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El modelo teórico actual del átomo implica un núcleo denso rodeado por una "nube" probabilística de electrones.

La teoría atómica es la teoría científica de que la materia está compuesta de partículas llamadas átomos . La teoría atómica tiene sus orígenes en una antigua tradición filosófica conocida como atomismo . De acuerdo con esta idea, si uno tomara un trozo de materia y lo cortara en pedazos cada vez más pequeños, eventualmente se llegaría a un punto en el que los pedazos no podrían cortarse más en algo más pequeño. Los antiguos filósofos griegos llamaron a estas últimas partículas hipotéticas de la materia Atomos , una palabra que significa "cortar".

A principios del siglo XIX, el científico John Dalton notó que las sustancias químicas parecían combinarse y descomponerse en otras sustancias por peso en proporciones que sugerían que cada elemento químico está compuesto en última instancia por diminutas partículas indivisibles de peso constante. Poco después de 1850, ciertos físicos desarrollaron la teoría cinética de los gases y del calor, que modeló matemáticamente el comportamiento de los gases asumiendo que estaban hechos de partículas. A principios del siglo XX, Albert Einstein y Jean Perrin demostraron que el movimiento browniano (el movimiento errático de los granos de polen en el agua) es causado por la acción de las moléculas de agua.; esta tercera línea de evidencia acalló las dudas que quedaban entre los científicos sobre si los átomos y las moléculas eran reales. A lo largo del siglo XIX, algunos científicos habían advertido que la evidencia de los átomos era indirecta y, por lo tanto, es posible que los átomos no sean realmente reales, sino que solo parezcan reales.

A principios del siglo XX, los científicos habían desarrollado modelos bastante detallados y precisos para la estructura de la materia, lo que llevó a clasificaciones más rigurosamente definidas para las diminutas partículas invisibles que componen la materia ordinaria. Un átomo ahora se define como la partícula básica que compone un elemento químico . A principios del siglo XX, los físicos descubrieron que las partículas que los químicos llamaron "átomos" son, de hecho, aglomeraciones de partículas aún más pequeñas ( partículas subatómicas ), pero los científicos mantuvieron el nombre fuera de lo convencional. El término partícula elemental se usa ahora para referirse a partículas que en realidad son indivisibles.

Historia

Atomismo filosófico

La idea de que la materia se compone de unidades discretas es una idea muy antigua, que aparece en muchas culturas antiguas como Grecia e India. La palabra "átomo" ( griego : ἄτομος ; atomos ), que significa "incortable", fue acuñada por los filósofos griegos presocráticos Leucipo y su alumno Demócrito ( c. 460 - c. 370 a. C.). [1] [2] [3] [4] Demócrito enseñó que los átomos eran infinitos en número, increados y eternos, y que las cualidades de un objeto resultan del tipo de átomos que lo componen. [2] [3] [4]Atomismo de Demócrito fue refinada y elaborada por el filósofo griego posterior Epicuro (341-270 aC), y por el Romano epicúreo poeta Lucrecio ( c. 99- c. 55 aC). [3] [4] Durante la Alta Edad Media , el atomismo fue mayormente olvidado en Europa occidental. Durante el siglo XII, se volvió a conocer en Europa occidental a través de referencias a él en los escritos de Aristóteles recientemente redescubiertos . [3]

En el siglo 14, el redescubrimiento de las grandes obras que describen enseñanzas atomistas, incluyendo de Lucrecio natura rerum y Diógenes Laercio 's Vidas, opiniones y sentencias de los filósofos más ilustres , dio lugar a una mayor atención académica sobre el tema. No obstante, debido a que el atomismo estaba asociado con la filosofía del epicureísmo , que contradecía las enseñanzas cristianas ortodoxas, la mayoría de los filósofos europeos no consideraban aceptable la creencia en los átomos. [3] El sacerdote católico francés Pierre Gassendi(1592-1655) revivió el atomismo epicúreo con modificaciones, argumentando que los átomos fueron creados por Dios y, aunque extremadamente numerosos, no son infinitos. Fue la primera persona que utilizó el término "molécula" para describir la agregación de átomos. [3] [4] La teoría modificada de los átomos de Gassendi fue popularizada en Francia por el médico François Bernier (1620-1688) y en Inglaterra por el filósofo natural Walter Charleton (1619-1707). El químico Robert Boyle (1627-1691) y el físico Isaac Newton (1642-1727) defendieron el atomismo y, a finales del siglo XVII, había sido aceptado por porciones de la comunidad científica. [3]

John Dalton

Hacia fines del siglo XVIII, surgieron dos leyes sobre las reacciones químicas sin hacer referencia a la noción de teoría atómica. La primera fue la ley de conservación de la masa , estrechamente asociada con el trabajo de Antoine Lavoisier , que establece que la masa total en una reacción química permanece constante (es decir, los reactivos tienen la misma masa que los productos). [5] El segundo fue la ley de proporciones definidas . Establecida por primera vez por el químico francés Joseph Proust en 1797, esta ley establece que si un compuesto se descompone en sus elementos químicos constituyentes, las masas de los constituyentes siempre tendrán las mismas proporciones en peso, independientemente de la cantidad o fuente del original. sustancia.[6]

John Dalton estudió y amplió este trabajo anterior y defendió una nueva idea, más tarde conocida como la ley de las proporciones múltiples : si los mismos dos elementos se pueden combinar para formar varios compuestos diferentes, entonces las proporciones de las masas de los dos elementos en sus diversos compuestos estarán representados por pequeños números enteros. Este es un patrón común en las reacciones químicas que fue observado por Dalton y otros químicos en ese momento.

Ejemplo 1 - óxidos de estaño: Dalton identificó dos óxidos de estaño. Uno es un polvo gris en el que por cada 100 partes de estaño hay 13,5 partes de oxígeno. El otro óxido es un polvo blanco en el que por cada 100 partes de estaño hay 27 partes de oxígeno. [7] 13,5 y 27 forman una relación de 1: 2. Estos óxidos se conocen hoy como óxido de estaño (II) (SnO) y óxido de estaño (IV) (SnO 2 ) respectivamente.

Ejemplo 2 - óxidos de hierro: Dalton identificó dos óxidos de hierro. Uno es un polvo negro en el que por cada 100 partes de hierro hay aproximadamente 28 partes de oxígeno. El otro es un polvo rojo en el que por cada 100 partes de hierro hay 42 partes de oxígeno. [8] 28 y 42 forman una proporción de 2: 3. Estos óxidos se conocen hoy en día como óxido de hierro (II) (más conocido como wüstita) y óxido de hierro (III) (el principal componente de la herrumbre). Sus fórmulas son FeO y Fe 2 O 3 respectivamente.

Ejemplo 3 - óxidos de nitrógeno: hay tres óxidos de nitrógeno en los que por cada 140 g de nitrógeno, hay 80 g, 160 gy 320 g de oxígeno respectivamente, lo que da una proporción de 1: 2: 4. Estos son óxido nitroso (N 2 O), óxido nítrico (NO) y dióxido de nitrógeno (NO 2 ) respectivamente.

Este patrón recurrente sugirió que los productos químicos no reaccionan en cantidades arbitrarias, sino en múltiplos de alguna unidad de masa básica indivisible.

En sus escritos, Dalton usó el término "átomo" para referirse a la partícula básica de cualquier sustancia química , no estrictamente a elementos como es la práctica actual. Dalton no usó la palabra "molécula"; en cambio, usó los términos "átomo compuesto" y "átomo elemental". [9] Dalton propuso que cada elemento químico está compuesto por átomos de un solo tipo, y aunque no pueden ser alterados o destruidos por medios químicos, pueden combinarse para formar estructuras más complejas ( compuestos químicos ). Esto marcó la primera teoría verdaderamente científica del átomo, ya que Dalton llegó a sus conclusiones mediante la experimentación y el examen de los resultados de manera empírica.

En 1803, Dalton se refirió a una lista de pesos atómicos relativos para varias sustancias en una charla ante la Sociedad Filosófica y Literaria de Manchester sobre la solubilidad de varios gases, como el dióxido de carbono y el nitrógeno, en agua. Dalton no indicó cómo obtuvo los pesos relativos, pero inicialmente planteó la hipótesis de que la variación en la solubilidad se debía a diferencias en la masa y complejidad de las partículas de gas, una idea que abandonó cuando el artículo finalmente se publicó en 1805. [10 ]A lo largo de los años, varios historiadores han atribuido el desarrollo de la teoría atómica de Dalton a su estudio de la solubilidad gaseosa, pero un estudio reciente de las entradas de su cuaderno de laboratorio concluye que desarrolló la teoría atómica química en 1803 para reconciliar los datos analíticos de Cavendish y Lavoisier sobre la composición de ácido nítrico, para no explicar la solubilidad de los gases en agua. [11]

Thomas Thomson publicó el primer relato breve de la teoría atómica de Dalton en la tercera edición de su libro, A System of Chemistry . [12] En 1808, Dalton publicó un relato más completo en la primera parte de Un nuevo sistema de filosofía química . [13] Sin embargo, no fue hasta 1811 que Dalton proporcionó su razón fundamental para su teoría de las proporciones múltiples. [14]  

Dalton estimó los pesos atómicos de acuerdo con las proporciones de masa en las que se combinaron, tomando el átomo de hidrógeno como unidad. Sin embargo, Dalton no concibió que con algunos elementos los átomos existan en las moléculas, por ejemplo, el oxígeno puro existe como O 2 . También creía erróneamente que el compuesto más simple entre dos elementos siempre es un átomo de cada uno (por lo que pensó agua era HO, no H 2 O). [15]Esto, además de la crudeza de su equipo, falló en sus resultados. Por ejemplo, en 1803 creía que los átomos de oxígeno eran 5,5 veces más pesados ​​que los de hidrógeno, porque en el agua medía 5,5 gramos de oxígeno por cada 1 gramo de hidrógeno y creía que la fórmula del agua era HO. Adoptando mejores datos, en 1806 llegó a la conclusión de que el peso atómico del oxígeno en realidad debía ser 7 en lugar de 5,5, y retuvo este peso por el resto de su vida. Otros en este momento ya habían concluido que el átomo de oxígeno debe pesar 8 en relación con el hidrógeno es igual a 1, si se asume la fórmula de Dalton para la molécula de agua (HO), o 16 si se asume la fórmula moderna del agua (H 2 O). [dieciséis]

Avogadro

La falla en la teoría de Dalton fue corregida en principio en 1811 por Amedeo Avogadro . Avogadro había propuesto que volúmenes iguales de dos gases cualesquiera, a igual temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas (en otras palabras, la masa de las partículas de un gas no afecta el volumen que ocupa). [17] Ley de Avogadrole permitió deducir la naturaleza diatómica de numerosos gases estudiando los volúmenes a los que reaccionaban. Por ejemplo: dado que dos litros de hidrógeno reaccionarán con solo un litro de oxígeno para producir dos litros de vapor de agua (a presión y temperatura constantes), significa que una sola molécula de oxígeno se divide en dos para formar dos partículas de agua. Por lo tanto, Avogadro pudo ofrecer estimaciones más precisas de la masa atómica del oxígeno y varios otros elementos, e hizo una clara distinción entre moléculas y átomos.

Movimiento browniano

En 1827, el botánico británico Robert Brown observó que las partículas de polvo dentro de los granos de polen que flotaban en el agua se movían constantemente sin razón aparente. En 1905, Albert Einstein teorizó que este movimiento browniano era causado por las moléculas de agua que golpeaban continuamente los granos y desarrolló un modelo matemático hipotético para describirlo. [18] Este modelo fue validado experimentalmente en 1908 por el físico francés Jean Perrin , proporcionando así una validación adicional para la teoría de partículas (y por extensión, la teoría atómica).

Descubrimiento de partículas subatómicas

Los rayos catódicos (azules) se emitieron desde el cátodo, se afilaron en un rayo por las rendijas y luego se desviaron al pasar entre las dos placas electrificadas.

Se pensaba que los átomos eran la división de materia más pequeña posible hasta 1897, cuando JJ Thomson descubrió el electrón a través de su trabajo con los rayos catódicos . [19]

Un tubo de Crookes es un recipiente de vidrio sellado en el que dos electrodos están separados por vacío. Cuando se aplica un voltaje a través de los electrodos, se generan rayos catódicos, creando un parche brillante donde golpean el vidrio en el extremo opuesto del tubo. A través de la experimentación, Thomson descubrió que los rayos podían ser desviados por un campo eléctrico (además de los campos magnéticos , que ya se conocían). Llegó a la conclusión de que estos rayos, en lugar de ser una forma de luz, estaban compuestos de partículas muy ligeras cargadas negativamente a las que llamó " corpúsculos"(Más tarde otros científicos los llamarían electrones). Midió la relación masa-carga y descubrió que era 1800 veces más pequeña que la del hidrógeno, el átomo más pequeño. Estos corpúsculos eran una partícula diferente a cualquier otra conocida anteriormente.

Thomson sugirió que los átomos eran divisibles y que los corpúsculos eran sus bloques de construcción. [20] Para explicar la carga neutra general del átomo, propuso que los corpúsculos se distribuyeran en un mar uniforme de carga positiva; este fue el modelo de pudín de ciruela [21], ya que los electrones estaban incrustados en la carga positiva como pasas en un pudín de ciruela (aunque en el modelo de Thomson no eran estacionarios).

Descubrimiento del núcleo

El experimento de Geiger-Marsden
Izquierda: Resultados esperados: partículas alfa que atraviesan el modelo de pudín de ciruela del átomo con una desviación insignificante.
Derecha: Resultados observados: una pequeña porción de las partículas fue desviada por la carga positiva concentrada del núcleo.

El modelo de budín de ciruelas de Thomson fue refutado en 1909 por uno de sus antiguos alumnos, Ernest Rutherford , quien descubrió que la mayor parte de la masa y la carga positiva de un átomo se concentra en una fracción muy pequeña de su volumen, que supuso que estaba en el mismo nivel. centrar.

Ernest Rutherford y sus colegas Hans Geiger y Ernest Marsden llegaron a tener dudas sobre el modelo de Thomson después de encontrar dificultades cuando intentaron construir un instrumento para medir la relación carga-masa de partículas alfa (estas son partículas cargadas positivamente emitidas por ciertas sustancias radiactivas como el radio). Las partículas alfa estaban siendo dispersadas por el aire en la cámara de detección, lo que hacía que las mediciones no fueran confiables. Thomson había encontrado un problema similar en su trabajo sobre rayos catódicos, que resolvió creando un vacío casi perfecto en sus instrumentos. Rutherford no pensó que se encontraría con el mismo problema porque las partículas alfa son mucho más pesadas que los electrones. Según el modelo del átomo de Thomson, la carga positiva en el átomo no está lo suficientemente concentrada para producir un campo eléctrico lo suficientemente fuerte como para desviar una partícula alfa, y los electrones son tan livianos que deberían ser empujados a un lado sin esfuerzo por las partículas alfa mucho más pesadas. Sin embargo, hubo dispersión, por lo que Rutherford y sus colegas decidieron investigar esta dispersión con cuidado. [22]

Entre 1908 y 1913, Rutherford y sus colegas realizaron una serie de experimentos en los que bombardearon láminas delgadas de metal con partículas alfa. Detectaron partículas alfa desviadas por ángulos superiores a 90 °. Para explicar esto, Rutherford propuso que la carga positiva del átomo no se distribuye por todo el volumen del átomo como creía Thomson, sino que se concentra en un núcleo diminuto en el centro. Solo una concentración de carga tan intensa podría producir un campo eléctrico lo suficientemente fuerte como para desviar las partículas alfa como se observa. [22]

Primeros pasos hacia un modelo físico cuántico del átomo

El modelo planetario del átomo tenía dos defectos importantes. La primera es que, a diferencia de los planetas que orbitan alrededor del sol, los electrones son partículas cargadas. Se sabe que una carga eléctrica acelerada emite ondas electromagnéticas de acuerdo con la fórmula de Larmor en el electromagnetismo clásico . Una carga en órbita debería perder energía de manera constante y girar en espiral hacia el núcleo, chocando con él en una pequeña fracción de segundo. El segundo problema era que el modelo planetario no podía explicar los espectros de emisión y absorción de átomos que se observaron en sus picos elevados .

El modelo de Bohr del átomo

La teoría cuántica revolucionó la física a principios del siglo XX, cuando Max Planck y Albert Einstein postularon que la energía luminosa se emite o absorbe en cantidades discretas conocidas como cuantos (singular, cuántico ). En 1913, Niels Bohr incorporó esta idea en su modelo de Bohr del átomo, en el que un electrón solo podía orbitar el núcleo en órbitas circulares particulares con momento angular y energía fijos , siendo su distancia del núcleo (es decir, sus radios) proporcional a su energía. [23]Según este modelo, un electrón no podía entrar en espiral hacia el núcleo porque no podía perder energía de manera continua; en cambio, sólo podía realizar " saltos cuánticos " instantáneos entre los niveles de energía fijos . [23] Cuando esto ocurrió, la luz fue emitida o absorbida a una frecuencia proporcional al cambio de energía (de ahí la absorción y emisión de luz en espectros discretos). [23]

El modelo de Bohr no era perfecto. Solo podía predecir las líneas espectrales del hidrógeno; no podía predecir las de los átomos de varios electrones. Peor aún, a medida que la tecnología espectrográfica mejoró, se observaron líneas espectrales adicionales en el hidrógeno que el modelo de Bohr no pudo explicar. En 1916, Arnold Sommerfeld agregó órbitas elípticas al modelo de Bohr para explicar las líneas de emisión adicionales, pero esto hizo que el modelo fuera muy difícil de usar y todavía no podía explicar los átomos más complejos.

Descubrimiento de isótopos

Mientras experimentaba con los productos de la desintegración radiactiva , en 1913 el radioquímico Frederick Soddy descubrió que parecía haber más de un elemento en cada posición de la tabla periódica . [24] El término isótopo fue acuñado por Margaret Todd como un nombre adecuado para estos elementos.

Ese mismo año, JJ Thomson realizó un experimento en el que canalizó una corriente de iones de neón a través de campos magnéticos y eléctricos, impactando una placa fotográfica en el otro extremo. Observó dos manchas brillantes en la placa, lo que sugería dos trayectorias de deflexión diferentes. Thomson concluyó que esto se debía a que algunos de los iones de neón tenían una masa diferente. [25] La naturaleza de esta masa diferente se explicaría más tarde por el descubrimiento de neutrones en 1932.

Descubrimiento de partículas nucleares

En 1917, Rutherford bombardeó gas nitrógeno con partículas alfa y observó que el gas emitía núcleos de hidrógeno (Rutherford los reconoció porque los había obtenido previamente bombardeando hidrógeno con partículas alfa y observando núcleos de hidrógeno en los productos). Rutherford concluyó que los núcleos de hidrógeno emergieron de los núcleos de los átomos de nitrógeno mismos (de hecho, había dividido un nitrógeno). [26]

Por su propio trabajo y el trabajo de sus estudiantes Bohr y Henry Moseley , Rutherford sabía que la carga positiva de cualquier átomo siempre podía equipararse a la de un número entero de núcleos de hidrógeno. Esto, junto con la masa atómica de muchos elementos que es aproximadamente equivalente a un número entero de átomos de hidrógeno, que luego se suponía que eran las partículas más ligeras, lo llevó a concluir que los núcleos de hidrógeno eran partículas singulares y un constituyente básico de todos los núcleos atómicos. Llamó protones a tales partículas. La experimentación adicional de Rutherford encontró que la masa nuclear de la mayoría de los átomos excedía la de los protones que poseía; especuló que este excedente de masa estaba compuesto por partículas cargadas neutrales previamente desconocidas, que fueron tentativamente apodadas " neutrones ".

En 1928, Walter Bothe observó que el berilio emitía una radiación eléctricamente neutra altamente penetrante cuando se bombardeaba con partículas alfa. Más tarde se descubrió que esta radiación podría eliminar átomos de hidrógeno de la cera de parafina . Inicialmente se pensó que era radiación gamma de alta energía , ya que la radiación gamma tenía un efecto similar sobre los electrones en los metales, pero James Chadwick descubrió que la ionizaciónEl efecto era demasiado fuerte para que se debiera a la radiación electromagnética, siempre que la energía y el impulso se conservaran en la interacción. En 1932, Chadwick expuso varios elementos, como hidrógeno y nitrógeno, a la misteriosa "radiación de berilio", y midiendo las energías de las partículas cargadas en retroceso, dedujo que la radiación en realidad estaba compuesta de partículas eléctricamente neutras que no podían carecer de masa. como el rayo gamma, pero en su lugar se requería que tuvieran una masa similar a la de un protón. Chadwick ahora reclamó estas partículas como neutrones de Rutherford. [27] Por su descubrimiento del neutrón, Chadwick recibió el Premio Nobel en 1935.

Modelos físicos cuánticos del átomo

Los cinco orbitales atómicos llenos de un átomo de neón se separaron y organizaron en orden de energía creciente de izquierda a derecha, siendo los últimos tres orbitales iguales en energía . Cada orbital contiene hasta dos electrones, que probablemente existan en las zonas representadas por las burbujas de colores. Cada electrón está igualmente presente en ambas zonas orbitales, mostradas aquí por color solo para resaltar la diferente fase de onda.

En 1924, Louis de Broglie propuso que todas las partículas en movimiento, particularmente las partículas subatómicas como los electrones, exhiben cierto grado de comportamiento ondulatorio. Erwin Schrödinger , fascinado por esta idea, exploró si el movimiento de un electrón en un átomo podría explicarse mejor como una onda que como una partícula. La ecuación de Schrödinger , publicada en 1926, [28] describe un electrón como una función de onda en lugar de una partícula puntual. Este enfoque predijo elegantemente muchos de los fenómenos espectrales que el modelo de Bohr no pudo explicar. Aunque este concepto era matemáticamente conveniente, era difícil de visualizar y enfrentó oposición. [29] Uno de sus críticos,Max Born , en cambio, propuso que la función de onda de Schrödinger no describía el electrón sino todos sus estados posibles y, por lo tanto, podría usarse para calcular la probabilidad de encontrar un electrón en cualquier ubicación dada alrededor del núcleo. [30] Esto reconcilió las dos teorías opuestas de los electrones de partículas contra ondas y se introdujo la idea de la dualidad onda-partícula. Esta teoría establece que el electrón puede exhibir las propiedades de una onda y una partícula. Por ejemplo, se puede refractar como una onda y tiene una masa como una partícula. [31]

Una consecuencia de describir los electrones como formas de onda es que es matemáticamente imposible derivar simultáneamente la posición y el momento de un electrón. Esto se conoció como el principio de incertidumbre de Heisenberg en honor al físico teórico Werner Heisenberg , quien lo describió y publicó por primera vez en 1927. [32] Esto invalidaba el modelo de Bohr, con sus órbitas circulares nítidas y claramente definidas. El modelo moderno del átomo describe las posiciones de los electrones en un átomo en términos de probabilidades. Un electrón puede encontrarse potencialmente a cualquier distancia del núcleo, pero, dependiendo de su nivel de energía, existe con más frecuencia en ciertas regiones alrededor del núcleo que en otras; este patrón se conoce como suorbital atómico . Los orbitales vienen en una variedad de formas ( esfera , mancuerna , toro , etc.) con el núcleo en el medio. [33]

Ver también

  • Espectroscopia
  • Historia de la teoría molecular
  • Cronología de los descubrimientos de elementos químicos
  • Introducción a la mecánica cuántica
  • Teoría cinética de los gases
  • Atomismo
  • Los principios físicos de la teoría cuántica

Notas al pie

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  8. Dalton (1817). Un nuevo sistema de filosofía química vol. 2, pág. 28
  9. Dalton (1817). Un nuevo sistema de filosofía química vol. 2, pág. 281
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Bibliografía

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  • Jaume Navarro (2012). Una historia del electrón: JJ y GP Thomson . Prensa de la Universidad de Cambridge. ISBN 978-1-107-00522-8.

Otras lecturas

  • Bernard Pullman (1998) El átomo en la historia del pensamiento humano , trad. por Axel Reisinger. Universidad de Oxford. Presionar.
  • Eric Scerri (2007) La tabla periódica, su historia y su importancia , Oxford University Press, Nueva York.
  • Charles Adolphe Wurtz (1881) The Atomic Theory , D. Appleton and Company, Nueva York.
  • Alan J. Rocke (1984) El atomismo químico en el siglo XIX: de Dalton a Cannizzaro , Ohio State University Press, Columbus (acceso abierto al texto completo en http://digital.case.edu/islandora/object/ksl%3Ax633gj985 ).

enlaces externos

  • El atomismo de S. Marcos Cohen.
  • Teoría atómica : información detallada sobre la teoría atómica con respecto a los electrones y la electricidad.