¿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?