¿Cómo sabemos que existen los átomos?

Hace tiempo estaba hablando con alguien que decía que le costaba creer en los átomos. Era una persona bienintencionada, sin duda, que no ponía en duda su existencia. Simplemente decía que a él le costaba entender cómo podemos estar tan seguros de que los átomos existen. Y la verdad, me parece una duda razonable para alguien que no tiene mucho contacto con la ciencia.

Los átomos son pequeños hasta el extremo de lo ridículo. Tanto que nunca los hemos visto (entendiendo ver como recibir rayos de luz visible provenientes del objeto que estamos observando). Los átomos son más pequeños que la longitud de onda de la luz visible, lo cual quiere decir que intentar verlos iluminándolos sería algo así como intentar discernir la forma de una taza lanzándole balones de baloncesto, grosso modo. Necesitamos otros métodos más precisos, métodos que no han empezado a ser posibles hasta hace muy poco.

: En esta imagen —obtenida con el TEAM 0.5 de Berkeley— se aprecian los átomos de carbono (en amarillo y en relieve) que conforman los hexágonos de la estructura del grafeno.
: En esta imagen —obtenida con el TEAM 0.5 de Berkeley— se aprecian los átomos de carbono (en amarillo y en relieve) que conforman los hexágonos de la estructura del grafeno.

Pero la existencia de los átomos no se pone en entredicho desde hace muchos años. ¿Qué pruebas teníamos para asumir que sí existen? De forma resumida, podemos decir que asumiendo la existencia de los átomos, podemos dar explicación a un abanico enorme de fenómenos. Veamos algunos.

Más o menos de forma simultánea, a principios del siglo XIX, se enunciaron dos leyes químicas. Ambas forman parte de lo que hoy conocemos como leyes estequiométricas. Una de esas leyes es la conocida como Ley de Proust, o Ley de las proporciones constantes. Dice que, cuando dos elementos químicos se combinan para dar un compuesto, lo hacen siempre en la misma proporción de masas. Como ejemplo práctico, podemos observar el caso del agua. Si descomponemos totalmente 1 kilogramo de agua en sus elementos constituyentes, observamos que aproximadamente 888 gramos se corresponden con el oxígeno, mientras que el resto (112 gramos) se corresponden con el hidrógeno. Si descomponemos un gramo, veremos que se sigue la misma proporción. Cualquier cantidad de agua está compuesta por aproximadamente un 88,8% de oxígeno y un 11,2% de hidrógeno. Si seguimos disminuyendo la muestra, debe llegar un momento en el que no podamos seguir dividiendo más. Esa pequeña porción de agua, la más pequeña posible, debería seguir esas mismas proporciones antes mencionadas. Y una explicación interesante al fenómeno sería que cada pequeño trozo de agua estuviese compuesto por partículas de diferentes tipos, en este caso, hidrógeno y oxígeno.

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Pero esto no es suficiente para afirmar la existencia de los átomos, y de hecho, no nos dice mucho acerca de su naturaleza. ¿Por qué debe haber una unidad mínima de agua? ¿No podemos seguir disminuyendo siempre? Pero la historia sigue.

La segunda ley se trata de la Ley de las proporciones múltiples, enunciada por el químico y físico británico John Dalton. Me parece demasiado enrevesada como para poner el enunciado completo aquí desde un principio. Aun así, creo que un ejemplo práctico se entenderá bien.

Supongamos dos compuestos químicos de fórmula semejante, el agua (H2O) y el peróxido de hidrógeno (H2O2). Si descomponemos totalmente un kilogramo de agua en los elementos que lo forman, veremos que obtenemos 888 gramos de oxígeno, y 112 gramos de hidrógeno. Dicho de otra forma, obtenemos 7.929 gramos de oxígeno por cada gramo de hidrógeno. Si hacemos lo mismo con el peróxido de hidrógeno, obtendríamos 941 gramos de oxígeno y 59 gramos de hidrógeno, que equivalen a 15.949 gramos de oxígeno por gramo de hidrógeno. Con estos números en la mano —7.929 g(O)/g(H) y 15.949 g(O)/g(H)— podemos concluir que el segundo número es el doble del primero. O expresado de otra forma, «cuando dos elementos [como el oxígeno y el hidrógeno] se unen para formar diferentes compuestos con la masa de uno de los elementos fija, la masa del otro se puede relacionar mediante fracciones de números pequeños». Ese ese el enunciado un tanto enrevesado al que me refería antes.

Si la Ley de Proust nos indicaba que los elementos siempre se combinan siguiendo las mismas proporciones para dar los mismos compuestos (lo cual nos hacía sospechar que deben existir los átomos), la Ley de de las proporciones múltiples nos dice algo no menos importante: que los elementos pueden combinarse entre sí para formar más de un compuesto diferente (cosa que Proust no había tenido en cuenta) y que además, se combinan siguiendo siempre determinadas proporciones. También nos proporciona una herramienta para obtener las fórmulas de diferentes compuestos químicos. Esto, de nuevo, tendría sentido si suponemos la existencia de átomos. Pero la carrera por demostrar que existen unidades mínimas de cada elemento no había hecho más que comenzar.

Dalton, en vista de estos resultados, hizo público el primer modelo atómico con una base científica. En un alarde de originalidad, hoy lo conocemos por modelo atómico de Dalton. Desde nuestra posición podría parecer un modelo muy simplista (y lo es), pero era suficiente en la época para explicar los fenómenos en los que Dalton se había fijado. No fue sino el primero de muchos modelos atómicos, más de los que hay en la imagen de abajo. Merece la pena decir (aunque no es algo de lo que hablaré en este artículo) que cada modelo atómico surgió para suplir carencias del anterior.

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Con anterioridad a los experimentos de Proust y Dalton, la comunidad científica había estado produciendo un buen conjunto de reglas que explicaban de forma más o menos satisfactoria el comportamiento de los gases. La mayoría de estas leyes, aunque no son válidas más que en un rango relativamente pequeño de temperaturas y presiones, se siguen enseñando en los colegios e institutos. Son leyes que relacionan matemáticamente diferentes magnitudes, como la temperatura, la presión, el volumen…

En el siglo XVIII se comenzó a gestar una teoría cuyo objetivo era explicar desde un punto de vista estadístico el comportamiento de los gases. Debemos tener en cuenta que en una muestra pequeña de gas (cualquiera), hay una cantidad enorme de partículas, ya sean moléculas o átomos individuales. Por tanto, no es posible estudiar el conjunto según el comportamiento de partículas individuales, así que se optó por hacerlo de forma estadística. Esta teoría, que se conoce como Teoría cinética de los gases, hace una serie de suposiciones. La primera y más llamativa es que los gases están compuestos por partículas.

Simulación por ordenador del comportamiento de un gas a nivel atómico, según la Teoría cinético-molecular. La velocidad se ha reducido para que el movimiento sea apreciable.]
Simulación por ordenador del comportamiento de un gas a nivel atómico, según la Teoría cinético-molecular. La velocidad se ha reducido para que el movimiento sea apreciable.]

Además, se supone que las partículas son masas puntuales (sin dimensión, pues son enormemente pequeñas al compararlas con su recipiente). Se considera que son muchas, que siguen las leyes de movimiento de Newton, que los choques que tienen lugar son elásticos, que solo hay un tipo de partículas y un par de suposiciones más que ayudan a simplificar los cálculos. Puede parecer que todas estas suposiciones se alejan mucho de la realidad, pero la verdad es que la Teoría cinética, en su conjunto, ofrece predicciones que se ajustan bien a las observaciones. Y no olvidemos cuales son sus postulados: que los átomos existen, y que además tienen ciertas propiedades.

Pero no acaba ahí la cosa, claro. A finales del siglo XVIII, el médico británico Jan Ingenhousz observó que pequeñas partículas de carbón en suspensión en alcohol parecían moverse de forma aleatoria. Su observación pasó desapercibida, y cuatro décadas después el botánico compatriota de Jan, Robert Brown, se dio cuenta de algo similar. En el caso de Brown, notó que pequeñas partículas de polen parecían moverse de forma aleatoria al estar suspendidas en agua. En su honor (quizás injustamente, pues Brown ni siquiera estudió este fenómeno) conocemos a este tipo de movimiento como movimiento browniano.

Simulación del movimiento aleatorio de una partícula relativamente grande debido a las colisiones de partículas mucho más pequeñas.]
Simulación del movimiento aleatorio de una partícula relativamente grande debido a las colisiones de partículas mucho más pequeñas.]

No fue hasta 1905 cuando alguien explicó de manera definitiva qué es el movimiento browniano. El encargado de hacerlo no fue otro sino Albert Einstein. Publicó un artículo científico en la revista conocida como Annalen der Physik, en el cual explicaba que el movimiento browniano no es más que el resultado de una serie de colisiones por parte de las moléculas del fluido a otras partículas más grandes, como las de polen o carbón. Lo que había visto Robert Brown años antes era la trayectoria que seguían las partículas de polen al ser golpeadas de forma aleatoria, millones de veces por segundo, por las diminutas moléculas que conforman el agua.

Los últimos detractores del atomismo se habían quedado sin argumentos. Siglos de investigación científica no hacían sino arrojar pruebas a favor de la existencia de esos pequeños entes. Ahora ya había pruebas suficientes (muchas más de las que he mencionado aquí) para aceptar que los átomos están ahí. Pero, ¿cómo son?

Unos párrafos más arriba mencioné que Dalton hizo público su modelo a principios del siglo XIX. Su modelo era algo tosco (los átomos eran esferas irrompibles, totalmente neutras y de masa variable según el elemento). Sin embargo, la descripción de los átomos se fue haciendo cada vez más precisa, según se necesitaba un esbozo más exacto para explicar diferentes fenómenos. Un siglo después de Dalton vino Thomson, con átomos cargados positivamente y electrones incrustados. Así se introduzo la presencia de cargas en el átomo. Y a partir de este punto tuvo lugar una rápida sucesión de modelos, que se descartaban rápidamente debido a la aparición de nuevos descubrimientos. Tras Thomson vino Rutherford, que notó que el núcleo sólo constituía una pequeñísima parte del volumen del átomo (a pesar de contener toda su masa) al bombardear una fina lámina de oro con núcleos de helio. Su modelo atómico es quizás el más reconocible, pues es la imagen que se usa para representar el átomo más a menudo:

Pero los modelos atómicos siguieron surgiendo, explicando cada vez mejor cómo funciona el átomo. Dado que el modelo de Rutherford tenía algún que otro fallo (no era viable, pues los electrones se precipitarían hacia el núcleo, radiando energía de todas las longitudes de onda hasta colapsar), Bohr propuso su modelo, en el que los electrones girarían en órbitas circulares de energía cuantizada. Pero se descubrió que los electrones del mismo nivel energético podían tener niveles de energía ligeramente diferentes, con lo que Sommerfeld hizo algunos cambios, y sugirió que podría haber órbitas elípticascon niveles de energía diferentes. Schrödinger (más conocido por su gato que por sus otros trabajos) elaboró otro modelo que tenía una peculiaridad. En el modelo atómico de Schrodinger, los electrones no giran en órbitas. En cambio, se les asigna unas zonas del espacio en las que la probabilidad de encontrarlos es máxima, llamadas orbitales. En los libros de química suelen aparecer dibujados así:

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Es importante apuntar algo: los orbitales no tienen esa forma. Los orbitales no son algo que tenga forma. Son funciones matemáticas simplemente, que indican la una zona del espacio donde es probable encontrar un electrón. En el caso de la izquierda, el orbital esférico (llamado orbital s) indica que hay una cierta probabilidad de encontrar electrones en la zona del espacio contenida dentro de esa esfera. ¿Es imposible encontrar electrones fuera de esa zona? No, es posible, pero improbable.

Para entender la relevancia de los orbitales atómicos hemos de avanzar hasta el año 2010, al Instituto de Física y Tecnología de Kharkov, en Ucrania. El investigador Igor Mikhailovskij fue capaz, junto a sus colaboradores, de obtener la imagen de un átomo. Para ello, mejoraron una antigua tecnología llamada microscopía de emisión de campo. Esta técnica funciona aplicando un campo eléctrico de miles de voltios entre el objeto que queremos observar (por ejemplo, una cadena de carbono) y una pantalla de detección. Los electrones irán saltando de uno en uno hasta la pantalla, hasta que no quede ninguno en la cadena de carbono. Es razonable pensar que en las zonas con más electrones obtendremos una imagen más definida, pues serán más los que salten a la pantalla. Eso es lo que pasó. Las imágenes obtenidas fueron las siguientes:

Investigación y Ciencia, nº 401, febrero de 2010. Páginas 8 y 9, «La forma de los átomos».]
Investigación y Ciencia, nº 401, febrero de 2010. Páginas 8 y 9, «La forma de los átomos».

La teoría predice que en los átomos de carbono los electrones se ordenan de forma que los cuatro últimos están en dos tipos de orbitales diferentes. Dichos orbitales son del tipo s y p. La representación de las funciones matemáticas que los define tiene este aspecto:

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Se ve perfectamente que la imagen obtenida mediante microscopía de emisión de campo se corresponde perfectamente con las predicciones. Recapitulando rápidamente, lo que se ven en la imagen obtenida son las zonas a las que saltaron más electrones debido a la diferencia de potencial. Lo que se ve abajo es una predicción de las zona del espacio en las que debe haber más electrones.

Me parece que a estas alturas queda poca gente que se atreva a negar la existencia de los átomos. A día de hoy podemos hacer predicciones bastante buenas, no sólo de cómo se comportan los átomos, sino de lo que pasa dentro (si es que podemos llamarlo así) de estos.

El post se ha alargado bastante, al final. Creo que una buena forma de acabar, algo más relajados, es dejar aquí un corto: A Boy And His Atom. Es el corto más pequeño del mundo: el personaje está hecho de moléculas individuales de monóxido de carbono. ¡Un saludo!

Este artículo nos lo envía Manuel Almagro. “Nací en Jaén, y estudié Química durante unos años, hasta que decidí dejarlo para estudiar Física. Me gusta escribir divulgación (sobre todo asuntos de la llamada ‘ciencia vieja’, pues no suelo tratar temas de actualidad). Tengo otros proyectos de divulgación en redes sociales relacionados con la química, y me gusta mucho el cine. Puedes encontrarme en Twitter (@phlogh)”.

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