Durante mucho tiempo, la estructura del átomo fue un tema debatido entre los físicos, hasta que apareció un modelo creado por el científico danés Niels Bohr. No fue el primero que trató de describir el movimiento de las partículas subatómicas, pero fueron sus desarrollos los que hicieron posible crear una teoría consistente con la capacidad de predecir la ubicación de una partícula elemental en un momento u otro.
Camino de vida
Niels Bohr nació el 7 de octubre de 1885 en Copenhague y murió allí el 18 de noviembre de 1962. Se le considera uno de los más grandes físicos, y no es de extrañar: fue él quien logró construir un modelo consistente de átomos similares al hidrógeno. Según la leyenda, vio en un sueño cómo algo parecido a los planetas giraba alrededor de cierto centro luminoso enrarecido. Este sistema luego se redujo drásticamente a un tamaño microscópico.
Desde entonces, Bohr ha estado buscando arduamente una manera de traducir el sueño en fórmulas y tablas. Al estudiar cuidadosamente la literatura moderna sobre física, experimentar en el laboratorio y pensar, pudo lograr su objetivo.metas. Incluso la timidez congénita no le impidió publicar los resultados: le daba vergüenza hablar frente a una gran audiencia, comenzó a confundirse y la audiencia no entendía nada de las explicaciones del científico.
Precursores
Antes de Bohr, los científicos intentaron crear un modelo del átomo basado en los postulados de la física clásica. El intento más exitoso fue el de Ernest Rutherford. Como resultado de numerosos experimentos, llegó a la conclusión de la existencia de un núcleo atómico masivo, alrededor del cual los electrones se mueven en órbitas. Dado que gráficamente dicho modelo era similar a la estructura del sistema solar, el nombre del planetario se fortaleció detrás de él.
Pero tenía un inconveniente importante: el átomo correspondiente a las ecuaciones de Rutherford resultó ser inestable. Tarde o temprano, los electrones, moviéndose con aceleración en órbitas alrededor del núcleo, tenían que caer sobre el núcleo, y su energía se gastaría en radiación electromagnética. Para Bohr, el modelo de Rutherford se convirtió en el punto de partida para construir su propia teoría.
Primer postulado de Bohr
La principal innovación de Bohr fue el rechazo del uso de la física newtoniana clásica en la construcción de la teoría del átomo. Habiendo estudiado los datos obtenidos en el laboratorio, llegó a la conclusión de que una ley tan importante de la electrodinámica como el movimiento uniformemente acelerado sin radiación ondulatoria no funciona en el mundo de las partículas elementales.
El resultado de sus reflexiones fue una ley que suena así: un sistema atómico es estable sólo si está en uno de los posibles estados estacionariosestados (cuánticos), cada uno de los cuales corresponde a una determinada energía. El significado de esta ley, también llamada postulado de los estados cuánticos, es reconocer la ausencia de radiación electromagnética cuando un átomo se encuentra en dicho estado. Además, una consecuencia del primer postulado es el reconocimiento de la presencia de niveles de energía en el átomo.
Regla de frecuencia
Sin embargo, era obvio que un átomo no puede estar siempre en el mismo estado cuántico, ya que la estabilidad niega cualquier interacción, lo que significa que no habría ni Universo ni movimiento en él. La aparente contradicción fue resuelta por el segundo postulado del modelo de estructura atómica de Bohr, conocido como regla de frecuencia. Un átomo es capaz de pasar de un estado cuántico a otro con el correspondiente cambio de energía, emitiendo o absorbiendo un cuanto, cuya energía es igual a la diferencia entre las energías de los estados estacionarios.
El segundo postulado también contradice la electrodinámica clásica. Según la teoría de Maxwell, la naturaleza del movimiento de un electrón no puede afectar la frecuencia de su radiación.
Espectro atómico
El modelo cuántico de Bohr fue posible gracias a un cuidadoso estudio del espectro del átomo. Durante mucho tiempo, los científicos se sintieron avergonzados de que, en lugar de la esperada región de color continua obtenida al estudiar los espectros de los cuerpos celestes, el espectrograma del átomo fuera discontinuo. Las líneas de colores brillantes no fluyen entre sí, sino que están separadas por impresionantes áreas oscuras.
Teoría de la transición electrónica de un estado cuántico aotro explicó esta rareza. Cuando un electrón se movía de un nivel de energía a otro, donde se le requería menos energía, emitía un cuanto, que se reflejaba en el espectrograma. La teoría de Bohr demostró inmediatamente la capacidad de predecir cambios adicionales en los espectros de átomos simples como el hidrógeno.
Defectos
La teoría de Bohr no rompió completamente con la física clásica. Aún conservaba la idea del movimiento orbital de los electrones en el campo electromagnético del núcleo. La idea de la cuantificación durante la transición de un estado estacionario a otro complementó con éxito el modelo planetario, pero aún no resolvió todas las contradicciones.
Aunque a la luz del modelo de Bohr, el electrón no podía entrar en un movimiento en espiral y caer en el núcleo, irradiando energía continuamente, no estaba claro por qué no podía ascender sucesivamente a niveles de energía más altos. En este caso, todos los electrones terminarían tarde o temprano en el estado de energía más bajo, lo que conduciría a la destrucción del átomo. Otro problema eran las anomalías en los espectros atómicos que la teoría no explicaba. Allá por 1896, Peter Zeeman realizó un curioso experimento. Colocó un gas atómico en un campo magnético y tomó un espectrograma. Resultó que algunas líneas espectrales se dividieron en varias. Tal efecto no fue explicado en la teoría de Bohr.
Construyendo un modelo del átomo de hidrógeno según Bohr
A pesar de todas las deficiencias de su teoría, Niels Bohr pudo construir un modelo realista del átomo de hidrógeno. Al hacerlo, utilizó la regla de frecuencia y las leyes de la clásicamecánica. Los cálculos de Bohr para determinar los posibles radios de las órbitas de los electrones y calcular la energía de los estados cuánticos resultaron ser bastante precisos y se confirmaron experimentalmente. Las frecuencias de emisión y absorción de las ondas electromagnéticas correspondían a la ubicación de los espacios oscuros en los espectrogramas.
Así, usando el ejemplo del átomo de hidrógeno, se demostró que cada átomo es un sistema cuántico con niveles de energía discretos. Además, el científico pudo encontrar una manera de combinar la física clásica y sus postulados utilizando el principio de correspondencia. Afirma que la mecánica cuántica incluye las leyes de la física newtoniana. Bajo ciertas condiciones (por ejemplo, si el número cuántico fuera lo suficientemente grande), la mecánica cuántica y la clásica convergen. Esto se demostró por el hecho de que con un aumento en el número cuántico, la longitud de los espacios oscuros en el espectro disminuyó hasta desaparecer por completo, como se esperaba a la luz de los conceptos newtonianos.
Significado
La introducción del principio de correspondencia se ha convertido en un importante paso intermedio hacia el reconocimiento de la existencia de la mecánica cuántica especial. El modelo del átomo de Bohr se ha convertido para muchos en un punto de partida para construir teorías más precisas sobre el movimiento de las partículas subatómicas. Niels Bohr no pudo encontrar una interpretación física exacta de la regla de cuantización, pero tampoco pudo hacer esto, ya que las propiedades de onda de las partículas elementales se descubrieron solo con el tiempo. Louis de Broglie, complementando la teoría de Bohr con nuevos descubrimientos, demostró que cada órbita, segúnque se mueve el electrón es una onda que se propaga desde el núcleo. Desde este punto de vista, el estado estacionario del átomo se empezó a considerar tal que se forma en el caso de que la onda, habiendo dado una vuelta completa alrededor del núcleo, se repita.
