Los electrones de un átomo solo pueden estar en órbitas permitidas.
Cuando John Dalton propuso por primera vez en la historia de la ciencia moderna la teoría atómica de la estructura de la materia , los átomos le parecían indivisibles, como bolas de billar microscópicas. Sin embargo, a lo largo del siglo XIX, se hizo cada vez más claro que tal modelo era inaceptable. El punto de inflexión fue el descubrimiento del electrón por J.J. Thomson en 1897, de lo que se dedujo que el átomo consta de partículas separadas, evidencia directa contra su indivisibilidad. El último clavo en el ataúd del átomo indivisible fue el descubrimiento en 1911 del núcleo atómico ( ver la experiencia de Rutherford). Después de estos descubrimientos, quedó claro que el átomo no solo es divisible, sino que también tiene una estructura discreta: consta de un núcleo central masivo con carga positiva y electrones ligeros con carga negativa que orbitan a su alrededor.
Pero con este simple modelo planetario del átomo, surgieron problemas de inmediato. En primer lugar, de acuerdo con las leyes físicas de esa época, tal átomo no podría haber existido más de una fracción de instante; afortunadamente para nosotros, tenemos todas las razones para afirmar que este hecho no está confirmado por la experiencia. El razonamiento fue el siguiente: de acuerdo con las leyes de la mecánica de Newton, un electrón en órbita se mueve con aceleración. En consecuencia, de acuerdo con las ecuaciones de Maxwell, debe emitir ondas electromagnéticas y, como consecuencia, perder energía (en virtud de la ley de conservación de la energía; ver Ecuación de estado de un gas ideal) y pronto abandonan la órbita y caen sobre el núcleo. Este es un problema de física estándar para los estudiantes de primer año; y cualquiera de ellos puede probar fácilmente mediante ese razonamiento que un átomo planetario no durará ni un segundo. Evidentemente, algo andaba mal en este modelo simple de la estructura del átomo; ya que los átomos reales que nos rodean existen desde hace miles de millones de años.
Teoría del Átomo de Bohr
El joven teórico danés Niels Bohr, que recientemente llegó para realizar una pasantía en Inglaterra después de defender su tesis doctoral en su tierra natal; logró resolver este problema y orientar a los físicos por el camino correcto para comprender la estructura atómica. Como punto de partida, Bohr tomó los nuevos postulados de la mecánica cuántica; según los cuales a nivel subatómico, la energía se emite exclusivamente en porciones, que se denominan «cuantos». El físico alemán Max Planck aprovechó la idea de que los átomos emiten luz en partículas separadas(más tarde llamadas «fotones» por Albert Einstein) para resolver el problema de la radiación del cuerpo negro. Utilizando el concepto de fotones, Albert Einstein explicó teóricamente el efecto fotoeléctrico… Tanto Planck como Einstein recibieron el Premio Nobel por su trabajo.
Bohr llevó la teoría cuántica un paso más allá y la aplicó al estado de los electrones en órbitas atómicas. Hablando científicamente, asumió que el momento angular del electrón ( ver el experimento de Stern-Gerlach ) está cuantificado. Además, mostró que en este caso el electrón no puede estar a una distancia arbitraria del núcleo atómico; sino que solo puede estar en un número de órbitas fijas, llamadas «órbitas permitidas» . Los electrones en tales órbitas no pueden emitir ondas electromagnéticas de intensidad y frecuencia arbitrarias; de lo contrario, lo más probable es que tengan que moverse a una órbita más baja y sin resolver. Por lo tanto, se mantienen en su órbita superior; como el avión en el aeropuerto de salida cuando el aeropuerto de destino está cerrado por mal tiempo.
Sin embargo, los electrones pueden moverse a una órbita permitida diferente. Como la mayoría de los fenómenos en el mundo de la mecánica cuántica, este proceso no es fácil de visualizar. Un electrón simplemente desaparece de una órbita y se materializa en otra, sin cruzar el espacio entre ellos. Este efecto se denominó «salto cuántico». Más tarde, este término ganó gran popularidad y entró en nuestro léxico con el significado de «mejora repentina y rápida». Si un electrón salta a una órbita inferior, pierde energía y, en consecuencia; emite un cuanto de luz: un fotón de energía fija con una longitud de onda fija. A simple vista, distinguimos fotones de diferentes energías por color; un cable de cobre que brilla sobre un fuego se ilumina en azul y una lámpara de sodio del alumbrado público: amarillo. Para moverse a una órbita más alta, el electrón debe, en consecuencia, absorber el fotón.
En la imagen de Bohr de un átomo, los electrones se mueven hacia arriba y hacia abajo en las órbitas en saltos discretos, de una órbita permitida a otra, al igual que subimos y bajamos los escalones de una escalera. Cada salto va necesariamente acompañado de la emisión o absorción de un cuanto de energía de radiación electromagnética, que llamamos fotón.
Con el tiempo, la hipótesis intuitiva de Bohr dio paso a una formulación sistemática estricta en el marco de las leyes de la mecánica cuántica; en particular el concepto de la naturaleza dual de las partículas elementales onda-corpuscular ( ver el principio de complementariedad ). Hoy en día, los electrones nos parecen no como planetas microscopicos que orbitan un núcleo atómico; sino como ondas de probabilidad que salpican dentro de sus órbitas, como el reflujo y el flujo en una cuenca toroidal, y obedecen la ecuación de Schrödinger. Los físicos modernos calculan las características de estas ondas para los átomos más complejos en la estructura y las utilizan para explicar las propiedades y el comportamiento de estos átomos. Sin embargo, el cuadro fundamental de toda la mecánica cuántica moderna fue pintado en su gran intuición por Niels Bohr.
