comparación con nuestros conceptos actuales, esbozaron la idea de que todo está hecho de átomos, esferas invisibles e indivisibles de materia de tipo y número infinito.

Estos estudiosos imaginaron que los átomos variaban en forma dependiendo del tipo de átomo. Imaginaron que los átomos de hierro tenían ganchos que los unían, explicando por qué el hierro era un sólido a temperatura ambiente. Los átomos de agua eran suaves y resbaladizos, lo que explicaba por qué el agua era un líquido a temperatura ambiente y se podía verter. Aunque ahora sabemos que este no es el caso, sus ideas sentaron las bases para futuros modelos atómicos.

Sin embargo, fue una larga espera antes de que se construyeran estos cimientos. No fue hasta 1803 que el químico inglés John Dalton comenzó a desarrollar una definición más científica del átomo. Se basó en las ideas de los antiguos griegos al describir los átomos como esferas pequeñas y duras que son indivisibles, y que los átomos de un elemento dado son idénticos entre sí. Este último punto es uno que prácticamente sigue siendo cierto, con la notable excepción de los isótopos de diferentes elementos, que difieren en su número de neutrones. Sin embargo, dado que el neutrón no se descubriría hasta 1932, probablemente podamos perdonar a Dalton este descuido. También ideó teorías sobre cómo los átomos se combinan para hacer compuestos, y también ideó el primer conjunto de símbolos químicos para los elementos conocidos.

El esbozo de Dalton de la teoría atómica fue un comienzo,pero todavía no nos dijo mucho sobre la naturaleza de los átomos en sí. Lo que siguió fue otra pausa más corta en la que nuestro conocimiento de los átomos no progresó tanto. Hubo algunos intentos de definir cómo podrían ser los átomos, como la sugerencia de Lord Kelvin de que podrían tener una estructura similar a un vórtice, pero no fue hasta justo después del cambio de siglo 20 que el progreso en elucidar la estructura atómica realmente comenzó a aumentar.

El primer avance se produjo a finales de 1800 cuando el físico inglés Joseph John (JJ) Thomson descubrió que el átomo no era tan indivisible como se afirmaba anteriormente. Llevó a cabo experimentos con rayos catódicos producidos en un tubo de descarga, y descubrió que los rayos eran atraídos por placas de metal cargadas positivamente, pero repelidos por placas cargadas negativamente. De esto dedujo que los rayos deben estar cargados negativamente.Al medir la carga de las partículas en los rayos, pudo deducir que eran dos mil veces más livianas que el hidrógeno, y al cambiar el metal del que estaba hecho el cátodo, pudo decir que estas partículas estaban presentes en muchos tipos de átomos. Había descubierto el electrón (aunque se refirió a él como un’ corpúsculo’), y demostró que los átomos no eran indivisibles, sino que tenían partes constituyentes más pequeñas. Este descubrimiento le haría ganar un Premio Nobel en 1906.

En 1904, presentó su modelo del átomo basado en sus hallazgos. Apodado «El Modelo de Pudín de Ciruelas» (aunque no por el propio Thomson), contemplaba el átomo como una esfera de carga positiva, con electrones esparcidos como ciruelas en un pudín. Los científicos habían comenzado a mirar dentro de las entrañas del átomo, pero el modelo de Thomson no se quedaba por mucho tiempo, y fue uno de sus estudiantes el que proporcionó la evidencia para consignarlo a la historia.Ernest Rutherford fue un físico de Nueva Zelanda que estudió en la Universidad de Cambridge con Thomson. Fue su trabajo posterior en la Universidad de Manchester que proporcionaría más información sobre el interior de un átomo. Este trabajo se produjo después de que ya había recibido un Premio Nobel en 1908 por sus investigaciones sobre la química de las sustancias radiactivas.

Rutherford ideó un experimento para sondear la estructura atómica que implicaba disparar partículas alfa cargadas positivamente en una delgada lámina de lámina de oro. Las partículas alfa eran tan pequeñas que podían pasar a través de la lámina de oro, y de acuerdo con el modelo de Thomson que mostraba la carga positiva difundida sobre todo el átomo, deberían hacerlo con poca o ninguna desviación. Al llevar a cabo este experimento, esperaba poder confirmar el modelo de Thomson, pero terminó haciendo exactamente lo contrario.

Durante el experimento, la mayoría de las partículas alfa pasaron a través de la lámina con poca o ninguna desviación. Sin embargo, un número muy pequeño de partículas se desviaron de sus trayectorias originales en ángulos muy grandes. Fue completamente inesperado; como Rutherford observó a sí mismo, «era casi tan increíble como si te despidieran de 15 pulgadas shell en un pedazo de papel de seda y se volvió y golpeó». La única explicación posible era que la carga positiva no se extendía por todo el átomo, sino que se concentraba en un centro pequeño y denso: el núcleo. La mayor parte del resto del átomo era simplemente espacio vacío.

El descubrimiento del núcleo de Rutherford significaba que el modelo atómico necesitaba un replanteamiento. Propuso un modelo en el que los electrones orbitan el núcleo cargado positivamente. Si bien esto era una mejora en el modelo de Thomson, no explicaba qué mantenía a los electrones orbitando en lugar de simplemente girar en espiral hacia el núcleo.

Enter Niels Bohr. Bohr fue un físico danés que trató de resolver los problemas con el modelo de Rutherford. Se dio cuenta de que la física clásica no podía explicar adecuadamente lo que estaba pasando a nivel atómico; en su lugar, invocó la teoría cuántica para tratar de explicar la disposición de los electrones. Su modelo postulaba la existencia de niveles de energía o capas de electrones. Los electrones solo se podían encontrar en estos niveles de energía específicos; en otras palabras, su energía se cuantificaba y no podía tomar cualquier valor. Los electrones podían moverse entre estos niveles de energía (denominados por Bohr «estados estacionarios»), pero tenían que hacerlo absorbiendo o emitiendo energía.

La sugerencia de Bohr de niveles de energía estables abordó el problema de los electrones en espiral hacia el núcleo en cierta medida, pero no del todo. Las razones exactas son un poco más complejas de lo que vamos a discutir aquí, porque nos estamos adentrando en el complejo mundo de la mecánica cuántica; y como dijo el propio Bohr, «Si la mecánica cuántica no te ha conmocionado profundamente, todavía no lo has entendido». En otras palabras, se pone un poco raro.

El modelo de Bohr no resolvió todos los problemas del modelo atómico. Funcionaba bien para átomos de hidrógeno, pero no podía explicar las observaciones de elementos más pesados. También viola el Principio de Incertidumbre de Heisenberg, una de las piedras angulares de la mecánica cuántica, que establece que no podemos saber tanto la posición exacta como el momento de un electrón. Sin embargo, este principio no se postuló hasta varios años después de que Bohr propusiera su modelo. A pesar de todo esto, es probable que Bohr siga siendo el modelo del átomo con el que estás más familiarizado, ya que a menudo es el que se introdujo por primera vez durante los cursos de química de la escuela secundaria o secundaria. Todavía tiene sus usos también; es muy útil para explicar la unión química y la reactividad de algunos grupos de elementos a un nivel simple.

En cualquier caso, el modelo aún requería refinamiento. En este punto, muchos científicos estaban investigando y tratando de desarrollar el modelo cuántico del átomo. El principal de ellos era el físico austriaco Erwin Schrödinger, de quien probablemente hayas oído hablar antes (es el tipo con el gato y la caja). En 1926, Schrödinger propuso que, en lugar de los electrones que se mueven en órbitas fijas o conchas, los electrones se comportan como ondas. Esto parece un poco raro, pero probablemente ya recuerdes que la luz puede comportarse como una onda y una partícula (lo que se conoce como dualidad onda-partícula), y resulta que los electrones también pueden hacerlo.

Schrödinger resolvió una serie de ecuaciones matemáticas para crear un modelo para las distribuciones de electrones en un átomo. Su modelo muestra el núcleo rodeado por nubes de densidad electrónica. Estas nubes son nubes de probabilidad; aunque no sabemos exactamente dónde están los electrones, sabemos que es probable que se encuentren en determinadas regiones del espacio. Estas regiones del espacio se conocen como orbitales de electrones. Tal vez sea comprensible por qué las lecciones de química de la escuela secundaria no conducen directamente a este modelo, aunque es el modelo aceptado hoy en día, ¡porque toma un poco más de tiempo para que te des cuenta!

La de Schrödinger no fue la última palabra sobre el átomo. En 1932, el físico inglés James Chadwick (un estudiante de Ernest Rutherford) descubrió la existencia del neutrón, completando nuestra imagen de las partículas subatómicas que componen un átomo. La historia tampoco termina ahí; desde entonces, los físicos han descubierto que los protones y neutrones que componen el núcleo son divisibles en partículas llamadas quarks, ¡pero eso está más allá del alcance de este artículo! En cualquier caso, el átomo nos da un gran ejemplo de cómo los modelos científicos pueden cambiar con el tiempo, y muestra cómo las nuevas pruebas pueden conducir a nuevos modelos.

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