La historia del descubrimiento de los átomos.
Historia temprana
La idea de que la materia está compuesta de unidades discretas que se pueden dividir a voluntad ha existido durante miles de años, pero estas ideas se basaban únicamente en principios filosóficos abstractos. razonamiento, y observaciones no experimentales y empíricas. Con el paso del tiempo, los cambios en la cultura y las escuelas, la naturaleza de los átomos en la filosofía también ha sufrido grandes cambios, y este cambio suele tener algunos factores espirituales. No obstante, los químicos todavía utilizan el concepto básico de átomo miles de años después porque puede explicar de manera sucinta algunos de los nuevos descubrimientos en química.
La explicación más antigua existente sobre el concepto de átomos se remonta a la antigua India en el siglo VI a.C. El racionalismo y el triunfalismo desarrollaron una teoría completa que describe cómo los átomos formaron objetos más complejos (primero en pares, luego en pares). La literatura occidental fue propuesta un siglo después por Lesippus, cuyas opiniones fueron resumidas por su alumno Demócrito. Alrededor del año 450 a.C., Demócrito acuñó la palabra átomo, que significa que no se puede cortar. Aunque las opiniones indias y griegas sobre los átomos se basaban únicamente en una comprensión filosófica, la comunidad científica moderna todavía utiliza el nombre acuñado por Demócrito[1]. Alrededor del siglo IV d.C., el filósofo chino Zhai Mo también propuso de forma independiente el concepto de divisibilidad limitada de la materia en su libro "Mo Qing" y llamó "fin" a la unidad divisible más pequeña.
Historia Moderna
En 1611, el filósofo natural Robert Boyle publicó "El químico escéptico". Creía que la materia estaba compuesta de combinaciones libres de diferentes "partículas" o átomos, en lugar de elementos básicos como el aire, la tierra, el fuego y el agua [2]. Engels creía que Boyle fue el primer químico en establecer la química como ciencia [25].
En 1789, el aristócrata francés Lavoisier definió la palabra átomo. Desde entonces, los átomos se han utilizado para representar las unidades más pequeñas en los cambios químicos.
Los átomos descritos por Dalton en el Nuevo Sistema de Filosofía Química fueron 1803. El profesor de inglés y filósofo natural John Dalton utilizó el concepto de átomos para explicar por qué diferentes elementos siempre reaccionan en múltiplos enteros, lo que se conoce como ley de proporciones múltiples. Esto también explica por qué algunos gases son más solubles en agua que otros. Propuso que cada elemento contiene sólo un tipo de átomo, y estos átomos se combinan entre sí para formar compuestos [3].
En 1827, el botánico británico Robert Brown utilizó un microscopio para observar el polvo en el agua y descubrió que se movían de forma irregular, lo que demostró aún más la teoría de las partículas. Posteriormente, este fenómeno se conoció como movimiento browniano.
En 1877, Dessauer propuso que el movimiento browniano era causado por el movimiento térmico de las moléculas de agua.
En 1897, mientras trabajaba en rayos catódicos, el físico Joseph J. J. Thomson descubrió el electrón y sus propiedades subatómicas, rompiendo la suposición de que los átomos eran indivisibles. Thomson creía que los electrones estaban distribuidos uniformemente por todo el átomo, como si estuvieran dispersos en un mar de cargas positivas uniformes, y sus cargas negativas anulaban aquellas cargas positivas. Esto también se conoce como modelo del pudín de ciruelas [4].
En 1909, bajo la dirección del físico Ernest Rutherford, Philip Leonard bombardeó láminas de oro con iones de helio. Se descubrió que una pequeña proporción de iones tenía ángulos de desviación mucho mayores que los predichos por la hipótesis de Thomson. Basándose en los resultados de este experimento con oro y platino, Rutherford señaló que la mayor parte de la masa y la carga positiva de un átomo se concentran en el núcleo en el centro del átomo, mientras que los electrones orbitan alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol. Cuando los iones de helio cargados positivamente pasan cerca del núcleo, se reflejarán en un ángulo grande [5]. Esta es la estructura nuclear del núcleo celular.
En 1913, durante experimentos con productos de desintegración radiactiva, el radioquímico Frederic Soddy descubrió que para cada posición en la tabla periódica, a menudo había más de un tipo de átomo [6]. Margaret Todd acuñó el término isótopos para representar diferentes tipos de átomos dentro de un mismo elemento. Durante el estudio de los gases iónicos, Thomson inventó una nueva tecnología que podría usarse para separar diferentes isótopos, lo que eventualmente condujo al descubrimiento de isótopos estables [7]; ese mismo año, el físico Niels Bohr revisó el modelo de Rutherford y lo vinculó con el Ideas de cuantización de Planck y Einstein.
Creía que los electrones deberían ubicarse en ciertas órbitas dentro de los átomos y poder saltar entre diferentes órbitas, en lugar de moverse libremente hacia adentro o hacia afuera como se pensaba anteriormente. A medida que los electrones saltan entre estas órbitas fijas, deben absorber o liberar cantidades específicas de energía. Esta teoría de la transición electrónica puede explicar bien las líneas de posición fija en el espectro del átomo de hidrógeno [8] y conecta la constante de Planck y la constante de Rydberg en el espectro del átomo de hidrógeno.
En 1916, el químico alemán Kossel concluyó después de investigar una gran cantidad de hechos: Los átomos de cualquier elemento deben tener una estructura estable de 8 electrones en la capa más externa [11].
En 1919, el físico Rutherford descubrió los protones en un experimento en el que partículas alfa bombardeaban átomos de nitrógeno [24]. Francis William Aston utilizó la espectrometría de masas para demostrar que los isótopos tienen masas diferentes. La diferencia de masa entre isótopos es un número entero. Esta es la llamada regla de los enteros.
En 1923, el químico estadounidense Gilbert Newton G. n. Lewis desarrolló la teoría de Cosell y propuso la teoría del par de electrones del enlace de valencia [11]. Lewis postuló que los electrones de un átomo en una molécula y los electrones de otro átomo forman enlaces químicos entre átomos en forma de "pares de electrones". Esta era una hipótesis contraria a la teoría ortodoxa de la época, porque la ley de Coulomb establecía que dos electrones eran mutuamente excluyentes, pero la hipótesis de Lewis fue rápidamente aceptada por la comunidad química, lo que llevó a la hipótesis de espines electrónicos opuestos entre los átomos. ] .
En 1926, Erwin Schrödinger (Dinger) utilizó la hipótesis de la dualidad onda-partícula propuesta por Louis Broglie en 1924 para establecer un modelo matemático de los átomos, describiendo los electrones como formas de onda tridimensionales. Pero matemáticamente hablando, los valores exactos de posición y momento no se pueden obtener al mismo tiempo.
En 1926, Werner Heisenberg propuso el famoso principio de incertidumbre. Este concepto describe que sólo se puede obtener un rango incierto de impulso para una determinada posición de la medición y viceversa. Aunque este modelo es difícil de imaginar, podría explicar algunas propiedades de los átomos inexplicables observadas previamente, como las líneas espectrales de átomos más grandes que el hidrógeno. Por lo tanto, la gente ya no utiliza el modelo atómico de Bohr, sino que considera las órbitas atómicas como áreas (nubes de electrones) donde los electrones aparecen con alta probabilidad [9].
En 1930, los científicos descubrieron que cuando los rayos alfa bombardean el berilio-9, se produce un rayo eléctricamente neutro con un fuerte poder de penetración. Al principio se pensó que se trataba de rayos gamma. En 1932, Orio Curie y su esposa descubrieron que este tipo de rayo puede generar protones a partir de parafina; ese mismo año, el alumno de Rutherford, James Chadwick, determinó que se trataba de un neutrón [1][24] y se redescubrieron los isótopos como elementos. con el mismo número de protones pero diferente número de neutrones.
Con el desarrollo de aceleradores y detectores de partículas en la década de 1950, los científicos pueden estudiar las colisiones entre partículas de alta energía. Descubrieron que los neutrones y los protones son un tipo de hadrones, que están compuestos de partículas de quarks más pequeñas. También se desarrolló el modelo estándar de física nuclear, que puede explicar con éxito la interacción de núcleos enteros con partículas subatómicas a nivel subatómico.
En 1985, Steven Chu y sus colegas desarrollaron una nueva tecnología en los Laboratorios Bell que podía utilizar láseres para enfriar átomos. El equipo de William Daniel Phillips logró colocar nanoátomos en trampas magnéticas. Estas dos técnicas, junto con un método basado en el efecto Doppler desarrollado por el equipo de Claude Cohan-Donugi, pueden enfriar pequeñas cantidades de átomos al rango de temperatura micro Kelvin, lo que permite estudiar los átomos con alta precisión. Sentó las bases para el descubrimiento de la condensación de Bose-Einstein [10].
Históricamente, los átomos individuales se consideraban imposibles de realizar investigaciones científicas porque eran demasiado pequeños. Recientemente, los científicos han utilizado con éxito átomos metálicos individuales conectados con ligandos orgánicos para formar transistores de un solo electrón. En algunos experimentos, los átomos se ralentizan y quedan atrapados mediante el enfriamiento por láser, lo que puede conducir a una mejor comprensión de la materia.
La historia del desarrollo del modelo teórico de la estructura atómica
El modelo atómico de Dalton
El científico natural británico John Dalton transformó el atomismo especulativo griego antiguo Propuso el primero del mundo Modelo teórico atómico para la teoría química cuantitativa. Su teoría tiene principalmente los siguientes tres puntos[11]:
(1) Toda la materia está compuesta de partículas materiales muy pequeñas e indivisibles, a saber, átomos;
(2) Las diversas propiedades y las masas de los átomos del mismo elemento son las mismas, mientras que los átomos de diferentes elementos muestran principalmente masas diferentes;
(3) Los átomos son esferas sólidas diminutas e indivisibles;
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(4)Los átomos son las unidades más pequeñas involucradas en los cambios químicos. En una reacción química, los átomos simplemente se reorganizan, no se crean ni se destruyen.
Aunque las generaciones posteriores demostraron que era un modelo teórico fallido, Dalton introdujo los átomos de la filosofía en la investigación química por primera vez, aclarando la dirección de los esfuerzos de los futuros químicos, y la química realmente se deshizo de Dalton. Descubrió la alquimia antigua, por lo que las generaciones futuras aclamaron a Dalton como el "padre de la química moderna".
El modelo del pudín de ciruelas
El modelo del pudín de ciruelas propuesto por Thomson fue el primer modelo atómico con estructura subatómica.
Basándose en el descubrimiento de los electrones, Thomson propuso el modelo atómico del pudín de ciruelas:
① Las cargas positivas se distribuyen uniformemente en los átomos como un fluido, y los electrones como un fluido. pasas dispersas en cargas positivas, sus cargas negativas y esas cargas positivas se cancelan entre sí;
(2) Después de que los electrones se excitan, abandonarán el átomo y producirán rayos catódicos.
Rutherford, alumno de Thomson, completó un experimento (experimento de dispersión) en el que partículas alfa bombardeaban láminas de oro, negando la exactitud del modelo del pudín de ciruelas.
Modelo de Saturno
En el mismo año en que Thomson propuso el modelo del pudín de ciruelas, los científicos japoneses propusieron el modelo de Saturno, que creía que los electrones no estaban distribuidos uniformemente, sino concentrados en órbitas fijas alrededor el núcleo[16].
Modelo planetario
El modelo planetario fue propuesto por Rutherford basándose en el electromagnetismo clásico. Los contenidos principales son [11]:
(1) La mayoría de los átomos. El volumen está vacío;
(2) Hay un núcleo muy pequeño y extremadamente denso en el centro del átomo;
③Todas las cargas positivas del átomo están en el núcleo, y la masa está casi toda concentrada en el núcleo. Los electrones cargados negativamente se mueven alrededor del núcleo a gran velocidad en el espacio nuclear.
A medida que la ciencia avanzaba, el hecho de que los átomos de hidrógeno tuvieran un espectro lineal demostró que el modelo planetario era incorrecto.
El modelo atómico de Bohr
Para explicar el espectro lineal de los átomos de hidrógeno, Bohr, alumno de Rutherford, aceptó la teoría cuántica de Planck y el concepto fotónico de Einstein, basándose en el modelo planetario, un modelo de estructura atómica. Se propuso una disposición jerárquica de los electrones fuera del núcleo. Los puntos básicos del modelo de estructura atómica de Bohr son [12]:
(1) Los electrones del átomo se mueven alrededor del núcleo en una órbita circular con un radio determinado y no irradian energía.
(2) Los electrones que se mueven en diferentes órbitas tienen diferentes energías (E), y la energía está cuantificada. La energía orbital varía con n (1, 2, 3,...), y n se llama número cuántico. Los diferentes orbitales se denominan K(n=1), L(n=2), N(n=3), O(n=4) y P(n=5).
③ Si y sólo si un electrón salta de una órbita a otra, irradiará o absorberá energía. Si la energía irradiada o absorbida se expresa en forma de luz y se registra, se forma un espectro.
El modelo atómico de Bohr explicaba bien el espectro lineal de los átomos de hidrógeno, pero era impotente para fenómenos espectrales más complejos.
Modelo de Mecánica Cuántica Moderna
Después de 13 años de arduas demostraciones por parte de los físicos de Broglie, Schrödinger, Heisenberg y otros, el modelo atómico de Bohr es el Muchos fenómenos espectrales complejos están bien explicados en la cuya base es la mecánica ondulatoria. En el modelo atómico de Bohr, la órbita tiene solo un número cuántico (número cuántico principal), pero los modelos mecánicos cuánticos modernos introducen más números cuánticos (números cuánticos) [11] [12].
①El número cuántico principal determina las diferentes capas de electrones, denominadas K, L, M, N, O, P y q
(2) Número cuántico angular (número) y cuanto angular El número determina diferentes niveles de energía. El símbolo "L" * * tiene n valores (1, 2, 3,...n-1), y los símbolos son S, P, D, F, lo que indica que para átomos multielectrónicos, el estado de movimiento del electrón está relacionado con L.
③Número cuántico magnético El número cuántico magnético determina las órbitas de diferentes niveles de energía, y el símbolo es "m" (ver "Momento magnético" a continuación). Sólo es útil cuando se aplica un campo magnético. Las tres cantidades "N", "L" y "M" determinan el estado de movimiento de un átomo.
(4) Los electrones con espín m.q.n en la misma órbita tienen dos espines, llamados " ↑↓ ". Actualmente, la naturaleza del fenómeno del giro aún está en discusión.