Uno de los primeros atributos de los átomos que se describieron fue el peso atómico relativo. Aunque un solo átomo era demasiado pequeño para pesar, los átomos podían compararse entre sí. El químico Jons Berzelius asumió que volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contenían números iguales de átomos. Usó esta idea para la evolución de la teoría atómica. Ilustración de Hans & Cassidy. Cortesía de Gale Group.compare los pesos de los gases de reacción. Pudo determinar que, por ejemplo, los átomos de oxígeno eran 16 veces más pesados que los átomos de hidrógeno. Hizo una lista de estos pesos atómicos relativos para tantos elementos como conocía. Ideó símbolos para los elementos usando la primera letra o las dos primeras letras de sus nombres latinos, un sistema que todavía se usa hoy en día. El símbolo para hidrógeno es H, para oxígeno es O, para sodio (natrio, en latín) es Na, y así sucesivamente. Los símbolos también resultaron útiles para describir cuántos átomos se combinan para formar una molécula de un compuesto en particular. Por ejemplo, para mostrar que el agua está hecha de dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, el símbolo del agua es H2O. Un átomo de oxígeno puede incluso combinarse con otro átomo de oxígeno para producir una molécula de oxígeno con el símbolo O2 .
A medida que se seguían descubriendo más y más elementos, se hizo conveniente comenzar a enumerarlos en forma de símbolo en un gráfico. En 1869, Dmitri Mendeleev enumeró los elementos en orden de aumentar el peso atómico y agrupó elementos que parecían tener reacciones químicas similares. Por ejemplo, el litio (Li), el sodio (Na) y el potasio (K) son elementos metálicos que estallan en llamas si se mojan. Elementos similares fueron colocados en la misma columna de su carta. Mendeleev comenzó a ver un patrón entre los elementos, donde cada octavo elemento en el listado de peso atómico pertenecería a la misma columna. Debido a esta periodicidad o patrón repetido, el gráfico de Mendeleev se llama la «Tabla Periódica de los elementos».»La mesa era tan regular, de hecho, que cuando había un» agujero » en la mesa, Mendeleev predijo que eventualmente se descubriría un elemento para llenar el lugar. Por ejemplo, había un espacio para un elemento con un peso atómico de aproximadamente 72 (72 veces más pesado que el hidrógeno), pero ningún elemento conocido. En 1886, 15 años después de su predicción, se aisló el elemento Germanio (Ge) y se encontró que tenía un peso atómico de 72,3. Muchos más elementos continuaron siendo predichos y encontrados de esta manera. Sin embargo, a medida que se agregaban más elementos a la tabla periódica, se encontró que si algunos elementos se colocaban en la columna correcta debido a reacciones similares, no seguían el orden correcto de aumentar el peso atómico. Se necesitaba alguna otra característica atómica para ordenar los elementos correctamente. Pasaron muchos años antes de que se encontrara la propiedad correcta.
A medida que los experimentos de química buscaban y caracterizaban más elementos, otras ramas de la ciencia hacían descubrimientos sobre la electricidad y la luz que contribuirían al desarrollo de la teoría atómica. Michael Faraday había hecho mucho trabajo para caracterizar la electricidad; James Clerk Maxwell caracterizó la luz. En la década de 1870, William Crookes construyó un aparato, ahora llamado tubo de Crookes, para examinar los «rayos» que emitían los metales. Quería determinar si los rayos eran luz o electricidad basándose en las descripciones de Faraday y Maxwell de ambos. El tubo de Crookes consistía en una bombilla de vidrio, de la que se había extraído la mayor parte del aire, que encerraba dos placas de metal llamadas electrodos. Un electrodo se llamaba ánodo y el otro se llamaba cátodo. Cada una de las placas tenía un cable que conducía fuera de la bombilla a una fuente de electricidad. Cuando se aplicó electricidad a los electrodos, los rayos parecían provenir del cátodo. Crookes determinó que estos rayos catódicos eran partículas con una carga eléctrica negativa que estaban siendo emitidas por el metal de la placa de cátodo. En 1897, J. J. Thomson descubrió que estas partículas cargadas negativamente salían de los átomos y debían haber estado presentes en los átomos metálicos para empezar. Llamó a estas partículas subatómicas cargadas negativamente «electrones».»Dado que los electrones estaban cargados negativamente, el resto del átomo tenía que estar cargado positivamente. Thomson creía que los electrones estaban dispersos en el átomo como pasas en una masa de pan cargada positivamente, o como ciruelas en un pudín. Aunque el modelo de «pudín de ciruela» de Thomson no era correcto, fue el primer intento de demostrar que los átomos eran más complejos que las esferas homogéneas.
Al mismo tiempo, los científicos estaban examinando otros tipos de rayos misteriosos que provenían del tubo de Crookes que no se originaban en su cátodo. En 1895, Wilhelm Roentgen notó que las placas fotográficas sostenidas cerca de un tubo de Crookes se empañarían con algunos rayos invisibles y desconocidos. Roentgen llamó a estos rayos «rayos x», usando » x » para desconocido como en matemáticas. Roentgen también estableció el uso de placas fotográficas como una forma de tomar fotografías de rayos misteriosos. Descubrió que al bloquear los rayos X con la mano, por ejemplo, los huesos bloquearían los rayos X, pero la piel y el tejido no lo harían. Los médicos siguen utilizando los rayos X de Roentgen para obtener imágenes del cuerpo humano.
Las placas fotográficas se convirtieron en equipo estándar para los científicos de la época de Roentgen. Uno de estos científicos, Henri Becquerel, dejó unas placas fotográficas en un cajón con uranio, un elemento nuevo que estaba estudiando. Cuando quitó las placas, descubrió que se habían empañado. Como no había nada más en el cajón, concluyó que el uranio debía haber estado emitiendo algún tipo de rayo. Becquerel mostró que esta radiación no era tan penetrante como los rayos X, ya que podía ser bloqueada por papel. El elemento en sí mismo estaba produciendo radiación, una propiedad conocida como radiactividad. En gran parte a través del trabajo de Pierre y Marie Curie, se encontraron más elementos radiactivos. Los intentos de caracterizar los diferentes tipos de radiactividad llevaron al siguiente gran capítulo en el desarrollo de la teoría atómica.En 1896, Ernest Rutherford, un estudiante de J. J. Thomson, comenzó a estudiar radiactividad. Al probar varios elementos y determinar qué tipos de materiales podrían bloquear la radiación para que no llegue a una placa fotográfica, Rutherford concluyó que había dos tipos de radiactividad que provenían de elementos. Los nombró usando las dos primeras letras del alfabeto griego, alfa y beta. La radiación alfa estaba formada por partículas cargadas positivamente, cuatro veces más pesadas que un átomo de hidrógeno. La radiación beta estaba hecha de partículas cargadas negativamente que parecían ser como electrones. Rutherford decidió probar un experimento usando las partículas alfa. Colocó un trozo de lámina de oro fina con placas fotográficas rodeándola. Luego permitió que las partículas alfa golpearan el oro. La mayoría de las partículas alfa atravesaron la lámina de oro. Pero algunos de ellos no lo hicieron. Algunas partículas alfa fueron desviadas de su curso recto. Algunos incluso vinieron directamente hacia atrás. Rutherford escribió que era tan sorprendente como si uno hubiera disparado una bala a un trozo de papel de seda solo para que rebotara. Rutherford concluyó que, dado que la mayoría de las partículas alfa pasaron, los átomos del oro deben ser en su mayoría espacios vacíos, no el pudín de ciruelas que llena el espacio de Thomson. Dado que algunas de las partículas alfa fueron desviadas, debe haber una región positiva densamente empaquetada en cada átomo que él llamó el núcleo. Con toda la carga positiva en el núcleo, la siguiente pregunta era la disposición de los electrones en el átomo.
En 1900, el físico Max Planck había estado estudiando los procesos de luz y calor, específicamente tratando de entender la radiación de luz emitida por un «cuerpo negro», una cavidad ideal hecha por paredes perfectamente reflectantes. Esta cavidad se imaginaba que contenía objetos llamados osciladores que absorbían y emitían luz y calor. Dado el tiempo suficiente, la radiación de un cuerpo negro de este tipo produciría una distribución de luz de color llamada espectro que dependía solo de la temperatura del cuerpo negro y no de lo que estaba hecho. Muchos científicos intentaron encontrar una relación matemática que pudiera predecir cómo los osciladores de un cuerpo negro podrían producir una distribución espectral particular. Max Planck encontró esa relación matemática correcta. Asumió que la energía absorbida o emitida por los osciladores era siempre un múltiplo de algún «paquete de energía» fundamental que él llamaba cuántico. Los objetos que emiten o absorben energía lo hacen en cantidades discretas, llamadas cuantos.
Al mismo tiempo, había un físico trabajando con Thomson y Rutherford llamado Niels Bohr. Bohr se dio cuenta de que la idea de un cuántico de energía podría explicar cómo están dispuestos los electrones en el átomo. Describió a los electrones como «en órbita» alrededor del núcleo como planetas alrededor del sol. Al igual que los osciladores en un cuerpo negro no podrían tener cualquier energía, los electrones en el átomo no podrían tener cualquier órbita. Solo había isótopos de hidrógeno: hidrógeno, deuterio y tritio. Ilustración de Hans & Cassidy. Cortesía de Gale Group.ciertas distancias permitidas por la energía que tenía un electrón. Si un electrón de un átomo en particular absorbiera el cuántico de energía exacto, podría alejarse más del núcleo. Si un electrón más alejado del núcleo emitiera el cuántico de energía exacto correcto, podría moverse más cerca del núcleo. Cuáles eran los valores exactos que diferían para cada elemento. Estos valores podrían determinarse mediante un proceso llamado espectroscopia atómica, una técnica experimental que observaba el espectro de luz producido por los átomos. Un átomo se calienta para que todos sus electrones se mueven lejos del núcleo. A medida que se acercaban al núcleo, los electrones comenzaban a emitir sus cuantos de energía como luz. El espectro de luz producido podría ser examinado usando un prisma. El espectro producido de esta manera no mostraba todos los colores posibles, sino solo los pocos que coincidían con las energías correspondientes a las diferencias de órbita de electrones. Aunque más tarde se refinó, el «modelo planetario» del átomo de Bohr explicó los datos de la espectroscopia atómica lo suficientemente bien como para que los científicos volvieran su atención al núcleo del átomo.
Rutherford, junto con Frederick Soddy, continuaron trabajando con elementos radiactivos. Soddy, en particular, notó que a medida que se emitían partículas alfa y beta de los átomos, los átomos cambiaban de una de dos maneras: (1) el elemento se convirtió en un elemento totalmente diferente con reacciones químicas completamente nuevas, o (2) el elemento mantuvo las mismas reacciones químicas y el mismo espectro atómico, pero solo cambió en peso atómico.
Llamó a los átomos del segundo grupo isótopos, átomos del mismo elemento con diferentes pesos atómicos. En cualquier muestra natural de un elemento, puede haber varios tipos de isótopos. Como resultado, el peso atómico de un elemento que fue calculado por Berzelius era en realidad un promedio de todos los pesos isotópicos para ese elemento. Esta fue la razón por la que algunos elementos no estaban en el orden correcto en la tabla periódica de Mendeleev: el peso atómico promedio dependía de la cantidad de cada tipo de isótopo presente. Soddy sugirió colocar los elementos en la tabla periódica por similitud de reacciones químicas y luego numerarlos en orden. El número asignado a cada elemento de esta manera se denomina número atómico. Los números atómicos eran formas convenientes de referirse a los elementos.
Mientras tanto, Thomson había continuado su trabajo con el tubo Crookes. Descubrió que no solo se producían rayos catódicos de electrones, sino también partículas positivas. Después de mucho trabajo minucioso, fue capaz de separar los muchos tipos diferentes de partículas positivas por peso. Basándose en estas mediciones, pudo determinar una partícula fundamental, la partícula positiva más pequeña producida, llamada protón. Dado que estos eran producidos por los átomos del cátodo y dado que Rutherford demostró que el núcleo del átomo era positivo, Thomson se dio cuenta de que el núcleo de un átomo debe contener protones. Un joven científico llamado Henry Moseley experimentó con el bombardeo de átomos de diferentes elementos con rayos X. Al igual que en la espectroscopia atómica, donde el calor da a los electrones más energía, los rayos X dan a los protones en el núcleo más energía. Y así como los electrones emiten luz de energías específicas cuando se enfrían, el núcleo emite rayos X de una energía específica cuando «desexcita».»Moseley descubrió que la energía de los rayos X emitidos para cada elemento seguía una relación matemática simple. La energía dependía del número atómico de ese elemento, y el número atómico correspondía al número de cargas positivas en el núcleo. Así que el orden correcto de la tabla periódica es aumentando el número de protones en el núcleo atómico. El número de protones es igual al número de electrones en un átomo neutro. Los electrones son responsables de las reacciones químicas. Los elementos de la misma columna de la tabla periódica tienen arreglos similares de electrones con las energías más altas, y es por eso que sus reacciones son similares.
Sólo quedaba un problema. Los electrones tenían muy poco peso, 1/1. 836 del peso de un protón. Sin embargo, los protones no representaban todo el peso atómico de un átomo. No fue hasta 1932 que James Chadwick descubrió la existencia de una partícula en el núcleo sin carga eléctrica, pero con un peso ligeramente mayor que un protón. Llamó a esta partícula neutrón. Los neutrones son responsables de la existencia de isótopos. Dos átomos del mismo elemento tendrán el mismo número de protones y electrones, pero podrían tener diferentes números de neutrones y, por lo tanto, diferentes pesos atómicos. Los isótopos se nombran indicando el nombre del elemento y luego el número de protones más neutrones en el núcleo. La suma de los protones y neutrones se denomina número de masa. Por ejemplo, el uranio-235 tiene 235 protones y neutrones. Podemos mirar en una tabla periódica para encontrar el número atómico del uranio (92) que nos dice el número de protones. Luego restando, sabemos que este isótopo tiene 143 neutrones. Hay otro isótopo de uranio, el 238U, con 92 protones y 146 neutrones. Algunas combinaciones de protones y neutrones son menos estables que otras. Imagínate tratando de sostener 10 bolas de boliche en tus brazos. Habrá algún arreglo en el que podrías manejarlo. Ahora intenta sostener 11 o solo nueve. Puede que no haya un arreglo estable y que se le caigan las bolas de boliche. Lo mismo sucede con protones y neutrones. Los arreglos inestables se desmoronan espontáneamente, emitiendo partículas, hasta que se alcanza una estructura estable. Así es como se produce radiactividad como partículas alfa. Las partículas alfa están formadas por dos protones y dos neutrones que salen de un núcleo inestable.
el Hidrógeno tiene tres tipos de isótopos: hidrógeno, 2H (deuterio) y 3H (tritio).
Los pesos atómicos de los otros elementos se compararon originalmente con el hidrógeno sin especificar qué isótopo. También es difícil obtener átomos individuales de hidrógeno porque generalmente reacciona con otros átomos para formar moléculas como H2 o H2O. Los pesos atómicos se basan ahora en 12 C (carbono-12). Este isótopo tiene seis protones y seis neutrones en su núcleo. El carbono-12 se definió como 12 unidades de masa atómica. (Las unidades de masa atómica, abreviadas como uma, son unidades utilizadas para comparar los pesos relativos de los átomos. Una uma es menos de 200 sexillonésimas de gramo. Cada otro isótopo de cada otro elemento se compara con este. Luego se promedian los pesos de los isótopos de un elemento dado para obtener los pesos atómicos que se encuentran en la tabla periódica.
Hasta este punto de la historia del átomo, todas las partículas que lo componen se consideraban esferas duras y uniformes. A partir de 1920, con la obra de Louis de Broglie, esta imagen cambió. De Broglie mostró que partículas como los electrones a veces podían tener propiedades de ondas. Por ejemplo, si las olas de agua son producidas por dos fuentes, como dejar caer dos guijarros en un estanque, las olas pueden interferir entre sí. Esto significa que los puntos altos se suman para hacer puntos aún más altos. Los puntos bajos se suman para hacer regiones aún más bajas. Cuando se hizo que los electrones viajaran a través de una doble rendija, con algunos electrones pasando por una rendija y otros por la otra, crearon efectivamente dos fuentes. Los electrones mostraron este mismo tipo de interferencia, produciendo un patrón en una placa de colección. La capacidad de los electrones y otras partículas para mostrar a veces propiedades de partículas y a veces de ondas se denomina dualidad onda-partícula. Esta complicación de la naturaleza del electrón significaba que la idea de Bohr de un átomo planetario no era del todo correcta. Los electrones tienen diferentes energías discretas, pero no siguen órbitas circulares. En 1925, Werner Heisenberg declaró que la velocidad precisa y la ubicación de un electrón no se pueden conocer al mismo tiempo. Este» principio de incertidumbre de Heisenberg » inspiró a Erwin Schrödinger a diseñar una ecuación para calcular cómo se mueve un electrón con cierta energía. La ecuación de Schrödinger describe regiones en un átomo donde es probable que esté un electrón con cierta energía, pero no exactamente donde está. Esta región de probabilidad se llama orbital. Los electrones se mueven tan rápido dentro de estos orbitales que podemos pensar en ellos como borrosos en una nube de electrones. Los electrones se mueven de un orbital a otro absorbiendo o emitiendo un cuántico de energía, tal como explicó Bohr.
