A lo largo de la historia, la curiosidad del ser humano por conocer el mundo que le rodea ha hecho que las preguntas de ¿qué es el universo? y ¿de qué está compuesto? hayan sido y todavía sean unas de las grandes preguntas de la humanidad. Así, primero a través de la filosofía y posteriormente mediante la ciencia, el ser humano sigue intentando encontrar una explicación a la composición del universo. En esta sección se va a describir la evolución de los modelos atómicos, con la ayuda de [3,8-9].
2.1.1. Evolución de los modelos atómicos
El primer modelo atómico se remonta a la antigua Grecia, origen de la filosofía occidental, alrededor del 450 a.C. Fue propuesto por el filósofo Demócrito y su mentor Leucipo, que desarrollaron la “teoría atómica del universo”. Fueron los primeros en defender que la materia estaba formada por átomos, en griego “sin división”, partículas indivisibles, homogéneas, incompresibles e invisibles, que difieren en forma y tamaño, pero no en sus cualidades internas. Según se agrupaban estos átomos, la materia tenía diferentes propiedades. Años más tarde, hacia el 600 a.C. sería Aristóteles quien enunciaría su propia teoría sobre la composición de la materia, la teoría de los 4 elementos. Según Aristóteles, la combinación de los cuatro elementos básicos (aire, tierra, agua y fuego) darían lugar a toda la materia existente, sumando un quinto elemento (éter) para la materia celestial. Esta teoría sería aceptada globalmente durante más de 2000 años.
En el año 1808, John Dalton propuso una nueva teoría basándose en las hipótesis de Demócrito, recuperando el concepto de átomo. Dalton defendió que los elementos estaban formados por átomos idénticos en tamaño, masa y propiedades y que los átomos de cada elemento eran diferentes del resto de elementos. Como consecuencia, los compuestos son el resultado de combinar átomos de diferentes elementos. Los resultados más importantes de la teoría atómica de Dalton fueron explicar la Ley de Conservación de la Masa de Lavoisier estableciendo que en una reacción química los átomos no se crean ni se destruyen, sino que se reagrupan, y la Ley de Proporciones Múltiples, que indicaba que los átomos en un compuesto solo se podían combinar siguiendo una proporción de masa definida, establecida las diferentes masas de cada elemento.
Aunque el modelo de Dalton no era capaz de explicar algunos fenómenos como la electricidad, tuvo gran peso en la comunidad científica al ser el primero que contó con una base experimental que demostraba la existencia de dichos átomos. No fue hasta 1897 cuando esta teoría se puso en duda debido a la demostración de Joseph John Thomson de la existencia de unas partículas más pequeñas que se encontraban en el interior del átomo, los electrones. Mediante la experimentación con tubos de rayos catódicos, Thomson descubrió estas partículas mucho más pequeñas que el átomo y con una carga eléctrica negativa. Así Thomson enuncia su propia teoría atómica (año 1900) en la que afirma que el átomo es una esfera con una densidad muy baja, en la que se encuentra casi toda la masa del átomo, que está cargada positivamente y donde están incrustados los electrones. Al tener una carga eléctrica negativa, los electrones hacen al átomo neutro. Gracias a ese modelo se pudieron explicar conceptos como la electricidad estática y la formación de iones.
El modelo de Thomson estaría vigente por poco tiempo, pues en pocos años se encontraron nuevas evidencias científicas que lo invalidaban. El descubrimiento de la radioactividad en 1896 permitió a Ernest Rutherford experimentar con partículas alfa (núcleos de helio) a través de una fina lámina de oro, obteniendo como resultado el descubrimiento del núcleo atómico en 1911. Según Rutherford, el átomo se dividía en dos zonas. Una de ellas era el núcleo, situado en el centro del átomo, con una carga eléctrica positiva y una gran densidad al reunir casi toda la masa del átomo en un volumen muy reducido. Por otro lado estaba la zona extranuclear, mucho más grande que el núcleo, con una baja densidad, donde se hallaban los electrones previamente descubiertos por Thomson girando alrededor del núcleo. A pesar de ser la hipótesis más acertada hasta el momento, este modelo era incapaz de explicar cómo los átomos absorben o emiten energía, además de ser incompatible con las ya bien conocidas en ese momento leyes del electromagnetismo, que postulan que una partícula cargada que gira emite energía, lo que desemboca en el colapso del átomo de Rutherford.
Figura 1: de izquierda a derecha, representación del átomo de Dalton, Thomson y Rutherford. En los átomos de Thomson y Rutherford los signos negativos representan electrones. En el átomo de Rutherford, los signos positivos representan la nube de carga positiva, y en el de Rutherford el signo positivo representa el núcleo atómico. Imagen extraída y modificada de [9].
2.1.2. Física cuántica
Paralelamente a la evolución de los modelos atómicos, se estaba gestando una revolución en la física. En el año 1900 Max Planck propuso una hipótesis en la que los cuerpos emiten o absorben energía en formas de pequeñas unidades de energía llamados “cuantos”. En 1905 Einstein demuestra en su trabajo sobre el efecto fotoeléctrico que esta energía viene dada por la frecuencia de la radiación multiplicada por la constante de Planck (h, que es una constante universal), hablando por primera vez del fotón y su energía:
Efotón=h·ν, donde ν es la frecuencia de la radiación y h la constante de Planck.
Este hecho junto con el descubrimiento de que los átomos son capaces de emitir o absorber radiación electromagnética al ser estimulados, son la clave para el primer modelo atómico cuántico. Niels Bohr propone un nuevo modelo atómico (1913) en el que los electrones se sitúan en orbitales con una energía y una distancia al núcleo atómico perfectamente definidas. En estas órbitas, los electrones no radian energía debido al giro tal y como establecen las leyes del electromagnetismo, por lo que se soluciona el principal escollo de la teoría atómica de Rutherford. Además, Bohr consigue explicar la emisión y absorción electromagnética mediante el mecanismo de que los electrones pueden “saltar” entre orbitales absorbiendo o emitiendo un cuanto de radiación electromagnética (fotones) de energía igual a la energía de partida menos la energía de llegada (diferencia de energía entre ambas órbitas).
Eorbital superior--Eorbital inferior=h·ν, donde ν es la frecuencia del fotón emitido, h la constante de Planck y E las energías de los respectivos orbitales.
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| Esquema del modelo atómico de Bohr, donde las esfera rojas representan los protones, las esferas azules los nutres y las grises los electrones. Fuente: https://www.geoenciclopedia.com/modelo-atomico-de-bohr/ |
El principal problema del modelo de Bohr consistía en que seguía siendo un modelo basado en la física clásica con un principio prestado, la cuantización, de la incipiente mecánica cuántica. Con la intención de dotar de mayor coherencia al modelo, Luis de Broglie enuncia el principio de dualidad onda-corpúsculo (1923), dotando de una explicación física la aparición de la cuantización en los electrones, pues éstos llevan asociada una onda regida por la ecuación:
λ=h /(m·v), donde λ es la longitud de onda asociada a la partícula, h es la constante de Planck, m su masa y v su velocidad.
Así mismo, el físico Werner Heisenberg enunciaría otro principio clave de la mecánica cuántica: el principio de incertidumbre de Heisenberg (1927). Éste indica que es imposible conocer la velocidad y la trayectoria de una partícula subatómica simultáneamente, y que cuanto más se conoce de una característica, más se ignora de la otra. Este principio se resume una inecuación en la que aparecen los siguientes términos: ∆p y ∆x que son el error a la hora de medir el momento o velocidad y el error al medir la posición de la partícula respectivamente.
∆p·∆x < h/2, donde h es la constante de Planck.
Así, si hay un error alto de ∆x, no se conocerá con exactitud la posición de la partícula pero será posible tener un conocimiento preciso de su momento o velocidad, y viceversa.
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| Retrato del físico Werner Heisenberg en 1933. Fuente: https://es.wikipedia.org/wiki/Werner_Heisenberg |
El Principio de incertidumbre junto a la dualidad onda-corpúsculo dan lugar al modelo mecano-cuántico, que enuncia que los electrones se encuentran en orbitales en los que ocupan posiciones más o menos probables, pero sin poder predecirse su posición ni velocidad con total exactitud. Además, en este modelo se describe a los electrones como ondas. La probabilidad de encontrarlos en una región determinada dentro del átomo viene dada por el cuadrado de la función de onda [1].