History of atomic theory

Atomic theory is the scientific theory that matter is composed of particles called atoms. The definition of the word "atom" has changed over the years in response to scientific discoveries. Initially, it referred to a hypothetical fundamental particle of matter, too small to be seen by the naked eye, that could not be divided. Then the definition was refined to being the basic particles of the chemical elements, when chemists observed that elements seemed to combine with each other in ratios of small whole numbers. Then physicists discovered that these atoms had an internal structure of their own and therefore could be divided after all.

Atomic theory is one of the most important scientific developments in history, crucial to all the physical sciences. At the start of The Feynman Lectures on Physics, physicist and Nobel laureate Richard Feynman offers the atomic hypothesis as the single most prolific scientific concept.^[1]

The basic idea that matter is made up of tiny indivisible particles is an old idea that appeared in many ancient cultures. The word "atom" comes from the Greek word "atomos", meaning "indivisible". These ancient ideas were based in philosophical reasoning rather than scientific reasoning. Modern atomic theory is not based on these old concepts.^[2][3]:18

Trabajando a finales del siglo XVII, Robert Boyle desarrolló el concepto de un elemento químico como una sustancia diferente de un compuesto. ^{[ 4 ] : 293} Cerca del final del siglo XVIII, surgieron varios desarrollos importantes en química sin hacer referencia a la noción de una teoría atómica. El primero fue Antoine Lavoisier, quien demostró que los compuestos consisten en elementos en proporción constante, redefiniendo un elemento como una sustancia que los científicos no podían descomponer en sustancias más simples mediante experimentación. Esto puso fin a la antigua idea de que los elementos de la materia eran fuego, tierra, aire y agua, que no tenía respaldo experimental. Lavoisier demostró que el agua puede descomponerse en hidrógeno y oxígeno , que a su vez no pudo descomponer en nada más simple, probando así que estos son elementos. ^{[ 2 ] : 197} Lavoisier también definió la ley de conservación de la masa , que establece que en una reacción química, la materia no aparece ni desaparece en el aire; la masa total permanece igual incluso si las sustancias involucradas se transforman. ^{[ 4 ] : 293} En 1797, el químico francés Joseph Proust estableció la ley de las proporciones definidas , que establece que si un compuesto se descompone en sus elementos químicos constituyentes, entonces las masas de esos constituyentes siempre tendrán las mismas proporciones en peso, independientemente de la cantidad o el origen del compuesto original. Esta definición distinguió los compuestos de las mezclas. ^{[ 5 ]}

In 1804 John Dalton studied data gathered by himself and by other scientists and noticed a pattern that later came to be known as the law of multiple proportions: in compounds which contain two particular elements, the amount of Element A per measure of Element B will differ across these compounds by ratios of small whole numbers.^[2]:199 For instance, Dalton investigated three oxides of nitrogen: "nitrous oxide", "nitrous gas", and "nitric acid". These compounds are known today as nitrous oxide, nitric oxide, and nitrogen dioxide respectively. "Nitrous oxide" is 63.3% nitrogen and 36.7% oxygen, which means it has 80 g of oxygen for every 140 g of nitrogen. "Nitrous gas" is 44.05% nitrogen and 55.95% oxygen, which means there are 160 g of oxygen for every 140 g of nitrogen. "Nitric acid" is 29.5% nitrogen and 70.5% oxygen, which means it has 320 g of oxygen for every 140 g of nitrogen. 80, 160, and 320 form a ratio of 1:2:4.^[6]

John Dalton saw this as evidence that the chemical elements combine with each other by basic units of weight. The basic units were indivisible as far as he could tell, so he concluded he had discovered the atoms that chemists and philosophers had long hypothesized.^[2]:198 Given a ratio of 1:2:4, Dalton deduced that the formulas for the oxides of nitrogen are N₂O, NO, and NO₂.^[6]

In 1804, Dalton explained his atomic theory to his friend and fellow chemist Thomas Thomson, who published the first full explanation in his book A System of Chemistry in 1807. Dalton's own version appeared in 1808 under the title A New System of Chemical Philosophy and adopted with word atom to refer to objects he previous called ultimate particles.^[7]:81 This new chemical atomic theory proposed atoms with scientific properties: all atoms of an element have the same weight; atoms of different elements have different weights. No atoms are created or destroyed in chemical reactions. Dalton was able to use his concept of atoms to reproduce the then known laws of chemistry.^[2]:199

Dalton definió un átomo como la "partícula última" de una sustancia química, y utilizó el término "átomo compuesto" para referirse a las "partículas últimas" que contienen dos o más elementos. Esto es inconsistente con la definición moderna, en la que un átomo es la partícula básica de un elemento químico y una molécula es una aglomeración de átomos. El término "átomo compuesto" resultó confuso para algunos de los contemporáneos de Dalton, ya que la palabra "átomo" implica indivisibilidad, pero él respondió que si un "átomo" de dióxido de carbono se divide, deja de ser dióxido de carbono. El "átomo" de dióxido de carbono es indivisible en el sentido de que no puede dividirse en partículas más pequeñas de dióxido de carbono. ^{[ 2 ] : 201 [ 8 ]}

El sistema de Dalton se basaba en pesos relativos. Según sus mediciones, 7 gramos de oxígeno se combinan con 1 gramo de hidrógeno para formar 8 gramos de agua. Dalton consideraba el agua como un "átomo binario", con un átomo de oxígeno y un átomo de hidrógeno, HO. También consideraba el hidrógeno gaseoso como un elemento, con un peso atómico de 1. Por lo tanto, la proporción medida de 1:7 significa que el oxígeno recibe un peso atómico de 7 en el sistema de Dalton. _[ ^{7 ] : 82 Sin} embargo, si Dalton hubiera analizado peróxido de hidrógeno , H₂O₂ , en lugar de agua _, le habría asignado al oxígeno un peso atómico de 16. Así pues, el sistema de pesos relativos de Dalton era fundamentalmente insuficiente para determinar pesos atómicos o estructuras químicas inequívocas. ^{[ 2 ] : 200}

Algunos de los problemas del método de Dalton fueron corregidos por Joseph-Louis Gay-Lussac y Amedeo Avogadro . Desarrollaron leyes de proporción para gases similares a las leyes desarrolladas para sustancias químicas por Proust y Dalton. ^{[ 2 ] : 202} En 1811, Avogadro propuso que volúmenes iguales de dos gases cualesquiera, a igual temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas (es decir, la masa de las partículas de un gas no afecta el volumen que ocupa). ^{[ 9 ]} La hipótesis de Avogadro, ahora generalmente llamada ley de Avogadro , proporcionó un método para deducir los pesos relativos de las moléculas de los elementos gaseosos, ya que si la hipótesis es correcta, las densidades relativas de los gases indican directamente los pesos relativos de las partículas que componen los gases. Esta forma de pensar condujo directamente a una segunda hipótesis: las partículas de ciertos gases elementales eran pares de átomos, y cuando reaccionan químicamente estas moléculas a menudo se dividen en dos. Por ejemplo, el hecho de que dos litros de hidrógeno reaccionen con solo un litro de oxígeno para producir dos litros de vapor de agua (a presión y temperatura constantes) sugiere que una sola molécula de oxígeno se divide en dos para formar dos moléculas de agua. Esto da la fórmula correcta del agua, H₂O _, no HO. Avogadro midió el peso atómico del oxígeno en 15,074. ^{[ 2 ] : 203 [ 10 ]}

La teoría atómica de Dalton atrajo un gran interés, pero no una aceptación universal. ^{[ 2 ] : 203}

Un problema fue la falta de nomenclatura uniforme. La palabra "átomo" implicaba indivisibilidad, pero Dalton definió un átomo como la partícula última de cualquier sustancia química , no solo de los elementos o incluso de la materia en sí. Esto significaba que los "átomos compuestos" como el dióxido de carbono podían dividirse, a diferencia de los "átomos elementales". A Dalton no le gustaba la palabra "molécula", considerándola "diminutiva". ^{[ 2 ] : 201 [ 11 ] : 288} Amedeo Avogadro hizo lo contrario: usó exclusivamente la palabra "molécula" en sus escritos, evitando la palabra "átomo", y en su lugar usó el término "molécula elemental". ^{[ 2 ] : 202} Jöns Jacob Berzelius usó el término "átomos orgánicos" para referirse a partículas que contenían tres o más elementos, porque pensaba que esto solo existía en compuestos orgánicos. Jean-Baptiste Dumas usó los términos "átomos físicos" y "átomos químicos"; Un "átomo físico" era una partícula que no podía dividirse por medios físicos como la temperatura y la presión, y un "átomo químico" era una partícula que no podía dividirse mediante reacciones químicas. ^{[ 12 ] [ 2 ] : 203}

Las definiciones modernas de átomo y molécula —un átomo como partícula básica de un elemento y una molécula como aglomeración de átomos— se establecieron en la segunda mitad del siglo XIX. Un evento clave fue el Congreso de Karlsruhe en Alemania en 1860. Como primer congreso internacional de químicos, su objetivo era establecer estándares en la comunidad. Uno de los principales defensores de la distinción moderna entre átomos y moléculas fue Stanislao Cannizzaro .

Las distintas cantidades de un elemento particular que intervienen en la constitución de diferentes moléculas son múltiplos enteros de una cantidad fundamental que siempre se manifiesta como una entidad indivisible y que debe denominarse propiamente átomo.

Una segunda objeción a la teoría atómica era filosófica. Los científicos del siglo XIX no tenían forma de observar directamente los átomos. Inferían su existencia mediante observaciones indirectas, como la ley de las proporciones múltiples de Dalton. Algunos científicos adoptaron posturas alineadas con la filosofía del positivismo , argumentando que no debían intentar deducir la realidad más profunda del universo, sino solo sistematizar los patrones que podían observar directamente. ^{[ 2 ] : 232}

Esta generación de antiatomistas puede agruparse en dos bandos. Los "equivalentes", como Marcellin Berthelot , ^{[ 2 ] : 226} creían que la teoría de los pesos equivalentes era adecuada para fines científicos. Esta generalización de la ley de proporciones definidas de Proust resumía observaciones. Por ejemplo, 1 gramo de hidrógeno se combina con 8 gramos de oxígeno para formar 9 gramos de agua; por lo tanto, el "peso equivalente" del oxígeno es de 8 gramos. Estas ideas fueron ampliamente utilizadas por los químicos sin aceptar una explicación atómica subyacente. ^{[ 13 ]} Los "energeticistas", como Ernst Mach y Wilhelm Ostwald , se oponían filosóficamente a cualquier hipótesis sobre la realidad. En su opinión, solo la energía, como parte de la termodinámica, debería ser la base de los modelos físicos. ^{[ 2 ] : 237}

Estas posturas fueron finalmente refutadas por dos avances importantes que ocurrieron más adelante en el siglo XIX: el desarrollo de la tabla periódica y el descubrimiento de que las moléculas tienen una arquitectura interna que determina sus propiedades. ^{[ 2 ] : 226}

Los átomos de Dalton eran "elementales": cada elemento tenía un peso atómico único y todos los átomos del elemento eran idénticos. ^{[ 14 ] : 2} En 1815, William Prout especuló que las proporciones de números enteros que aparecen en los pesos atómicos resultan de una realidad subyacente: que toda la materia estaba compuesta de combinaciones de un elemento primitivo que él llamó protilo y que identificó con el hidrógeno. Berzelius, el principal experto en peso atómico, objetó que mediciones cuidadosas muestran que los pesos atómicos no son proporciones de números enteros. ^{[ 7 ] : 89} Así, la hipótesis de Prout fue rechazada en favor de la de Dalton en ese momento, pero la idea de Prout continuó intrigando a los científicos y su conjetura sería verificada parcialmente por Francis Aston en 1912. ^{[ 15 ]}

Desde la década de 1860 hasta alrededor de 1890, una teoría propuesta originalmente por William Thomson y ampliada por J.J. Thomson consideraba los átomos como vórtices en un medio fluido continuo y omnipresente. La idea era ver la materia como rotaciones estables en el fluido sin fricción, similares a los anillos de humo que se usaban para ilustrar visualmente el concepto. ^{[ 16 ] : 38} La formulación matemática se basó en la teoría de la hidrodinámica de vórtices de Hermann von Helmholtz, aunque él no apoyaba esta teoría atómica. ^{[ 16 ] : 40} La teoría se superpuso al surgimiento de la teoría del éter luminífero en concepto y en marco temporal, pero las dos teorías no eran idénticas. ^{[ 16 ] : 49} Si bien la teoría tuvo un impacto significativo en las matemáticas, inspirando la teoría de nudos , por ejemplo, ^{[ 16 ] : 46} sus propios defensores concluyeron finalmente que los vórtices no eran estables y, además, la teoría no ofrecía ninguna explicación de fenómenos como el magnetismo y la gravitación. ^{[ 16 ] : 75}

Los científicos descubrieron que algunas sustancias tienen la misma composición química pero propiedades diferentes. Por ejemplo, en 1827, Friedrich Wöhler descubrió que el fulminato de plata y el cianato de plata tienen ambos 107 partes de plata, 12 partes de carbono, 14 partes de nitrógeno y 16 partes de oxígeno (ahora conocemos sus fórmulas como AgCNO). En 1830 , Jöns Jacob Berzelius introdujo el término isomería para describir el fenómeno. En 1860, Louis Pasteur planteó la hipótesis de que las moléculas de los isómeros podrían tener el mismo conjunto de átomos pero en diferentes disposiciones. ^{[ 2 ] : 230}

En 1874, Jacobus Henricus van 't Hoff propuso que el átomo de carbono se enlaza a otros átomos en una disposición tetraédrica. Partiendo de esto, explicó las estructuras de las moléculas orgánicas de tal manera que pudo predecir cuántos isómeros podría tener un compuesto. Consideremos, por ejemplo, el pentano ( _{C₅H₁₂ ). En el} modelo molecular de van 't Hoff, existen tres configuraciones posibles para el pentano, y los científicos descubrieron tres y solo tres isómeros de pentano. ^{[ 3 ] : 147 [ 17 ]}

n-pentano

isopentano

neopentano

El método de Jacobus Henricus van 't Hoff para modelar estructuras moleculares predijo correctamente los tres isómeros del pentano (C ₅ H ₁₂ ).

La isomería no era algo que pudiera explicarse completamente mediante teorías alternativas a la teoría atómica, como la teoría radical y la teoría de tipos. ^{[ 18 ] [ 19 ]}

En 1869, Dmitri Mendeléyev informó que cuando ordenó los elementos en una fila según sus pesos atómicos, había cierta periodicidad en ellos. ^{[ 20 ] : 117} Por ejemplo, el segundo elemento, el litio , tenía propiedades similares al noveno elemento, el sodio , y al decimosexto elemento, el potasio , un período de siete. De igual manera, el berilio , el magnesio y el calcio eran similares y todos estaban separados por siete lugares entre sí en la tabla de Mendeléyev. Usando estos patrones, Mendeléyev predijo la existencia y las propiedades de nuevos elementos, que luego fueron descubiertos en la naturaleza: escandio , galio y germanio . ^{[ 20 ] : 118} Además, la tabla periódica podía predecir con cuántos átomos de otros elementos podía enlazarse un átomo; por ejemplo, el germanio y el carbono están en el mismo grupo en la tabla y sus átomos se combinan con dos átomos de oxígeno cada uno (GeO₂ _y CO₂ ₎ . Mendeleev descubrió que estos patrones validaban la teoría atómica porque demostraban que los elementos podían clasificarse según su peso atómico. Insertar un nuevo elemento en medio de un período rompería el paralelismo entre ese período y el siguiente, y también violaría la ley de proporciones múltiples de Dalton. ^{[ 21 ]}

The elements on the periodic table were originally arranged in order of increasing atomic weight. However, in a number of places chemists chose to swap the positions of certain adjacent elements so that they appeared in a group with other elements with similar properties. For instance, tellurium is placed before iodine even though tellurium is heavier (127.6 vs 126.9) so that iodine can be in the same column as the other halogens. The modern periodic table is based on atomic number, which is equivalent to the nuclear charge, a change that had to wait for the discovery of the nucleus.^[22]:228 In addition, an entire row of the table was not shown because the noble gases had not been discovered when Mendeleev devised his table.^[22]:222

In 1738, Swiss physicist and mathematician Daniel Bernoulli postulated that the pressure of gases and heat were both caused by the underlying motion of molecules. Using his model he could predict the ideal gas law at constant temperature and suggested that the temperature was proportional to the velocity of the particles. This success was not followed up, in part because the then new tools of calculus allowed more progress using continuous models for gases.^[23]:943

James Clerk Maxwell , un defensor acérrimo del atomismo, revivió la teoría cinética en 1860 y 1867. Su idea clave fue que la velocidad de las partículas en un gas variaría alrededor de un valor promedio, introduciendo el concepto de una función de distribución. ^{[ 23 ] : 944 [ 24 ]} A finales del siglo XIX, Ludwig Boltzmann utilizó modelos atómicos para aplicar la teoría cinética a la termodinámica, especialmente a la segunda ley relacionada con la entropía. Boltzmann defendió la hipótesis atomista contra los principales detractores de la época, como Ernst Mach o los energicistas como Wilhelm Ostwald , quienes consideraban que la energía era la cantidad elemental de la realidad. ^{[ 25 ]} Sin embargo, un modelo atómico no era esencial para el desarrollo de la teoría de la termodinámica. Esto quedó claro cuando Josiah Willard Gibbs introdujo la mecánica estadística en su libro de 1902, Principios elementales de mecánica estadística . Su desarrollo lógico y formal de un nuevo enfoque evitó específicamente requerir una hipótesis atómica. ^{[ 23 ] : 992} Albert Einstein desarrolló de forma independiente un enfoque similar al de Gibbs, pero con un objetivo completamente diferente: Einstein se propuso encontrar una manera de verificar la hipótesis atómica a través de la teoría cinética. Finalmente lo lograría con un artículo sobre el movimiento browniano. ^{[ 26 ]}

Un diagrama de JJ Thomson de 1905 que ilustra su hipótesis sobre la disposición de los electrones en un átomo, que va desde uno hasta ocho electrones.

La disposición de siete electrones en una bipirámide pentagonal.

Se creía que los átomos eran la división más pequeña posible de la materia hasta 1899, cuando J.J. Thomson descubrió el electrón a través de su trabajo sobre rayos catódicos . ^{[ 22 ] : 86 [ 4 ] : 364}

Un tubo de Crookes es un recipiente de vidrio sellado en el que dos electrodos están separados por vacío. Al aplicar un voltaje a través de los electrodos, se generan rayos catódicos que crean una zona luminosa donde inciden sobre el vidrio en el extremo opuesto del tubo. Mediante experimentación, Thomson descubrió que los rayos podían desviarse por campos eléctricos y magnéticos , lo que significaba que no eran luz, sino partículas cargadas muy ligeras, con carga negativa. Thomson denominó a estas partículas «corpúsculos». Midió que su relación masa-carga era varios órdenes de magnitud menor que la del átomo de hidrógeno, el átomo más pequeño. Esta relación era la misma independientemente del material de los electrodos y del gas traza presente en el tubo. ^{[ 32 ]}

A diferencia de esos corpúsculos, los iones positivos creados por electrólisis o radiación de rayos X tenían relaciones masa-carga que variaban según el material de los electrodos y el tipo de gas en la cámara de reacción, lo que indica que eran diferentes tipos de partículas. ^{[ 4 ] : 363}

En 1898, Thomson midió que la carga de los iones era aproximadamente 6 × 10 ⁻¹⁰ unidades electrostáticas (2 × 10 ⁻¹⁹ culombios). ^{[ 22 ] : 85 [ 33 ]} En 1899, demostró que la electricidad negativa creada por la luz ultravioleta que incide sobre un metal (conocida ahora como efecto fotoeléctrico ) tiene la misma relación masa-carga que los rayos catódicos; luego aplicó su método anterior para determinar la carga de los iones a las partículas eléctricas negativas creadas por la luz ultravioleta. ^{[ 22 ] : 86} Mediante esta combinación demostró que la masa del electrón era 0,0014 veces la de los iones de hidrógeno. ^{[ 34 ]} Estos "corpúsculos" eran tan ligeros pero tenían tanta carga que Thomson concluyó que debían ser las partículas básicas de la electricidad, y por esa razón otros científicos decidieron que estos "corpúsculos" debían llamarse electrones siguiendo una sugerencia de George Johnstone Stoney de 1894 para nombrar la unidad básica de carga eléctrica. ^{[ 35 ]}

En 1904, Thomson publicó un artículo que describía un nuevo modelo del átomo. ^{[ 36 ]} Los electrones residen dentro de los átomos y se transfieren de un átomo a otro en cadena mediante la acción de una corriente eléctrica. Cuando los electrones no fluyen, su carga negativa debe ser compensada lógicamente por alguna fuente de carga positiva dentro del átomo para que este sea eléctricamente neutro. Sin tener idea de la fuente de esta carga positiva, Thomson propuso tentativamente que la carga positiva estaba presente en todo el átomo, que tenía forma de esfera; este era el modelo matemáticamente más simple que se ajustaba a la evidencia disponible (o a la falta de ella). ^{[ 37 ]} El equilibrio de las fuerzas electrostáticas distribuiría los electrones por toda esta esfera de manera más o menos uniforme. Thomson explicó además que los iones son átomos que tienen un excedente o una deficiencia de electrones. ^{[ 38 ]}

Thomson's model is popularly known as the plum pudding model, based on the idea that the electrons are distributed throughout the sphere of positive charge with the same density as raisins in a plum pudding. Neither Thomson nor his colleagues ever used this analogy. It seems to have been a conceit of popular science writers.^[39] The analogy suggests that the positive sphere is like a solid, but Thomson likened it to a jelly, as he proposed that the electrons moved around in it in patterns governed by the electrostatic forces.^[40][41]:257 The positive electrification in Thomson's model was a temporary concept, which he hoped would ultimately be explained by some phenomena of the electrons. Like all atomic models of that time, Thomson's model was incomplete, it could not predict any of the known properties of the atom such as emission spectra.^[42]

In 1910, Robert A. Millikan and Harvey Fletcher reported the results of their oil drop experiment in which they isolated and measured the charge of an electron.^[43] Careful measurements over several years gave the charge -4.774 × 10⁻¹⁰esu.^[44]

In the late 1800s speculations on the possible structure of the atom included planetary models with orbiting charged electrons.^[45]:35 These models faced a significant constraint. In 1897, Joseph Larmor showed that an accelerating charge would radiate power according to classical electrodynamics, a result known as the Larmor formula. Since electrons forced to remain in orbit are continuously accelerating, they would be mechanically unstable. Larmor noted that electromagnetic effect of multiple electrons, suitably arranged, would cancel each other. Thus subsequent atomic models based on classical electrodynamics needed to adopt such special multi-electron arrangements.^[46]:113

En 1903, Hantaro Nagaoka desafió el modelo del pudín de pasas de Thomson con un modelo "saturnino" que presentaba un centro atómico masivo con una carga positiva 10 000 veces mayor que la carga del electrón, rodeado de electrones en anillos análogos a los de Saturno . El modelo fue ampliamente discutido, incluyendo un estudio detallado de George Schott que afirmaba que no lograba predecir correctamente los espectros atómicos. El propio Nagaoka abandonó la propuesta en 1908. ^{[ 45 ] : 38}

En 1910, Arthur Erich Haas propuso un modelo del átomo de hidrógeno con un electrón circulando en la superficie de una esfera de carga positiva. El modelo se parecía al modelo del pudín de pasas de Thomson, pero Haas añadió un giro radicalmente nuevo: restringió la energía potencial del electrón,${\displaystyle E_{\text{olla}}}$, en una esfera de radio a para que sea igual a la frecuencia, f , de la órbita del electrón en la esfera multiplicada por la constante de Planck : ^{[ 22 ] : 197}$${\displaystyle E_{\text{pot}}={\frac {-e^{2}}{a}}=hf}$$ donde e representa la carga del electrón y de la esfera. Haas combinó esta restricción con la ecuación de equilibrio de fuerzas. La fuerza de atracción entre el electrón y la esfera equilibra la fuerza centrífuga : $${\displaystyle {\frac {e^{2}}{a^{2}}}=ma(2\pi f)^{2}}$$ donde m es la masa del electrón. Esta combinación relaciona el radio de la esfera con la constante de Planck: $${\displaystyle a={\frac {h^{2}}{4\pi ^{2}e^{2}m}}}$$ Haas calculó la constante de Planck utilizando el valor vigente en ese momento para el radio del átomo de hidrógeno. Tres años después, Bohr emplearía ecuaciones similares con una interpretación diferente. Bohr tomó la constante de Planck como un valor dado y utilizó las ecuaciones para predecir a , el radio del electrón que orbita en el estado fundamental del átomo de hidrógeno. Este valor se conoce ahora como radio de Bohr . ^{[ 22 ] : 197}

En 1911, John William Nicholson publicó un modelo del átomo basado en la electrodinámica clásica, similar al modelo del pudín de pasas de J.J. Thomson, pero con los electrones negativos orbitando un núcleo positivo en lugar de circular en una esfera. Para evitar el colapso inmediato de este sistema, requirió que los electrones vinieran en pares, de modo que la aceleración rotacional de cada electrón fuera igual a lo largo de la órbita. ^{[ 47 ] : 163}

Nicholson developed his model based on the analysis of astrophysical spectroscopy.^[48] He connected the observed spectral line frequencies with the orbits of electrons in his atoms. The connection he adopted associated the atomic electron orbital angular momentum with the Planck constant. Whereas Planck focused on a quantum of energy, Nicholson's angular momentum quantum relates to orbital frequency. This new concept gave Planck constant an atomic meaning for the first time.^[47]:169

Nicholson's model is rarely discussed today but it heavily influenced the important Bohr quantum atom model.^[45]:42 Nicholson's spectral results were in good agreement with experiment, forcing Bohr to address these results in his subsequent theory. By 1913 Bohr had already shown, from the analysis of alpha particle energy loss, that hydrogen had only a single electron not a matched pair required by Nicholson's model.^[22]:195 In his 1913 paper on atoms, Bohr cites Nicholson as finding quantized angular momentum important for the atom.^[49] Bohr quantization would associate emission with differences in the energy levels hydrogen rather than being directly related to the orbital frequency.^[50]

Thomson's plum pudding model was challenged in 1911 by one of his former students, Ernest Rutherford, who presented a new model to explain new experimental data. The new model proposed a concentrated center of charge and mass that was later dubbed the atomic nucleus.^[41]:296

Ernest Rutherford y sus colegas Hans Geiger y Ernest Marsden comenzaron a dudar del modelo de Thomson tras encontrar dificultades al intentar construir un instrumento para medir la relación carga-masa de las partículas alfa (partículas con carga positiva emitidas por ciertas sustancias radiactivas como el radio ). Las partículas alfa se dispersaban por el aire en la cámara de detección, lo que hacía que las mediciones no fueran fiables. Thomson había encontrado un problema similar en su trabajo sobre rayos catódicos, que resolvió creando un vacío casi perfecto en sus instrumentos. Rutherford no creía que se encontraría con el mismo problema, ya que las partículas alfa suelen tener mucho más momento que los electrones. Según el modelo atómico de Thomson, la carga positiva en el átomo no está lo suficientemente concentrada como para producir un campo eléctrico lo suficientemente fuerte como para desviar una partícula alfa. Sin embargo, se produjo dispersión, por lo que Rutherford y sus colegas decidieron investigarla cuidadosamente. ^{[ 51 ] : 64}

Entre 1908 y 1913, Rutherford y sus colegas realizaron una serie de experimentos en los que bombardearon láminas delgadas de metal con un haz de partículas alfa. Observaron que las partículas alfa se desviaban en ángulos mayores de 90°. Según el modelo de Thomson, todas las partículas alfa deberían haber atravesado el haz con una desviación insignificante. Rutherford dedujo que la carga positiva del átomo no se distribuye por todo su volumen, como creía Thomson, sino que se concentra en un pequeño núcleo en el centro. Este núcleo también concentra la mayor parte de la masa del átomo. Solo una concentración tan intensa de carga, anclada por su gran masa, podría producir un campo eléctrico lo suficientemente fuerte como para desviar las partículas alfa como se observó. ^{[ 51 ]} El modelo de Rutherford, respaldado principalmente por datos de dispersión desconocidos para muchos científicos, no se popularizó hasta que Niels Bohr se unió al laboratorio de Rutherford y desarrolló un nuevo modelo para los electrones. ^{[ 41 ] : 304}

El modelo de Rutherford predijo que la dispersión de partículas alfa sería proporcional al cuadrado de la carga atómica. Geiger y Marsden basaron su análisis en establecer la carga en la mitad del peso atómico del material de la lámina (oro, aluminio, etc.). El físico aficionado Antonius van den Broek observó que existía una relación más precisa entre la carga y la secuencia numérica del elemento en orden de pesos atómicos. El número de secuencia pasó a llamarse número atómico y reemplazó al peso atómico en la organización de la tabla periódica . ^{[ 52 ] [ 53 ]}

Simultáneamente al trabajo de Rutherford, Geiger y Marsden, el radioquímico Frederick Soddy, de la Universidad de Glasgow, estudiaba problemas relacionados con la química en materiales radiactivos. Soddy había trabajado con Rutherford en radiactividad en la Universidad McGill . ^{[ 54 ]} Para 1910, se habían identificado unos 40 elementos radiactivos diferentes, denominados radioelementos , entre el uranio y el plomo, aunque la tabla periódica solo permitía 11 elementos. Todos los intentos de aislar químicamente los radioelementos mesotorio o torio X del radio fracasaron. Soddy concluyó que estos elementos eran químicamente el mismo elemento. A sugerencia de Margaret Todd , Soddy llamó a estos elementos químicamente idénticos isótopos . ^{[ 55 ] [ 56 ] : 3–5} En 1913, Soddy y el teórico Kazimierz Fajans descubrieron independientemente la ley de desplazamiento , que establece que un elemento que experimenta desintegración alfa producirá un elemento dos lugares a la izquierda en el sistema periódico y un elemento que experimenta desintegración beta producirá un elemento un lugar a la derecha en el sistema periódico. Por su estudio de la radiactividad y el descubrimiento de los isótopos, Soddy recibió el Premio Nobel de Química de 1921. ^{[ 57 ]}

Antes de 1919, solo se disponía de pesos atómicos promediados sobre un número muy grande de átomos. En ese año, Francis Aston construyó el primer espectrógrafo de masas , una versión mejorada de un dispositivo construido por J. J. Thomson para medir la desviación de átomos con carga positiva por campos eléctricos y magnéticos. Aston pudo entonces separar los isótopos de muchos elementos ligeros, incluido el neón , ²⁰Ne y ²²Ne . Aston descubrió que los isótopos coincidían con la regla de los números enteros de William Prout : la masa de cada isótopo es un múltiplo entero del hidrógeno. ^{[ 58 ] [ 59 ]}

Es significativo que la única excepción a esta regla de los números enteros fuera el propio hidrógeno, que tenía un valor de masa de 1,008. La masa en exceso era pequeña, pero muy por encima de los límites de la incertidumbre experimental. Aston y otros se dieron cuenta de que esta diferencia se debía a la energía de enlace de los átomos. Cuando varios átomos de hidrógeno se unen para formar un átomo, la energía de ese átomo debe ser menor que la suma de las energías de los átomos de hidrógeno individuales. Esa energía perdida, según el principio de equivalencia masa-energía , significa que la masa atómica será ligeramente menor que la suma de las masas de sus componentes. ^{[ 59 ]} El trabajo de Aston sobre isótopos le valió el Premio Nobel de Química de 1922 por el descubrimiento de isótopos en un gran número de elementos no radiactivos y por su enunciado de la regla de los números enteros. ^{[ 60 ]}

Antes de 1913, los químicos se adherían al principio de Mendeleev de que las propiedades químicas derivaban del peso atómico. Sin embargo, varios lugares en la tabla periódica eran inconsistentes con este concepto. Por ejemplo, el cobalto y el níquel parecían estar invertidos. ^{[ 61 ] : 82} También hubo intentos de comprender la relación entre la masa atómica y la carga nuclear. Rutherford sabía, a partir de experimentos en su laboratorio, que el helio debía tener una carga nuclear de 2 y una masa de 4; se esperaba que esta proporción 1:2 se cumpliera para todos los elementos. En 1913, Antonius van den Broek planteó la hipótesis de que la tabla periódica debería organizarse por carga, denotada por Z , no por masa atómica y que Z no era exactamente la mitad del peso atómico de los elementos. ^{[ 22 ] : 228} Esto resolvió el problema del cobalto y el níquel. Al colocar el cobalto (Z=27, masa de 58,97), antes del níquel más pesado (Z=28, masa de 58,68) se obtuvo el ordenamiento esperado según el comportamiento químico. ^{[ 62 ] : 180}

En 1913-1914, Moseley puso a prueba experimentalmente la hipótesis de Broek mediante espectroscopia de rayos X. Descubrió que la línea de longitud de onda corta más intensa en el espectro de rayos X de un elemento en particular, conocida como la línea K-alfa , estaba relacionada con la carga del elemento, su número atómico, Z. [ ^{63 ] Moseley} halló que las frecuencias de la radiación estaban relacionadas de forma sencilla con el número atómico de los elementos para un gran número de ellos. ^{[ 64 ] [ 62 ] : 181}

Rutherford dedujo la existencia del núcleo atómico mediante sus experimentos, pero no explicó cómo se distribuían los electrones a su alrededor. En 1912, Niels Bohr se unió al laboratorio de Rutherford y comenzó a trabajar en un modelo cuántico del átomo. ^{[ 22 ] : 19}

Max Planck en 1900 y Albert Einstein en 1905 postularon que la energía luminosa se emite o absorbe en cantidades discretas conocidas como cuantos (singular, cuanto ). Esto condujo a una serie de modelos atómicos con algunos aspectos cuánticos, como el de Arthur Erich Haas en 1910 ^{[ 22 ] : 197} y el modelo atómico de John William Nicholson de 1912 con momento angular cuantizado como h /2π . [ ^{65 ] [ 66 ] Es} crucial destacar que Nicholson reproduce con éxito las líneas espectrales atómicas, un desafío que el modelo de Bohr también tendría que superar. ^{[ 50 ]} Cuando Bohr se enteró por un amigo de la fórmula compacta de Balmer para los datos de las líneas espectrales, Bohr se dio cuenta rápidamente de que su modelo coincidiría con ella en detalle. ^{[ 47 ] : 178}

En 1913, Bohr publicó una trilogía de artículos desarrollando su modelo del átomo basado en dos hipótesis: 1) un electrón podía cambiar de estado solo por " saltos cuánticos " y 2) el salto corresponde a una emisión de luz según la relación de Planck . ^{[ 22 ] : 199 [ 67 ]} Con estas suposiciones, la inestabilidad de los modelos anteriores se vuelve irrelevante y la electrodinámica clásica de Maxwell se considera inválida. ^{[ 22 ] : 199} Usando órbitas circulares para simplificar, Bohr pudo entonces derivar la fórmula espectral de Balmer. La fórmula de Balmer contenía una constante ahora conocida como la constante de Rydberg con un valor conocido solo por la coincidencia de resultados experimentales. Bohr proporcionó una derivación basada en un modelo atómico, un resultado tomado como evidencia sustancial a favor de su modelo. ^{[ 68 ] : 62} Bohr también usó el modelo para describir la estructura de la tabla periódica y aspectos del enlace químico. En conjunto, estos resultados llevaron a que el modelo de Bohr fuera ampliamente aceptado a finales de 1915. ^{[ 68 ] : 91}

Bohr's model was not perfect. It could only predict the spectral lines of hydrogen, not those of multielectron atoms.^[69] Worse still, it could not even account for all features of the hydrogen spectrum: as spectrographic technology improved, it was discovered that applying a magnetic field caused spectral lines to multiply in a way that Bohr's model couldn't explain. In 1916, Arnold Sommerfeld added elliptical orbits to the Bohr model to explain the extra emission lines, but this made the model very difficult to use, and it still couldn't explain more complex atoms.^[70][71]

Back in 1815, William Prout observed that the atomic weights of the known elements were multiples of hydrogen's atomic weight, so he hypothesized that all atoms are agglomerations of hydrogen, a particle which he dubbed "the protyle". Prout's hypothesis was put into doubt when some elements were found to deviate from this pattern—e.g. chlorine atoms on average weigh 35.45 daltons—but when isotopes were discovered in 1913, Prout's observation gained renewed attention.^[42]

In 1917 Rutherford bombarded nitrogen gas with alpha particles and observed hydrogen ions being emitted from the gas. Rutherford concluded that the alpha particles struck the nuclei of the nitrogen atoms, causing hydrogen ions to split off.^[72][73]

These observations led Rutherford to conclude that the hydrogen nucleus was a singular particle with a positive charge equal to that of the electron's negative charge. The name "proton" was suggested by Rutherford at an informal meeting of fellow physicists in Cardiff in 1920.^[74]

Se descubrió que el número de carga de un núcleo atómico era igual a la posición ordinal del elemento en la tabla periódica. El número de carga nuclear proporcionó así una forma sencilla y clara de distinguir los elementos químicos entre sí, a diferencia de la definición clásica de Lavoisier, que consideraba a un elemento químico como una sustancia que no puede descomponerse en sustancias más simples mediante reacciones químicas. A partir de entonces, el número de carga o número de protones se denominó número atómico del elemento. En 1923, el Comité Internacional de Elementos Químicos declaró oficialmente que el número atómico era la característica distintiva de un elemento químico. ^{[ 75 ]}

A partir de 1913, el concepto de que las partículas alfa surgían del núcleo atómico condujo a la idea de que estas partículas estaban presentes en el núcleo. Cuando Van den Broek observó que los datos de dispersión de partículas alfa en diferentes elementos seguían el número atómico y no el peso atómico, concluyó que el núcleo también debía tener electrones. Esta "hipótesis del electrón nuclear" sería la base de los primeros modelos de física nuclear. Podía explicar la estabilidad de las partículas alfa y de los isómeros recién descubiertos en aquel entonces. Impulsó numerosos modelos del núcleo como una combinación de protones y electrones antes de ser finalmente refutada con el descubrimiento del neutrón. ^{[ 76 ] : 19}

En 1924, Louis de Broglie propuso que todas las partículas —en particular las subatómicas, como los electrones— poseen una onda asociada. Erwin Schrödinger , fascinado por esta idea, desarrolló una ecuación ^{[ 77 ]} que describe un electrón como una función de onda en lugar de un punto. Este enfoque predijo muchos de los fenómenos espectrales que el modelo de Bohr no logró explicar, pero era difícil de visualizar y generó oposición. ^{[ 78 ]} Uno de sus críticos, Max Born , propuso que la función de onda de Schrödinger no describía la extensión física de un electrón (como una distribución de carga en el electromagnetismo clásico), sino que indicaba la probabilidad de que un electrón, al ser medido, se encontrara en un punto determinado. ^{[ 79 ]} Esto concilió las ideas de electrones ondulatorios y corpusculares: el comportamiento de un electrón, o de cualquier otra entidad subatómica, presenta aspectos tanto ondulatorios como corpusculares , y la observación de uno u otro depende del experimento. ^{[ 80 ]}

El modelo ondulatorio de Schrödinger para el hidrógeno reemplazó las órbitas circulares de Bohr con orbitales atómicos que solo proporcionan la probabilidad de encontrar un electrón en posiciones alrededor del núcleo. Los orbitales presentan diversas formas dependiendo de su nivel de energía y momento angular . ^{[ 81 ]} Las formas de los orbitales atómicos se obtienen resolviendo la ecuación de Schrödinger. ^{[ 82 ]} Se conocen soluciones analíticas de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno y átomos similares al hidrógeno, como el ion molecular de hidrógeno . ^{[ 83 ]} A partir del átomo de helio , que contiene solo dos electrones, se utilizan métodos numéricos para resolver la ecuación de Schrödinger. ^{[ 84 ]}

Cualitativamente, la forma de los orbitales atómicos de los átomos multielectrónicos se asemeja a los estados del átomo de hidrógeno. El principio de exclusión de Pauli exige que la distribución de estos electrones dentro de los orbitales atómicos sea tal que no se asignen más de dos electrones a ningún orbital; este requisito afecta profundamente las propiedades atómicas y, en última instancia, la unión de los átomos en moléculas. ^{[ 85 ] : 182}

En la década de 1920, los físicos creían que el núcleo atómico contenía protones más una serie de "electrones nucleares" que reducían la carga total. Estos "electrones nucleares" eran distintos de los electrones que orbitaban el núcleo. Esta hipótesis errónea habría explicado por qué los números atómicos de los elementos eran menores que sus pesos atómicos y por qué los elementos radiactivos emiten electrones ( radiación beta ) durante la desintegración nuclear. Rutherford incluso planteó la hipótesis de que un protón y un electrón podrían unirse fuertemente formando un "doblete neutro". Rutherford escribió que la existencia de tales "dobles neutros" moviéndose libremente por el espacio proporcionaría una explicación más plausible de cómo se pudieron haber formado los elementos más pesados ​​en la génesis del Universo, dado que es difícil que un protón solitario se fusione con un núcleo atómico grande debido al campo eléctrico repulsivo. ^{[ 86 ]}

En 1928, Walter Bothe observó que el berilio emitía una radiación eléctricamente neutra y altamente penetrante al ser bombardeado con partículas alfa. Posteriormente se descubrió que esta radiación podía arrancar átomos de hidrógeno de la parafina . Inicialmente se pensó que se trataba de radiación gamma de alta energía , ya que la radiación gamma tenía un efecto similar en los electrones de los metales, pero James Chadwick descubrió que el efecto de ionización era demasiado fuerte para que se debiera a radiación electromagnética, siempre y cuando la energía y el momento se conservaran en la 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 las partículas cargadas de retroceso, dedujo que la radiación estaba compuesta en realidad de partículas eléctricamente neutras que no podían carecer de masa como los rayos gamma, sino que debían tener una masa similar a la de un protón. Chadwick denominó a esta nueva partícula "el neutrón" y creía que se trataba de la fusión de un protón y un electrón, dado que el neutrón tenía aproximadamente la misma masa que un protón, mientras que la masa de un electrón es insignificante en comparación. ^{[ 87 ]} Antes de finales de 1932, este modelo fue cuestionado por Dmitri Ivanenko, quien propuso que el neutrón era una partícula elemental. Este modelo, con el tiempo, daría lugar a la teoría moderna del núcleo. ^{[ 22 ] : 411}

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• Atomismo, por S. Mark Cohen.
• Teoría atómica : información detallada sobre la teoría atómica en relación con los electrones y la electricidad.
• Las Lecciones de Física de Feynman, Vol. I, Cap. 1: Átomos en movimiento.