Post on 19-Oct-2018
¿De qué estamos hechos? De carne y
hueso, dirían por ahí. Pero muchísimos años
de ciencia han develado bastante sobre lo
que podríamos llamar “los ingredientes bási-
cos” de toda la materia, incluso la que forma
a los seres humanos: los átomos. ¿Cómo
evolucionaron las teorías atómicas? He aquí
algunas palabras al respecto.
Las raquetas con las que juegan los tenis-
tas, el viento que desordena los cabellos del
poeta, las flores, la mesa, el queso, la venta-
na, los uniformes, la cerveza, el plástico de
las bolsas que prohibieron en el supermerca-
do, el agua de mar, el petróleo, las estrellas,
los planetas, la pluma con la que escribo,
los deseos de mi cerebro y hasta mi propio
cerebro, el tuyo y el de él. De todo esto me
acuerdo cundo ante mis oídos llega, entre
los átomos, la palabra materia. Y aunque mi
libro de química, el que me hicieron apren-
der para aprobar aquel examen parcial, a la
letra reza: “La materia es cualquier cosa que
ocupa un lugar en el espacio”, yo me empe-
ñé en desglosar dicho concepto para que mi
cerebro pueda entender que cualquier cosa
es cualquier cosa.
Me imagino a nuestros antepasados en la
antesala de una celebración, rebanando el
queso que con esmero habían dejado añejar
para aquel acontecimiento, y luego de par-
tirlo y volverlo a partir, hasta donde la vista
les alcanzara, aunque lo dividieran y divi-
dieran aquello seguía siendo queso; era del
color, del olor y, si las papilas gustativas lo
permitían, hasta del mismo sabor que el blo-
que original de queso. Y siendo así, no me
parece extraño que empezaran a conjetu-
rar que la materia era infinitamente divisible.
Esto precisamente era lo que pensaban
Platón y Aristóteles hace varios siglos.
Átomo: no más divisiones
Pero había personas que no estaban de
acuerdo con este punto de vista, por ejemplo
Demócrito (460-370 a.C.), quien argumenta-
ba que la materia se compone de pequeñas
partículas indivisibles a las que llamó áto-
mos, que significa precisamente “indivisible”
o, incluso antes que él, estuvo Mosco de
Sidón (XIV a. C.), a quien se le atribuye el
haber sido el primero en concebir el pensa-
miento atomista (o corpuscular) y, por ende,
la creación del atomismo.
Las pruebas experimentales de investiga-
ciones científicas apoyaron el concepto del
“atomismo”. Para 1808 un científico inglés, el
profesor John Dalton, publicó una teoría ató-
mica congruente, misma que resumiré así:
1. Todo elemento se compone de partículas
muy pequeñas a las que llamaremos átomos.
2. Todos los átomos de un elemento son
idénticos.
3. Los átomos de un elemento no se
transforman en tipos de átomos diferentes
mediante reacciones químicas.
No obstante, hacia 1850, los científicos
habían empezado a acumular datos que su-
gerían que el átomo se compone de piezas
todavía más pequeñas.
Hacía lo pequeño entre lo pequeño
A mediados del siglo XIX, los científicos co-
menzaron a estudiar las descargas eléctricas
a través de tubos parcialmente evacuados
(tubos a los que se les había extraído, por
bombeo, casi todo el aire). Un alto voltaje
produce radiación dentro del tubo. Esta ra-
diación recibió el nombre de rayos catódicos
porque se origina en el electrodo negativo -o
cátodo- y se dirige hacia la placa con carga
positiva, denominada ánodo.
Aunque los rayos en sí son invisibles, su
movimiento puede detectarse porque hacen
que ciertos materiales, incluido el vidrio, des-
pidan rayos de luz fluorescente. En ausencia
Ruiz, M. I. (2011). Soy materia [Versión electrónica], Ciencia Compartida, 3, 6-12. Recuperado el (día) de (mes) de (año), de (dirección electrónica).
de campos magnéticos o eléctricos, los rayos
catódicos viajan en línea recta. Sin embargo,
los campos magnéticos y eléctricos desvían
a los rayos (acuérdense de este fenóme-
no, les platicare mas hechos insólitos de él
más adelante), tal como esperarían que lo
hicieran partículas con carga negativa; más
aún, una placa metálica expuesta a rayos
catódicos adquiere una carga negativa. Es-
tas observaciones de las propiedades de los
rayos catódicos sugirieron a los científicos
que la radiación consiste en una corriente de
partículas con carga negativa, que ahora lla-
mamos electrones.
En 1897, el físico británico J.J. Thomson
(1856-1940) calculó la relación entre carga
eléctrica y la masa de un electrón emplean-
do un tubo de rayos catódicos. Al conocerse
la relación carga-masa del electrón, un cien-
tífico que pudiera medir ya sea la carga o
la masa de dicha partícula podría calcular
fácilmente la otra cantidad. En 1909, Robert
Millikan (1868-1953), de la Universidad de
Chicago, logró medir la carga eléctrica de
un electrón. A continuación, Millikan calculó
la masa del electrón. El valor que se acep-
ta actualmente para la masa del electrón
es de 9.10939 X 10-28 gramos, es decir, un
número que a la derecha del punto decimal
tiene ¡27 ceros!, ciertamente una cantidad
muy, pero muy pequeña. Para tener una idea
más precisa del tamaño de un electrón, es
necesario saber que su masa es unas 2000
veces más pequeña que la del hidrógeno,
que es ¡el átomo más pequeño!
El electrón no estaba solo
Pero no nos quedemos con los electrones
solamente, sigamos descubriendo otras par-
tículas contenidas dentro de nuestro átomo,
al cual considerábamos indivisible. En 1895,
el físico alemán Wilhelm Röntgen obser-
vó que cuando los rayos catódicos incidían
sobre el vidrio y los metales, ocasiona-
ban que éstos emitieran ciertos rayos muy
energéticos que podían atravesar la materia,
oscurecían placas fotográficas –¡aun estan-
do cubiertas!– y producían fluorescencia en
algunas sustancias. Ya que Röntgen no supo
de que estaban compuestos estos rayos, los
nombró “rayos X” (¡qué original!).
Antoine Becquerel, profesor de física en
París, empezó a estudiar las propiedades
fluorescentes de las sustancias. Accidental-
mente encontró que algunos compuestos
de uranio causaban el oscurecimiento de
placas fotográficas cubiertas, incluso sin ne-
cesitar de los rayos catódicos. Marie Curie
sugirió el nombre de radiactividad para des-
cribir la emisión espontánea de partículas o
radiación (para ese entonces ya iban mejo-
rando en cuanto a imaginación para poner
nombres). Estudios posteriores de la ra-
diactividad, realizados principalmente por el
científico británico Ernest Rutherford (1871-
1937) revelaron tres tipos de radiación, a
las que denominó alfa, beta y gamma. Las
radiaciones alfa y beta son desviadas por
un campo eléctrico, aunque en direcciones
opuestas. En contraste, la radiación gamma
no es afectada por el campo eléctrico.
Rutherford demostró que tanto los rayos alfa
como los beta consisten en partículas que se
mueven a alta velocidad, las cuales conoce-
mos actualmente como protones y electrones,
respectivamente. A principios del siglo XX,
J.J. Thomson razonó que como los electrones
constituyen una fracción muy pequeña de
la masa de un átomo probablemente daban
cuenta de una fracción igualmente peque-
ña del tamaño del mismo y propuso que el
átomo consistía en una esfera positiva de ma-
teria uniforme en la que estaban incrustados
los electrones. Este modelo se hizo popular
como el modelo del “pudín de ciruela” (quizá
tenían hambre cuando pensaron en esto), por
su semejanza con el tradicional postre inglés.
Pero el modelo atómico de Tomson tuvo una
vida muy corta.
Vamos al corazón del asunto
En 1910, Rutherford y sus colaboradores
realizaron un experimento que dio al traste
con el modelo de Thomson. Rutherford es-
taba estudiando los ángulos con los que las
partículas alfa se dispersaban al pasar a tra-
vés de una laminilla muy, muy delgada de
oro. Cierto día, Ernest Marsden, un estudian-
te de licenciatura que trabajó con Rutherford,
descubrió que casi todas las partículas alfa
atravesaban directamente la laminilla sin
desviarse. No obstante, unas cuantas se
desviaban y algunas incluso rebotaban en
la dirección de la que venían. El comenta-
rio de Rutherford cuando le comunicaron
sobre este descubrimiento fue el siguiente:
“Resultó tan increíble como si usted hubiera
lanzado una bala de 15 pulgadas hacia un
trozo de papel de seda y la bala se hubiera
regresado hacia usted”.
Para 1911, Rutherford estaba en condicio-
nes de explicar estas observaciones: postuló
que la mayor parte de la masa del átomo, y
toda su carga positiva, residía en una región
muy pequeña, extremadamente densa, a la
que llamó núcleo. La mayor parte del volu-
men total del átomo era espacio vacío en el
que los electrones se movían alrededor del
núcleo. En el experimento de dispersión, la
mayor parte de las partículas atraviesan di-
rectamente la laminilla porque no se topan
con el diminuto núcleo; simplemente pasan
por el espacio vacío del átomo. Ocasional-
mente, una partícula alfa se acerca mucho
a un núcleo de oro; la repulsión entre el nú-
cleo de oro altamente cargado es lo bastante
fuerte como para desviar a la partícula alfa,
que tiene menos masa.
El modelo de Rutherford de la estructura
atómica dejaba un importante problema sin
resolver. Se sabía que el hidrógeno, el átomo
más sencillo, contenía sólo un protón, y que
el átomo de helio contenía dos protones. Por
lo tanto (debido a que los electrones son mu-
cho más ligeros que los protones, se puede
ignorar su contribución a la masa atómica),
la relación entre la masa de un átomo de he-
lio y un átomo de hidrógeno debería ser de
2 a 1. Sin embargo, en realidad, la relación
resultó del orden de 4 a 1. Rutherford y otros
investigadores habían propuesto que debe-
ría existir otro tipo de partículas subatómicas
en el núcleo; la prueba de ello la proporcionó
el físico inglés James Chadwick en 1932.
Cuando Chadwick bombardeó una delgada
lámina de berilio con partículas alfa, el me-
tal emitió una radiación de muy alta energía,
similar a los rayos gamma. Experimentos
ulteriores demostraron que esos rayos real-
mente conforman un tercer tipo de partículas
subatómicas, que Chadwick denominó neu-
trones. El misterio de la relación de las masas
ahora podía explicarse. En el núcleo de helio
hay dos protones y dos neutrones, en tanto
que en el núcleo de hidrógeno hay sólo un
protón y no hay neutrones; por lo tanto, la
relación es 4 a 1.
Girando a niveles distintos
En 1913, Niels Bohr, para explicar cómo los
electrones podrían tener órbitas estables al-
rededor del núcleo, se basó en el átomo de
hidrógeno, al que describió con un protón en
el núcleo y un electrón girando a su alrede-
dor. En este modelo, los electrones giran en
órbitas circulares alrededor del núcleo, ocu-
pando la órbita de menor energía posible o
la órbita más cercana posible al núcleo. El
electromagnetismo clásico predecía que
una partícula cargada moviéndose de forma
circular emitiría energía, por lo que los elec-
trones deberían colapsar sobre el núcleo en
breves instantes de tiempo. Para superar
este problema, Bohr supuso que los electro-
nes solamente se podían mover en órbitas
específicas, cada una de las cuales caracte-
rizada por su nivel energético.
El modelo de Bohr funcionaba muy bien
para el átomo de hidrógeno. Pero en los
espectros realizados para otros átomos se
observaba que electrones de un mismo ni-
vel energético tenían energías ligeramente
diferentes. Esto no tenía explicación en el
modelo de Bohr y sugería que se necesita-
ba alguna corrección. La propuesta fue que,
dentro de un mismo nivel energético, existían
subniveles. Y así, ahora concebimos que los
electrones viajan en nubes de electrones.
Los átomos guardan muchas cosas en su interior, ¿no creen?
Como hemos visto, los átomos son ex-
tremadamente pequeños. No obstante, si
imaginamos que el átomo es del tamaño
de un estadio de fútbol, el núcleo tendría el
tamaño de una canica pequeña. Puesto que
Referencias bibliográficas
• Browne, Theodore L., Química, la Ciencia
Central, séptima edición, Editorial Pearson,
1998, pp. 37-45.
• Chang, Raymonel, Quìmica, sexta edición,
Editorial Mc Graw Hill, pp. 10, 11, 38, 44.
Versión electrónica disponible en:
http://prinsskrmen.blogspot.com/2009/10/
modelos-atomicos.html
el diminuto núcleo concentra casi toda la
masa del átomo en un volumen tan peque-
ño, tiene una densidad increíble. Una caja de
cerillos llena con un material de tal densidad
pesaría más de ¡2500 millones de toneladas!
Además de ser muy pequeños, hay una
gran variedad de ellos. A la fecha, se han
identificado 112 átomos distintos, de los cua-
les 83 se encuentran en forma natural en la
Tierra. Los demás han sido obtenidos por los
científicos a través de procesos nucleares.
La mayoría de los átomos pueden interac-
tuar con uno o más átomos para formar
compuestos. Un compuesto es una sustan-
cia formada por átomos en proporciones
definidas. Algunos ejemplos son el agua, el
amoniaco, el azúcar y el oxígeno molecular.
Una mezcla es una combinación de dos o
más sustancias en la cual las sustancias
conservan sus propiedades característi-
cas. Las mezclas pueden ser heterogéneas
u homogéneas. En las mezclas heterogé-
neas podemos detectar sus componentes,
como cuando se juntan arena y virutas de
hierro. Cuando una cucharada de azúcar se
disuelve en agua, obtenemos una mezcla
homogénea en la que los componentes ori-
ginales no se distinguen más. Y es aquí don-
de volvemos a empezar y a formar objetos,
un queso, una raqueta o un corazón.
Así, las partículas de las que hemos ha-
blado pueden ser pequeñas, súper densas,
veloces, dinámicas, gigantes incomprensi-
bles, subatómicas incluso, y diminutamente
desconocidas. Aún así, soy materia… ¿y tú?