Central nuclear de Isar, Alemania

Piscina de combustible nuclear gastado

Turbina de una central nuclear

Teoría atómica

Teoría atómica

En física y química, la teoría atómica es una teoría científica de la naturaleza de la materia, que afirma que la materia está compuesta de unidades llamadas átomos. La teoría atómica comenzó como un concepto filosófico en la antigua Grecia y entró en la corriente principal del siglo XIX cuando los descubrimientos en el campo de la química mostraron que la materia realmente se comporta como si fuera un átomo.

La palabra átomo se origina en el adjetivo atómico del griego antiguo, que significa "indivisible". Como se explica en la historia de la energía nuclear. Los químicos del siglo XIX comenzaron a usar el término en relación con el número creciente de elementos químicos irreductibles.

Aparentemente, a principios del siglo XX, a través de varios experimentos con electromagnetismo y radioactividad, los físicos descubrieron que el llamado "átomo indivisible" es en realidad un conglomerado de diferentes partículas subatómicas (principalmente electrones, protones y neutrones). Estas partículas pueden existir por separado. De hecho, en ambientes extremos como las estrellas de neutrones, la temperatura y la presión extremas dificultan completamente la existencia de los átomos.

Dado que se ha demostrado que los átomos son divisibles, los físicos inventaron posteriormente el término "partículas elementales" para describir las partes "indivisibles", aunque no indestructibles, de un átomo. El campo científico que estudia las partículas subatómicas es la física de partículas, y en este campo los físicos esperan descubrir la verdadera naturaleza fundamental de la materia.

Atomismo filosófico

La idea de que la materia está formada por unidades discretas es muy antigua y ocurre en muchas culturas antiguas, como Grecia y la India. Sin embargo, estas ideas se basaron en el razonamiento filosófico y teológico, en lugar de en la evidencia y la experimentación.

Por esta razón, no podían convencer a todos, por lo que el atomismo seguía siendo una de las muchas hipótesis en conflicto sobre la naturaleza de la materia. Fue solo en el siglo diecinueve que la idea fue aceptada y refinada por los científicos, la ciencia de la química, al principio, produciendo descubrimientos que podían explicarse fácilmente utilizando el concepto de átomos.

John Dalton

Cerca del final del siglo XVIII, surgieron dos leyes sobre las reacciones químicas, sin hacer referencia a la noción de teoría atómica. La primera fue la ley de conservación de masa, formulada por Antoine Lavoisier en 1789, que establece que la masa total en una reacción química permanece constante (es decir, los reactivos tienen la misma masa que los productos de reacción).

El segundo fue la ley de las proporciones definidas. Primero demostrado por el químico francés Joseph Louis Proust en 1799, esta ley establece que, si un compuesto se descompone en sus elementos constituyentes, las masas de los compuestos constituyentes siempre tendrán las mismas proporciones, independientemente de la cantidad o fuente de la sustancia inicial.

 

John Dalton estudió y expandió el resultado anterior y desarrolló la ley de proporciones múltiples: si dos elementos se pueden combinar para formar una serie de compuestos, la relación de masa del segundo elemento que se combina con una masa fija del primer elemento será una relación de números enteros pequeños.

Por ejemplo, Proust estudió óxidos de estaño y encontró que sus masas eran 88.1% de estaño y 11.9% de oxígeno, o 78.7% de estaño y 21.3% de oxígeno (estos son óxidos de estaño y dióxido de estaño), respectivamente. Dalton observó en estos porcentajes que 100 g de estaño se combinarán con 13,5 g o 27 g de oxígeno; 13.5 y 27 están en una proporción de 1: 2. Dalton descubrió que una teoría atómica de la materia podría explicar elegantemente este patrón común en la química. En el caso de los óxidos de estaño de Proust, un átomo de estaño se combinará con uno o dos átomos de oxígeno.

Dalton creía que la teoría atómica podría explicar por qué el agua absorbe diferentes gases en diferentes proporciones; por ejemplo, descubrió que el agua absorbe el dióxido de carbono mucho mejor que el nitrógeno. Dalton planteó la hipótesis de que esto se debe a las diferencias de masa y la complejidad del gas particulado. De hecho, las moléculas de dióxido de carbono (CO2) son más pesadas y más grandes que las moléculas de nitrógeno (N2).

Dalton propuso que cada elemento químico está compuesto de átomos de un solo tipo, y aunque no pueden ser modificados o destruidos por medios químicos, pueden combinarse para formar estructuras más complejas (compuestos químicos). Esto marcó la primera teoría verdaderamente científica del átomo, porque Dalton llegó a sus conclusiones al experimentar y analizar los resultados de una manera empírica.

En 1803, Dalton presentó la primera lista de masas atómicas relativas por vía oral para varias sustancias. Este artículo fue publicado en 1805, pero no discutió exactamente cómo obtuvo estas cifras. El método fue descubierto por primera vez en 1807 por su conocimiento, Thomas Thomson, en la tercera edición de su manual, Un sistema de química. Finalmente, Dalton publicó una presentación completa en su propio libro, Un nuevo sistema de filosofía química, 1808 y 1810.

Dalton estimó las masas atómicas de acuerdo con las relaciones en las que las masas se combinan con el átomo de hidrógeno tomado como una unidad. Sin embargo, Dalton no concibió que, en algunos elementos, hay más átomos similares en las moléculas; por ejemplo, el oxígeno puro existe como O2. También, él cree erróneamente que el compuesto más simple entre dos elementos es siempre uno de cada átomo (por lo tanto, se pensó que el agua HO, no H 2 O).

Esto, además de la rudeza de su equipo, ha obstaculizado sus resultados. Por ejemplo, en 1803 creía que los átomos de oxígeno eran 5,5 veces más pesados ​​que los átomos de hidrógeno, porque en el agua medía 5,5 gramos de oxígeno por cada 1 gramo de hidrógeno y, por lo tanto, creía que la fórmula del agua era HO. Al adoptar mejores datos, en 1806 llegó a la conclusión de que la masa atómica de oxígeno debería ser 7, en lugar de 5,5, y consideró ese peso por el resto de su vida. Otros, en ese punto, ya habían llegado a la conclusión de que el átomo de oxígeno debería pesar 8 si el hidrógeno pesa 1, asumiendo la fórmula de la molécula de agua (HO) de Dalton, o 16 asumiendo la fórmula moderna del agua (H2O).

Avogadro

El defecto de la teoría de Dalton fue corregido en principio en 1811 por Amedeo Avogadro. Avogadro propuso que volúmenes iguales de gases, a temperatura y presión iguales, contienen el mismo número de moléculas (es decir, la masa de partículas de gas no afecta el volumen que ocupa). Ley de Avogadro le permitió deducir la naturaleza diatómica de muchos gases al estudiar los volúmenes en los que reaccionan. Por ejemplo, cuando dos litros de hidrógeno reaccionan con solo un litro de oxígeno para producir dos litros de vapor de agua (bajo presión y temperatura constante), significa que una molécula de oxígeno se divide en dos para ayudar a formar una Dos partículas de agua. Por lo tanto, Avogadro pudo proporcionar estimaciones más precisas de la masa atómica del oxígeno y otros elementos, y estableció una clara distinción entre moléculas y átomos.

El movimiento browniano

En 1827, el botánico inglés Robert Brown notó que las partículas de polvo dentro de los gránulos de polen que flotaban en el agua se agitaban constantemente sin ninguna razón aparente. En 1905, Albert Einstein teorizó que este movimiento browniano fue causado por constantes choques de perlas de moléculas de agua, y desarrolló un hipotético modelo matemático para describir el fenómeno. Este modelo fue validado experimentalmente en 1908 por el físico francés Jean Perrin, proporcionando así una validación adicional de la teoría de partículas (y, por extensión, teoría atómica).

El descubrimiento de las partículas subatómicas

Se pensaba que los átomos eran la división de materia más pequeña posible hasta 1897, cuando JJ Thomson descubrió el electrón trabajando con rayos catódicos.

Un tubo de Crookes es un recipiente de vidrio sellado en el que dos electrodos se separan del vacío. Cuando se aplica una diferencia de potencial a los electrodos, se generan rayos catódicos, creando un área brillante donde golpean el vidrio en el extremo opuesto del tubo. Experimentalmente, Thomson descubrió que los rayos podían desviarse de un campo eléctrico (además de los campos magnéticos, que ya se conocen). Llegó a la conclusión de que estos rayos, en lugar de ser una forma de luz, en realidad están compuestos de partículas muy poco cargadas., que él llamó "corpúsculos" (que luego serían llamados "electrones" por otros científicos). Midió la relación de carga de masa eléctrica y descubrió que era 1,800 veces más pequeña que el hidrógeno, el átomo más pequeño. Estos corpúsculos eran una partícula completamente diferente de los conocidos anteriormente.

Thomson ha sugerido que los átomos son en realidad divisibles, y que los corpúsculos son sus elementos constituyentes. Para explicar que el átomo es un todo eléctricamente neutro, ha adelantado la hipótesis de que los corpúsculos están distribuidos en un gran uniforme de cargas positivas; este fue el modelo de pudín de ciruela, en el que los electrones se incrustaron en ciruelas cargadas positivamente en un pudín de ciruela (aunque en el modelo de Thomson no estaban estacionarios).

Descubriendo el núcleo

El modelo de Thomson fue infringido en 1909 por uno de sus antiguos alumnos, Ernest Rutherford, quien descubrió que la mayoría de la masa y la carga positiva del átomo se concentran en una fracción muy pequeña de su volumen en un área que asumió. que está en el centro.

En el experimento Geiger-Marsden, Hans Geiger y Ernest Marsden ⁠ (los colegas de Rutherford que trabajaban en su sugerencia) impulsaron partículas alfa en láminas metálicas delgadas y midieron su deformación utilizando una pantalla de fluorescencia. Dada la muy pequeña masa de los electrones, el pulso alto de las partículas alfa y la baja concentración de la carga positiva en el modelo de pudín de ciruela, los experimentadores esperaban que todas las partículas alfa pasaran a través de la lámina metálica sin desviaciones significativas. Para su sorpresa, una pequeña fracción de las partículas alfa fueron fuertemente desviadas. Rutherford concluyó que la carga positiva del átomo debe concentrarse en un volumen muy pequeño que produce un campo eléctrico lo suficientemente intenso como para desviar las partículas alfa tan fuertemente.

Esto llevó a Rutherford a proponer un modelo planetario en el que una nube de electrones rodea un núcleo pequeño y compacto de carga positiva. Solo tal concentración de carga podría producir campos eléctricos lo suficientemente fuertes como para causar grandes desviaciones.

Los primeros pasos hacia un modelo cuántico del átomo

El modelo planetario atómico tenía dos deficiencias significativas. La primera fue que, a diferencia de los planetas que orbitan alrededor de un sol, los electrones son partículas cargadas. Se sabe que una carga eléctrica del acelerador emite ondas electromagnéticas de acuerdo con la fórmula de Larmor del electromagnetismo clásico. Una tarea en órbita debería perder constantemente energía y girar en espiral hacia el núcleo, chocando con ella en una fracción de segundo. El segundo problema fue que el modelo planetario no pudo explicar los espectros de emisión y absorción de los átomos observados.

La teoría cuántica revolucionó la física a principios del siglo XX, cuando Max Planck y Albert Einstein postuló que la energía luminosa se emite o se absorbe en cantidades discretas conocidas como los cuantos. En 1913, Niels Bohr incorporó esta idea en modelo de Bohr átomo, los electrones sólo pueden giran alrededor del núcleo en cierta órbita circular con el momento angular y la energía distancia fija desde el núcleo (es decir, alcance) es proporcional a la energía. En este modelo, un electrón no puede entrar en el núcleo, porque no podía perder energía en una forma continua; En su lugar, sólo podía "Saltos cuánticos" instantáneos entre niveles de energía fijos. Cuando esto ocurre, la luz se emite o absorbe a una frecuencia proporcional a la diferencia de energía (de donde la absorción y la emisión de luz en espectros discretos).

El modelo de Bohr no era perfecto. Solo podía predecir las líneas espectrales del hidrógeno; No podía predecir los de los átomos con más electrones. Peor aún, a medida que la tecnología espectrográfica evolucionó, se observaron líneas espectrales adicionales de hidrógeno, líneas que el modelo de Bohr no pudo explicar. En 1916, Arnold Sommerfeld agregó órbitas elípticas a Bohr para explicar las líneas de emisión adicionales, pero esto hizo que el modelo fuera muy difícil de usar sin poder explicar los átomos más complejos.

El descubrimiento de los isótopos

Al experimentar con productos de desintegración radiactiva, en 1913, el radioquímico Frederick Soddy descubrió que parecían ser más de un elemento por posición en la tabla periódica. El término isótopo fue inventado por Margaret Todd ⁠ como el nombre propio de estos elementos.

En el mismo año, JJ Thomson realizó un experimento en el que canalizó un flujo de iones de neón a través de campos magnéticos y eléctricos, golpeando una placa fotográfica en el otro extremo. Notó dos puntos brillantes en el plato, sugiriendo dos tipos diferentes de trayectorias de desviación. Thomson concluyó que esto se debe a que algunos de los iones de neón tienen otra tabla. La naturaleza de estas diferentes masas se explicaría más adelante por el descubrimiento de neutrones en 1932.

 

Descubrimiento de partículas nucleares

En 1917 Rutherford bombardeó nitrógeno gas con partículas alfa y encontró que el gas que sale de los núcleos de hidrógeno (Rutherford ha reconocido, como él obtenido previamente mediante el bombardeo de los átomos de hidrógeno con partículas alfa, y la observación de los núcleos de hidrógeno en los productos). Rutherford concluyó que los núcleos de hidrógeno resultaban de los núcleos de los átomos de nitrógeno (básicamente, dividió el átomo de nitrógeno).

Descubrimiento de los protones

Trabajo propio y el de sus estudiantes, Bohr y Henry Moseley, Rutherford sabían que la carga positiva de cualquier átomo siempre podía ser equiparado con un hidrógeno núcleos enteros. Esto, junto con el hecho de que la masa atómica de varios elementos es aproximadamente equivalente con un número de átomos de hidrógeno - a continuación, supone que las partículas más fáciles - han llevado a la conclusión de que los núcleos de hidrógeno son partículas Singular y constituyente básico de todos los núcleos atómicos. Llamó a estas partículas de protones.

Descubrimiento de los neutrones

Varios experimentos realizados por Rutherford han demostrado que las masas nucleares de la mayoría de los átomos superan la de los protones que poseen; especuló que este excedente de masa se compone de algunas partículas desconocidas, eléctricamente neutras, que provisionalmente llamó " neutrones ".

En 1928, Walter Bothe notó que el berilo emite una radiación eléctricamente neutra y muy penetrante cuando se bombardea con partículas alfa. Más tarde se descubrió que esta radiación podía eliminar los átomos de hidrógeno de la cera de parafina. Inicialmente, se pensaba que era una radiación gamma de alta energía, ya que la radiación gamma tenía un efecto similar en los electrones metálicos, pero James Chadwick descubrió que el efecto ionizante es demasiado fuerte para ser causado por la radiación electromagnética, siempre y cuando la energía y el impulso se conserven en interacción.

En 1932, Chadwick expuso varios elementos, como el hidrógeno y el nitrógeno, a la misteriosa "radiación de berilio", y al medir las energías de partículas cargadas, dedujo que la radiación en realidad consiste en partículas eléctricas neutras que no podrían ser sin masa. como rayos gamma, pero tenía que tener una masa similar a la de un protón. Chadwick ahora afirmaba que estas partículas son los neutrones de Rutherford. Por el descubrimiento del neutrón, Chadwick recibió el Premio Nobel en 1935.

Modelo cuántico del átomo

En 1924, Louis de Broglie avanzó la hipótesis de que todas las partículas en movimiento, especialmente las partículas subatómicas, como los electrones, exhiben alguna forma de onda. Erwin Schrödinger, fascinado por esta idea, exploró si el movimiento de un electrón en un átomo podría explicarse mejor como una onda que como una partícula. La ecuación de Schrödinger, publicada en 1926, describe un electrón como una onda en lugar de una partícula puntual. Este enfoque ha predicho con elegancia muchos de los fenómenos espectrales que el modelo de Bohr no pudo explicar. Aunque este concepto era matemáticamente conveniente, era difícil de visualizar y enfrentaba oposición. Uno de sus críticos, Max Born, en cambio sugirió que la función de onda de Schrödinger no describe el electrón, sino todos sus estados posibles, y por lo tanto podría usarse para calcular la probabilidad de encontrar un electrón. en cualquier lugar alrededor del núcleo. Esta interpretación reconcilió las dos teorías opuestas de la naturaleza de las partículas y las ondas, e introdujo la idea de dualidad onda-partícula. Esta teoría afirma que el electrón puede exhibir tanto propiedades de longitud de onda como de partícula. Por ejemplo, puede refractarse como una onda, y tiene masa como una partícula.

Una consecuencia de la descripción de los electrones como una onda es la imposibilidad matemática de calcular simultáneamente la posición y el impulso de un electrón. Esto se conoció como el principio de incertidumbre de Heisenberg después del físico Werner Heisenberg, quien lo describió y publicó por primera vez en 1927. Invalidó el modelo de Bohr con sus órbitas circulares claras y claramente definidas. El modelo moderno del átomo describe las posiciones de los electrones en un átomo en términos de probabilidades. Se puede encontrar un electrón a cualquier distancia del núcleo, pero, dependiendo de su nivel de energía, ocurre con más frecuencia en algunas regiones alrededor del núcleo que en otras; este patrón de probabilidad se llama orbital atómico.

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Última revisión: 13 de noviembre de 2018

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