En el siglo XIX, el atomismo dejó de ser una idea solamente filosófica – como el atomismo de Demócrito de Abdera, (460-370 a. C) – y se transformó en una teoría científica basada en experimentos y, por tanto, refutable por datos empíricos. Demócrito partía de una idea intuitiva, si rompemos un objeto cualquiera sucesivamente en trozos se llegará a unas partículas pequeñísimas e indivisibles, más diminutas que las partículas del polvo de los caminos que no podían dividirse más y concluyó que toda la materia estaba formada por partículas minúsculas e indivisibles, llamadas átomos (del griego atomos, que significa «indivisible»). Tengamos en cuenta que la palabra tomo significa instrumento para cortar y a-tomos significaba indivisible, lo que no se podía cortar más. Los átomos eran partes amorfas que se movían guiadas por las fuerzas del azar.
Según la doctrina atomista de Demócrito, el universo y toda la naturaleza estaban formados por innumerables átomos de magnitud inapreciable, sustancialmente idénticos, eternos e indestructibles, que se movían, guiados por las fuerzas del azar, en el vacío infinito. Por otra parte, supuso que los átomos eran cualitativamente idénticos y diferían entre sí únicamente por sus dimensiones, su forma y su posición. Demócrito justificaba su atomismo porque no se podían realizar particiones continuadas de un objeto indefinidamente porque siempre se llegaría a unas partículas que no fuera posible dividirlas, ya que poder seguir sería reducir la materia a la nada.
En el siglo XVIII el mundo científico había abandonado la teoría de los cuatro elementos de Empédocles de Agrigento (495-435 a. C). En ese tiempo los alquimistas y los primeros químicos, con sus técnicas tradicionales y con la ayuda de la electrolisis, habían descubierto nuevos elementos químicos con los que estaban fabricados el mundo y la naturaleza.
El padre de la teoría atómica de la materia, John Dalton (1766-1844), partía del conocimiento de la existencia de elementos químicos puros como el azufre, el fósforo, el carbono, el cobre, el estaño, el hierro, el plomo, el mercurio, el sodio, el cloro, el magnesio, el potasio, el oxígeno, el hidrógeno y otros elementos que reaccionaban, sí para formar compuestos diferentes.
Dalton observó que un compuesto químico siempre estaba formado por los mismos elementos en la misma proporción fija de masas, sin importar su origen o la cantidad de compuesto, Así:
La relación entre las masas de oxígeno e hidrógeno en el agua (H2O) es 2 unidades de masa de hidrógeno y 16 unidades de masa de oxígeno, es decir, proporción : 2:16 , es decir 1:8.
La relación entre las masas de carbono y oxígeno en el CO es 12 unidades de Carbono y 16 unidades de oxígeno, esto es, en la proporción 12: 16, es decir 3:4
La relación entre las masas de carbono y oxígeno en el CO2 es 12 unidades de carbono y 32 unidades de oxígeno, esto es, en la proporción 12: 32, 3:8.
Esta había ley, conocida como la ley de proporciones definidas había sido descubierta, a finales del siglo XVIII, por J.L., Proust (1754-1826) en Real Colegio de Artillería de Segovia,
Dalton formuló también la ley de proporciones múltiples que podemos enunciar así: Cuando dos elementos A y B cualesquiera se combinan para formar varios compuestos. Si fijamos la masa de A las masas del elemento B están en una relación de números enteros sencillos. Ejemplo:
CO es 12 unidades de Carbono y 16 unidades de oxígeno
CO2 es 12 unidades de carbono y 32 unidades de oxígeno,
El oxígeno está en una relación 16:32, es decir 1:2
Esto apoya la idea de que la materia está formada por átomos discretos y constituye una prueba clave de la teoría atómica de Dalton
Reamente todo parecía funcionar así y propuso las siguientes leyes para el mundo atómico:
1.- La materia está formada por átomos y los átomos de cada elemento son iguales entre si y tienen la misma masa y propiedades, mientras que los átomos de dos elementos distintos son diferentes.
2.- Los compuestos se forman por la unión de átomos de diferentes elementos en proporciones fijas y simples.
3.- Los compuestos se forman con la combinación más simple posible de átomos (por ejemplo: el agua sería HO (un átomo H y otro de O).
4.- Pero no podía haber combinaciones atómicas del mismo elemento ya que tendrían electricidad del mismo signo y se repelerían.
En una memoria presentada en 1804, el químico francés J. L. Gay-Lussac (1778-1850) y el naturalista alemán A. von Humboldt (1769-1859) describieron un experimento en el que el agua se formaba con dos volúmenes de hidrógeno y uno de oxígeno, tal como se expresa en la fórmula actual H2O. Es decir:
2 vol H₂ + 1 vol O₂ → 2 vol H₂O
Gay-Lussac enunció la ley de los volúmenes de combinación: Los gases reaccionan en proporciones de volúmenes simples (números enteros pequeños). (1:1, 1:2, 2:3…). Ejemplo: un vol. de hidrógeno H2) + un vol. de cloro Cl2® 1 volumen de HCl. Sin embargo H2 +Cl2 → 2HCl
En el caso del agua Para que un volumen de oxígeno reaccionara con dos de hidrógeno para dar dos volúmenes de vapor de agua, las moléculas de oxígeno debían ser, al menos, diatómicas, a no ser que el átomo indivisible de partiera en dos.
Esto sucedía también en gases a igual presión y temperatura (sino se pensaba en moléculas diatómicas):
1vol. de N + 1vol de O → 2 vol de NO
Avogadro propuso que las partículas de los gases no eran átomos sueltos sino moléculas diatómicas, y se verificaría
1vol. de N2 + 1vol de O2 → 2 vol de NO
La hipótesis de Avogadro (1811) establece que dos volúmenes de iguales de gases, a la misma temperatura y la misma presión, contienen el mismo número de moléculas
La hipótesis de Avogadro introduce dos ideas clave: Volúmenes iguales de gas (misma T y P) contienen el mismo número de moléculas y que los gases no están formados por átomos sueltos, sino por moléculas (H₂, O₂…) Eso explica por qué: 2 moléculas de H₂ + 1 de O₂ → 2 de 2 moléculas de H₂O
La hipótesis de Avogadro era arriesgada, porque nadie había visto los átomos y no fue inmediatamente aceptada, de hecho, estuvo consolidándose cincuenta años, desde la fecha de su formulación en 1811 hasta 1860 en el congreso de Carlsrue.
