Teoría atómica

[Introducción a la química] Sección 2. Conceptos Clave [Teoría atómica] [Clasificación de la materia] Otros conceptos [Historia de la química 1. La prehistoria]

La teoría atómica plantea que toda la materia está compuesta por unidades fundamentales llamadas átomos, partículas discretas que constituyen los bloques básicos del universo. Estos átomos pueden unirse entre sí para formar elementos o compuestos, dependiendo de su naturaleza.

Figura 1. Las imágenes de átomos son esquemas conceptuales, no fotos reales, ya que los átomos son demasiado pequeños para observarse con luz visible. Sus electrones se describen mediante probabilidades cuánticas, no trayectorias fijas. Estos modelos, como un mapa del territorio, son herramientas visuales útiles para entender su estructura, aunque no representan el aspecto real del mundo submicroscópico.

Los elementos pueden estar constituidos por átomos individuales, como ocurre en los gases nobles (por ejemplo, el helio o el neón), o por moléculas elementales, que son agrupaciones de átomos del mismo tipo químico unidos entre sí. Ejemplos de esto son el dioxígeno (O₂), el ozono (O₃) y el octazufre (S₈).

En cambio, los compuestos están formados por átomos de diferentes elementos químicos. Estos átomos se combinan en proporciones definidas para formar nuevas sustancias, como el agua (H₂O) o el ácido sulfúrico (H₂SO₄), cuyas propiedades son distintas a las de los elementos que los componen.

Las primeras formas de teoría atómica se remontan a la antigüedad. Filósofos de culturas como la india y la griega ya especulaban con la idea de que toda materia estaba compuesta por unidades indivisibles. En el pensamiento griego, Leucipo y su discípulo Demócrito propusieron que todo lo que existe está formado por pequeñas partículas indivisibles llamadas átomos, que se mueven en el vacío. Esta visión contrastaba con la de Aristóteles, quien creía que la materia era continua, sin una estructura granular, algo más parecido a un fluido o a una onda que se puede dividir indefinidamente sin llegar a una unidad fundamental.

Durante siglos, la visión aristotélica predominó, pero más adelante, con el surgimiento de la ciencia moderna, algunos pensadores —entre ellos Newton— comenzaron a recuperar ideas atomistas desde una nueva perspectiva. Sin embargo, la obsesión de muchos físicos por entender la estructura interna del átomo o por especular sobre la naturaleza de su superficie dificultó el desarrollo de modelos útiles. Estas preocupaciones, aunque relevantes a largo plazo, no permitieron en ese momento hacer predicciones prácticas sobre el comportamiento de la materia.

Figura 2.  John Dalton fue un científico inglés que formuló la teoría atómica moderna, proponiendo que toda materia está compuesta por átomos indivisibles. Su modelo explicó la formación de compuestos en proporciones fijas, sentando las bases de la estequiometría. También estudió el daltonismo, que padecía. En su honor, la unidad de masa atómica se llama "dalton" (u).

El gran avance llegó con John Dalton a comienzos del siglo XIX. Dalton retomó la idea atómica con un enfoque empírico y dejó de lado el problema de la estructura interna o la superficie del átomo. Para él, el átomo era una esfera sólida y perfecta, indivisible, que se combinaba con otros átomos según proporciones definidas para formar compuestos. Aunque no conocía los mecanismos específicos de unión entre átomos —lo que hoy llamamos enlace químico—, su modelo permitió establecer las primeras relaciones cuantitativas entre elementos y compuestos. Así nacieron los primeros cálculos de masa y la idea de que era posible medir y predecir las proporciones en las que los elementos se combinan, marcando un antes y un después en la historia de la química.

Los fundamentos de la teoría atómica de Dalton sentaron las bases de la química moderna. Entre sus postulados principales, Dalton propuso que toda materia está compuesta por átomos indivisibles, que los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí en masa y propiedades, y que los compuestos se forman por la combinación de átomos de diferentes elementos en proporciones fijas.

Aunque revolucionaria para su tiempo, con el paso de los años se descubrió que algunos de estos principios no eran del todo correctos. Por ejemplo, se encontró que existen átomos de un mismo elemento que tienen el mismo comportamiento químico pero masas ligeramente diferentes. A estas variantes se las conoce como isótopos. Aunque su masa cambia debido a un número distinto de neutrones, su comportamiento químico se mantiene porque conservan el mismo número de protones y, por tanto, la misma configuración electrónica. Por esta razón, se siguen considerando parte del mismo elemento.

Otro descubrimiento importante fue que, contrario a lo que afirmaba Dalton, los átomos sí pueden dividirse en partículas aún más pequeñas: protones, neutrones y electrones. Estas partículas subatómicas forman la estructura interna del átomo y son esenciales para comprender fenómenos más complejos como los enlaces, la radiactividad o los espectros atómicos.

Así, la evolución de la teoría atómica pasó de un modelo centrado en masas y proporciones químicas a uno cada vez más influido por la física, con una creciente atención a la estructura interna del átomo y la dinámica de sus partículas. Esta transición marcó el surgimiento de la física atómica y más adelante de la mecánica cuántica.

Sin embargo, en el contexto de este curso, dejaremos de lado —por el momento— esa discusión más profunda sobre la estructura interna del átomo. Nuestro enfoque se mantendrá en los aspectos químicos y cuantitativos de la teoría atómica, aquellos que permiten explicar y predecir cómo se combinan los elementos y cómo se relacionan sus masas.

Figura 3. La tabla muestra modelos moleculares tridimensionales de metano, agua, monóxido de carbono y peróxido de hidrógeno. Usa esferas de colores para representar átomos (carbono, oxígeno, hidrógeno) y relaciona la fórmula molecular con la estructura atómica. Aunque simbólicas, estas imágenes permiten comprender enlaces, proporciones atómicas y la geometría molecular de forma visual (Seager, 2022).

La fórmula molecular es una representación visual y simbólica que nace directamente de los principios de la teoría atómica de Dalton. Existen dos formas principales de indicarla: mediante símbolos químicos o mediante modelos con esferas de colores.

Los símbolos de los elementos son abreviaturas, generalmente de una o dos letras, que provienen de sus nombres en latín, en griego o de nombres históricos asignados por tradición. Estos símbolos están organizados en la tabla periódica, una herramienta fundamental de la química moderna. Algunos ejemplos curiosos reflejan esta herencia histórica: el sodio, por ejemplo, tiene como símbolo Na, derivado de natrum, su nombre en latín; y el potasio se representa como K, por su nombre latino kalium.

Por otro lado, en ciertos contextos —especialmente en modelos didácticos y visualizaciones tridimensionales— se utilizan esferas de colores para representar los distintos átomos. Cada color corresponde convencionalmente a un elemento específico: el carbono suele representarse en gris o negro, el oxígeno en rojo, el nitrógeno en azul, el hidrógeno en blanco, el azufre en amarillo, entre otros. Estas representaciones ayudan a visualizar cómo los átomos se agrupan en el espacio, dando forma a las moléculas.

Irónicamente, John Dalton, el mismo que propuso esta teoría revolucionaria, era daltónico. Esto significa que, si pudiera ver los modelos modernos con esferas de colores, no distinguiría claramente entre varios de ellos. En un giro casi poético, Dalton habría tenido dificultades para comprender visualmente una de las representaciones más populares de su propia teoría.

Al enfocarnos en la fórmula molecular, podemos decir que está compuesta por dos partes fundamentales: el símbolo del elemento y su correspondiente subíndice. El símbolo se toma directamente de la tabla periódica y representa el tipo de átomo involucrado. A su lado, colocado como subíndice a la derecha del símbolo, aparece un número que indica la cantidad de átomos de ese elemento presentes en la molécula. Si no hay subíndice visible, se sobreentiende que hay un solo átomo.

Las fórmulas moleculares estándar siguen un orden que no es arbitrario: se escriben en función de una tendencia de carga aproximada, que está relacionada con la posición de los elementos en la tabla periódica. En general, los elementos con carácter más positivo (o electropositivos) se colocan a la izquierda de la fórmula, mientras que los más negativos (o electronegativos) van a la derecha.

Figura 4. La fórmula H₂SO₄ indica que el ácido sulfúrico contiene dos átomos de hidrógeno, uno de azufre y cuatro de oxígeno. Aunque el “1” del azufre no se escribe, debe considerarse según la regla del 1 algebraico. Esta notación es clave para interpretar con precisión reacciones químicas, propiedades moleculares y modelos estructurales complejos.

Esta tendencia se puede visualizar claramente en la tabla periódica: los elementos más electropositivos se encuentran en la esquina inferior izquierda, como el francio (Fr), que teóricamente siempre aparecería al principio de una fórmula molecular. Por el contrario, los elementos más electronegativos, como el flúor (F), ubicados en la esquina superior derecha (excluyendo a los gases nobles del grupo 18), se colocan siempre al final en fórmulas simples.

Este orden facilita la lectura y comprensión de las fórmulas químicas, ya que refleja en parte el comportamiento químico de los elementos y su tendencia a ceder o aceptar electrones al formar compuestos.

Referencias.

Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., & Lancaster, M. (2022). Chemistry: The central science (15th ed.). Pearson.

Chang, R. (2021). Chemistry: The central science (14th ed.). Pearson.

Seager, S. (2022). Chemistry for today: General, organic, and biochemistry (10th ed.). Cengage Learning.