El átomo químico es una construcción teórica que
forma parte de la teoría atómica, enfocada en establecer relaciones de masa
entre sustancias sin profundizar en la estructura interna del átomo. Su
propósito principal es servir como unidad de referencia para los cálculos
estequiométricos, por lo que idealmente no requiere detalles sobre protones,
neutrones o electrones.
Sin embargo, en la práctica, no es posible ignorar por
completo a los electrones, especialmente al tratar con iones,
donde es necesario explicar los procesos de pérdida o ganancia de
carga. Esta necesidad obliga a incluir cierta noción de estructura interna,
al menos para justificar los cambios en el estado de oxidación o en la carga
neta de una especie química.
Figura
1. Stanislao Cannizzaro (1826–1910) fue un químico italiano clave en la
consolidación de la teoría atómica moderna. En 1858, publicó su Sunto di un
corso di filosofia chimica, donde rescató y aplicó la hipótesis de Avogadro
para distinguir entre átomos y moléculas, lo que permitió asignar pesos
atómicos correctos a los elementos. Su trabajo fue decisivo en el Congreso
de Karlsruhe (1860), donde convenció a la comunidad científica de adoptar una
base uniforme para la nomenclatura y medición química. Gracias a
Cannizzaro, conceptos fundamentales como la masa molecular, la estequiometría
y la estructura atómica adquirieron coherencia. También descubrió la reacción
de Cannizzaro, importante en química orgánica. Su influencia fue
clave para el desarrollo de la tabla periódica.
Por tanto, el átomo químico puede entenderse como una
representación esquemática, similar al modelo de Thomson, donde el
símbolo del elemento o una esfera sólida representa la "nube"
positiva, y los electrones están implícitamente contenidos en su
interior. Estos solo se hacen explícitos cuando cambian de número respecto al
estado neutro, como ocurre al formar iones positivos o negativos.
La controversia Gay-Lussac vs Dalton
En 1808, en Manchester, John Dalton propuso su
versión de la teoría atómica, pero esta difería bastante de la
comprensión moderna. Al estudiar la electrólisis del agua, Dalton
observó que por cada parte de hidrógeno se obtenían ocho partes de oxígeno
en masa. Asumiendo la hipótesis más simple, concluyó que el agua debía estar
formada por un átomo de hidrógeno y uno de oxígeno (HO), y que el oxígeno era
simplemente ocho veces más pesado que el hidrógeno.
Sin embargo, en 1809, en París, Joseph Louis
Gay-Lussac observó que los volúmenes de gases que reaccionaban lo
hacían en proporciones sencillas. En el caso del agua, descubrió que dos
volúmenes de hidrógeno reaccionaban con un volumen de oxígeno para
formar vapor de agua. Esto contradecía la hipótesis de Dalton, ya que si el
agua fuese HO, se esperaría una relación 1:1 en volumen. Gay-Lussac propuso que
los volúmenes de gases representaban cajones de átomos, una imagen
mental útil: si dos cajas de hidrógeno reaccionan con una caja de oxígeno,
entonces debería haber dos entidades de hidrógeno por cada una de oxígeno.
Para resolver esta contradicción, Gay-Lussac recurrió a la hipótesis
de Avogadro (publicada por Amedeo Avogadro en 1811, en Turín), según
la cual la entidad de los gases elementales no era el átomo, sino una
molécula diatómica. Al aceptar que tanto el hidrógeno como el oxígeno
eran diatómicos, la ecuación química del agua podía representarse
correctamente como H₂O. Sin embargo, Dalton y muchos químicos de su época
rechazaron esta idea, y no fue sino hasta finales del siglo XIX que la
comunidad científica aceptó plenamente la estructura molecular del agua
y la validez de la hipótesis de Avogadro. Fueron necesarios casi 60 años
para que se reconciliaran estas visiones y se consolidara la teoría moderna
de la estequiometría.
Pesos atómicos
La segunda etapa en el desarrollo de la teoría
atómica estuvo marcada por el trabajo de Stanislao Cannizzaro, quien en 1858,
durante el Congreso de Karlsruhe, fue uno de los pocos científicos que
realmente tomó en serio la hipótesis de Avogadro. Cannizzaro decidió ir
más allá de suposiciones cualitativas e interpretó que, si se estandarizaban el
volumen, la presión y la temperatura de un gas, se
obtendría una especie de "caja estándar también llamada el molécula-gramo"
que contenía una misma cantidad de moléculas diatómicas, sin necesidad
de conocer cuántas exactamente. Lo fundamental era que esta caja podía usarse
para comparar las masas relativas de diferentes sustancias gaseosas.
A través de esta estandarización, Cannizzaro propuso que si
el hidrógeno diatómico tenía una masa de 2 unidades, entonces su forma monoatómica
equivaldría a 1. Siguiendo esta lógica, y considerando la relación de
combinación con el oxígeno, estableció que el oxígeno diatómico
debía tener una masa de 32, lo que implica una masa atómica de 16. Esta
elección era, en parte, arbitraria, pero tenía un propósito claro: convertir al
hidrógeno en el primer estándar de unidad de masa atómica, debido
a que era el elemento más ligero.
Todas las definiciones posteriores del siglo XX sobre la unidad
de masa atómica no hacen más que refinar este estándar original,
reemplazando el hidrógeno real por una construcción más precisa basada en el carbono-12
y el promedio de las masas de protones y neutrones. Sin embargo,
el concepto esencial se conserva: el átomo de hidrógeno se aproxima a la
unidad de masa atómica, lo que lo convierte en el punto de partida para
la comparación de todas las demás masas atómicas en la química moderna.
El congreso de
En 1860 se celebró en la ciudad de Karlsruhe, Alemania,
un congreso que marcaría un punto de inflexión en la historia de la química
moderna. Convocado con el propósito de resolver las crecientes confusiones
en torno a los pesos atómicos y las fórmulas químicas, el
Congreso de Karlsruhe reunió a los químicos más influyentes de la época. Aunque
no se alcanzaron consensos definitivos, uno de los aportes más trascendentes
fue la circulación del panfleto de Cannizzaro, en el que el autor
explicaba con claridad cómo utilizar la hipótesis de Avogadro para
determinar masas moleculares consistentes y estandarizar los pesos atómicos. El
impacto de su propuesta fue inmediato, especialmente entre los jóvenes
asistentes, que por primera vez vislumbraron un marco coherente para organizar
los elementos y sus compuestos.
Figura
2. El Congreso de Karlsruhe, celebrado en 1860 en Alemania, fue el primer gran
encuentro internacional de químicos, convocado para resolver la confusión
existente sobre fórmulas químicas y pesos atómicos. Asistieron
figuras clave como Kekulé, Wurtz, Mendeleiev y Cannizzaro. Aunque no se
alcanzaron decisiones oficiales, el evento marcó un punto de inflexión. La
mayor contribución fue la distribución del panfleto de Stanislao Cannizzaro,
quien defendía la hipótesis de Avogadro y proponía criterios coherentes
para determinar pesos atómicos y moleculares. Esta propuesta ayudó a unificar
el lenguaje químico y sentó las bases para la elaboración de la tabla
periódica. Karlsruhe no resolvió los problemas de forma inmediata, pero
facilitó el consenso que guiaría el desarrollo de la química moderna.
Durante la segunda mitad del siglo XIX, esta nueva forma de
entender los pesos atómicos se difundió con rapidez, y permitió
construir un lenguaje químico mucho más preciso. Esto fue fundamental para el
desarrollo de la tabla periódica, especialmente en manos de Dmitri
Mendeléyev, quien adoptó los pesos atómicos de Cannizzaro como base para
ordenar los elementos de forma sistemática, prediciendo incluso propiedades de
elementos aún no descubiertos. La fiabilidad de estos pesos permitió comparar
elementos entre sí de forma cuantitativa y, en consecuencia, establecer periodicidades
que cimentaron la estructura de la química moderna.
Simultáneamente, la química orgánica experimentó un
renacimiento. La estandarización de las masas atómicas hizo posible escribir fórmulas
estructurales con sentido químico y físico, interpretando los enlaces y las
proporciones de átomos dentro de las moléculas. Esto dio origen a la química
estructural, un campo que comenzó a identificar familias de compuestos,
mecanismos de reacción y la geometría molecular con una claridad antes
inalcanzable. Así, lo que en Karlsruhe empezó como una discusión sobre valores
numéricos terminó reformando por completo la forma de pensar la materia. Fue el
inicio de una era en la que la estructura molecular, los enlaces
químicos y las reacciones adquirieron un fundamento coherente y
mensurable.
Fusión con la química-física
A medida que la química avanzó hacia una mayor
cuantificación y modelado de procesos, especialmente en el siglo XX, el
concepto de átomo químico —aquel centrado en la masa, la proporción y la
reactividad— se convirtió en una herramienta central no solo en el ámbito
académico, sino también en disciplinas aplicadas como la fisicoquímica y
la ingeniería química. Paradójicamente, mientras estas ramas
incorporaban modelos más sofisticados basados en la mecánica cuántica y la
termodinámica estadística, conservaron la utilidad del átomo químico como
unidad de referencia para cálculos estequiométricos, balances de masa, y
análisis de reactivos y productos. Su simplicidad conceptual y su eficiencia
práctica lo convirtieron en un instrumento insustituible para diseñar y
controlar procesos a escala industrial.
La estequiometría avanzada, por ejemplo, se apoya en
el átomo químico como una unidad base para entender y predecir las cantidades
exactas de sustancias que intervienen en una reacción. Esto permite calcular
rendimientos, identificar excesos o limitaciones de reactivos, y estimar los
productos y residuos de forma precisa. Este marco también es esencial para
aplicar principios como la ley de conservación de la masa, la ley de
las proporciones múltiples, y para comprender el comportamiento de sistemas
gaseosos, soluciones y mezclas en equilibrio, que aparecen de forma recurrente
en libros de fisicoquímica avanzada, incluso en contextos
computacionales o de diseño experimental.
Por otro lado, el estudio de propiedades coligativas
como la presión osmótica, la disminución del punto de congelación
o el aumento del punto de ebullición, también requiere la noción de
número de partículas, en la que el átomo químico sigue cumpliendo una función
crucial. A pesar de que estos conceptos derivan de teorías
estadístico-termodinámicas, en la práctica se los aplica con base en el conteo
de moles y relaciones molares que asumen el modelo químico más clásico del
átomo: indivisible, indiferente a su estructura interna, y centrado en su
comportamiento cuantitativo. Así, incluso en textos altamente especializados,
el átomo químico clásico sobrevive como una abstracción práctica
indispensable, puente entre la teoría compleja y la realidad experimental o
industrial.
Referencias
Banchetti-Robino,
M. P. (2013). 19th Century Atomism and the Empirical Nature of the Chemical
Atom: Dalton Against Lavoisier.
Chalmers,
A., & Chalmers, A. (2009). From Avogadro to Cannizzaro: The Old
Story. The Scientist’s Atom and the Philosopher’s Stone: How Science
Succeeded and Philosophy Failed to Gain Knowledge of Atoms, 199-213.
Chamizo, J. A., & Garritz, A. (2013). Historical teaching of atomic and molecular
structure. In International handbook of research in history, philosophy
and science teaching (pp. 343-374). Dordrecht: Springer
Netherlands.
Chang, H.,
& Chang, H. (2012). HO or H 2 O? How Chemists Learned to Count Atoms. Is
Water H2O? Evidence, Realism and Pluralism, 133-201.
Ciardi, M.
(2001). Amedeo Avogadro's concept of the atom: Some new remarks. Ambix, 48(1),
17-24.
Hudson, J.,
& Hudson, J. (1992). The Chemical Atom. The History of
Chemistry, 77-91.
Izquierdo-Aymerich, M., & Adúriz-Bravo, A. (2009). Physical construction of the
chemical atom: Is it convenient to go all the way back?. Science
& Education, 18, 443-455.
Morselli,
M. (1984). The Molecular Hypothesis: From 1811 to Cannizzaro’s ‘sunto’in 1858.
In Amedeo Avogadro: A Scientific Biography (pp. 131-193).
Dordrecht: Springer Netherlands.
Schütt, H. W. (2003). Chemical atomism and chemical classification. Cambridge History of Science, 5, 237-254.
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