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3.1 Atomismo
Con respecto a la estructura del universo, persiste la creencia de que ciertos objetos son fundamentales y que otros son derivados, en el sentido de que los últimos están compuestos por los primeros. En una versión de esta distinción, los objetos fundamentales son partículas o puntos de materia. Aunque la idea de qué objetos se califican como partículas fundamentales ha cambiado muchas veces, la noción de que el universo está compuesto en última instancia por tales puntos materiales, que se mueven a través del espacio, ha perdurado de alguna forma desde que los griegos Leucipo propusieron por primera vez la teoría del atomismo. (Siglo V a. C. ) y Demócrito (c. 460 - c. 370 a. C. ) en el siglo V a. C. (Whittaker, 1951 y 1953/1989).
Un átomo es la unidad más pequeña de materia reconocible como elemento químico. Los átomos de diferentes elementos también pueden combinarse en sistemas llamados moléculas, que son las unidades más pequeñas de compuestos químicos (Figura 5). En todos estos procesos, los átomos pueden ser considerados como los antiguos griegos los imaginaban: Los bloques de construcción fundamentales de la materia. Sin embargo, cuando se aplican fuerzas más fuertes a los átomos, los átomos pueden romperse en partes más pequeñas. Por lo tanto, los átomos son en realidad compuestos y no unidades, y tienen una estructura interna compleja propia.
Figura 5. El continuo de tamaño y nivel organizativo aparece en toda la gama de elementos
estructurales, desde las partículas fundamentales hasta los sistemas de materia de más alto nivel. Se sabe que las partículas como los quarks están unidas por fuerzas fuertes. Los protones y neutrones están unidos dentro del núcleo atómico. La capa exterior de los átomos está unida al núcleo por fuerzas electromagnéticas. Se puede pensar en una molécula
como una estructura construida de átomos unidos por fuerzas químicas o como una estructura en la que dos o más núcleos se mantienen en alguna configuración geométrica definida por fuerzas de atracción de una nube circundante de electrones negativos. La evolución del universo creó una jerarquía de elementos estructurales.
Las primeras especulaciones registradas de que la materia consistía en átomos se encuentran en las obras de Leucipo y Demócrito. La esencia de sus puntos de vista es que todos los fenómenos deben entenderse en términos de los movimientos, a través del espacio vacío, de un gran número de cuerpos diminutos e indivisibles. El nombre "átomo" proviene de la palabra griega "atomos", que significa "indivisible". Según Demócrito, estos cuerpos difieren entre sí en forma y tamaño, y la variedad observada de sustancias se deriva de estas diferencias en los átomos que los componen.
La teoría atómica griega no fue un intento de explicar detalles específicos de los fenómenos físicos. En cambio, fue una respuesta filosófica a la pregunta de cómo puede ocurrir el cambio en la naturaleza. Se hizo poco esfuerzo para que la teoría atómica fuera cuantitativa, es decir, para desarrollarla como una teoría física para el estudio de la materia. El atomismo griego, sin embargo, introdujo el valioso concepto de que la naturaleza de las cosas cotidianas debía entenderse en términos de una subestructura invisible de objetos con propiedades desconocidas. Demócrito expresó esto con especial claridad en uno de los pocos dichos suyos que se han conservado: "el color existe por convención, dulce por convención, amargo por convención, en realidad no existe nada más que los átomos y el vacío".
Aunque fue adoptada y ampliada por pensadores antiguos posteriores como Epicuro (341-270 a. C. ) y Lucrecio (c. 95- 55 a. C. ), la teoría atómica griega tenía una fuerte competencia con otros puntos de vista sobre la naturaleza de la materia. Uno de esos puntos de vista fue la teoría de los cuatro elementos de Empédocles. Estos puntos de vista alternativos, defendidos por Aristóteles, entre otros, también estaban motivados más por un deseo de responder preguntas filosóficas que por un deseo de explicar los fenómenos
científicos. 3.2 Átomo
La teoría atómica languideció hasta el siglo XVIII y principios del XIX, cuando físicos y químicos la revivieron para explicar las propiedades de los gases y algunos de los
temperatura, contienen igual número de átomos. El mismo Avogadro nunca estimó la magnitud de este valor, aunque ahora se conoce como el número de Avogadro.
3.3 Electrón
La historia de la física de partículas ha pasado por cuatro etapas. En la primera etapa, Joseph J. Thomson (1856-1940) descubrió (1897), al estudiar la electricidad que pasa a través de los gases, que todos los átomos contienen determinadas partículas, llamadas electrones, que llevan una carga eléctrica negativa. Debido a que los átomos son eléctricamente neutrales, debe haber cargas positivas equilibradas en algún lugar del átomo. Ernest Rutherford (1871-1937) propuso (1911), basado en una serie de experimentos de Hans Geiger (1882-1945) y Ernest Marsden (1889-1970), que estas cargas positivas se concentran en un volumen muy pequeño, llamado núcleo atómico. , en el centro del átomo.
A finales del siglo XIX, casi todos los científicos estaban convencidos de la verdad de la teoría atómica. En ese momento, sin embargo, apenas comenzaba a acumularse evidencia de que los átomos no son de hecho las partículas indivisibles sugeridas por su nombre. Una fuente de tal evidencia provino de estudios que utilizaron tubos de descarga de gas. En tales tubos, un gas a baja presión está sometido a intensas fuerzas eléctricas. En estas condiciones, se observa que varios destellos de colores atraviesan el tubo. Se observó un resplandor azul en un extremo del tubo, alrededor del electrodo conocido como cátodo, para una amplia variedad de gases. Joseph Thomson demostró en 1897 que el resplandor involucraba una corriente de partículas cargadas negativamente con una relación carga-masa, lo que indica la existencia de una partícula con una masa muy pequeña en la escala atómica. Estas partículas se llamaron electrones, y pronto se reconoció que eran un componente de todos los átomos. Es decir, los átomos no son indivisibles sino que contienen partes.
A finales del siglo XIX y principios del XX también se descubrió que algunos tipos de átomos no son estables. En cambio, se transforman espontáneamente en otros tipos de átomos. Por ejemplo, los átomos de uranio se transforman lentamente en átomos de torio más livianos, que a su vez se transforman en átomos aún más livianos, y eventualmente terminan como átomos estables de plomo. Estas transformaciones, observadas por primera vez por Antoine Henri Becquerel (1852-1908), se conocieron como
radiactividad, porque los cambios atómicos iban acompañados de la emisión de varios tipos de radiación.
Los átomos son normalmente eléctricamente neutros. Por lo tanto, la carga negativa de los electrones en un átomo debe equilibrarse con una carga positiva correspondiente. Debido a que los electrones tienen tan poca masa, los componentes positivos de un átomo también deben transportar la mayor parte de la masa del átomo. La pregunta obvia surgió en cuanto a cómo estas partes variadas están dispuestas dentro de un átomo. La pregunta fue respondida en 1911 a través del trabajo de Ernest Rutherford y sus colaboradores. En sus experimentos, pasaron partículas alfa, un tipo de radiación emitida en algunas desintegraciones radiactivas, a través de finas láminas de oro. Observaron que en algunos casos las partículas alfa emergieron en la dirección opuesta a su trayectoria inicial. Esto sugirió una colisión con un objeto pesado dentro de los átomos del oro. Debido a que los electrones no son lo suficientemente masivos para producir desviaciones tan grandes, las cargas positivas deben estar involucradas. Al analizar los datos, Rutherford mostró que la carga positiva en un átomo debe concentrarse en un volumen muy pequeño con un radio menor a 10 -^12 cm, o una diezmilésima parte del tamaño del átomo completo. Esta parte del átomo se llamó núcleo.
3.4 Núcleo atómico y fotón
Rutherford propuso un modelo atómico en el que el átomo se mantenía unido por atracción eléctrica entre el núcleo y los electrones. En este modelo, los electrones viajaron en órbitas relativamente distantes alrededor del núcleo. El modelo finalmente resultó exitoso para explicar la mayoría de los fenómenos de la química y la física cotidiana. Los estudios posteriores del átomo se dividieron en investigaciones de las partes electrónicas del átomo, que se conocieron como física atómica, e investigaciones del propio núcleo, que se conocieron como física nuclear. Esta división fue natural, debido a la inmensa diferencia de tamaño entre el núcleo y las órbitas de los electrones y la energía mucho mayor necesaria para producir cambios nucleares en comparación con los cambios electrónicos.
El modelo de Rutherford del átomo, sin embargo, tuvo que enfrentarse a dos problemas inmediatos. Una era tener en cuenta el hecho de que diferentes átomos del mismo elemento se comportaban de forma física y químicamente similar. Según el modelo de Rutherford, los electrones podrían moverse en cualquiera de las infinitas órbitas
En 1869, Dimitri I. Mendeléev (1834-1907) estableció la regla de que los elementos químicos ordenados según el valor de sus pesos atómicos exhiben una clara periodicidad de propiedades. Finalmente, Bohr pudo extender su teoría atómica para describir, cualitativamente, las propiedades químicas de todos los elementos. A cada electrón de un átomo se le asigna un conjunto de cuatro denominados números cuánticos. Estos números corresponden a las propiedades de la energía, el momento angular orbital total, la proyección del momento angular orbital y la proyección del momento angular de espín. También se supone, como sugirió por primera vez Wolfgang Pauli (1900-1958) en 1924, que no hay dos electrones en un átomo que puedan tener los mismos valores para los cuatro números cuánticos. Esto llegó a conocerse como el principio de exclusión de Pauli. Este principio influye en la forma en que las propiedades químicas de un elemento dependen de su número atómico, es decir, el número de electrones en cada átomo del elemento. Puede ocurrir un número máximo de electrones para cada nivel de energía, y no más. Por ejemplo, el nivel de energía más bajo de un átomo, aquel en el que los electrones tienen un momento angular orbital cero, puede contener hasta dos electrones. El electrón en un átomo de hidrógeno existe en este nivel de energía, al igual que los dos electrones en un átomo de helio. Para el siguiente átomo más pesado, el litio, uno de sus tres electrones debe existir en un estado de mayor energía y, como resultado, este electrón puede perderse más fácilmente en otro átomo. Se dice que los electrones con aproximadamente la misma energía forman una "capa". ese es el número de electrones en cada átomo del elemento. Puede ocurrir un número máximo de electrones para cada nivel de energía, y no más. Por ejemplo, el nivel de energía más bajo de un átomo, aquel en el que los electrones tienen un momento angular orbital cero, puede contener hasta dos electrones. El electrón en un átomo de hidrógeno existe en este nivel de energía, al igual que los dos electrones en un átomo de helio. Para el siguiente átomo más pesado, el litio, uno de sus tres electrones debe existir en un estado de mayor energía y, como resultado, este electrón puede perderse más fácilmente en otro átomo. Se dice que los electrones con aproximadamente la misma energía forman una "capa". ese es el número de electrones en cada átomo del elemento. Puede ocurrir un número máximo de electrones para cada nivel de energía, y no más. Por ejemplo, el nivel de energía más bajo de un átomo, aquel en el que los electrones tienen un momento angular orbital cero, puede contener hasta dos electrones. El electrón en un átomo de hidrógeno existe en este nivel de energía, al igual que los dos electrones en un átomo de helio. Para el siguiente átomo más pesado, el litio, uno de sus tres electrones debe existir en un estado de mayor
energía y, como resultado, este electrón puede perderse más fácilmente en otro átomo. Se dice que los electrones con aproximadamente la misma energía forman una "capa". el nivel de energía más bajo de un átomo, aquel en el que los electrones tienen un momento angular orbital cero, puede contener hasta dos electrones. El electrón en un átomo de hidrógeno existe en este nivel de energía, al igual que los dos electrones en un átomo de helio. Para el siguiente átomo más pesado, el litio, uno de sus tres electrones debe existir en un estado de mayor energía y, como resultado, este electrón puede perderse más fácilmente en otro átomo. Se dice que los electrones con aproximadamente la misma energía forman una "capa". el nivel de energía más bajo de un átomo, aquel en el que los electrones tienen un momento angular orbital cero, puede contener hasta dos electrones. El electrón en un átomo de hidrógeno existe en este nivel de energía, al igual que los dos electrones en un átomo de helio. Para el siguiente átomo más pesado, el litio, uno de sus tres electrones debe existir en un estado de mayor energía y, como resultado, este electrón puede perderse más fácilmente en otro átomo. Se dice que los electrones con aproximadamente la misma energía forman una "capa".
Aunque el modelo de Bohr da una descripción cualitativamente precisa de los átomos, no da resultados cuantitativamente precisos para átomos más complejos que el hidrógeno. Para describir tales átomos, es necesario utilizar la mecánica cuántica. Esta teoría de los fenómenos atómicos y subatómicos fue creada por Erwin Schrödinger (1887- 1961), Werner Heisenberg (19 01 - 1976), Paul Dirac (1902-
- y Pascual Jordan (1902-1980) en la década de 1920. En mecánica cuántica, las órbitas de los electrones se reemplazan por distribuciones de probabilidad que solo indican en qué regiones del espacio es más probable que se encuentre cada electrón. Una ecuación descubierta por Schrödinger permite calcular esta distribución para cada átomo. A partir de la distribución, se pueden determinar las propiedades del átomo, como la energía y el momento angular.
En la segunda etapa, la física de partículas acomodó, a través de un análisis de isótopos de elementos, que todos los núcleos atómicos podrían considerarse compuestos de dos tipos de partículas: el protón, que transporta masa y carga eléctrica, y el neutrón, que tiene dos tipos de partículas. tiene aproximadamente la misma masa que un protón pero es eléctricamente neutro. Este modelo fue confirmado a través del descubrimiento (1932) de neutrones libres por James Chadwick (1891-1974).
electrones de los núcleos. Por otro lado, las fuerzas nucleares entre diferentes núcleos que están muy alejados son muy débiles, mucho más débiles que las fuerzas eléctricas a tales distancias.
3.6 Partículas fundamentales
La tercera etapa de la física de partículas llegó con el reconocimiento de que los protones, neutrones y electrones, los constituyentes de la materia ordinaria, eran solo tres de una gran cantidad de partículas similares, que diferían solo en unas pocas propiedades, como su masa, y en su estabilidad frente a la descomposición espontánea. Los experimentos con aceleradores de partículas indicaron que estas muchas partículas subatómicas podrían producirse fácilmente a partir de protones y neutrones, siempre que hubiera suficiente energía disponible para producir la masa adicional de las nuevas partículas predichas por las reglas de la teoría de la relatividad de Einstein. Estos descubrimientos en las décadas de 1940 y 1950 indicaron que el protón y el neutrón no eran realmente partículas fundamentales y que tendrían que entenderse como parte de una familia mucho mayor de objetos similares.
En 1932 se sabía que los núcleos estaban compuestos de protones y neutrones. Entonces fue necesario explicar cómo se mantenían unidos los núcleos, y en 1935, el físico japonés Hideki Yukawa (1907-1981) predijo una partícula fundamental más pequeña que era portadora de una fuerte interacción teorizada, una de las cuatro interacciones fundamentales o fuerzas.. Esta partícula, llamada - meson, fue descubierta en 1947. Desde entonces, se han descubierto una gran cantidad de partículas más pequeñas que los protones y neutrones en el núcleo, todas pertenecientes a dos clases: fermiones, que obedecen al principio de exclusión de Pauli, y bosones, que llevar la fuerza fundamental. La física nuclear moderna se centra en las interacciones fundamentales entre fermiones y bosones. Los protones y neutrones están compuestos por partículas que representan las cuatro fuerzas.
En la cuarta etapa, la física de partículas moderna proporcionó una explicación exitosa para la gran cantidad de partículas. Hay seis leptones diferentes: electrón ( e ), muón ( ), tauón ( ), electrón-neutrino ( ), muón-neutrino ( ) y tau-neutrino ( ). También hay seis quarks denotados arriba ( u ), abajo ( d ), encanto ( c ), extraño ( s ), superior ( t ) e inferior ( b ). Para cada una de estas partículas existe una antipartícula. Muchos de los modelos de interacciones de partículas emparejan los leptones y los quarks en familias: ( e
- ), ( - ), ( - ) y (ud), (cs), (tb). Los experimentos
sugieren que es poco probable que haya más familias que estas. Las interacciones entre estas partículas fundamentales están mediadas por bosones gauge (fotones, bosones intermedios W ±^ y Z 0 , gluones).
