Breve Historia de la Teoría Atómica

La teoría atómica es una descripción científica de la naturaleza de los átomos y la materia que combina elementos de física, química y matemáticas. Según la teoría moderna, la materia está formada por pequeñas partículas llamadas átomos, que a su vez están formadas por partículas subatómicas. Los átomos de un elemento dado son idénticos en muchos aspectos y diferentes de los átomos de otros elementos. Los átomos se combinan en proporciones fijas con otros átomos para formar moléculas y compuestos.

La teoría ha evolucionado con el tiempo, desde la filosofía del atomismo hasta la mecánica cuántica moderna. Aquí hay una breve historia de la teoría atómica:

Índice temático
  1. El Átomo y el Atomismo
  2. Teoría Atómica de Dalton
  3. Modelo de Pudín de Ciruela y Modelo de Rutherford
  4. Modelo de Bohr del Átomo
  5. Teoría Atómica Cuántica

El Átomo y el Atomismo


Filósofo griego Demócrito.

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La teoría atómica se originó como un concepto filosófico en la antigua India y Grecia. La palabra "átomo" proviene de la palabra griega antigua atomos, lo que significa indivisible. Según el atomismo, la materia consiste en partículas discretas. Sin embargo, la teoría era una de las muchas explicaciones para la materia y no se basaba en datos empíricos. En el siglo V a. C., Demócrito propuso que la materia consiste en unidades indestructibles e indivisibles llamadas átomos. El poeta romano Lucrecio registró la idea, por lo que sobrevivió a través de la Edad Media para su posterior consideración.

Teoría Atómica de Dalton

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La ciencia tardó hasta finales del siglo XVIII en proporcionar pruebas concretas de la existencia de átomos. En 1789, Antoine Lavoisier formuló la ley de conservación de la masa, que establece que la masa de los productos de una reacción es la misma que la masa de los reactivos. Diez años más tarde, Joseph Louis Proust propuso la ley de proporciones definidas, que establece que las masas de elementos en un compuesto siempre ocurren en la misma proporción.

Estas teorías no hacían referencia a los átomos, sin embargo, John Dalton se basó en ellas para desarrollar la ley de las proporciones múltiples, que establece que las proporciones de masas de elementos en un compuesto son números enteros pequeños. La ley de Dalton de proporciones múltiples se basó en datos experimentales. Propuso que cada elemento químico consiste en un solo tipo de átomo que no puede ser destruido por ningún medio químico. Su presentación oral (1803) y su publicación (1805) marcaron el comienzo de la teoría atómica científica.

En 1811, Amedeo Avogadro corrigió un problema con la teoría de Dalton cuando propuso que volúmenes iguales de gases a igual temperatura y presión contienen el mismo número de partículas. La ley de Avogadro hizo posible estimar con precisión las masas atómicas de los elementos e hizo una clara distinción entre átomos y moléculas.

Otra contribución significativa a la teoría atómica fue hecha en 1827 por el botánico Robert Brown, quien notó que las partículas de polvo que flotaban en el agua parecían moverse al azar sin razón conocida. En 1905, Albert Einstein postuló que el movimiento browniano se debía al movimiento de las moléculas de agua. El modelo y su validación en 1908 por Jean Perrin apoyaron la teoría atómica y la teoría de partículas.

Modelo de Pudín de Ciruela y Modelo de Rutherford

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Hasta este punto, se creía que los átomos eran las unidades más pequeñas de materia. En 1897, J. J. Thomson descubrió el electrón. Creía que los átomos podían dividirse. Debido a que el electrón llevaba una carga negativa, propuso un modelo de pudín de ciruela del átomo, en el que los electrones estaban incrustados en una masa de carga positiva para producir un átomo eléctricamente neutro.

Ernest Rutherford, uno de los estudiantes de Thomson, refutó el modelo de pudín de ciruela en 1909. Rutherford descubrió que la carga positiva de un átomo y la mayor parte de su masa estaban en el centro, o núcleo, de un átomo. Describió un modelo planetario en el que los electrones orbitaban un núcleo pequeño con carga positiva.

Modelo de Bohr del Átomo

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Rutherford estaba en el camino correcto, pero su modelo no podía explicar los espectros de emisión y absorción de los átomos, ni por qué los electrones no chocaban contra el núcleo. En 1913, Niels Bohr propuso el modelo de Bohr, que establece que los electrones solo orbitan el núcleo a distancias específicas del núcleo. Según su modelo, los electrones no podían entrar en espiral en el núcleo, pero podían dar saltos cuánticos entre los niveles de energía.

Teoría Atómica Cuántica

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El modelo de Bohr explicaba las líneas espectrales del hidrógeno, pero no se extendía al comportamiento de los átomos con múltiples electrones. Varios descubrimientos ampliaron la comprensión de los átomos. En 1913, Frederick Soddy describió los isótopos, que eran formas de un átomo de un elemento que contenía diferentes números de neutrones. Los neutrones fueron descubiertos en 1932.

Louis de Broglie propuso un comportamiento ondulatorio de partículas en movimiento, que Erwin Schrödinger describió usando la ecuación de Schrödinger (1926). Esto, a su vez, condujo al principio de incertidumbre de Werner Heisenberg (1927), que establece que no es posible conocer simultáneamente la posición y el momento de un electrón.

La mecánica cuántica condujo a una teoría atómica en la que los átomos consisten en partículas más pequeñas. El electrón se puede encontrar potencialmente en cualquier parte del átomo, pero se encuentra con la mayor probabilidad en un orbital atómico o nivel de energía. En lugar de las órbitas circulares del modelo de Rutherford, la teoría atómica moderna describe orbitales que pueden ser esféricos, con forma de mancuernas, etc. Para átomos con un alto número de electrones, los efectos relativistas entran en juego, ya que las partículas se mueven a una fracción de la velocidad de la luz.

Los científicos modernos han encontrado partículas más pequeñas que forman los protones, neutrones y electrones, aunque el átomo sigue siendo la unidad más pequeña de materia que no se puede dividir por medios químicos.

Analista de Laboratorio

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