Índice
1. Prefacio
2. Introducción histórica de los constituyentes de la materia
3. Partículas Elementales
4. Las Fuerzas Fundamentales
5. El Modelo Estándar
6. Cuestiones pendientes de la Física de Partículas
7. Bibliografia
8. Sobre el autor
Introducción histórica de los constituyentes de la materia
Cada sustancia del universo, las piedras, el mar, nosotros mismos, los planetas y hasta las estrellas más lejanas, está enteramente formada por pequeñas partículas, que se pensaban que eran indivisibles, llamadas átomos. Son tan pequeñas que no son posible fotografiarlas. Para hacernos una idea de su tamaño, un punto de esta línea puede contener dos mil millones de átomos.

Por tanto, al adentrarnos en la materia nos damos cuenta de que está formada por átomos. Para comprender estos átomos, a lo largo de la historia diferentes científicos han enunciado una serie de teorías que nos ayudan a entender la complejidad de estas partículas.

A finales del siglo XVIII se descubren un gran número de elementos, pero éste no es el avance más notable sino que se produce cuando Lavoisier da una interpretación correcta al fenómeno de la combustión, indicando que se producía una unión con átmos de oxígeno.

Ya en el siglo XIX se establecen diferentes leyes de la combinación para formar sustancias y compuestos químicos , esto unido a la clasificación periódica de los elementos (1871) potencia el estudio de la constitución de los átomos. Es decir qué son y qué propiedades tienen. Todas estas leyes supusieron encontrar nuevas explicaciones a cómo la materia estaba constituida. Estas explicaciones son las que se van a ir indicando.

El químico y físico británico, John Dalton (1766-1844) creó una importante teoría atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltiples, realizada por él mismo). Su teoría, para explicar estas leyes que se cumplen en las reacciones químicas entonces conocidas, se puede resumir en:
  1. Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
  2. Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.
  3. Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.
  4. Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.
  5. Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).
Para Dalton los átomos son esferitas sólidas que se unían para formar moléculas. Esto quería decir que un átomo de oxígeno más un átomo de hidrógeno daba un átomo o molécula de agua. La formación de agua a partir de oxígeno e hidrógeno supone la combinación de átomos de estos elementos para formar "moléculas" de agua. Dalton, equivocadamente, supuso que la molécula de agua contenía un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno.

A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara su teoría, se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo atómico inicial. De hecho, el mundo atómico es tan infinitamente pequeño para nosotros que resulta muy difícil su conocimiento. Nos hallamos frente a él como si estuviésemos delante de una caja cerrada que no se pudiese abrir. Para conocer su contenido solamente podríamos proceder a manipular la caja (moverla en distintas direcciones, escuchar el ruido, pesarla...) y formular un modelo de acuerdo con nuestra experiencia. Este modelo sería válido hasta que nuevas experiencias nos indujeran a cambiarlo por otro. De la misma manera se ha ido construyendo el modelo atómico actual; de Dalton hasta nuestros días se han ido sucediendo diferentes experiencias que han llevado a la formulación de una serie de modelos invalidados sucesivamente a la luz de nuevos acontecimientos.

Thomson, sir Joseph John (1856-1940), físico británico, estableció otra teoría que respondía a las nuevas propiedades que se estaban encontrando en la materia, en concreto las propiedades eléctricas. Según el modelo atómico de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones, unas partículas que surgen de los tubos catódicos y que tienen carga eléctrica negativa, de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.

Sir Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo.

La experiencia de Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa (que, aunque no lo sabía no son más que núcleos de Helio, es decir dos protones y dos neutrones unidos) atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc. La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º. El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con carga eléctrica positiva fue llamado núcleo.

Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones. En el modelo de Rutherford, el núcleo era el responsable de casi toda la masa del átomo y los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta, es decir la fuerza centrífuga debida a su movimiento circular. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética.

El electrón del átomo de Rurherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitir radiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo.

Esta contradicción en el modelo de Rutherford fue el germen para que, unos años más tarde, Niels Bohr (1885-1962), un físico danés, estableciera un nuevo modelo atómico. En el modelo atómico de Bohr se aplica por primera vez la hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos.

Este modelo implicaba los siguientes postulados:
  1. El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.
  2. Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.
  3. En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.
  4. Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v · r) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.
Vemos pues que Bohr aplicaba la hipótesis cuántica de Planck en 1900. Esta hipótesis cuántica nació para explicar la teoría ondulatoria electromagnética de la luz y se basa en suponer que un sistema mecánico no podía tener cualquier valor de la energía, sino solamente ciertos valores.

Aplicando esta hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro. En condiciones normales los electrones de un átomo o ion se sitúan en los niveles de más baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, es posible que un electrón salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso se llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estado inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cuya energía será igual a la diferencia de la que tienen los dos niveles.

El modelo de Bohr era muy similar al de Rutherford, pero conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificación y junto con ella a la idea de que la física de los átomos debía ser diferente de la física clásica.

Hasta 1932 las únicas partículas subatómicas que se conocían eran las partículas alfa, el electrón y los protones (que estaban en el núcleo y tenían carga eléctrica positiva), pero en dicho año el físico inglés J. Chadwick descubrió el neutrón, y enseguida se vio que junto al protón constituyen los dos componentes esenciales del núcleo. Al protón y al neutrón se les llama nucleones y forman todos los núcleos de todos los elementos que se conocen, salvo el del hidrógeno, que está formado por un único protón.

Los elementos cuyos núcleos están formados por el mismo número de protones (número atómico o Z) son indistinguibles desde el punto de vista químico. Es decir, son el mismo elemento. A elementos iguales con diferente número de neutrones se les llaman isótopos, y al número de protones y de neutrones que tiene un núcleo se la llama número másico o A. Para los núcleos ligeros ocurre que el número de protones y de neutrones es el mismo, es decir A = 2 * Z, pero a medida que los núcleos son más pesados el número de neutrones aumenta más rápidamente que el de protones, A > 2 * Z. Estudiando los números atómicos y másico de cada núcleo conocido se encuentra una curva que define los núcleos estables, por el contrario aquéllos con un exceso o defecto de protones presentan una desintegración natural o radiactividad.

Fue a partir de entonces cuando, para asombro de los físicos, apareció una avalancha de nuevas partículas: en 1928 Dirac había elaborado una teoría del electrón que vaticinaba la existencia de un electrón de carga positiva al que llamó positrón, éste fue descubierto por Anderson en 1932; en 1930, Pauli había señalado la necesidad de introducir una nueva partícula indistinguible, el neutrino, para mantener la conservación del momento lineal, ésta fue confirmada por Fermi en 1934; en 1934, y puesta de manifiesto empíricamente por Cowan y Reines en 1955; en 1935, estudiando la radiación cósmica encontró otra partícula, el mesón, con masa intermedia entre el electrón y el protón; A. Duperier, Lattes y muchos físicos más analizando los rayos cósmicos encontraron una gran variedad de nuevas partículas inestables y con vidas muy efímeras.


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