Átomo

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Visualización Jerárquica de Átomo

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Los átomos (del griego antiguo ἄτομος átomos “indivisible”) son los componentes básicos de los que se componen todas las sustancias sólidas, líquidas o gaseosas. Todas las propiedades materiales de estas sustancias, así como su comportamiento en las reacciones químicas, están determinadas por las propiedades y la disposición espacial de sus átomos. Cada átomo pertenece a un elemento químico específico y forma su unidad más pequeña.Entre las Líneas En la actualidad se conocen 118 elementos, de los cuales unos 90 se dan de forma natural en la Tierra. Los átomos de los distintos elementos difieren en su tamaño y masa y, sobre todo, en su capacidad para reaccionar químicamente con otros átomos y combinarse para formar moléculas o cuerpos sólidos.

Informaciones

Los diámetros de los átomos van de 6 – 10-11 m (helio) a 5 – 10-10 m (cesio), sus masas van de 1,7 – 10-27 kg (hidrógeno) a algo menos de 5 -10-25 kg (los núcleos más pesados producidos actualmente de forma sintética).

La idea de la estructura atómica de la materia ya existía en la antigüedad, pero fue discutida hasta los tiempos modernos. La prueba definitiva sólo pudo aportarse a principios del siglo XX y se considera uno de los descubrimientos más importantes de la física y la química. Los átomos individuales no pueden verse ni siquiera con los microscopios de luz más potentes. La observación directa de átomos individuales sólo ha sido posible desde mediados del siglo XX con los microscopios de iones de campo, y desde hace algunos años también con los microscopios de túnel de barrido y los microscopios electrónicos de alta resolución. La física atómica, que además de la estructura de los átomos investiga los procesos en su interior y sus interacciones con otros átomos, ha contribuido de forma decisiva al desarrollo de la física moderna y, en particular, de la mecánica cuántica.

Autor: Henry Ger

Estudios de las Propiedades de los Átomos

Tamaño de los átomos

Las primeras estimaciones modernas del tamaño de los átomos y del número de átomos en un volumen determinado fueron realizadas por el químico alemán Joseph Loschmidt en 1865. Loschmidt utilizó los resultados de la teoría cinética y algunas estimaciones aproximadas para realizar su cálculo. El tamaño de los átomos y la distancia entre ellos en el estado gaseoso están relacionados tanto con la contracción del gas al licuarse como con el camino libre medio que recorren las moléculas en un gas. El camino libre medio, a su vez, puede hallarse a partir de la conductividad térmica y las tasas de difusión en el gas. Loschmidt calculó el tamaño del átomo y el espacio entre átomos encontrando una solución común a estas relaciones. Su resultado para el número de Avogadro se aproxima notablemente al valor actual aceptado de aproximadamente 6,022 × 1023. La definición exacta del número de Avogadro es el número de átomos en 12 gramos del isótopo de carbono C-12. El resultado de Loschmidt para el diámetro de un átomo fue de aproximadamente 10-8 cm.

Mucho más tarde, en 1908, el físico francés Jean Perrin utilizó el movimiento browniano para determinar el número de Avogadro. El movimiento browniano, observado por primera vez en 1827 por el botánico escocés Robert Brown, es el movimiento continuo de pequeñas partículas suspendidas en el agua. Su movimiento está causado por el movimiento térmico de las moléculas de agua que chocan con las partículas. El argumento de Perrin para determinar el número de Avogadro establece una analogía entre las partículas del líquido y las moléculas de la atmósfera. El adelgazamiento del aire a gran altura depende del equilibrio entre la fuerza gravitatoria que tira de las moléculas hacia abajo y su movimiento térmico que las obliga a subir. La relación entre el peso de las partículas y la altura de la atmósfera sería la misma para las partículas brownianas suspendidas en el agua. Perrin contó las partículas de goma lentisco a diferentes alturas en su muestra de agua e infirió la masa de los átomos a partir de la velocidad de descenso. A continuación, dividió el resultado entre el peso molar de los átomos para determinar el número de Avogadro. Después de Perrin, pocos científicos podían dejar de creer en la existencia de los átomos.

Propiedades eléctricas de los átomos

Si bien la teoría atómica se vio retrasada por la incapacidad de los científicos de aceptar ideas físicas sencillas como la molécula diatómica y la teoría cinética de los gases, también se vio retrasada por la preocupación de los físicos por la mecánica durante casi 200 años, desde Newton hasta el siglo XX. Sin embargo, varios investigadores del siglo XIX, que trabajaban en los campos relativamente ignorados de la electricidad, el magnetismo y la óptica, proporcionaron importantes pistas sobre el interior del átomo. Los estudios en electrodinámica realizados por el físico inglés Michael Faraday y los de Maxwell indicaron por primera vez que existía algo aparte de la materia palpable, y los datos obtenidos por el alemán Gustav Robert Kirchhoff sobre las líneas espectrales elementales plantearon cuestiones que sólo serían respondidas en el siglo XX por la mecánica cuántica.

Hasta los experimentos de electrólisis de Faraday, los científicos no tenían idea de la naturaleza de las fuerzas que unen a los átomos en una molécula (se puede repasar algunas de estas cuestiones en la presente plataforma online de ciencias sociales y humanidades). Faraday llegó a la conclusión de que existían fuerzas eléctricas en el interior de la molécula después de haber producido una corriente eléctrica y una reacción química en una solución con los electrodos de una célula voltaica. Independientemente de la solución o del material de los electrodos que utilizara, una cantidad fija de corriente enviada a través de un electrolito siempre provocaba la formación de una cantidad específica de material en un electrodo de la célula electrolítica (se puede repasar algunas de estas cuestiones en la presente plataforma online de ciencias sociales y humanidades). Faraday llegó a la conclusión de que cada ion de un determinado compuesto químico tiene exactamente la misma carga. Más tarde descubrió que las cargas iónicas son múltiplos integrales de una sola unidad de carga, nunca fracciones.

En el plano práctico, Faraday hizo para la carga lo que Dalton había hecho para la combinación química de las masas atómicas. Es decir, Faraday demostró que se necesita una cantidad definida de carga para convertir un ion de un elemento en un átomo del mismo y que la cantidad de carga depende del elemento utilizado. La unidad de carga que libera un peso equivalente a un gramo de un ion simple se llama faraday en su honor. Por ejemplo, un faraday de carga que pasa por el agua libera un gramo de hidrógeno y ocho gramos de oxígeno. De este modo, Faraday dio a los científicos un valor bastante preciso para las relaciones entre las masas de los átomos y las cargas eléctricas de los iones. La relación entre la masa del átomo de hidrógeno y la carga del electrón resultó ser de 1,035 × 10-8 kilogramos por culombio (se puede repasar algunas de estas cuestiones en la presente plataforma online de ciencias sociales y humanidades). Faraday no conocía la magnitud de su unidad de carga electrolítica en unidades como los culombios, al igual que Dalton no conocía la magnitud de su unidad de peso atómico en gramos. Sin embargo, los científicos podían determinar fácilmente la relación de estas unidades.

Y lo que es más significativo, el trabajo de Faraday fue el primero en implicar la naturaleza eléctrica de la materia y la existencia de partículas subatómicas y de una unidad de carga fundamental (se puede repasar algunas de estas cuestiones en la presente plataforma online de ciencias sociales y humanidades). Faraday escribió

Los átomos de la materia están de alguna manera dotados o asociados con poderes eléctricos, a los que deben sus cualidades más llamativas, y entre ellas su afinidad química mutua.

Sin embargo, Faraday no llegó a la conclusión de que los átomos son la causa de la electricidad.

La luz y las líneas espectrales

En 1865 Maxwell unificó las leyes de la electricidad y el magnetismo en su publicación “Una teoría dinámica del campo electromagnético”.Entre las Líneas En este trabajo concluyó que la luz es una onda electromagnética. Su teoría fue confirmada por el físico alemán Heinrich Hertz, que produjo ondas de radio con chispas en 1887. Al entender la luz como una onda electromagnética, la teoría de Maxwell podía aplicarse a la emisión de luz de los átomos. Sin embargo, la teoría no pudo describir las líneas espectrales ni el hecho de que los átomos no pierden toda su energía cuando irradian luz. El problema no era la teoría de la luz de Maxwell en sí, sino su descripción de las corrientes de electrones oscilantes que generan la luz. Sólo la mecánica cuántica podía explicar este comportamiento (véase más adelante Las leyes de la mecánica cuántica).

Las pistas más ricas sobre la estructura del átomo procedían, con mucho, de las series de líneas espectrales. Montando un prisma especialmente fino en un telescopio, el físico y óptico alemán Joseph von Fraunhofer descubrió entre 1814 y 1824 cientos de líneas oscuras en el espectro del Sol. Etiquetó las más destacadas de estas líneas con las letras A a G.Entre las Líneas En conjunto se denominan ahora líneas Fraunhofer. Una generación más tarde, Kirchhoff calentó diferentes elementos hasta su incandescencia para estudiar los diferentes vapores de colores emitidos. Observando los vapores a través de un espectroscopio, descubrió que cada elemento tiene un patrón único y característico de líneas espectrales. Cada elemento produce el mismo conjunto de líneas identificativas, incluso cuando se combina químicamente con otros elementos.Entre las Líneas En 1859 Kirchhoff y el químico alemán Robert Wilhelm Bunsen descubrieron dos nuevos elementos -el cesio y el rubidio- al observar por primera vez sus líneas espectrales.

Johann Jakob Balmer, un profesor de secundaria suizo aficionado a la numerología, estudió las líneas espectrales del hidrógeno y encontró una relación constante entre las longitudes de onda de las cuatro líneas visibles del elemento.Entre las Líneas En 1885 publicó una fórmula matemática generalizada para todas las líneas del hidrógeno. El físico sueco Johannes Rydberg amplió el trabajo de Balmer en 1890 y encontró una regla general aplicable a muchos elementos. Pronto se descubrieron más series en el espectro del hidrógeno y también en el de otros elementos.

Descubrimiento de los electrones

Durante las décadas de 1880 y 1990, los científicos buscaron en los rayos catódicos el portador de las propiedades eléctricas en la materia. Sus trabajos culminaron con el descubrimiento del electrón por el físico inglés J.J. Thomson en 1897. La existencia del electrón demostró que la concepción del átomo como una partícula homogénea, de 2.000 años de antigüedad, era errónea y que en realidad el átomo tiene una estructura compleja.

Los estudios sobre los rayos catódicos comenzaron en 1854, cuando Heinrich Geissler, soplador de vidrio y asistente técnico del físico alemán Julius Plücker, mejoró el tubo de vacío. Plücker descubrió los rayos catódicos en 1858 sellando dos electrodos dentro del tubo, evacuando el aire y forzando la corriente eléctrica entre los electrodos. Encontró un brillo verde en la pared de su tubo de vidrio y lo atribuyó a los rayos que emanaban del cátodo.Entre las Líneas En 1869, con un mejor vacío, el alumno de Plücker, Johann W. Hittorf, vio una sombra proyectada por un objeto colocado delante del cátodo. La sombra demostró que los rayos catódicos se originaban en el cátodo. El físico y químico inglés William Crookes investigó los rayos catódicos en 1879 y descubrió que eran desviados por un campo magnético; la dirección de la desviación sugería que eran partículas cargadas negativamente. Como la luminiscencia no dependía del gas que hubiera en el vacío ni del metal de los electrodos, supuso que los rayos eran una propiedad de la propia corriente eléctrica. A raíz de los trabajos de Crookes, los rayos catódicos fueron ampliamente estudiados y los tubos pasaron a llamarse tubos de Crookes.

Aunque Crookes creía que las partículas eran partículas cargadas electrificadas, su trabajo no resolvió la cuestión de si los rayos catódicos eran partículas o una radiación similar a la luz. A finales de la década de 1880, la controversia sobre la naturaleza de los rayos catódicos había dividido a la comunidad física en dos bandos. La mayoría de los físicos franceses y británicos, influenciados por Crookes, pensaban que los rayos catódicos eran partículas cargadas eléctricamente porque les afectaban los imanes. La mayoría de los físicos alemanes, en cambio, creían que los rayos eran ondas porque viajaban en línea recta y no se veían afectados por la gravedad. Una prueba crucial de la naturaleza de los rayos catódicos era cómo se verían afectados por los campos eléctricos. Heinrich Hertz, el físico alemán antes mencionado, informó de que los rayos catódicos no se desviaban cuando pasaban entre dos placas con carga opuesta en un experimento realizado en 1892.Entre las Líneas En Inglaterra, J.J. Thomson pensó que el vacío de Hertz podría haber sido defectuoso y que el gas residual podría haber reducido el efecto del campo eléctrico sobre los rayos catódicos.

Thomson repitió el experimento de Hertz con un vacío mejor en 1897. Dirigió los rayos catódicos entre dos placas de aluminio paralelas hasta el final de un tubo donde se observaban como luminiscencia en el cristal. Cuando la placa de aluminio superior era negativa, los rayos se desplazaban hacia abajo; cuando la placa superior era positiva, los rayos se desplazaban hacia arriba. La desviación era proporcional a la diferencia de potencial entre las placas. Al observarse tanto las desviaciones magnéticas como las eléctricas, quedó claro que los rayos catódicos eran partículas cargadas negativamente. El descubrimiento de Thomson estableció la naturaleza particulada de la electricidad.Entre las Líneas En consecuencia, llamó a sus partículas electrones.

A partir de la magnitud de las desviaciones eléctricas y magnéticas, Thomson pudo calcular la relación entre la masa y la carga de los electrones. Esta relación se conocía para los átomos por los estudios electroquímicos. Al medirla y compararla con el número de un átomo, descubrió que la masa del electrón era muy pequeña, apenas 1/1,836 la de un ion de hidrógeno. Cuando los científicos se dieron cuenta de que un electrón era prácticamente 1.000 veces más ligero que el átomo más pequeño, comprendieron cómo los rayos catódicos podían penetrar en las láminas de metal y cómo la corriente eléctrica podía fluir por los cables de cobre. Al deducir la relación masa-carga, Thomson había calculado la velocidad del electrón. Era de 1/10 de la velocidad de la luz, es decir, aproximadamente 30.000 km por segundo. Thomson subrayó que

tenemos en los rayos catódicos la materia en un nuevo estado, un estado en el que la subdivisión de la materia se lleva a cabo mucho más allá que en el estado gaseoso ordinario; un estado en el que toda la materia, es decir, la materia derivada de diferentes fuentes como el hidrógeno, el oxígeno, etc., es de un mismo tipo; esta materia es la sustancia de la que se componen todos los elementos químicos.

Así, el electrón fue la primera partícula subatómica identificada, el trozo de materia más pequeño y más rápido que se conocía entonces.

En 1909, el físico estadounidense Robert Andrews Millikan mejoró considerablemente un método empleado por Thomson para medir directamente la carga del electrón.Entre las Líneas En el experimento de la gota de aceite de Millikan, produjo gotas de aceite microscópicas y las observó caer en el espacio entre dos placas cargadas eléctricamente. Algunas de las gotas se cargaron y pudieron ser suspendidas mediante un delicado ajuste del campo eléctrico. Millikan conocía el peso de las gotas a partir de su velocidad de caída cuando se apagaba el campo eléctrico. A partir del equilibrio de las fuerzas gravitacionales y eléctricas, podía determinar la carga de las gotas. Todas las cargas medidas eran múltiplos integrales de una cantidad que en unidades contemporáneas es 1,602 × 10-19 culombios. El experimento de carga de electrones de Millikan fue el primero en detectar y medir el efecto de una partícula subatómica individual. Además de confirmar la naturaleza particulada de la electricidad, su experimento también apoyó las determinaciones anteriores del número de Avogadro. El número de Avogadro multiplicado por la unidad de carga da la constante de Faraday, la cantidad de carga necesaria para electrolizar un mol de un ion químico.

Identificación de los iones positivos

Además de los electrones, del ánodo de un tubo de Crookes energizado también emanan partículas con carga positiva. El físico alemán Wilhelm Wien analizó estos rayos positivos en 1898 y descubrió que las partículas tienen una relación masa-carga más de 1.000 veces mayor que la del electrón. Como la relación entre las partículas es también comparable a la relación masa-carga de los átomos residuales en los tubos de descarga, los científicos sospecharon que los rayos eran en realidad iones de los gases del tubo.

En 1913, Thomson perfeccionó el aparato de Wien para separar los diferentes iones y medir su relación masa-carga en placas fotográficas. Clasificó los numerosos iones con distintos estados de carga producidos en un tubo de descarga. Cuando realizó sus experimentos de masa atómica con gas neón, descubrió que un haz de átomos de neón sometido a fuerzas eléctricas y magnéticas se dividía en dos parábolas en lugar de una en una placa fotográfica. Los químicos habían asumido que el peso atómico del neón era de 20,2, pero los trazos en la placa fotográfica de Thomson sugerían pesos atómicos de 20,0 y 22,0, con la primera parábola mucho más fuerte que la segunda. Llegó a la conclusión de que el neón estaba formado por dos isótopos estables: principalmente neón-20, con un pequeño porcentaje de neón-22. Con el tiempo se descubrió un tercer isótopo, el neón-21, en cantidades muy pequeñas. Ahora se sabe que 1.000 átomos de neón contienen una media de 909 átomos de neón-20, 88 de neón-22 y 3 de neón-21. De este modo se refutan las suposiciones de Dalton de que todos los átomos de un elemento tienen una masa idéntica y de que el peso atómico de un elemento es su masa. Hoy en día, el peso atómico de un elemento se reconoce como la media ponderada de las masas de sus isótopos.

Francis William Aston, físico inglés, mejoró la técnica de Thomson cuando desarrolló el espectrógrafo de masas en 1919. Este aparato distribuyó el haz de iones positivos en un “espectro de masas” de líneas similar a la forma en que la luz se separa en un espectro. Aston analizó unos 50 elementos durante los seis años siguientes y descubrió que la mayoría tienen isótopos.

Descubrimiento de la radiactividad

Al igual que el descubrimiento del electrón por Thomson, el descubrimiento de la radiactividad en el uranio por el físico francés Henri Becquerel en 1896 obligó a los científicos a cambiar radicalmente sus ideas sobre la estructura atómica. La radiactividad demostró que el átomo no era indivisible ni inmutable.Entre las Líneas En lugar de servir simplemente como una matriz inerte para los electrones, el átomo podía cambiar de forma y emitir una enorme cantidad de energía. Además, la propia radiactividad se convirtió en una importante herramienta para revelar el interior del átomo.

Basado en la experiencia de varios autores, mis opiniones, perspectivas y recomendaciones se expresarán a continuación (o en otros lugares de esta plataforma, respecto a las características en 2026 o antes, y el futuro de esta cuestión):

El físico alemán Wilhelm Conrad Röntgen había descubierto los rayos X en 1895, y Becquerel pensó que podrían estar relacionados con la fluorescencia y la fosforescencia, procesos en los que las sustancias absorben y emiten energía en forma de luz.Entre las Líneas En el curso de sus investigaciones, Becquerel guardó algunas placas fotográficas y sales de uranio en un cajón del escritorio. Esperando encontrar las placas sólo ligeramente empañadas, las reveló y se sorprendió al encontrar imágenes nítidas de las sales. A continuación, comenzó los experimentos que demostraron que las sales de uranio emiten una radiación penetrante independiente de las influencias externas. Becquerel también demostró que la radiación podía descargar los cuerpos electrificados.Entre las Líneas En este caso, descarga significa la eliminación de la carga eléctrica, y ahora se entiende que la radiación, al ionizar las moléculas del aire, permite que éste conduzca una corriente eléctrica. Los primeros estudios sobre la radiactividad se basaban en la medición de la energía de ionización o en la observación de los efectos de la radiación sobre las placas fotográficas.

En 1898 los físicos franceses Pierre y Marie Curie descubrieron los elementos fuertemente radiactivos polonio y radio, que se encuentran de forma natural en los minerales de uranio. Marie acuñó el término radiactividad para la emisión espontánea de rayos ionizantes y penetrantes por parte de ciertos átomos.

Los experimentos realizados por el físico británico Ernest Rutherford en 1899 demostraron que las sustancias radiactivas emiten más de un tipo de radiación. Se determinó que una parte de la radiación es 100 veces más penetrante que el resto y puede atravesar una lámina de aluminio de una quincuagésima de milímetro de grosor. Rutherford denominó a las emanaciones menos penetrantes rayos alfa y a las más potentes rayos beta, por las dos primeras letras del alfabeto griego. Los investigadores que en 1899 comprobaron que los rayos beta eran desviados por un campo magnético concluyeron que se trataba de partículas con carga negativa similares a los rayos catódicos.Entre las Líneas En 1903, Rutherford descubrió que los rayos alfa se desviaban ligeramente en la dirección opuesta, demostrando que son partículas masivas con carga positiva. Mucho más tarde, Rutherford demostró que los rayos alfa son núcleos de átomos de helio recogiendo los rayos en un tubo evacuado y detectando la acumulación de gas de helio durante varios días.

El químico francés Paul Villard identificó un tercer tipo de radiación en 1900. Denominada rayos gamma, no es desviada por los imanes y es mucho más penetrante que las partículas alfa. Posteriormente se demostró que los rayos gamma son una forma de radiación electromagnética, similar a la luz o a los rayos X, pero con longitudes de onda mucho más cortas. Debido a estas longitudes de onda más cortas, los rayos gamma tienen frecuencias más altas y son aún más penetrantes que los rayos X.

En 1902, mientras estudiaban la radiactividad del torio, Rutherford y el químico inglés Frederick Soddy descubrieron que la radiactividad estaba asociada a cambios en el interior del átomo que transformaban el torio en un elemento diferente. Descubrieron que el torio genera continuamente una sustancia químicamente diferente que es intensamente radiactiva. La radiactividad acaba haciendo desaparecer el nuevo elemento. Observando el proceso, Rutherford y Soddy formularon la ley de desintegración exponencial (véase constante de desintegración), que establece que una fracción fija del elemento se desintegrará en cada unidad de tiempo. Por ejemplo, la mitad del producto de torio decae en cuatro días, la mitad de la muestra restante en los cuatro días siguientes, y así sucesivamente.

Hasta el siglo XX, los físicos habían estudiado temas, como la mecánica, el calor y el electromagnetismo, que podían entender aplicando el sentido común o extrapolando las experiencias cotidianas. Sin embargo, los descubrimientos del electrón y la radiactividad demostraron que la mecánica clásica newtoniana no podía explicar los fenómenos a nivel atómico y subatómico. Cuando la primacía de la mecánica clásica se desmoronó a principios del siglo XX, se desarrolló la mecánica cuántica para sustituirla. Desde entonces, los experimentos y las teorías han llevado a los físicos a un mundo a menudo muy abstracto y aparentemente contradictorio.

Datos verificados por: Brite
A continuación se examinará el significado.

¿Cómo se define? Concepto de átomo

Véase la definición de átomo en el diccionario.

Características de Átomo

Recursos

Traducción de átomo

Inglés: Atom
Francés: Atome
Alemán: Atom
Italiano: Atomo
Portugués: átomo
Polaco: Atom

Tesauro de átomo

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Véase También

• Elecciones parciales
• Núcleo atómico

Historia de la mecánica cuántica
Divisibilidad infinita
Lista de temas básicos de química
Movimiento
Cronología de la física atómica y subatómica
Modelo nuclear
Isótopo radiactivo

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