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Sistemas Eléctricos Teoría Atómica 1

TEORÍA ATÓMICA

B.1. PRIMERA ETAPA DE DESARROLLO En la actualidad la materia se define como cualquier entidad física que cuenta con masa y ocupa un lugar en el espacio, tiene energía y es susceptible de ser medida o cuantificada de alguna forma. Tal como la conocemos, la materia puede presentarse en dos formas: compuestos y elementos. Los compuestos son sustancias constituidas por dos o más tipos de átomos combinados, mientras que los elementos son sustancias constituidas por un solo tipo de átomo. Asimismo, la materia puede presentarse en cuatro diferentes estados físicos:

Sólido: si la energía cinética es menor que la energía potencial.

Líquido: si las energía cinética y potencial de la sustancia son

aproximadamente iguales.

Gaseoso: si la energía cinética es mayor que la energía potencial.

Plasma: si la energía cinética es tal que los electrones tienen una energía

total positiva, es decir, es el estado de mayor energía en que puede

encontrarse la materia.

En la actualidad sabemos que la forma como está estructurada la materia y el comportamiento de la misma son las responsables de de todos los fenómenos eléctricos y magnéticos que conocemos. Sin embargo, no siempre fue así. Los hombres de la antigüedad pensaban que toda la materia estaba constituida por la combinación de 4 elementos básicos: fuego, tierra, agua y viento, tal y como lo muestra la siguiente figura:

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B.1.1. Nacimiento de la teoría atómica moderna

En el siglo V a.C. el filósofo hindú Kananda concibió la materia como algo discontinuo,

formado per pequeñísimas partículas en perpetuo movimiento. Poco después, gracias a sus

ideas, a Leucipo (siglo V a. C.) se le atribuye la fundación del atomismo mecanicista,

según el cual la realidad está formada tanto por partículas infinitas, indivisibles, de

formas variadas y siempre en movimiento, los átomos ( τομοι, lo que no puede ser

dividido), como por el vacío. Particularmente, postula, al igual que Demócrito (460 a.C.

a 370 a.C.), que el alma está formada por átomos más esféricos que los componentes de

las demás cosas.

Demócrito desarrolló la ―teoría atómica del universo‖, concebida por su mentor, el

filósofo Leucipo. Esta teoría, al igual que todas las teorías filosóficas griegas, no apoya

sus postulados mediante experimentos, sino que se explica mediante razonamientos

lógicos. La teoría atomística de Demócrito y Leucipo se puede esquematizar así:

Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos, incompresibles e invisibles.

Los átomos se diferencian solo en forma y tamaño, pero no por cualidades

internas.

Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.

Defiende que toda la materia no es más que una mezcla de elementos originarios que

poseen las características de inmutabilidad y eternidad, concebidos como entidades

infinitamente pequeñas y, por tanto, imperceptibles para los sentidos.

Epicuro (en griego Επίκοσρος) (Samos, 341 a. C. - Atenas, 270 a. C.), fue un filósofo

griego, fundador de la escuela que lleva su nombre (epicureísmo). Según la física de

Epicuro, toda la realidad está formada por dos elementos fundamentales. De un lado los

átomos, que tienen forma, extensión y peso, y de otro el vacío, que no es sino el espacio

en el cual se mueven esos átomos.

B.1.2. Modelo atómico de Dalton

En 1758 el jesuita raguso (hoy en Croacia) Ruđer Josip Bošković (1711 - 1787) retomó la

idea atómica y los consideró como puntos sin estructura que exhiben fuerzas de atracción y

repulsión, dependiendo de la distancia entre ellos. Asimismo, los consideró independientes,

inalterables e indivisibles.

Durante ese mismo siglo (XVIII) y los primeros años del siglo XIX, en su afán por

conocer e interpretar la naturaleza, los científicos estudiaron intensamente las

reacciones químicas mediante numerosos experimentos. Estos estudios permitieron

hallar relaciones muy precisas entre las masas de las sustancias sólidas o entre los

volúmenes de los gases que intervienen en las reacciones químicas. Las relaciones

encontradas se conocen como leyes de la química. Entre las leyes fundamentales de la

Química, hay algunas que establecen las relaciones entre masas, llamadas leyes

gravimétricas y otras que relacionan volúmenes, denominadas leyes volumétricas. En

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1805 el inglés John Dalton (1766-1844) desarrolló su modelo atómico, en la que proponía

que cada elemento químico estaba compuesto por átomos iguales y exclusivos, y que

aunque eran indivisibles e indestructibles, se podían asociar para formar estructuras más

complejas (los compuestos químicos). Esta teoría tuvo diversos precedentes.

Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:

1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son

indivisibles y no se pueden destruir.

2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y

cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos

diferentes.

3. Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones

químicas.

4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.

5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones

distintas y formar más de un compuesto.

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6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos

distintos.

B.1.3. Descubrimiento de las partículas subatómicas

En 1896 el francés Antoine Henri Becquerel (1852 – 1908) descubrió en forma no

intencionada la radiactividad al observar el efecto de las sales de uranio sobre una

película fotográfica, con lo que mostró que el átomo era divisible.

Al año siguiente el británico Sir Joseph John Thomson (1856-1940), descubrió el electrón

mediante su experimento con el tubo de rayos catódicos. El tubo de rayos catódicos que

usó Thomson era un recipiente cerrado de vidrio, en el cual los dos electrodos estaban

separados por un vacío. Cuando se aplica una diferencia de tensión a los electrodos, se

generan rayos catódicos, que crean un resplandor fosforescente cuando chocan con el

extremo opuesto del tubo de cristal. Mediante la experimentación, Thomson descubrió

que los rayos se desviaban al aplicar un campo eléctrico (además de desviarse con los

campos magnéticos, cosa que ya se sabía). Afirmó que estos rayos, más que ondas,

estaban compuestos por partículas cargadas negativamente a las que llamó

"corpúsculos" (más tarde, otros científicos las rebautizarían como electrones).

El tubo de rayos catódicos de Thomson, en el que observó la desviación de los rayos catódicos por un

campo eléctrico.

Thomson creía que los corpúsculos surgían de los átomos del electrodo. De esta forma,

estipuló que los átomos eran divisibles, y que los corpúsculos eran sus componentes.

Para explicar la carga neutra del átomo, propuso que los corpúsculos se distribuían en

estructuras anilladas dentro de una nube positiva uniforme; éste era el modelo atómico

de Thomson o "modelo del pudín con pasas", el cual fue propuesto en 1904.

Por esos mismos años (1900) Max Planck desarrolló las bases de la teoría cuántica

moderna al encontrar que la luz es emitida o absorbida por el átomo en cantidades

discretas a las que denominó ―cuantos‖.

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B.1.4. Modelo cúbico de Lewis

El modelo del átomo cúbico fue un modelo atómico temprano, en el que los electrones

del átomo estaban posicionados siguiendo los ocho vértices de un cubo. Esta teoría fue

desarrollada en 1902 por el estadounidense Gilbert Newton Lewis (1875-1946) y

publicada en 1916 en el artículo "The Atom and the Molecule" (El Átomo y la

Molécula); sirvió para dar cuenta del fenómeno de la valencia. Se basa en la regla de

Abegg. Fue desarrollada posteriormente por Irving Langmuir en 1919, como el átomo

del octeto cúbico. La figura a continuación muestra las estructuras de los elementos de

la segunda fila de la tabla periódica.

Aunque el modelo del átomo cúbico fue abandonado pronto en favor del modelo

mecánico cuántico basado en la ecuación de Schrödinger, y es en consecuencia sólo de

interés histórico, representó un paso importante hacia el entendimiento del enlace

químico. El artículo de 1916 de Lewis también introdujo el concepto del par de

electrones en el enlace covalente, la regla del octeto, y la ahora llamada estructura de

Lewis.

B.1.5. Modelo saturniano

En 1904 el japonés Hantarō Nagaoka (1865-1950) desarrolló un modelo cuya

explicación estaba basada en la estabilidad de los anillos de Saturno (en que los anillos

son estables debido a que el planeta que se encuentran orbitando es muy masivo). Este

modelo realizó dos predicciones.

La existencia de un núcleo de gran masa.

Los electrones se encontraban rotando en torno al núcleo movidos por fuerzas

electrostáticas.

Ambas predicciones fueron comprobadas más adelante por Rutherford, sin embargo

otros detalles del modelo eran incorrectos, razón por la cual en 1908 fue abandonado

este modelo por el propio Nagaoka.

B.1.6. Descubrimiento del núcleo atómico y modelo de Rutherford

El modelo atómico de Thomson fue refutado en 1909 por uno de sus estudiantes, el

neozelandés Lord Ernest Rutherford (1871-1937), quien descubrió que la mayor parte de

la masa y de la carga positiva de un átomo estaba concentrada en una fracción muy

pequeña de su volumen, que suponía que estaba en el mismo centro.

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Experimento de la lámina de oro Arriba: Resultados esperados: las partículas alfa pasan sin problemas por el modelo atómico de Thomson.

Abajo: Resultados observados: una pequeña parte de las partículas se desvía, lo que revela la existencia de

un lugar en el átomo donde se concentra la carga positiva.

En su experimento, Hans Geiger y Ernest Marsden bombardearon partículas alfa a

través de una fina lámina de oro (que chocarían con una pantalla fluorescente que

habían colocado rodeando la lámina). Dada la mínima como masa de los electrones, la

elevada masa y momento de las partículas alfa y la distribución uniforme de la carga

positiva del modelo de Thomson, estos científicos esperaban que todas las partículas

alfa atravesasen la lámina de oro sin desviarse, o por el contrario, que fuesen

absorbidas. Para su asombro, una pequeña fracción de las partículas alfa sufrió una

fuerte desviación. Esto indujo a Rutherford a proponer el modelo planetario del átomo,

en el que los electrones orbitaban en el espacio alrededor de un gran núcleo compacto, a

semejanza de los planetas y el Sol.

El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura

interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest

Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro",

realizado en 1911.

El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo formado

por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando a gran

distancia alrededor de un "núcleo", muy pequeño, que concentra toda la carga eléctrica

positiva y casi toda la masa del átomo. Esto implicaba la existencia de un núcleo

atómico ubicado en el centro del átomo, donde se concentraba toda la carga positiva y

más del 99,9% de la masa. Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su

mayor parte estaba vacío.

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Según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas y forman

una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma algo

indefinidas. Los resultados de su experimento le permitieron calcular que el radio

atómico era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, y en consecuencia, que el

interior de un átomo está prácticamente vacío.

B.2. SEGUNDA ETAPA DE DESARROLLO

B.2.1. Descubrimiento de los isótopos

En 1913, Thomson canalizó una corriente de iones de neón a través de campos

magnéticos y eléctricos, hasta chocar con una placa fotográfica que había colocado al

otro lado. Observó dos zonas incandescentes en la placa, que revelaban dos trayectorias

de desviación diferentes. Thomson concluyó que esto era porque algunos de los iones

de neón tenían diferentes masas; así fue como descubrió la existencia de los isótopos.

B.2.2. Descubrimiento del neutrón

En 1918, Rutherford logró partir el núcleo del átomo al bombardear gas nitrógeno con

partículas alfa, y observó que el gas emitía núcleos de hidrógeno. Rutherford concluyó

que los núcleos de hidrógeno procedían de los núcleos de los mismos átomos de

nitrógeno. Más tarde descubrió que la carga positiva de cualquier átomo equivalía

siempre a un número entero de núcleos de hidrógeno. Esto, junto con el hecho de que el

hidrógeno (el elemento más ligero) tenía una masa atómica de 1, le llevó a afirmar que

los núcleos de hidrógeno eran partículas singulares, constituyentes básicos de todos los

núcleos atómicos: se había descubierto el protón. Un experimento posterior de

Rutherford mostró que la masa nuclear de la mayoría de los átomos superaba a la de los

protones que tenía. Por tanto, postuló la existencia de partículas sin carga, hasta

entonces desconocidas más tarde llamadas neutrones, de donde provendría este exceso

de masa.

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En 1928, Walther Bothe observó que el berilio emitía una radiación eléctricamente

neutra cuando se le bombardeaba con partículas alfa. En 1932, James Chadwick expuso

diversos elementos a esta radiación y dedujo que ésta estaba compuesta por partículas

eléctricamente neutras con una masa similar a la de un protón. Chadwick llamó a estas

partículas "neutrones".

B.2.3. Modelo cuántico de Bohr

El modelo planetario del átomo tenía sus defectos. En primer lugar, según la fórmula de

Larmor del electromagnetismo clásico, una carga eléctrica en aceleración emite ondas

electromagnéticas, y una carga en órbita iría perdiendo energía y describiría una espiral

hasta acabar cayendo en el núcleo. Otro fenómeno que el modelo no explicaba era por

qué los átomos excitados sólo emiten luz con ciertos espectros discretos.

El modelo de Bohr.

La teoría cuántica revolucionó la física de comienzos del siglo XX, cuando Max Planck

y Albert Einstein postularon que se emite o absorbe una leve cantidad de energía en

cantidades fijas llamadas cuantos. En 1913, el danés Niels Henrik David Bohr (1885-

1962) incorporó esta idea a su modelo atómico, en el que los electrones sólo podrían

orbitar alrededor del núcleo en órbitas circulares determinadas, con una energía y un

momento angular fijos, y siendo proporcionales las distancias del núcleo a los

respectivos niveles de energía. Según este modelo, los átomos no podrían describir

espirales hacia el núcleo porque no podrían perder energía de manera continua; en

cambio, sólo podrían realizar "saltos cuánticos" instantáneos entre los niveles fijos de

energía. Cuando esto ocurre, el átomo absorbe o emite luz a una frecuencia proporcional

a la diferencia de energía (y de ahí la absorción y emisión de luz en los espectros

discretos).

B.2.4. Modelo atómico de Sommerfeld

El modelo atómico de Sommerfeld es un modelo atómico hecho por el físico alemán

Arnold Sommerfeld (1868-1951) que básicamente es una generalización relativista del

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modelo atómico de Bohr (1913). El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para

el átomo de hidrógeno, sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros

elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta

energía, mostrando que existía un error en el modelo. Su conclusión fue que dentro de

un mismo nivel energético existían subniveles, es decir, energías ligeramente diferentes

para un nivel energético dado.

Además desde el punto de vista teórico, Sommerfeld había encontrado que en ciertos

átomos las velocidades de los electrones alcanzaban una fracción apreciable de la

velocidad de la luz. Sommerfeld estudió la cuestión para electrones relativistas.

Órbitas elípticas en el modelo de Sommerfeld.

En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos

principales defectos de éste. Para eso introdujo dos modificaciones básicas: órbitas casi-

elípticas para los electrones y velocidades relativistas. En el modelo de Bohr los

electrones sólo giraban en órbitas circulares. La excentricidad de la órbita dio lugar a un

nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal, que determina la forma de los

orbitales, se lo representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1. Las

órbitas con:

l = 0 se denominarían posteriormente orbitales s o sharp

l = 1 se denominarían p o principal.

l = 2 se denominarían d o diffuse.

l = 3 se denominarían f o fundamental.

Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales, Sommerfeld

postuló que el núcleo del átomo no permanece inmóvil, sino que tanto el núcleo como el

electrón se mueven alrededor del centro de masas del sistema, que estará situado muy

próximo al núcleo al tener este una masa varios miles de veces superior a la masa del

electrón.

En consecuencia el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del modelo

atómico de Bohr desde el punto de vista relativista, aunque no pudo demostrar las

formas de emisión de las órbitas elípticas, solo descartó su forma circular.

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El modelo de Bohr-Sommerfeld ad hoc era muy difícil de utilizar, pero a cambio hacía

increíbles predicciones de acuerdo con ciertas propiedades espectrales. Sin embargo, era

incapaz de explicar los átomos multielectrónicos, predecir la tasa de transición o

describir las estructuras finas e hiperfinas.

B.2.5. Modelo atómico de Schrödinger

En 1924, el francés Louis-Víctor de Broglie (1892-1987) propuso que todos los objetos

(particularmente las partículas subatómicas, como los electrones) podían tener

propiedades de ondas. Al año siguiente Wolfgang Pauli desarrolló el llamado Principio

de Exclusión, según el cual dos electrones del mismo átomo no pueden tener sus cuatro

números cuánticos idénticos.

Tomando lo anterior, el austriaco Erwin Schrödinger (1887-1961), fascinado por esta idea,

investigó si el movimiento de un electrón en un átomo se podría explicar mejor como

onda que como partícula. La ecuación de Schrödinger, publicada en 1926, describe al

electrón como una función de onda en lugar de como una partícula, y predijo muchos de

los fenómenos espectrales que el modelo de Bohr no podía explicar.

Imágenes de los orbitales atómicos.

El modelo atómico de Schrödinger concebía originalmente los electrones como ondas

de materia. Así la ecuación se interpretaba como la ecuación ondulatoria que describía

la evolución en el tiempo y el espacio de dicha onda material. Más tarde Max Born

propuso una interpretación probabilística de la función de onda de los electrones. Esa

nueva interpretación es compatible con los electrones concebidos como partículas

cuasipuntuales cuya probabilidad de presencia en una determinada región viene dada

por la integral del cuadrado de la función de onda en una región. Es decir, en la

interpretación posterior del modelo, éste era modelo probabilista que permitía hacer

predicciones empíricas, pero en el que ni la posición ni el movimiento del electrón en el

átomo variaba de manera determinista.

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En mecánica cuántica, el estado en el instante t de un sistema se describe por un

elemento del espacio complejo de Hilbert — usando la notación bra-ket de Paul

Dirac. representa las probabilidades de resultados de todas las medidas posibles

de un sistema.

La evolución temporal de se describe por la ecuación de Schrödinger :

donde

: es la unidad imaginaria ;

: es la constante de Planck normalizada (h/2π) ;

: es el hamiltoniano, dependiente del tiempo en general, el observable

corresponde a la energía total del sistema ;

: es el observable posición ;

: es el observable impulso.

Las soluciones estacionarias de la ecuación de Schrödinger en un campo central

electrostático, están caracterizadas por tres números cuánticos (n, l, m) que a su vez

están relacionados con lo que en el caso clásico corresponderían a las tres integrales del

movimiento independientes de una partícula en un campo central. Estas soluciones o

funciones de onda normalizadas vienen dadas en coordenadas esféricas por:

donde:

a0 es el radio de Bohr.

son los polinomios generalizados de Laguerre de grado n-l-1.

es el armónico esférico (l, m).

Aunque este concepto era matemáticamente correcto, era difícil de visualizar, y tuvo sus

detractores. Uno de sus críticos, Max Born, dijo que la función de onda de Schrödinger

no describía el electrón, pero sí a muchos de sus posibles estados, y de esta forma se

podría usar para calcular la probabilidad de encontrar un electrón en cualquier posición

dada alrededor del núcleo. En 1927, el alemán Werner Heisenberg (1901-1976) indicó

que, puesto que una función de onda está determinada por el tiempo y la posición, es

imposible obtener simultáneamente valores precisos tanto para la posición como para el

momento de la partícula para cualquier punto dado en el tiempo. Este principio fue

conocido como principio de incertidumbre de Heisenberg.

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Este nuevo enfoque invalidaba por completo el modelo de Bohr, con sus órbitas

circulares claramente definidas. El modelo moderno del átomo describe las posiciones

de los electrones en un átomo en términos de probabilidades. Un electrón se puede

encontrar potencialmente a cualquier distancia del núcleo, pero, dependiendo de su

nivel de energía, tiende a estar con más frecuencia en ciertas regiones alrededor del

núcleo que en otras; estas zonas son conocidas como orbitales atómicos.

Un orbital atómico es una determinada solución particular, espacial e independiente del

tiempo a la ecuación de Schrödinger para el caso de un electrón sometido a un potencial

coulombiano. La elección de tres números cuánticos en la solución general señalan

unívocamente a un estado monoelectrónico posible.

Estos tres números cuánticos hacen referencia a la energía total del electrón, el

momento angular orbital y la proyección del mismo sobre el eje z del sistema del

laboratorio y se denotan por

El nombre de orbital también atiende a la función de onda en representación de posición

independiente del tiempo de un electrón en una molécula. En este caso se utiliza el

nombre orbital molecular.

La combinación de todos los orbitales atómicos dan lugar a la corteza electrónica

representado por el modelo de capas electrónico. Este último se ajusta a los elemento

según la configuración electrónica correspondiente.

Orbitales atómicos y moleculares. El esquema de la izquierda es la regla de Madelung para determinar la

secuencia energética de orbitales. El resultado es la secuencia inferior de la imagen. Hay que tener en

cuenta que los orbitales son función de tres variables, la distancia al núcleo, r y dos ángulos. Las

imágenes sólo representan la componente angular del orbital.

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El orbital es la descripción ondulatoria del tamaño, forma y orientación de una región

del espacio disponible para un electrón. Cada orbital con diferentes valores de n

presenta una energía específica para el estado del electrón.

La posición (la probabilidad de la amplitud) de encontrar un electrón en un punto

determinado del espacio se define mediante sus coordenadas en el espacio. En

coordenadas cartesianas dicha probabilidad se denota como ,

donde φ no se puede medir directamente.

Al suponer en los átomos simetría esférica, se suele trabajar con la función de onda en

términos de coordenadas esféricas, .

B.2.6. Otras aportaciones

En 1929 el estadounidense Linus Carl Pauling (1901-1994) mostró que dos electrones

podían formar una disposicón de ondas estables mediante espines paralelos. En 1964, y

de manera independiente, el estadounidense Murray Gell-Mann (nacido en 1929) y el

japonés Kazuhiko Nishijima propusieron la existencia de los quarks o cuarks,

subpartículas aún menores a los electrones, protones y neutrones. Entre 1968 y 1969,

los científicos Richard Taylor, Jerome Friedman y Henry Kendall, efectuaron

experimentos en el Stanford Linear Accelerator Center que permitió descubrir

experimentamente los quarks, subpartículas atómicas aún menores que electrones,

protones y neutrones.

Gracias a las aportaciones de estos científicos, así como de muchos otros, se llegó a la

actual concepción del átomo, que es la siguiente:

1.- El centro del átomo es un núcleo denso, pequeño y con carga positiva, que consiste

principalmente en protones y neutrones .

Carga del protón: + 1.602 189 2 x 10-19 C

Masa del protón: 1.672 648 5 x 10-27 kg

2.- En torno al núcleo, pero separado de él, se encuentran en constante movimiento las

partículas de carga negativa (electrones), dispuestos en complejas regiones

probabilísticas denominadas ―orbitales‖, similares a nubes electrónicas.

Carga del electrón: - 1.602 189 2 x 10-19 C

Masa del electrón: 9.109 534 x 10-31 kg

Aunque los electrones son 1836 veces más ligeros que los protones, su volumen es

aproximadamente 550 veces mayor que el de aquellos.

3.- Existen cuatro tipos de orbitales, a saber, ―s‖, ―p‖, ―d‖ y ―f‖, los cuales se enciman

unos con relación a otros, razón por la cual no es posible observarlos en forma aislada.

4.- Los electrones del átomo sólo pueden tener ciertos estados energéticos bien

definidos. Estos estados se encuentran descritos por cuatro números cuánticos n, l, m, s,

que indican, respectivamente, la distancia promedio al núcleo, el momento angular, la

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dirección y el espín del electrón. Dos electrones del mismo átomo no pueden tener sus

cuatro números cuánticos idénticos.

5.- La energía es emitida o absorbida en cantidades discretas (cuantos) cuando los

electrones cambian de nivel electrónico.

6.- No pueden conocerse simultáneamente la posición y el momento de un electrón.

.

7.- Además de los electrones, protones y neutrones, existe una gran cantidad de otras

partículas que componen los átomos.

B.3. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

Una partícula subatómica es una partícula más pequeña que el átomo. Puede ser una

partícula elemental o una compuesta, a su vez, por otras partículas subatómicas, como

son los quarks, que componen los protones y neutrones. No obstante, existen otras

partículas subatómicas, tanto compuestas como elementales, que no son parte del

átomo, como es el caso de los neutrinos y bosones.

La física de partículas y la física nuclear se ocupan del estudio de estas partículas, sus

interacciones y de la materia que las forma y que no se agrega en los átomos.

encontrarse en condiciones normales en la Tierra, generalmente porque son inestables

(se descomponen en partículas ya conocidas), o bien, son difíciles de producir de todas

maneras. Estas partículas, tanto estables como inestables, se producen al azar por la

acción de los rayos cósmicos al chocar con átomos de la atmósfera, y en los procesos

que se dan en los aceleradores de partículas, los cuales imitan un proceso similar al

primero, pero en condiciones controladas. De estas maneras, se han descubierto docenas

de partículas subatómicas, y se teorizan cientos de otras más. Ejemplos de partículas

teóricas son el gravitón y el bosón de Higgs; sin embargo, éstas y muchas otras no han

sido observadas en aceleradores de partículas modernos, ni en condiciones naturales en

la atmósfera (por la acción de rayos cósmicos).

Esquema de un átomo de Helio, mostrando dos protones (en rojo), dos neutrones (en verde) y dos

electrones (en amarillo).

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B.3.1. PARTÍCULAS ELEMENTALES

Las partículas elementales del Modelo Estándar son:

A) FERMIONES: llamados así en honor del físico italiano Enrico Fermi, son

partículas que tienen un espín semientero, ±1/2, ±3/2. Entre ellos hay dos tipos

principales: los quarks y los leptones.

A.1.) Existen seis tipos de quarks, que son fermiones sujeto a la interacción

fuerte:

Nombre Carga Masa estimada (MeV)

Quark up (u) +2/3 desde 1,5 a 4

Quark down (d) -1/3 desde 4 a 8

Quark strange / Sideways (s) -1/3 desde 80 a 130

Quark charm / Centre (c) +2/3 desde 1.150 a 1.350

Quark bottom / Beauty (b) -1/3 desde 4.100 a 4.400

Quark top / Truth (t) +2/3 174.300 5.100

A.2. Hay también seis tipos de leptones, fermiones sujetos a la interacción débil

divididos en tres familias, cada una de las cuales se encuentra asociada a un

neutrino en particular.

Nombre Carga Masa estimada (GeV)

Electrón –1 0,000511

Neutrino electrónico 0 ~0

Muón –1 0,1056

Neutrino muónico 0 ~0

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Tauón –1 1,777

Neutrino Tau 0 ~0

B) BOSONES: La denominación bosón fue dada en honor al físico indio Satyendra

Nath Bose, y se refiere a las partículas elementales que tienen espín entero (0, 1, 2) y

son portadoras de fuerza. Hay identificados trece tipos de bosones, a saber: el gravitón

(fuerza gravitacional), el fotón (fuerza electromagnética), los tres bosones W y Z

(interacción débil), y los ocho gluones (interacción fuerte).

B.3.2. PARTÍCULAS COMPUESTAS

Las partículas compuestas se encuentran constituidas por dos o más partículas

elementales. Por ejemplo, el protón está hecho de dos quarks up y uno down. También

se tienen aquí los neutrones, los bariones y mesones.

A)BARIONES: partículas subatómicas compuestas por tres quarks. Pertenecen a esta

categoría:

Nucleones, siendo ellos:

Protones, compuestos de dos quarks up y uno down.

Neutrones, compuestos de dos quarks down y uno up.

Los bariones delta (Δ++

, Δ+, Δ

0, Δ

-) están compuestos por quarks up y uno

down, de tal manera que el spin total es 3/2. Se desintegran en un pion y en un

protón o un neutrón.

Los bariones lambda (Λ0) están compuestos por un quark up, uno down y un

quark strange, con los quarks up y down en un estado de espín isotópico 0. El

barión lambda casi siempre se desintegra en un protón y un pion con carga, o en

un neutrón y un pion neutro.

Los bariones sigma (Σ+, Σ

0, Σ

-) compuestos también por un quark strange y la

combinación de un quark up y otro down, pero en un estado de spin isotópico 1.

El Σ0 posee la misma estructura de quarks que el Λ

0 (arriba, abajo y extraño),

por lo que su desintegración es mucho más rápida que el Σ+ (arriba, arriba,

extraño) y el Σ- (abajo, abajo, extraño).

Los bariones xi (Ξ0, Ξ

-) están compuestos de dos quarks strange y un quark up o

down. Se desintegran generalmente en un pión y un barión lambda, que a su vez

se desintegra como tal.

El barión omega negativo (Ω-) está compuesto de tres quarks strange.

Bariones exóticos, número bariónico ±1 compuestos de más de tres quarks o

más de tres antiquarks.

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Pentaquarks..

B) MESONES:

Mesones, bosones compuestos de un quark y un antiquark. Entre ellos se tienen

o Mesones q-antiq, compostes de un quark y un antiquark.

o Mesones no q-antiq o exóticos.

o Tetraquarks, compuestos de cuatro quarks.

La siguiente tabla presenta las características de los principales tipos de mesones.

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REFERENCIAS:

http://es.wikipedia.org/wiki/Teor%C3%ADa_at%C3%B3mica

http://it.wikipedia.org/wiki/Particella_subatomica

http://es.wikipedia.org/wiki/Lista_de_mesones