S. VI a.C. y S. V a.C. (Grecia)

Filósofos presocráticos: Son los primeros en intentar explicar de forma racional toda la variedad de sustancias y de fenómenos que se observan en la naturaleza a partir de sólo unos pocos principios.

S. IV a.C. (Grecia)

Demócrito y Leucipo: Materia discontinua (no se puede dividir continuamente). Existe una partícula más pequeña e indivisible como constituyente de la materia que se llama átomo (en griego significa indivisible). Además, existe el vacío, de tal forma que los átomos se pueden mover por ese vacío chocando y enganchándose unos con otros, dando así lugar a todos los fenómenos naturales.

Aristóteles: Materia continua (se puede dividir continuamente sin llegar a encontrar ninguna partícula indivisible). Por el contrario, el vacío no puede existir. La naturaleza aborrece el vacío. Esta teoría fue la que perduró a lo largo de muchos siglos.

S. XVIII

Boyle y Mariotte: Leyes de los Gases. Todas estas leyes se resumen en la célebre ecuación PV=nRT.

S. XIX

Lavoisier, Proust y Dalton: Leyes ponderales.

1808 Dalton: Teoría atómica. Gracias a las leyes empíricas anteriores, Dalton enunció su teoría atómica compuesta por cuatro postulados. Se vuelve al concepto de átomo como partícula indivisible constituyente de la materia, pero esta teoría se apoya ahora en leyes experimentales. Los postulados son:

1. La materia está formada por partículas materiales individuales, indivisibles e indestructibles llamadas átomos.
2. Todos los átomos del mismo elemento son idénticos en masa y propiedades.
3. Los átomos de los diferentes elementos son distintos en masa y propiedades.
4. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los diferentes elementos en una proporción de números enteros sencillos.

Sin embargo, había sustancias, como el aire y las disoluciones, que no cumplían las leyes ponderales, con lo que la teoría de Dalton no serviría para ellas. Pero Dalton demostró que no eran compuestos sino mezclas homogéneas de varios compuestos.

1815 Hipótesis de Prout: El átomo de hidrógeno representa el ladrillo con el que están construidos los otros átomos. Si esta hipótesis fuera cierta, entonces, las masas de todos los átomos deberían ser números enteros (en unidades de masa atómica). Sin embargo, se vio que esta hipótesis no se cumplía. Por ejemplo, la masa atómica del cloro es 35,453 u.

1861 Teoría electromagnética: Maxwell unifica todos los fenómenos eléctricos y magnéticos conocidos en una teoría del campo electromagnético. Esta teoría predice también la existencia de las ondas electromagnéticas, de las que la luz, las ondas de radio, microondas, infrarrojos, ultravioleta, etc., son casos particulares.

Segunda mitad del S. XIX Teoría cinético-molecular (Maxwell, Boltzmann): Los gases están formados por una ingente cantidad de moléculas que se mueven en distintas direcciones con distintas velocidades, pero con una velocidad promedio que depende de la temperatura. La presión no es más que la fuerza por unidad de superficie que se ejerce sobre las paredes del recipiente que contiene al gas como consecuencia de los choques de las moléculas con estas paredes. El hecho de que esta teoría explique con facilidad las leyes de los gases y de que la química, siguiendo la teoría de Dalton, se desarrollase espectacularmente durante este siglo, llevó definitivamente a la comunidad científica a aceptar el atomismo. No obstante, no había sido posible explicar por qué los distintos elementos tenían distintas masas, ni se sabía nada acerca de la estructura de los átomos.

1896 Becquerel: Descubre el fenómeno de la radioactividad. Hoy sabemos que este fenómeno se debe a que ciertos núcleos atómicos se desintegran espontáneamente emitiendo partículas o radiación electromagnética. Hay tres tipos de radiaciones: α (tienen masa y carga +, son núcleos de He), β (tienen carga negativa y masa despreciable, son electrones) y γ (sin carga ni masa, son radiación electromagnética). Como consecuencia de este descubrimiento se empieza a pensar que la materia tiene en su interior una naturaleza eléctrica.

1897 Faraday: Leyes de la electrolisis. En sus experiencias descompone la materia gracias a la corriente eléctrica con lo que deduce que la materia tiene que tener naturaleza eléctrica. Se empieza a pensar que el átomo no es indivisible sino que hay algo en su interior con naturaleza eléctrica.

Thomson: Tubos de vacío o de descarga. Rayos catódicos. Electrón. Un tubo de vidrio con gas en su interior es aislante. Si se baja la presión (extrayendo gas con una bomba de vacío) y se eleva el voltaje (en el interior del tubo hay dos placas metálicas conectadas a un generador, la placa negativa es el cátodo y la positiva el ánodo) el gas se hace conductor y se observa luminiscencia en todo el tubo (tubos fluorescentes, cuyo color depende del gas). Cuando el voltaje es ≥ 5000 V y la presión ≤ 0,1 Pa desaparece la luminiscencia de todo el tubo y aparece fluorescencia en la pared opuesta al cátodo (detrás del ánodo). Se estudió la naturaleza de esta fluorescencia:

• Procedía de una radiación o de partículas que se alejaban del cátodo en línea recta pues se observaba la sombra del ánodo en el fondo del tubo. Se les llamó rayos catódicos.
• Tenían energía cinética pues hacían girar unas aspas puestas en su camino. Eran partículas materiales con masa y velocidad y no radiaciones.
• Tenían carga eléctrica negativa ya que se desviaban hacia la placa positiva al aplicar un campo eléctrico externo.

Thomson determinó el valor del cociente carga/masa (Q/m) para las partículas de los rayos catódicos obtenidos con gases diferentes y resultó ser idéntico. A estas partículas subatómicas negativas constituyentes de los átomos de toda clase de materia se las llamó electrones.

Goldstein: Rayos canales. Protón. Al utilizar un cátodo perforado en los tubos de descarga se observaba fluorescencia en la pared opuesta al ánodo (detrás del cátodo). Se les llamó rayos canales por atravesar los canales perforados en el cátodo. Su naturaleza:

• Eran partículas materiales con masa, velocidad y carga positiva.
• El valor del cociente Q/m es diferente según el gas utilizado, pero siempre es mucho menor (unas 1840 veces) que el cociente Q/m para los electrones de los rayos catódicos. Por tanto, la masa de las partículas de los rayos canales es mucho mayor (unas 1840 veces) que la de los electrones.
• Si el gas utilizado era el hidrógeno, el cociente Q/m era el mayor de todos por ser el átomo más ligero y el valor de la carga era el mismo que para el electrón, por lo que se pensó que el ion del hidrógeno sería otra partícula subatómica fundamental a la que se llamó protón. Su existencia se confirmó años después, en 1919, por Rutherford y Chadwick con experiencias de radioactividad artificial.

1904 Modelo atómico de Thomson: El átomo está formado por una esfera de densidad uniforme y carga positiva distribuida por igual en cuya superficie se hallan incrustados los electrones de manera que el conjunto sea neutro. Se acepta por explicar los fenómenos de los tubos de descarga: Los átomos de Thomson forman el gas, se mueven y chocan entre ellos con lo que se sueltan electrones y quedan restos positivos que se llaman iones. Al someterlos a un campo eléctrico deberían moverse los iones positivos hacia el cátodo, pero el resto de átomos les impide llegar, por lo que no se cierra el circuito y el gas es aislante. Si se baja la presión extrayendo gas (átomos), la resistencia disminuye y, si además se aumenta el voltaje (la energía), estos iones consiguen llegar al cátodo (se cierra el circuito y el gas se ha hecho conductor). La recombinación de los electrones con los iones positivos produce energía luminosa (tubos fluorescentes). Cuando los iones chocan con el cátodo arrancan electrones de sus átomos. Estos electrones arrancados del cátodo (rayos catódicos) son atraídos por el ánodo, se mueven hacia él, lo atraviesan por tener una masa mucho menor que la de los átomos y producen fluorescencia en el vidrio detrás del ánodo. Si se utiliza un cátodo perforado, los iones positivos al moverse hacia el cátodo lo atravesarían formando los rayos canales que producen la fluorescencia detrás del cátodo. Según el gas, la masa de los átomos, y por tanto de los iones, es diferente, por lo que el cociente Q/m es diferente en los rayos canales.

1911 Thomson: Estudiando la desviación de los iones positivos bajo la acción de campos electromagnéticos fue capaz de medir las masas de los iones, y con ello, las masas atómicas con una precisión mucho mayor que la de los químicos del siglo XIX. De esta forma descubrió los isótopos de los distintos elementos (aunque este nombre se acuñó más tarde).

Millikan: Experimento de la gota de aceite. Carga y masa del electrón. Con un atomizador se obtienen pequeñas gotas de aceite que se cargan negativamente irradiándolas con rayos X. Se colocan en el interior de un campo eléctrico con la placa positiva arriba y la negativa abajo para que la fuerza gravitatoria (P=mg) que hace caer a la gota sea compensada con la fuerza eléctrica hacia arriba (Fe=qE). Se varía el potencial del campo eléctrico, E, hasta que la gota se quede quieta porque las dos fuerzas sean iguales: mg=qE y, como la masa de la gota se conoce por su volumen y densidad del aceite (m=dV), se determina la carga del electrón. Una vez conocida ésta, se despeja la masa del electrón del valor del cociente Q/m: Q/m=C ; m=Q/C. Los valores obtenidos son: Q_electrón = -1,6·10^-19 C m_electrón= 9,1·10^-31 kg. Cuando en 1919 se detectó la existencia del protón se obtuvieron para su carga y masa los siguientes valores: Q_protón = +1,6·10^-19C m_protón= 1,673·10^-27 kg.

1911 Rutherford: Núcleo atómico. Modelo nuclear del átomo. Por encargo de Rutherford, Geiger y Marsden, al bombardear láminas delgadas (0,5 μm de espesor) con partículas α (núcleos de He, 2p y 2n), obtuvieron resultados que no eran predecibles según el modelo de Thomson:

• La mayoría de las partículas atraviesan la lámina sin desviarse.
• Algunas partículas (un 0,1 %) sufrían grandes desviaciones.
• Unas pocas partículas (una de cada 20000) rebotaban hacia atrás.

Según el modelo de Thomson, los átomos, al tener la carga positiva y la masa repartida por igual, repelerían muy débilmente a las partículas α que atravesarían la lámina sufriendo una débil dispersión y el haz de partículas α se abriría ligeramente. Sin embargo, si la mayoría de partículas no se desviaban era porque casi la totalidad del átomo estaba vacío. Casi toda la materia y toda la carga positiva tendría que estar concentrada en un pequeñísimo volumen para poder repeler fuertemente a las pocas partículas que pasasen cerca de él, y aquellas (menos aún) que chocasen contra esa zona rebotarían repelidas. Así, el modelo nuclear dice que el átomo está formado por:

• Núcleo, pequeño volumen (su radio es 10⁵ veces menor que el radio del átomo) en el que se encuentra toda la carga positiva (los protones) y casi toda la masa.
• Corteza, formada por electrones que giran en órbitas circulares alrededor del núcleo. El número de protones es igual al de electrones para que el átomo sea neutro.

Los cálculos de desviación de partículas α por átomos de diferentes metales demostraron que el número de cargas positivas del núcleo (protones) coincidía con el número de orden del elemento en la tabla periódica. Sin embargo, la masa conocida de los elementos era aproximadamente el doble de la calculada con los protones del núcleo. Rutherford sugirió que en el núcleo de los átomos debían existir otras partículas de masa casi igual a la de los protones pero sin carga eléctrica, por lo que las llamó neutrones. A pesar de la importancia del modelo de Rutherford, tenía fallos de gran importancia:

• Contradecía las leyes clásicas.