Por fortuna, todo este material perdido no es necesario para comprender la profundidad del pensamiento de Dalton, y más habiendo publicado un buen número de artículos y su inmarcesible legado. El eco inmediato de sus trabajos en la última etapa de su vida y en los años que siguieron fue significativo.
Repercusión de la Teoría Atómica
La principal repercusión de la teoría atómica tuvo lugar, como hemos mencionado con anterioridad, en el contexto de la química. Dalton dominaba el francés y mantuvo una intensa correspondencia con Berthollet, su rival pero amigo, incluso en los años de intercambio de puestos honoríficos en sus respectivas instituciones científicas. Berthollet solo tardó dos meses en recibir en 1808 Un nuevo sistema de filosofía. Aunque bien es cierto que lo criticó abiertamente y previno a los suyos de su perniciosa influencia, en especial en los años de Lavoisier, Berthollet era la máxima autoridad en la ciencia química.
Contribuciones de Gay-Lussac
El gran Berthollet murió muy poco después de conocer a su discípulo, gran colaborador y casi un hijo para él, Joseph-Louis Gay-Lussac, uno de los grandes químicos de la era moderna. No en vano, en el año 1804, Gay-Lussac ascendió por dos veces a 7,000 metros de altitud utilizando un globo aerostático; allí arriba tuvo ocasión de realizar algunos experimentos en altura, donde la densidad del aire es mucho menor.
Destaca especialmente aquí, en un texto sobre Dalton, por haber sido uno de los pocos científicos que pudieron contrariar al británico, y además de forma contundente. El aspecto más débil en la teoría atómica de Dalton era el siguiente:
- John Dalton había basado sus postulados en leyes ponderales, propias y ajenas, pero no había considerado que…
- Dalton afirmaba, y lo hizo con vehemencia, que si dos gases diferentes tienen igual temperatura, presión y, además, ocupan el mismo volumen, necesariamente difieren en…
Pero Gay-Lussac descubrió experimentalmente en 1808 lo que luego se daría en llamar ley de los volúmenes. El resultado más conocido de sus experimentos con volúmenes es que un volumen de oxígeno reacciona con dos volúmenes de hidrógeno para formar dos volúmenes de agua. Esta reacción, comprobada empíricamente, no tiene sentido para Dalton, quien defendía una combinación del tipo monoatómico (O + H → OH), pero esta reacción no se ajusta a la realidad.
La Ley de Avogadro y el Congreso Internacional de Química
Con la reacción corregida por el francés Gay-Lussac, podemos obtener, además, el valor correcto para la masa atómica del oxígeno (igual a 16 unidades relativas). Gay-Lussac propugnaba que el volumen de los elementos era su propiedad fundamental, y no la masa como postulaba Dalton.
Por tanto, lo más conveniente a la hora de hacer los cálculos en las reacciones era tratar con volúmenes de gases, y no con masas. El error en el razonamiento de Dalton era la confusión:
«Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, a igual presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos.»
Sin embargo, Gay-Lussac no negaba la validez de las hipótesis de John Dalton, las que calificaba abiertamente de ingeniosas. Aunque cambió los papeles protagonistas entre masa y volumen dentro de las reacciones químicas, en el fondo la explicación atomista era de su agrado, estando avalada, además, por los experimentos realizados por el propio Dalton y por otros científicos.
El Primer Congreso Internacional de Química
En este punto se distanció de su maestro Berthollet, que no creía en átomos sino en partículas, con un fundamento cartesiano que las hacía divisibles hasta el infinito. Gay-Lussac intentó conciliar ambas hipótesis con una inteligente afirmación: «La acción química se ejerce con mayor poder cuando los elementos están en proporciones sencillas». El problema de qué hipótesis era la correcta, si el sistema «a un volumen» o a «dos volúmenes», no se solucionaría hasta el año 1860, fecha en la que se celebró el primer congreso internacional de química.
Todo ello en medio de un contexto en el que los químicos no sabían qué criterio seguir. Por ejemplo, Thomas Thomson propuso dividir los compuestos en tres grupos en función de su densidad de vapor: iguales a sus masas.
La Contribución de Cannizzaro
Y no solo por tratarse del primer congreso internacional de química, sino porque además tuvo lugar la adopción casi inmediata y generalizada del sistema de formulación química de Berzelius, o el reconocimiento de que:
«Si hubiese que reducir la historia de la ciencia a una declaración importante, esta sería: todas las cosas están compuestas por átomos.»
Es precisamente a partir de los trabajos de Avogadro, Gay-Lussac y, sobre todo, John Dalton, que un químico italiano de nombre Stanislao Cannizzaro hizo circular entre los asistentes al congreso un breve opúsculo titulado Apuntes de un curso de filosofía. En ese folleto, Cannizzaro postulaba que, dado que los átomos son indivisibles, en una molécula tiene que haber necesariamente un número entero -y casi siempre sencillo- de átomos.
Determinación de la Masa Atómica
Si somos capaces de determinar el peso molecular de los compuestos del elemento, y el porcentaje en que ese elemento participa en cada compuesto, las cantidades se pueden calcular. Para determinar la masa atómica relativa de algunos de los elementos más conocidos, Cannizzaro utilizó la ley de Avogadro y calculó que un mol de gas, en condiciones «normales», es decir, una presión de 1 atmósfera y una temperatura de 0 ºC, ocupa un volumen de 22.4 litros.
Pesando estos volúmenes en diferentes compuestos se derivan porcentajes, masas atómicas relativas y número de átomos del elemento en las moléculas de los compuestos. Habiéndose diferenciado al fin los conceptos de átomo, molécula y molécula-gramo (o mol, unidad de cantidad de sustancia), poco a poco fueron mejorándose hasta el límite los métodos de determinación de las masas atómicas de los elementos conocidos.
Avances en la Física Atómica
Richards (1868-1928) llegó a rozar casi la perfección, pues obtuvo más de cuatro decimales exactos en los pesos atómicos de más de 25 elementos. Sin embargo, una cuestión no precisamente baladí permanecía: ¿qué forma tienen los átomos? ¿Son realmente indivisibles, como postuló John Dalton en 1808? ¿Podrían llegar a verse algún día? ¿Qué mecanismos los mantienen unidos, y cuáles son sus interacciones?
A lo largo de todo el siglo XIX, y aunque ya la mayoría de los científicos -no todos, como veremos ahora- realizaban con éxito sus investigaciones adoptando el sistema atómico con sus definiciones de moléculas y átomos, nadie pudo aportar prueba alguna convincente de la existencia atómica.
Oposición a la Teoría Atómica
La más fuerte oposición a la existencia atómica surgió en Alemania y su zona de influencia, en la que se encontraban Austria y otros países. Tal vez porque allí los científicos aunaban sus investigaciones en física y química con sus estudios en humanidades, el atomismo había nacido como una hipótesis lógica en la antigua Grecia, y había tomado cuerpo en la teoría atómica moderna.
El más crítico entre los opositores a la teoría atómica posiblemente fue Mach, quien fue tutor del genial físico teórico Ludwig Boltzmann, que habría basado sus trabajos -sobre todo en el campo de la mecánica estadística- en la suposición de la existencia de los átomos sugerida por John Dalton, entre otros.
Teoría Cinético-Molecular
Tanto Boltzmann como el escocés James Clerk Maxwell (1831-1879) postularon de forma casi independiente la llamada teoría cinético-molecular de los gases. Esta teoría presuponía la validez de la existencia de los átomos y establecía que dichos átomos -y las moléculas formadas por ellos- están en constante movimiento. Además, el tamaño de las partículas es despreciable en comparación con la distancia que las separa; hay grandes «huecos» en la materia, y, finalmente, debido al movimiento propio, terminan chocando entre sí y con otras.
La Ley de los Gases Ideales
A partir de los ya mencionados trabajos de Boyle, Charles, Avogadro y Gay-Lussac, Ludwig Boltzmann y Maxwell generalizaron las relaciones entre presión y volumen introduciendo la conocida ley de los gases ideales:
PV = nRT
La primera expresión relaciona la presión y el volumen en un gas ideal con el número de moles n, la temperatura T y la constante R, que sería el producto del número de Avogadro por la constante de los gases.
Dicha constante fue precisamente determinada, al igual que la de Avogadro, por Jean Perrin en sus experimentos sobre el movimiento browniano, y su valor es:
«Los átomos no son reales.»
La trágica historia del suicidio de Boltzmann en 1906 puede ser un reflejo de la tensión en la comunidad científica respecto a la existencia de los átomos.
Descubrimientos de la Radiactividad
Henri Becquerel, en 1896, dejó en un cajón sales de uranio sobre una placa fotográfica, que apareció revelada gracias a su descubrimiento de la radiactividad espontánea. En 1903, compartió el Premio Nobel con Pierre y Marie Curie, quienes encontraron que este fenómeno también se producía en otros minerales que contenían uranio o torio, y más tarde en otros dos nuevos elementos que descubrieron: el polonio y el radio.
Marie Curie descubrió que estos minerales -y sus elementos constituyentes- desprendían de forma constante ingentes cantidades de energía, sin cambiar su tamaño o peso. Lo que no sabían los Curie -y Einstein lo desvelaría años más tarde- era que la masa se estaba transformando.
El descubrimiento de la radiactividad natural echaba por tierra uno de los principales postulados de nuestro estimado Dalton. Los descubrimientos del matrimonio Curie atrajeron la curiosidad de otros científicos, de los que sin duda el más genial de todos ellos fue Ernest Rutherford, nacido en Nueva Zelanda, pero que muy pronto se trasladó a Cambridge, a los prestigiosos Laboratorios Cavendish.
Transformaciones Atómicas
Rutherford se hizo famoso por sus estudios de los rayos X, o «radiaciones ionizantes», descubiertos en 1895 por el físico Wilhelm Conrad Röntgen. Junto a Joseph John Thomson, descubrieron que era posible ionizar el aire con los rayos X, produciendo partículas positivas y negativas que se recombinaban en el aire.
Rutherford comprobó que los elementos radiactivos catalogados por el matrimonio Curie se transformaban. Un átomo de uranio podía transformarse en uno de plomo o en rodio. Otro de los postulados grabados a fuego por John Dalton se venía abajo en el mundo de la física: algunos átomos podían transformarse en otros.
Dicho de otra forma, la alquimia, que había sido considerada como una práctica mística, se convertía en una realidad científica. Aunque este tipo de transformaciones no eran comunes, la radiactividad descontrolada tenía efectos devastadores sobre el cuerpo humano. Por ejemplo, Marie Curie murió de leucemia en 1934, tras años de estar sometida a la exposición a la radiación.
La Estructura del Átomo
La existencia del neutrón se postuló teóricamente antes de ser finalmente descubierto por James Chadwick (1891-1974). Ya en 1920, y tras haber encontrado los protones, el propio Rutherford consideró que el núcleo no podía estar formado solo por estos, ya que la masa total del núcleo era mayor que la suma de las masas de los protones.
Rutherford pensó muchos años sobre esos temas y postuló la hipótesis de que la carga positiva de los protones tendría que estar compensada, o más bien «neutralizada», por una partícula sin carga. Uno de sus discípulos, el físico inglés James Chadwick, se puso a la tarea de localizar esos neutrones, consiguiéndolo finalmente en 1932.
El neutrón se reveló como una herramienta fundamental en la fisión o descomposición nuclear, ya que carece de carga eléctrica y, por tanto, no interactúa con los protones. Chadwick recibió el Nobel de Física en 1935 y allanó, a su pesar, el camino hacia la comprensión de la estructura atómica.
Resumen de la Estructura Atómica
Un átomo está compuesto de tres partículas elementales: protones, de carga eléctrica positiva; electrones, de carga eléctrica negativa; y, finalmente, neutrones, que no tienen carga eléctrica alguna pero son similares en masa a los protones. Estos, junto con los neutrones, se arraciman en el núcleo formando un conjunto muy compacto, mientras que los electrones orbitan a grandes distancias.
El término orbitar aplicado a los electrones no es muy preciso, incluso podemos decir que es completamente falso, puesto que no giran en torno al núcleo en trayectorias fijas. Si un elemento pierde algún o algunos de los electrones de su corteza, el átomo se denominará ion.
Los neutrones no influyen en la identidad del elemento, pero normalmente, el número de neutrones es igual al de protones. Sin embargo, un átomo puede tener algunos neutrones de más o de menos, lo que da lugar a los isótopos.
Por ejemplo, el carbono-12, el elemento usado como referencia famoso por su utilidad en las dataciones arqueológicas, tiene 6 protones y 6 neutrones. Una notable excepción es el hidrógeno, que tiene tres isótopos: el hidrógeno común (1 protón), el deuterio (1 protón y 1 neutrón) y el tritio (1 protón y 2 neutrones).
De todo el volumen de un átomo, solo una parte entre mil, dividiendo esa parte un millón de veces, y esa millonésima otro millón, está ocupada por el núcleo. Sin embargo, casi toda la masa está concentrada en el núcleo.
Hay infinidad de ilustraciones de semejanzas con el mundo real, una de las más conocidas es la de la pelota de tenis comparada con el tamaño de la Tierra, o la del mosquito comparado con un edificio. Aunque hay un lógico margen de error en esos cálculos, los electrones -y su posición en la corteza atómica- eran un problema. ¿Por qué no se caían?
Uno de sus discípulos, el danés Niels Bohr, propuso un modelo atómico que explicaba la estabilidad de los electrones en órbitas específicas. Bohr sabía que elementos como el hidrógeno solo emitían energía a ciertas longitudes de onda. En aquellos años, también eran bien conocidos los trabajos tanto del alemán Max Planck (1858-1947) como los mencionados del efecto fotoeléctrico.
En esta época gloriosa de la física -la física cuántica- no quedó casi ningún científico sin ser influenciado por estas ideas. Con estas premisas, fue el austríaco Erwin Schrödinger (1887-1961) quien introdujo algunos cambios radicales en el concepto de átomo, ya no consideraba los electrones como partículas en órbitas fijas, sino que les asoció una función de onda, de la que extrajo la «probabilidad de presencia» de los electrones en diferentes regiones del espacio alrededor del núcleo.
A esta zona de probabilidad la llamará orbital.