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¿De qué están hechas las cosas? (Parte III)

El modelo atómico de Rutherford había establecido un bonito paralelismo entre el sistema solar y el átomo al suponer que los electrones se movían en torno a un núcleo siguiendo trayectorias circulares, del mismo modo que los planetas orbitan en torno al Sol. Pero el modelo, aunque elegante, no podía explicar las observaciones, primero, porque era inevitable que los electrones acabaran cayendo hacia el núcleo, cosa que en realidad no sucede y, segundo, porque no explicaba las rayas de colores que se observan en los espectros de los elementos. Al calentar un elemento hasta la incandescencia, por ejemplo una muestra de hidrógeno dentro de un tubo de ensayo, y hacer pasar la luz emitida a través de una rendija y luego por un prisma, se ve un patrón de colores como el de la ` figura de abajo – que corresponde al hidrógeno – al que llamamos espectro. Cuando un elemento es calentado hasta emitir luz en ciertas longitudes de onda – o colores – al enfriarse tiende a absorber las mismas longitudes de onda. Cada elemento tiene un patrón de rayas, diferente y único, que es como su huella dactilar y que nos permite distinguir un elemento de otro y saber de qué están hechas las cosas sin necesidad de tocarlas. Por ejemplo, cuando se hizo pasar la luz del Sol por uno de estos dispositivos de rendija y prisma, a los que llamamos espectrógrafo, se observó el patrón del hidrógeno, indicando que nuestra estrella estaba hecha fundamentalmente de ese elemento. Pero además de las del hidrógeno, se vieron una serie de líneas que no correspondían a ningún elemento conocido en la Tierra. Al nuevo elemento se le dio el nombre de helio por haberse descubierto en el Sol aunque en realidad es un elemento bastante común en la Tierra que hasta aquella fecha – 1886 – había pasado desapercibido. Pues bien, según el modelo de Rutherford, los átomos tendrían que emitir en los colores del arco iris, pero de forma continua y no con patrones de líneas.

Espectro de emisión del hidrógeno. (Imagen extraída de http://fismoderna.wikispaces.com).

Espectro de emisión del hidrógeno. (Imagen extraída de http://fismoderna.wikispaces.com).

La luz ha resultado ser un elemento valiosísimo para estudiar de qué están hechas las cosas. De hecho, la luz es la única fuente de información de la que disponen los astrofísicos. Eso sí, luz en su sentido amplio, entendida como radiación electromagnética, aunque no necesariamente visible. Un experimento que a los físicos les costó comprender fue el de la luz emitida por un cuerpo negro.  Un cuerpo negro es aquel capaz de absorber toda la luz que le llega. Una cámara cerrada de paredes rugosas con un pequeño agujero actúa como cuerpo negro casi perfecto porque la luz que entra, o es absorbida, o rebota una y otra vez en las paredes y no es capaz de escapar. Si calentamos la cámara la veremos brillar a través del agujero, igual que vemos que un trozo de carbón – un cuerpo negro sencillo – se pone primero rojo y después blanco azulado cuando se calienta.  Como el cuerpo es capaz de absorber todas las longitudes de ondas posibles, al calentarse  debería ser capaz de radiar luz de todos los colores puesto que los ha absorbido antes. Esta radiación, denominada radiación de cuerpo negro, sigue una curva conocida desde hace tiempo. Cuanto más se caliente un cuerpo negro – cuanta más energía se le proporcione – menor será la longitud de onda en la que emite su máximo de radiación. El carbón pasa de rojo a azul si se calienta mucho, porque la longitud de onda del rojo es más larga que la del azul. Pese a ser un problema aparentemente sencillo, las teorías de entonces no podían explicar satisfactoriamente la radiación del cuerpo negro. Había fórmulas que funcionaban bien para un rango concreto de longitud de onda pero que hacían predicciones incorrectas, como  la de que un cuerpo negro debería emitir una energía infinita. Como la discrepancia entre la teoría y la observación se  encontraba en la zona de las longitudes de onda pequeña, se le llamó, quizás de forma algo sensacionalista, ‘catástrofe ultravioleta’.

El problema fue abordado por el físico alemán Max Planck a quien se le ocurrió la genialidad de considerar que la luz era radiada en porciones discretas a las que llamó cuantos. Es decir, Planck pensó que al igual que existían ‘trozos’  de materia que no podían ser divididos, tampoco podían existir porciones de energía más pequeñas que los cuantos. Los cuantos eran paquetes de energía igual que los átomos eran paquetes de materia.  Planck supuso además que el tamaño del cuanto variaba con la longitud de onda de la luz: cuanto menor la longitud de onda, mayor es el cuanto. La radiación no puede ser emitida ni absorbida de forma continua sino en paquetes, del mismo modo que al subir una escalera no podemos subir partes de un escalón, sino escalones enteros. Subir los escalones más bajos – correspondientes a longitudes de onda más largas – es fácil pero cuanto más al azul vayamos, más alto será el escalón y más nos tendremos que esforzar. Volviendo al cuerpo negro, es cierto que al calentarlo más, habrá más energía disponible con lo cual sería posible producir longitudes de onda más cortas, compuestas de cuantos más grandes. Pero, aun así, siempre habría una longitud de onda demasiado corta, incluso para una temperatura muy alta. En definitiva, no se produciría una catástrofe ultravioleta, porque sería como decir que siempre habría un escalón demasiado alto para poder subirlo. ¿Y qué tiene que ver la teoría del cuerpo negro de Planck con los modelos atómicos? Pues que aplicando la misma teoría al caso del átomo fue posible resolver todos los problemas que tenía el modelo de Rutherford.

Modelo atómico de Bohr. La línea roja del espectro de hidrógeno de la figura superior se forma cuando el electrón pasa del tercer al segundo nivel. La diferencia entre los niveles de energía es igual a la frecuencia de la radiación,  ,por una constante, h, llamada constante de Plank (Imagen extraída de la wikipedia).

Modelo atómico de Bohr. La línea roja del espectro de hidrógeno de la figura superior se forma cuando el electrón pasa del tercer al segundo nivel. La diferencia entre los niveles de energía es igual a la frecuencia de la radiación, ν, por una constante, h, llamada constante de Planck (Imagen extraída de la wikipedia).

El físico danés Niels Bohr, tras doctorarse en Copenhague, amplió sus estudios en Cambridge, primero con Thomson y más tarde con Rutherford, así que su interés por los atómos parece inevitable. Bohr aplicó las ideas de Planck y supuso que los electrones no pueden tener cualquier energía sino solo ciertos valores – o niveles – discretos, es decir, pensó que la energía del electrón estaba cuantizada. Un electrón en una órbita determinada no emitiría energía sino que sólo lo haría al caer a una órbita inferior. Además, no emitiría a cualquier longitud de onda sino únicamente a unas longitudes de onda – colores – determinadas, lo que explicaría de manera natural por qué en los espectros se veían líneas y no un continuo de color. Esto último se le había ocurrido a Albert Einstein al tratar de explicar el efecto fotoeléctrico, un trabajo por el que recibió el premio Nobel. El efecto fotoeléctrico era el fenómeno por el que al hacer incidir luz sobre un metal en ocasiones se originaba una corriente eléctrica. Es decir, la luz parecía arrancar electrones al metal. Curiosamente el efecto no se producía siempre sino que dependía del color de la luz incidente pero no de su intensidad.  La intensidad de la luz hacía que aumentara el número de electrones arrancados (la intensidad de la corriente), pero no la energía de cada electrón (el voltaje de la corriente). Las teorías clásicas no podían explicar este comportamiento pero si se supone que las fuentes de luz sólo pueden estar en los escalones de energía que propuso Planck  y que emiten al perder energía, es lógico pensar que la luz radiada depende de esos escalones. Es decir, la luz también va en paquetes. Einstein llamó a estos paquetes cuantos de luz pero hoy en día preferimos llamarlos ‘fotones’. En el átomo, el electrón que baja un nivel de energía emite un fotón que se lleva la energía perdida. Bohr hizo los cálculos para el átomo más sencillo, el de hidrógeno, en el que un sólo electrón orbita el núcleo, y fue capaz de determinar las longitudes de onda de las líneas de su espectro con una precisión inaudita. El modelo de Bohr explicaba maravillosamente el átomo de hidrógeno, sin embargo, en los espectros de otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes lo que hizo necesaria alguna corrección al modelo como suponer que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles.

A principios del siglo XX, muchos experimentos habían demostrado que la luz a veces se comportaba como una partícula, como en el efecto fotoeléctrico, y a veces como una onda, como en los experimentos de interferencias de la luz. Al igual que los fotones, los electrones tampoco se comportan exactamente ni como partículas ni como ondas: los electrones funcionan a su propia manera que podríamos llamar mecanocuántica. Los hechos a pequeña escala parecen seguir una lógica distinta a la que nos sugiere nuestra experiencia cotidiana. Los físicos trataron de describir matemáticamente ese peculiar comportamiento de los electrones y fue así como en 1925 Erwin Schrödinger formuló una ecuación que daba una solución satisfactoria al problema. Al aplicarla al átomo de hidrógeno pudo explicar tanto las líneas espectrales como las modificaciones de los niveles de energía en presencia de campos magnéticos o eléctricos que hacen que a su vez cambien las líneas espectrales observadas (según los llamados efectos Zeeman o Stark). Schrödinger  interpretó que el electrón no estaba dando vueltas alrededor del núcleo, sino que era una especie de nube de densidad de carga y masa alrededor de él. La forma de esta nube venía dada por la solución a esta ecuación que tiene forma de función de onda. Las nubes electrónicas en el átomo de hidrógeno se muestran en la figura de abajo. Según esta interpretación, el electrón no está en un punto determinado sino que habría “más electrón” en las zonas de mayor intensidad (las regiones brillantes de la figura), y “menos” en las de menor intensidad (las regiones oscuras). Una interpretación alternativa fue la formulada por Max Born quien vio la función de onda como una función probabilística. Volviendo a la figura de las nubes electrónicas, según Born el electrón no estaría “extendido” por todas esas regiones sino que al detectarlo como partícula estaría en un punto exacto. Ahora bien, interpretando las zonas de la imagen como nubes de probabilidad, podemos suponer que al realizar un experimento sería más probable encontrar al electrón en las regiones brillantes y mucho menos probable hallarlo en las zonas oscuras. Algunos interpretan esto como que el electrón se mueve por la “nube” de la función de onda pero pasa más tiempo en algunos sitios por lo que es más frecuente encontrarlo allí. Sin embargo, en la interpretación de Born, hablar de lo que hace el electrón antes de observarlo es completamente irrelevante.

Átomo de Schroedinger

Nubes electrónicas en el átomo de hidrógeno. (Imagen extraída de http://www.eltamiz.com)

Hasta aquí llega la serie sobre los átomos. Nos hemos centrado en los electrones que son los que determinan las propiedades de los elementos y que por tanto explican que las cosas sean como son. Hoy creemos que en el núcleo hay neutrones además de protones y que además existen muchas otras partículas fundamentales. Sin embargo, esta es otra historia que queda pendiente para otro día.

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¿De qué están hechas las cosas? (Parte II)

Para poder explicar lo que se observaba en las reacciones químicas, John Dalton había planteado, a principios del siglo XIX, la hipótesis de que la materia estaba compuesta de pequeñas partículas llamadas átomos. Sin embargo, el alcance de la hipótesis atómica es muchísimo mayor de lo que al principio se pensaba. Simplemente suponiendo que la materia está compuesta de átomos, podemos explicar de manera convincente, no sólo las reacciones químicas, sino fenómenos tan diversos como los estados de la materia, el frío y el calor, la tensión superficial del agua, o la disolución de un sólido en un líquido. Richard Feynman lo cuenta en este vídeo:

Para Feynman la hipótesis atómica era las más completa de cuantas tratan de describir el mundo. “Si, por algún cataclismo, todo el conocimiento quedara destruido y sólo una sentencia pasara a las siguientes generaciones de criaturas, ¿qué enunciado contendría la máxima información en menos palabras? Yo creo que es la hipótesis atómica o el hecho atómico, o como quiera que ustedes deseen llamarlo) según la cual todas las cosas están hechas de átomos: pequeñas partículas que se mueven en movimiento perpetuo, atrayéndose mutuamente cuando están a poca distancia, pero repeliéndose al ser apretadas unas contra otras”. Los seres vivos están hechos de átomos o, al menos, podemos decir que lo que hacen los seres vivos se puede explicar suponiendo que están hechos de átomos que actúan de acuerdo a las leyes de la física. El cuerpo humano debe de contener unos 7×1027 átomos, un número asombrosamente  grande. Se piensa que tenemos más átomos en nuestro cuerpo que estrellas hay en el universo.

El siglo XIX fue el siglo de la electricidad. Michael Faraday había experimentado con la ella de todas las formas posibles, incluso intentado enviar una descarga eléctrica a través del vacío, aunque sin mucho éxito en este caso, por la dificultad técnica que suponía hacer un vacío que estuviera realmente vacío. Para poder hacer el experimento en condiciones, hubo que esperar algunos años a que se inventara una bomba lo suficientemente potente para vaciar completamente(*) un tubo de vidrio. Dentro de uno de estos tubos se colocaron electrodos de metal  para producir descargas eléctricas en su interior. Se comprobó entonces que en la pared opuesta del electrodo negativo (que habían llamado cátodo) aparecía un resplandor verde. Esos rayos, bautizados como rayos catódicos por partir del cátodo, eran desviados por un imán y también por cargas eléctricas. En aquella época – hablamos de finales del siglo XIX – las únicas partículas de carga negativa que se conocían eran los iones negativos de los átomos. Los rayos catódicos, sin embargo, sufrían tal desplazamiento en el interior del tubo que se pensó que era imposible que estuviesen formados por iones, a menos que estos tuvieran una carga eléctrica increíblemente elevada, o fueran extremadamente ligeros, tanto, como mil veces menos la masa del átomo de hidrógeno.

Esto es una sandía, no un budin de pasas, pero también sirve para ilustrar el modelo de Thomson. Las pepitas serían los electrones en medio de una masa positiva.

Esto es una sandía, no un budin de pasas, pero también sirve para ilustrar el modelo de Thomson. Las pepitas serían los electrones en medio de una masa positiva. Imagen extraída de chemistryadda.blogspot.com

El físico inglés Joseph John Thomson apoyó la segunda hipótesis y se le ocurrió que los rayos catódicos estaban compuestos de pequeñas partículas de carga negativa que procedían de los átomos de los electrodos. A estas partículas las acabaron llamando electrones. El descubrimiento era notable porque significaba que el átomo era en realidad divisible, no como pensaba Dalton que había imaginado los átomos como algo parecido a bolas de billar. Thomson formuló un nuevo modelo atómico en el que los electrones reposaban en un mar de cargas positivas como si fueran pasas   dentro de un pastel. Su modelo es conocido por eso como del ‘budín de pasas’.

Mientras tanto, Henri Becquerel había descubierto que las sales de uranio emitían de forma espontánea unos rayos de naturaleza desconocida con propiedades tan exóticas como atravesar distintas sustancias y ser capaces de velar una película fotografíca. Este fue precisamente el tema de estudio de su estudiante, Maria Skłodowska o Madame Curie, quien, entre otras cosas, dedicó mucho tiempo a analizar un mineral de uranio para ver qué causaba esa actividad. Así descubrió dos elementos nuevos: el polonio, bautizado de esa manera en honor a su país de origen, Polonia, que en el siglo XVIII había perdido la independencia repartido entre Rusia, Prusia y Austria; y el radio, llamado así porque era una sustancia con muchísima actividad radioactiva. El caso es que estos elementos emitían radiación de diferentes tipos que, a falta de otros nombres, bautizaron como rayos α, β y γ. El radio emitía los tres tipo de rayo mientras que el polonio sólo rayos α, nadie sabía muy bien por qué. Ernest Rutherford se dedicó a estudiar los rayos α y vio que se desviaban ligeramente al hacerlos pasar por un campo magnético muy intenso por lo que pensó que contenían partículas cargadas eléctricamente (para poder notar los efectos del campo magnético) y además bastante grandes (porque si no se desviarían mucho más fácilmente). Rutherford siguió experimentando con las partículas α y diseñó el famoso experimento que lleva su nombre: En un recipiente de plomo al que había practicado un agujero metió un muestra de polonio. Por el agujero se supone que saldría un haz de partículas y delante de ese haz colocó una lámina de oro muy fina. Para observar el lugar a donde llegaban las partículas colocó detrás y a los lados de esta lámina una pantalla fosforescente. Rutherford esperaba que las partículas pasaran a través de la lámina sin desviarse porque suponía que las cargas positivas y negativas de los átomos de oro de la lámina estarían distribuídas uniformemente, según el modelo atómico de Thomson, por lo que estas esferas ‘pudín de pasas’ serían eléctricamente neutras y no podrían desviar la trayectoria de las partículas α. Sin embargo, los resultados fueron sorprendentes. Tal y como esperaba, la mayor parte de las partículas atravesó la lámina sin desviarse pero algunas sufrieron desviaciones grandes e incluso un pequeño número de partículas rebotó hacia atrás. Los resultados de este experimento hicieron que Rutherford planteara un nuevo modelo atómico. Supuso que el átomo estaba prácticamente vacío, puesto que la mayoría de las partículas α atravesaban los átomos de oro sin variar su dirección. Además, pensó que tenía un núcleo central con carga positiva que poseía prácticamente toda la masa y que era el responsable de que las partículas α que chocaban contra él rebotasen. Alrededor del núcleo, y a una enorme distancia de él, los electrones orbitaban a gran velocidad. El átomo de Rutherford se comportaba como un sistema planetario a pequeña escala. No sólo explicaba los hechos observados hasta entonces sino que se establecía un bonito paralelismo entre el macro y el micro mundo físico. Sin embargo, tenía unos cuantos problemas.

El modelo atómico de Rutherford es el logo de la Comisión estadounidense de energía atómica. Imagen extraída de la wikipedia.

El modelo atómico de Rutherford es el logo de la Comisión estadounidense de energía atómica. Imagen extraída de la wikipedia.

Resulta que los electrones estaban girando por lo que según la teoría de Maxwell deberían emitir radiación electromagnética todo el tiempo. Esa radiación les haría peder energía de modo que al final acabarían cayendo irremediablemente sobre el núcleo. Además, la emisión también los haría brillar con cualquier color (o, más precisamente, cualquier longitud de onda). Sin embargo, se sabía que los átomos emitían sólo líneas de unos colores determinados. Esto hizo que el modelo de Rutherford tuviera que ser rápidamente abandonado pese a que en el imaginario popular el átomo sigue siendo tal y como Rutherford lo imaginó.

¿Cómo se solucionaron estos problemas? Lo veremos en la tercera parte.

(*) Para saber más sobre el vacío, aconsejo encarecidamente leer esta magnífica entrada de “Una vista circular”.

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¿De qué están hechas las cosas? (Parte I)

Supongamos que dividimos una gota de agua en dos partes iguales, y después cogemos una de estas mitades y la volvemos a dividir para a su vez subdividir cada mitad y así sucesivamente. Cada vez tendremos gotas más pequeñas pero ¿habrá algún límite? ¿Se llegará a un punto en el que sea imposible seguir dividiendo? Demócrito, un filósofo griego que vivió en tiempos de Sócrates, hace unos dos mil cuatrocientos años, imaginó que ocurriría en una situación así y llegó a la conclusión de que ninguna sustancia podía dividirse infinitamente. Llegaría un momento, pensó Demócrito, en el que tendríamos un trozo muy pequeño que ya no podría ser dividido. A esa minúscula fracción indivisible, a esa pequeña partícula, la llamó átomo. Para él, el universo estaba constituido de átomos en el vacío. Todas las sustancias estaban formadas por partículas de distintos tipos – distintas en forma y tamaño, aunque con las mismas propiedades – que se ordenaban de distintas maneras. “Por convención el color, por convención lo salado, pero en realidad existen sólo átomos y vacío”, dijo Demócrito, que fue un adelantado al sugerir que la percepción podía ser una construcción mental. Demócrito, al parecer, llegó a formular una teoría del conocimiento bastante elaborada al afirmar que los fenómenos, lo perceptible, eran necesarios para conocer lo oculto pero, al mismo tiempo, la razón debía explicar cómo funcionan los sentidos y cómo se presentan ante ellos los fenómenos. Era sin duda un hombre sabio del que bien podíamos aprender para elaborar un curriculum escolar: “Son tres las consecuencias que se derivan de tener buen juicio: calcular bien, hablar bien y actuar como es debido.

    Imagen de demócrito en un antiguo billete griego de 100 dracmas. A la derecha se muestra un modelo atómico y el edifio de un institito griego de investigación nuclear. Imagen extrída de www-personal.umich.edu

Imagen de Demócrito en un antiguo billete griego de 100 dracmas. A la derecha se muestra un modelo atómico y el edifio de un institito griego de investigación nuclear. Imagen extrída de www-personal.umich.edu

Las ideas de Demócrito no prendieron entre los pensadores de su tiempo y de su obra sólo se conservan algunos fragmentos recogidos por Epicuro, gran admirador de Demócrito, quien fundó una escuela filosófica en Atenas casi un siglo después de morir este. Y si la obra de Epicuro ha llegado hasta nosotros, ha sido fundamentalmente gracias al libro “De rerum natura“, o “Sobre de la naturaleza de las cosas”, que el poeta y filósofo romano Tito Lucrecio Caro – o, simplemente, Lucrecio – escribió unos cincuenta años antes de Cristo. El libro de Lucrecio era en realidad una descripción del mundo físico en forma de poema. Llegó a ser muy popular pero también se hubiera perdido de no ser por Poggio Bracciolini, un latinista de Florencia y antiguo secretario de Papa, cuya afición a los libros lo llevó a emprender un viaje con la intención de buscar manuscritos de autores latinos en los monaterios europeos. La que probablemente fuese la única copia del poema de Lucrecio estaba en un monasterio alemán. Aunque nadie lo conocía, Bracciolini supo ver que estaba ante una obra excepcional. Tras mandarlo a copiar lo llevó a Florencia donde hicieron nuevas copias y, así, muy pronto empezó a circular entre los eruditos de la época. Cuando llegó la imprenta, fue uno de los primero libros en imprimirse. Se dice que “De rerum natura” ejerció una considerable influencia en el pensamiento occidental, hasta el punto de enterrar la Edad Media cambiando la concepción filosófica del mundo moderno.

Sello irlandés con Boyle y su famosa relación entre la presión y el volumen de un gas. Imagen extraída de communicatescience.eu.

Sello irlandés con Boyle y su famosa relación entre la presión y el volumen de un gas. Imagen extraída de communicatescience.eu

Pese a que Demócrito había señalado la importancia de la observación – lo perceptible para conocer lo oculto – su método, y el de los antiguos griegos en general, era teórico y especulativo. Como los griegos, los antiguos alquimistas también trataban de averiguar cuáles eran los elementos originarios de los que están hechos todas las cosas aunque, a diferencia de ellos, experimentaban con los materiales con los que especulaban. Especialmente cuidadoso en sus observaciones fue Robert Boyle, quien, ya en el siglo XVII, sentó las bases de la química moderna. En sus experimentos, Boyle anotaba todos los datos que creía relevantes: el lugar, el viento, la presión, la posición de la luna y el sol… Estudiando el aire, se preguntó por qué se podía comprimir y se le ocurrió – puede que rescatando la vieja idea de Demócrito – que quizás estaba compuesto de partículas que se iban juntando más y más con la compresión. Los éxitos de los alquimistas eran cada vez mayores a medida iban dejando a un lado la magia y adoptando el método científico. Por ejemplo, se hizo el intento de medir los pesos relativos de los componentes de las sustancias químicas. Así, Joseph Louis Proust, quien desarrolló casi toda su carrera en España, al estudiar la composición de diversos compuestos, descubrió que la proporción en masa de cada uno de los componentes se mantenía constante independientemente de las condiciones en las que se llevase a cabo el estudio. Por ejemplo, siempre que el cobre, el oxígeno y el carbono formaban carbonato de cobre, las proporciones de peso eran siempre las mismas: cinco unidades de cobre, por cuatro de oxígeno y una de carbono. La receta del carbonato de cobre era inmutable y la proporción era siempre la misma, 5:4:1, ni un poco más, ni un poco menos.

El científico inglés John Dalton fue todavía más allá con sus observaciones pese a que, según se decía, no era un experimentador demasiado riguroso y además tenía la dificultad añadida de confundir los frascos de reactivos porque no podía distinguir su color. Dalton era daltónico, como su nombre indica. El caso, es que no solo confirmó que en un compuesto las proporciones en peso de sus componentes eran siempre las mismas – como ya había dicho Proust – , sino que descubrió que cuando dos elementos se combinaban para originar distintos compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro  estaban en relación de números enteros sencillos. Por ejemplo, el dióxido de carbono está compuesto por carbono y oxígeno en la proporción, por peso, de 3 unidades del primero por 8 del segundo, mientras que el monóxido de carbono también está formado por carbono y oxígeno pero en la proporción de 3 a 4. En el carbonato de cobre la proporción en peso de carbono y oxígeno era de 1 a 4 (que es lo mismo que de 3 a 12). Pensó entonces que esta norma podía explicarse suponiendo que la materia estaba formada por partículas y, como conocía la teoría de Demócrito, a estas partículas las llamó átomos. Si el átomo de carbono pesara 4 unidades, el dióxido de carbono tendría dos átomos y el monóxido de carbono uno. Según Dalton, cada elemento representaba un tipo particular de átomos y cualquier cantidad de este elemento estaba formada por átomos idénticos de esa clase. Lo que distinguía un elemento de otro era entonces la naturaleza de sus átomos y lo que diferenciaba a uno de otro era su peso. Así, los átomos de azufre eran más pesados que los del oxígeno, que a su vez eran más pesados que los del nitrógeno, más pesados que los del carbono, los cuales pesaban más que los del hidrógeno. De este modo Dalton estableció la primera teoría atómica de la materia.

Lista de elementos de Dalton, con sus símblos. Dalton pensaba que había tantos típos de átomos como elementos distintos.

Lista de elementos de Dalton, con sus símblos. Dalton pensaba que había tantos típos de átomos como elementos distintos. Imagen extraída de http://tableofelements.tumblr.com

En el siglo XX los físicos empezaron a utilizar métodos para descubrir que el átomo estaba constituido por partículas aún más pequeñas, pero esta ya es otra historia que contaremos en la segunda parte.

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