Archivo mensual: septiembre 2015

Charla del Prof. Herradón: “La Química del Cine”

Excelente Conferencia Inaugural del Curso Académico en la Facultad de Farmacia de Albacete (24 de septiembre de 2015). Merece la pena escuchar algunas de las contribuciones de la ciencia en el arte del cine y de las series de televisión

Un viaje desde los modelos atómicos hasta el bosón de Higgs

Resumen: ¡Un viaje desde el año 1803 hasta el año 2013!; así de largo ha sido el camino desde el descubrimiento de los átomos hasta el hallazgo del bosón de Higgs. Tuvieron que pasar más de 2000 años desde que Demócrito planteara su teoría de los átomos en el siglo V a.C. La búsqueda del conocimiento de la naturaleza de la materia de que están hechas las distintas cosas que nos rodean ha sido una constante a lo largo de la historia de la humanidad. En el artículo se recogen los principales hitos que desarrollaron el nacimiento de la estructura atómica de la materia.

Cronología de los modelos atómicos

Los estudios que se sucedieron durante todo el siglo XX originaron una revolución científica con un nuevo modelo atómico muy perfeccionado, el modelo cuántico, que explica, por ejemplo, la relación existente entre la estructura atómica y la tabla periódica, o la formación de las sustancias químicas. La historia de la estructura del átomo, desde finales del siglo XIX y principios del XX, demuestra que los modelos de Thomson, Rutherford y Bohr evolucionaron de manera vertiginosa y tuvieron que competir con modelos atómicos basados en programas de investigación rivales. Este período histórico de la evolución del conocimiento sobre la estructura del átomo ha sido objeto de considerables debates y controversias en la literatura de la historia y filosofía de la ciencia, debido a que la teoría atómica se considera como una de las teorías más importantes de la ciencia. Esta afirmación se sustenta en dos aspectos:

  • Esta teoría es capaz de describir con gran precisión una parte tan pequeña y universal de la materia como es el átomo.
  • Constituye la base para todo el conocimiento de los fenómenos químicos de la materia.

En el desarrollo histórico de la teoría de la estructura atómica se pueden destacar tres grandes etapas:

  • El descubrimiento de la naturaleza eléctrica de la materia y de la naturaleza del electrón.
  • El descubrimiento de que el átomo consta de un núcleo rodeado por electrones.
  • El descubrimiento de las ecuaciones de la mecánica cuántica, capaces de explicar el comportamiento de los electrones en los átomos.

A lo largo del artículo se realiza un recorrido histórico por las diferentes teorías atómicas, desde la teoría de Thomson hasta llegar a la teoría para el átomo de hidrógeno de Bohr. Durante este recorrido se presentan diversos experimentos que influyeron decisivamente en la propuesta y/o refutación de los diferentes modelos atómicos. También se comentarán los experimentos que dieron lugar a aceptar el modelo atómico actual, descrito mediante la mecánica cuántica.

En primer lugar, para tomar situación, se puede exponer una breve cronología de los acontecimientos que dieron lugar al desarrollo de los diferentes modelos atómicos:

  • Desde la antigüedad se conocía que la materia presentaba una propiedad general llamada carga eléctrica. Esa propiedad hacía que aparecieran atracciones y repulsiones en materiales como el ámbar (que en griego significa electrón) y muchos otros como la lana, la piel de muchos animales, etc.
  • A principios del siglo XIX, Michael Faraday (1791-1867) formuló la hipótesis de que la conducción eléctrica en disoluciones de sales se debe a la existencia de partículas positivas y negativas que pueden desplazarse en la disolución. Estas partículas, que eran diferentes según fuera la sal disuelta, recibieron el nombre de iones (que en griego significa “que viaja”). Cuando se conecta la disolución a una fuente de alimentación como una pila, la corriente eléctrica “viaja” a través de la misma gracias a los iones; los iones positivos, llamados cationes, se mueven dirigiéndose hacia el cátodo o polo negativo de la pila y los iones negativos o aniones se mueven al mismo tiempo dirigiéndose al polo positivo o ánodo.
  • Arrhenius amplió el trabajo de Faraday. Dedujo que un ión no era más que un átomo con carga positiva o negativa.
  • En 1896, el matrimonio Curie, en sus experiencias sobre radioactividad, descubrió que el átomo puede descomponerse por medio de la emisión de partículas. Paralelamente, Thomas A. Edison (1847-1931) descubre que los metales incandescentes emitían unas partículas, siempre las mismas, cualquiera que fuera el metal.
  • En 1897, Joseph J. Thomson identifica en diferentes gases a baja presión, sometidos a fuertes descargas eléctricas, la existencia de unas partículas negativas (los electrones) cuya carga y masa no dependían del gas utilizado en las experiencias. Estas partículas tenían una masa casi 2000 veces menor que la del átomo de hidrógeno, que es el elemento más ligero, y eran las mismas partículas de las experiencias de Edison y de los Curie. El átomo era, por lo tanto, divisible y el modelo anterior de Dalton debía de cambiarse por otro que contuviera partículas negativas y positivas.
  • En 1911, Ernest Rutherford, pupilo de Thomson, a partir de una experiencia que realizó investigando cuál podría ser la estructura interna del átomo, introdujo por vez primera un modelo de átomo nuclear: el átomo está formado por un núcleo atómico con cargas positivas o protones alrededor del cual se mueven las cargas negativas o electrones. Posteriormente, en 1932, James Chadwick (1891-1974) descubriría el neutrón, partícula con masa casi igual a la del protón pero sin carga. Anteriormente se había postulado su existencia, pero era muy difícil su detección.
  • En 1913, Niels Bohr, alumno de Rutherford, postuló un modelo cuantizado del átomo que explica cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este trabajo lo publicó bajo el título “On the Constitution of Atoms and Molecules”. Estaba basado en un modelo planetario que no representa el átomo (objeto físico) en sí, sino que explicaba su funcionamiento por medio de ecuaciones. Intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Para ello, entre otras cosas, supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas alrededor del núcleo, cada una de las cuales caracterizada por su nivel de energía. Debido a su simplicidad, el modelo es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia a nivel atómico. Además, en el modelo de Bohr, los electrones podían pasar desde una órbita exterior a otra interior, emitiendo un fotón de energía discreta, hecho fundamental sobre el que se sustenta la mecánica cuántica actual.
  • En 1925 nace la mecánica cuántica. Los trabajos de Erwin Schrödinger (Figura 1), Werner Heisenberg, Paul Dirac, Louis de Broglie, Wolfgang Pauli y otros, cambian la concepción del átomo radicalmente. También nace la electrodinámica cuántica, que describe las partículas que intervienen en el campo electromagnético descrito por Maxwell. Después de que Louis de Broglie (1892-1987) propusiera la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó el modelo del átomo, siendo éste el aceptado actualmente. En el modelo de Schrödinger se abandonaba la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que era una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describió a los electrones por medio de una función de onda, en la que el cuadrado de la misma representa la probabilidad de la presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoció como orbital.

Figura 1. Erwin Schrödinger (1887-1961).

Evolución histórica de los modelos atómicos

Para entender como era el comportamiento de la materia se diseñaron modelos atómicos cada vez más aceptables por la comunidad científica. La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A continuación se detallará la evolución atómica y los modelos propuestos para explicarlo por científicos de diferentes épocas.

En el inicio del viaje evolutivo se tiene que remontar a la Grecia clásica, donde Leucipo de Mileto y, fundamentalmente su discípulo, Demócrito de Abdera (siglos V y IV a. C.), considerados los fundadores del atomismo, propusieron dicha corriente filosófica basada en que todo lo que existe está formado por combinaciones de pequeñas partículas indivisibles denominadas átomos. Por otra parte, Empédocles, también en el siglo V a. C., elabora la teoría de las cuatro raíces, que establece que cualquier sustancia está compuesta por una mezcla de agua, aire, tierra y fuego. El gran filósofo griego, Aristóteles, rechazaba el atomismo porque consideraba que el vacío no existía y que, por lo tanto, la materia debe ser continua y llamó elementos a las cuatro raíces de Empédocles.

La gran influencia de Aristóteles en la filosofía, la ciencia y la iglesia hizo que, durante casi 2000 años, el concepto de átomo quedase aparcado y archivado. De esta forma saltamos hasta el siglo XVII, en donde dos brillantes científicos, el químico Robert Boyle (1627-1691) y el físico Isaac Newton (1642-1727), de forma independiente, retoman la teoría atómica.

Boyle realizó experimentos sobre el comportamiento de los gases y descubre que, en condiciones de igual temperatura, el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión a la que está sometido. Esto más tarde se conocería como la ley de Boyle o ley de Boyle-Mariotte. Para explicar este comportamiento, Boyle propuso que los gases se comportan como si estuvieran compuestos de pequeñas partículas que colisionan entre sí y que reciben el nombre de átomos. A través de este modelo explica el calor como el resultado del movimiento de los átomos. Sin embargo, la teoría atómica no fue tomada en cuenta por dos razones de peso: por una parte, no era capaz de explicar otros fenómenos relacionados con la materia y, por otra parte, no se diseñan ni realizan experimentos para probar dicha teoría.

Los finales del siglo XVIII y comienzos del XIX verían como se formulaban el resto de las leyes de los gases, debidas principalmente a J. A. C. Charles y L. J. Gay-Lussac.

Nada más comenzar el siglo XIX, un naturalista británico, John Dalton (Figura 2), a partir de sus estudios sobre el comportamiento de los gases elabora, en 1803, su teoría atómica de la materia que se basa en cinco principios:

  1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas denominadas átomos.
  2. Los átomos de un determinado elemento son idénticos en tamaño, masa y otras propiedades. Los átomos de distintos elementos difieren en tamaño, masa y otras propiedades.
  3. Los átomos no pueden subdividirse, crearse o destruirse.
  4. Los átomos de distintos elementos se combinan en relaciones simples para formar compuestos químicos.
  5. En las reacciones químicas, los átomos se combinan, separan o reordenan.

Figura 2. John Dalton (1766-1844).

La teoría atómica de Dalton sigue siendo un pilar en la Química, si bien algunos de sus principios, especialmente el segundo y el tercero, fueron superados a medida que avanzó el conocimiento y la tecnología para rebatirlos. Dalton, realizó además una primera clasificación de los elementos conocidos en base a sus pesos atómicos.

En 1811, el científico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856), basándose en los trabajos previos de Gay-Lussac (1778-1850) y Dalton, formuló la ley que lleva su nombre y que establece que:

Volúmenes iguales de gases diferentes sometidos a las mismas condiciones de presión y temperatura tienen el mismo número de partículas

En honor a su descubrimiento, el número de partículas (átomos, moléculas, iones, etc.) contenidos en un mol recibe el nombre de Número de Avogadro (6,023·1023 partículas·mol-1).

A lo largo del siglo XIX, la química avanza exponencialmente en la identificación y la clasificación de los distintos tipos de átomos, proceso en el que hay que destacar las aportaciones de científicos como John Newlands, Lothar Meyer y, el considerado padre de la tabla periódica de los elementos químicos, el científico ruso Dimitri Mendeléiev.

En 1836, Michael Faraday realizó experimentos relacionados con el paso de corrientes eléctricas a través de gases a muy baja presión, y observa un arco que sale del cátodo y llega al ánodo. Faraday concluyó que este arco era debido a la aceleración por el campo eléctrico, de iones presentes, de forma espontánea, en dicho gas. En 1869, mientras experimentaba sobre la conductividad eléctrica en gases rarificados (a muy baja presión), el físico alemán Johann Wilhelm Hittorf (1824-1914), descubre que la radiación emitida por el cátodo viaja siguiendo una línea recta hasta el ánodo. Posteriormente, Eugen Goldstein (1850-1930) bautizaría a esta radiación el nombre de rayos catódicos. Sin embargo, atendiendo a la historia, los rayos catódicos fueron descubiertos por vez primera por Plucker en 1858. El punto de vista de este investigador sobre la naturaleza de la electricidad encajaba dentro de la aceptada tradición de la electrodinámica de Maxwell.

A finales del siglo XIX, el científico británico J.J. Thomson (Figura 3), realizó una serie de experimentos con los rayos catódicos y, postula que los rayos catódicos están formados por unas partículas cargadas 1000 veces más pequeñas que un átomo. Thomson afirmó que estas partículas, a las que denominó corpúsculos, forman parte del átomo. Los corpúsculos de Thomson, son rebautizados con el nombre de electrones por G. J. Stoney (1826-1911). Thomson, además del descubrimiento de los electrones, efectuó otras dos aportaciones: el descubrimiento de los isótopos y el espectrógrafo de masas. Con el descubrimiento de los electrones y de los isótopos, Thomson quería desmontar dos de los principios del modelo atómico de Dalton. Por lo tanto, el descubrimiento de los electrones llevó a Thomson a postular un modelo atómico de la materia. Thomson sabía que los electrones tenían carga negativa y supuso que, dado que la materia es neutra, existe otra parte del átomo que tiene carga positiva. A partir de estas premisas, propuso un modelo de estructura atómica que denominó de “pudín de pasas”, en el que postuló que los electrones son como las pasas que están incrustadas en una “masa” de carga positiva. La carga del electrón se determinaría, de forma precisa, por Robert Millikan en 1909.

Pero para Thomson la electricidad era un estado tenso del éter, y la descarga en los tubos de rayos catódicos era una relajación de ese estado, con una consecuente disipación de energía. En el momento en que Thomson realizó sus experimentos, estaba consciente de la controversia con respecto a la naturaleza de los rayos catódicos, la cual giraba en torno a la pregunta: ¿eran partículas u ondas en el éter? La controversia realmente comenzó en 1879 con el apoyo del químico sir William Crookes (1832-1919) a la teoría de partículas de los rayos catódicos. La desviación de los rayos catódicos por un campo electrostático se consideró una fuerte evidencia a favor de esta teoría. Los partidarios de la teoría del éter, Goldstein, Hertz y Weidemann, suministraron evidencias experimentales de que los rayos catódicos no eran desviados por un campo eléctrico, describiendo los rayos como una clase de perturbación etérea similar a la luz.

A principios de 1897, Thomson efectuó una serie de experimentos cuyos resultados fueron publicados en la revista Philosophical Magazine. Entre los aspectos más destacables en el artículo de Thomson estaban: 1) establece que los experimentos tienen como objetivos, específicamente, lograr alguna información en cuanto a la naturaleza de los rayos catódicos; 2) describe la controversia con respecto a la naturaleza de los rayos catódicos y se muestra inclinado a favor de la teoría de partículas; 3) explica la razón por la cual el físico Heinrich Hertz (1857-1894) no pudo obtener una desviación de los rayos catódicos electrostáticamente, debido a que ésta podía ser obtenida solamente cuando el vacío era muy bueno; 4) resume las propiedades de los rayos catódicos y señala un aspecto fundamental de sus experimentos: los rayos catódicos son los mismos, cualquiera que sea el gas a través del cual pasan las descargas, concluyendo que:

“Cuando los rayos catódicos transportan una carga, son desviados por una fuerza magnética en la misma forma que esta fuerza pudiera actuar sobre un cuerpo electrificado negativamente moviéndose a lo largo de la trayectoria de estos rayos, no puedo ver escapatoria a la conclusión de que ellos son cargas de electricidad negativa transportadas por partículas de materia…”

Con este último punto demostraba claramente la determinación de la relación masa/carga (m/q) de las partículas de los rayos catódicos. Thomson reportó en su artículo un valor de 10-7 para la razón masa/carga de los rayos catódicos, siendo ésta la contribución experimental y cuantitativa más importante de su artículo. Esta postulación de Thomson fue un reflejo de la capacidad creativa de los científicos, debido a que su autor fue más allá de la simple presentación de los resultados experimentales, mediante la especulación, proposición de hipótesis y de un modelo. Esto demuestra claramente que para la evolución de la ciencia lo más importante no son los resultados experimentales, sino los principios explicativos que permiten a un trabajo de investigación predecir hechos que son teóricamente nuevos y, por tanto, el diseño de los mismos experimentos.

Figura 3. Joseph John Thomson (1856-1940).

Finalizando el siglo XIX aparece un científico clave en el modelo de la naturaleza clásica de la materia: el físico británico, de origen neozelandés, Ernest Rutherford (Figura 4). En sus experimentos con radiación, Rutherford, estudió la radioactividad y clasificó la radiación resultante de los procesos radioactivos en alfa, beta y gamma dependiendo de la capacidad de penetración y de causar ionización. Los trabajos sobre la radioactividad le harían merecedor del premio Nobel de Química en 1908.

Pero antes de comenzar a desarrollar la teoría del átomo nuclear, Rutherford estuvo dedicado al estudio de la radioactividad, especialmente en lo referente a la naturaleza de las partículas alfa. Un problema inesperado llamó la atención de Rutherford: la dispersión de las partículas alfa, es decir, la desviación de su propia trayectoria cuando atravesaban la materia. La brillantez de Rutherford desempeñó un importante papel en la resolución de un problema aparentemente insignificante. El físico alemán Johannes Geiger (1882-1945) y su joven ayudante Marsden, asumieron el reto planteado por Rutherford: ¿por qué no analizar si cualquier partícula alfa puede ser desviada en un ángulo grande? En el año 1909, los hallazgos de Geiger y Marsden fueron extraordinarios:

“Una pequeña fracción de las partículas alfa incidentes sobre el metal cambia su dirección en una forma tal que ellas emergen de nuevo en dirección opuesta al lugar de incidencia”.

En 1911, Rutherford junto con varios colaboradores, diseñó un experimento que consistía en bombardear con partículas alfa una lámina muy fina de oro (de unos pocos cientos de átomos de espesor) y registrar las trayectorias de las partículas alfa. De acuerdo al conocimiento existente (modelo atómico de Thomson) el resultado esperado era que, en su interacción con los átomos de oro, las partículas alfa sufrirían una leve modificación de sus trayectorias. Sin embargo, los resultados del experimento mostraron que, si bien la mayor parte de las partículas alfa no variaban su trayectoria al atravesar la lámina de oro, había partículas que se desviaban en ángulos bastante considerables e incluso algunas rebotaban completamente.

Figura 4. Ernest Rutherford (1871-1937).

Los resultados de dicho experimento hicieron que Rutherford postulase un nuevo modelo atómico consistente en un núcleo de reducidas dimensiones (con un radio de 10-14 a 10-15 metros) que concentra la carga positiva del átomo y la mayor parte de la masa alrededor de este núcleo, a una distancia de unos 10-10 metros, orbitarían los electrones. Los electrones tendrían que circular a una velocidad que permitiese compensar la atracción ejercida por la carga del núcleo.

Sin embargo, el modelo atómico de Rutherford presentaba un pequeño inconveniente y era que, sobre la base de la electrodinámica clásica, formulada por James Clerk Maxwell era inherentemente inestable. A diferencia de un sistema planetario, las partículas que se mueven en el modelo atómico de Rutherford son partículas cargadas (electrones) y su movimiento tiene lugar dentro de un campo eléctrico (el creado por el núcleo atómico). De acuerdo a la electrodinámica clásica, el átomo debería emitir energía en forma de ondas por lo que, de forma inexorable, los electrones terminarían cayendo sobre el núcleo atómico y esto ocurriría, de acuerdo a los cálculos, en centésimas de microsegundo. Sin embargo, la realidad nos dice que, en general, los átomos son estables y la realidad hizo que no se prestara mucha atención al modelo de Rutherford.

A finales de 1911, Thomson tenía trabajando con él a un joven físico danés, de nombre Niels Bohr (Figura 5), que había llegado a Cambridge atraído por el prestigio de Thomson y consideraba que era donde se hacía la física más avanzada del momento. Al parecer, la relación personal entre el joven estudiante de post-doctorado danés y el laureado físico británico no se desarrolló de forma que esperaba Bohr. En Inglaterra conoce a Rutherford y le solicita continuar su post-doctorado con él, en Manchester, a lo que el neozelandés accede con la condición de que Thomson esté de acuerdo. Bohr consigue el permiso de Thomson y, a principios de 1912, se desplaza a Manchester. Inicialmente, Bohr trabaja en determinados experimentos pero, sintiendo que la física experimental no era su fuerte, solicita y consigue de Rutherford el trabajar en el campo teórico, inicialmente en aspectos relacionados con la radioactividad, los cuales le conducen al campo de la estructura atómica. Bohr era consciente que intentar explicar las paradojas del modelo atómico desde un enfoque clásico era inútil. Desde el punto de vista clásico, el átomo no existe ya que es inherentemente inestable pero la realidad nos dice que los átomos existen. Es imposible, en el ámbito de la física clásica, obtener una formulación teórica matemática del átomo. Bohr, al igual que hiciera Einstein años atrás, invocando el principio heurístico, afirma que dado que los átomos son estables deberían existir configuraciones determinadas de los electrones que orbitan alrededor del núcleo que sean estables y postula que estas configuraciones están relacionadas, de forma no especificada, con la constante de Planck que, como habíamos visto, determinaba la cuantización de la energía. Bohr llegaría a afirmar que:

“…parece rigurosamente probado que la mecánica no puede explicar los hechos que tienen que ver con problemas relacionados con átomos individuales”

Es decir, cuando nos aproximamos a lo más pequeño, el modelo propuesto por la mecánica clásica no explica de forma correcta los hechos reales. Se hace necesario un nuevo modelo no clásico capaz de dar explicación a los fenómenos que ocurren en esa escala. De forma similar a la ley de Planck, que establece que la energía en forma de radiación se emite, y absorbe, en múltiplos enteros de cantidades discretas, denominadas cuantos (hν), Bohr afirma que los electrones se encuentran únicamente en órbitas con energías que son múltiplos enteros de hν.

Bohr trabajó en su modelo atómico durante 1912 y 1913 buscando resultados experimentales que permitan darle validez. En 1913, la llamada fórmula de Balmer, reclamó su atención (Ecuación 1). La fórmula de Balmer (generalizada posteriormente por Rydberg) es una fórmula puramente empírica que permite relacionar las distintas líneas que aparecen en el espectro del átomo de hidrógeno:

Ecuación 1. Fórmula de Balmer (1825-1898).

En la anterior ecuación, RH es la denominada constante de Rydberg. Bohr fue capaz de dar una explicación a las líneas espectrales afirmando que esas líneas representaban la diferencia de energía entre las distintas órbitas estables de su modelo atómico. También deriva el valor de RH de otras constantes físicas conocidas (como eran la constante de Planck, masa del electrón y carga del electrón) y, además predice la aparición de nuevas líneas en regiones del espectro no exploradas. Adicionalmente, Bohr define que las órbitas de los electrones deben tener un momento angular determinado y fijo y que las transiciones de los electrones entre las distintas formas ocurren en forma de saltos instantáneos. Bohr postula lo siguiente:

“…el equilibrio dinámico de los sistemas en las órbitas estables puede discutirse con la ayuda de la mecánica ordinaria mientras que el paso de los sistemas entre las diferentes órbitas estables no puede ser tratado de acuerdo a esa base”

En marzo de 1913 Bohr presentó a Rutherford un primer proyecto sobre la constitución de átomos y moléculas, después de lo cual fue publicado en la revista Philosophical Magazine en julio del mismo año. Los aspectos más trascendentales del artículo fueron los siguientes: 1) explica los experimentos de Rutherford con partículas alfa y su teoría de la estructura del átomo; 2) describe la estabilidad paradójica que presenta el modelo de Rutherford y, aprovecha la oportunidad para descartar el modelo de Thomson: “…en un intento por explicar alguna de las propiedades de la materia basado en este modelo, nos encontramos, sin embargo, con dificultades de una naturaleza seria, provenientes de la aparente inestabilidad del sistema de electrones: dificultades expresamente evitadas en modelos del átomo previamente considerados, por ejemplo, en uno propuesto por Sir J. J. Thomson”. Para Bohr, la principal diferencia entre los modelos de Rutherford y de Thomson, está en que el segundo permite a los electrones determinadas configuraciones y movimientos, para los cuales el sistema mantiene un equilibrio estable, lo cual aparentemente no existe para el modelo de Rutherford. 3) Bohr formula su postulado: “…el átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas estables bien definidas y cuantizadas, teniendo cada una de ellas una energía asociada”

Figura 5. Niels Bohr (1885-1962).

No obstante, uno de los aspectos más polémicos del modelo del átomo de Bohr fue la presencia de un profundo vacío filosófico. En los estados estacionarios, el átomo obedece las leyes clásicas de la mecánica newtoniana, por otro lado, cuando el átomo emite radiación, exhibe conducta discontinua (cuanto), de acuerdo con la primera ley propuesta por Planck en 1900.

Cabe mencionar que el artículo de Bohr de 1913 tuvo una recepción bastante opuesta en la comunidad científica de su época, especialmente por Thomson, quien objetó la concepción del átomo de Bohr en la mayoría de sus escritos desde 1913 hasta 1936. Sin embargo, Bohr no pudo explicar la existencia de órbitas estables, pero encontró que el momento angular del electrón era h/2π por un método el cual no pudo justificar. Pero sin lugar a dudas, el mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno.

Relación de la luz con la materia

Entre finales del siglo XIX y comienzos del XX, parecía que el edificio del conocimiento se encontraba casi completo. Desde Newton, los casi doscientos años de trabajo teórico y experimental en el campo de las ciencias naturales hacían que, prácticamente todos los fenómenos conocidos en distintos campos: dinámica, mecánica, óptica, termodinámica, electricidad, magnetismo, etc, tuvieran una explicación racional, determinista y coherente con las observaciones y la lógica.

Repasando en la historia de la búsqueda del entendimiento de la naturaleza de la luz, se debería comenzar en el último tercio del siglo XIX, destacando la publicación de las ecuaciones de James Clerk Maxwell (Figura 6), basadas en previas investigaciones de Faraday, Coulomb, Ampere y Gauss, que unificaron las interacciones electromagnéticas con la luz. Por otra parte, la teoría ondulatoria de la luz, iniciada por el científico inglés Thomas Young (1773-1829) e impulsada a comienzos del siglo XIX por el físico francés Agustin Fresnel (1788-1827), proporcionó un marco teórico y una explicación racional a los fenómenos observados y se mostraba superior a la teoría corpuscular de Newton. Maxwell creía en la existencia de una sustancia, el éter, que proporcionaba el soporte necesario a la transmisión de las ondas luminosas. Las propiedades físicas de esa hipotética sustancia eran contradictorias: por una parte debía tener una densidad ínfima que permitiera la velocidad de transmisión de la luz y, por otra parte debería ser muy rígida y tener un gran coeficiente de elasticidad para poder transmitir las vibraciones de alta frecuencia, sin embargo, los planetas lo atravesaban fácilmente.

Figura 6. James Clerk Maxwell (1831-1879).

El propio Maxwell propuso un experimento que podía demostrar la existencia del éter y que consistía en dividir un rayo de luz en dos, haciendo que cada uno de estos rayos viajase la misma distancia en direcciones distintas (uno en la dirección del movimiento de la Tierra con respecto al éter, y otro en la dirección perpendicular a dicho movimiento), ambos rayos se reflejarían y se harían coincidir en un punto. Analizando el patrón de interferencia se podría determinar que en una dirección la luz viajaría más rápido que en la otra, demostrándose la existencia del éter.

Albert Abraham Michelson (Figura 7) realizó el experimento mientras estaba trabajando en el laboratorio de Helmholtz en 1881 y, al no obtener diferencias en las velocidades de propagación de la luz, concluyó que bien se había producido un error experimental o que la Tierra, en su movimiento, arrastraba al éter de forma similar a como arrastra su propia atmósfera. Posteriormente Michelson, en 1887, con la colaboración de Edward Morley (1838-1923), diseñó y llevó a la práctica un famoso experimento que probaría la no existencia del éter. Las teorías de Maxwell, hasta entonces intocables, empezaban a desvanecerse.

Figura 7. Albert Abraham Michelson (1852-1931).

En el estudio de la radiación electromagnética y, por lo tanto, de la luz se utilizaba un objeto ideal conocido como cuerpo negro (concepto introducido por Gustav Kirchhoff en 1862) que es un objeto que absorbe toda la energía radiante que incide sobre él. El cuerpo negro emite energía de acuerdo a un patrón que se conoce como radiación de cuerpo negro. En 1879, el físico esloveno Josef Stefan (1835-1893) descubrió que la energía emitida como radiación por unidad de tiempo por un cuerpo negro era proporcional a la cuarta potencia de la temperatura absoluta del cuerpo. Diez años después su alumno, Ludwig Boltzmann (1844-1906), deriva matemáticamente el descubrimiento de Stefan a partir de la segunda ley de la Termodinámica formulando lo que se conoce como ley de Stefan-Boltzmann.

En 1896, Wilhelm Wien (1864-1928) describe el espectro producido cuando un cuerpo negro emite radiación. Wien descubre que la longitud de onda a la que la máxima energía es radiada se hace más corta a medida que la temperatura se incrementa, enunciando la conocida como ley de Wien. Esta ley explicaba el conocido fenómeno que se producía al calentar un metal, adquiriendo un color rojo y, a medida que la temperatura aumenta, el color se va desplazando a longitudes de onda menores. Si bien, la ley de Wien se ajusta a los resultados experimentales, no existía, dentro del marco de la física de la época, una explicación a la misma. Lord Rayleigh (1842-1919), que realizó en 1899 una importante contribución al conocimiento de la luz al explicar la razón por la que el color del cielo es azul (dispersión de Rayleigh) intentó, conjuntamente con Jeans, proporcionar una explicación a la ley de Wien partiendo de postulados clásicos a través de la formulación de la conocida como ley de Rayleigh-Jeans. Dicha ley describe el espectro de emisión del cuerpo negro a frecuencias bajas, pero se aleja de los datos observados para frecuencias altas. A medida que aumentan las frecuencias (o disminuye la longitud de onda) la energía emitida por el cuerpo negro, calculada de acuerdo a la ley de Rayleigh-Jeans, crece hacia el infinito incumpliendo el principio de conservación de la energía, produciéndose lo que se conoce como catástrofe ultravioleta.

Max Planck (Figura 8), en 1900, demostró que una descripción matemática de la radiación de un cuerpo negro que se ajusta a lo observado, podía realizarse si se supone que la materia sólo puede tener estados de energía discretos y no cualquier valor como suponía la hipótesis clásica, evitándose así la catástrofe ultravioleta. Planck formula su hipótesis en lo que se conoce como ley de Planck, constituyendo el primer pilar hacia formulación de la teoría cuántica de la materia. La ley de Planck propone que la radiación se emite y se absorbe en cantidades discretas (cuantos) y que la energía de los cuantos de radiación está relacionada con la frecuencia de la radiación a través de una constante que se conoce como constante de Planck (h).

Figura 8. Max Planck (1858-1947).

Otro fenómeno que condujo a la teoría cuántica de la luz y a ofrecer explicación de la naturaleza de los cuantos, fue el conocido como efecto fotoeléctrico. El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de electrones al incidir la luz sobre ciertos materiales. En 1887, Hertz observó que cuando la luz ultravioleta incide sobre electrodos metálicos, el voltaje requerido para producir una chispa era menor que el necesario en ausencia de radiación.

En 1900, Philipp Lenard (1862-1947) demostró que el efecto fotoeléctrico era el resultado de arrancar electrones. Años más tarde, en 1905, Albert Einstein (Figura 9), explicó el efecto fotoeléctrico postulando que la luz estaba compuesta por partículas discretas (ahora denominadas fotones) que son esencialmente cuantos de energía. Einstein postuló que existía una determinada frecuencia para cada metal por debajo de la cual, el efecto fotoeléctrico no se producía. Por su estudio sobre el efecto fotoeléctrico se le concedió a Einstein el Premio Nobel de Física en el año 1921.

Figura 9. Albert Einstein (1879-1955).

La masa de la materia y el bosón de Higgs

Los humanos han manipulado los átomos desde siempre para crear nuevos materiales y generar energía aprovechable, aún cuando ni siquiera sabíamos que existía el átomo. Componentes más pequeños que los átomos, como los quarks, leptones y bosones, se estudian actualmente para refinar nuestro entendimiento del Universo. Al igual que la Química posee una Tabla Periódica de los Elementos que se combinan, la Física tiene una tabla de subpartículas elementales que está descrita en el llamado Modelo Estándar donde se establecen 12 partículas diferentes. Actualmente se han identificado estas y otras subpartículas con dispositivos de altísima resolución como los colosales aceleradores del CERN, y varios de sus detectores como el CMS y ATLAS.

Todas ellas han sido observadas en alguna ocasión por los experimentos. Este modelo predice que todas las partículas tienen masa cero, algo totalmente imposible, a menos que exista otra partícula: el bosón de Higgs. Esta partícula fue postulada por primera vez en 1964 por el físico inglés Peter Higgs (Premio Nobel de Física en 2013; Figura 10). Es como si se tratase de un rascacielos de 12 plantas que se mantiene en pie pero que nadie es capaz de ver la primera planta del mismo. Siguiendo las leyes fundamentales de la Física, debería estar ahí esa planta porque los edificios no flotan en el aire. Pues bueno, el bosón de Higgs sería esa primera planta. No se puede ver físicamente pero sí obtener su efecto, que es por el cual los objetos adquieren masa.

El mundo de las partículas subatómicas se divide principalmente en dos tipos: fermiones y bosones. Los fermiones son partículas que componen la materia, y los bosones portan las fuerzas o interacciones entre ella. Los componentes del átomo (electrones, protones y neutrones) son fermiones, mientras que el fotón, el gluón y los bosones W y Z, son responsables respectivamente de las fuerzas: electromagnética, nuclear fuerte y nuclear débil. Un bosón es una partícula de espín entero, como el fotón, cuyo espín es la unidad. Un fermión (como el electrón) es una partícula de espín semientero (½ en este caso). Los fermiones son independientes: solo cabe uno en un estado cuántico determinado. Los bosones son todo lo contrario: añadirlos sucesivamente en el mismo estado necesita cada vez menos energía.

Figura 10. Peter Higgs (1929- ).

Los mecanismos de formación de la materia se producen a una escala entre un millón y un billón de veces más pequeña que la escala atómica. No hay modo de imaginárselo, pero lo que sí se sabe es que todas las cosas tienen masa. A medida que se profundiza en la materia llega un momento en que sus constituyentes ya no se pueden trocear más y estamos ante las partículas elementales. Se ha conseguido investigar y entender prácticamente todo lo que ocurría con ellas, salvo su masa. Cuando hemos troceado algo hasta dejarlo sin estructura, ¿de qué depende su masa? Esa ha sido una preocupación de la física en los últimos cincuenta años. El bosón de Higgs da respuesta a ese problema, sirviendo para explicar cómo esas partículas adquieren su masa por interacción con el campo energético invisible.

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