Breve historia del átomo.

El átomo como elemento químico.

El concepto de átomo, tal y como lo conocemos actualmente, fue propuesto en 1661 por Robert Boyle, en oposición a los tradicionales 4 elementos fundamentales (agua, aire, fuego y tierra). En su definición, Boyle defendía que la materia estaba compuesta por diferentes partículas, que le permitían avanzar en la diferenciación entre compuestos y mezclas. A pesar de ello, no fue más allá en su conjetura acerca de las partículas.

Modelo atómico de Dalton

Modelo atómico de Dalton

Un siglo más tarde (en 1789) Antoine Laurent Lavoisier postula la ley química de conservación de la masa, en que: en un proceso químico, la suma de las masas de los elementos químicos que reaccionan es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Y por necesidad define el termino “elemento químico” como la substancia básica indivisible podemos utilizar de reactivo o producto en una reacción química.

El átomo de Dalton.

En 1803 John Dalton observó que los mismos elementos químicos, en proporciones distintas, podían formar más de un compuesto (por ejemplo, el carbono y el oxigeno pueden formar monóxido de carbono o dióxido de carbono). Esto le indujo a pensar que la materia está compuesta de partículas muy pequeñas (llamadas átomos) indivisibles, indestructibles y caracterizados por cualidades, como la masa, que les diferencian de los átomos de otros elementos. Estos átomos pueden combinarse en diferentes proporciones para formar más de un compuesto químico.

Modelo atómico de Thomson

Modelo atómico de Thomson

 

El átomo de Thomson o el pastel de pasas.

En 1879 el físico inglés Joseph John Thomson observó que los rayos catódicos estaban compuestos por unas partículas (que él llamó “corpúsculos”) cargadas negativamente que procedían del interior de los átomos de los electrodos. De este hecho Thomson dedujo que los átomos son divisibles y que se componen de estos corpúsculos se distribuían aleatoriamente en una “masa” de carga positiva (necesaria para compensar la carga negativa de los corpúsculos). Este modelo propuesto en 1904 y atribuido a Thomson se conoce como el pastel de pasas, puesto que los electrones se distribuirían en la materia, igual que las pasas se distribuyen en el pastel.

El átomo de Rutherford.

A principios del siglo XX, ya se conocían las propiedades de las partículas alfa (núcleos de Helio), beta (electrones) y gamma (radiación electromagnética, fotones), que debido a su gran energía pueden atravesar finas láminas de metal.
Mientras en 1909 Hans Geiger y Ernest Marsden trabajaban en el laboratorio de Ernest Rutherford, bombardeando láminas de oro con partículas alfa y beta, observaron que una pequeña proporción de estas partículas eran desviadas con ángulos mucho mayores de los que serían esperados usando el modelo atómico de Thomson.
Rutherford sugirió en 1911 que el experimento podía interpretarse asumiendo que la carga positiva y la mayor parte de la masa de cada partícula debían concentrarse en muy poco espacio, en el centro del átomo. Y que los electrones debían de “flotar”, orbitando en una “nube” a su alrededor.

Modelo atómico de Bohr

Modelo atómico de Bohr

El modelo de Bohr.
Mientras en el laboratorio de Ernest Rutherford investigaban la interacción de los metales con las partículas alfa y beta. El físico danés Niels Bohr se dedicaba a hacer experimentos parecidos con las partículas gamma y con la radiación electromagnética y lumínica en general.
Niels Bohr sabía que un material puede absorber una cierta cantidad de luz, o puede emitirla debido a que lo hemos calentado con anterioridad. Y en sus experimentos observó que esta luz emitida o absorbida, tienen siempre las mismas cantidades de energía y no pueden ser otras cualquiera.
Con estos resultados Niels Bohr sugirió que los electrones también debían de estar confinados, pero ellos en ciertas órbitas muy bien definidas, cada una de ellas con una energía “cuantizada”, menor cuanto más alejada del núcleo, entre las que los electrones podían saltar de una a otra, pero nunca podían ocupar órbitas intermedias. Las diferencias de energía entre una órbita y otra, debía corresponderse perfectamente con la energía de la luz emitida o absorbida por el átomo.

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