Después de su boda en 1912, y de su luna de miel en Cambridge, Manchester y Escocia, ya de nuevo en Copenhague,
Niels Bohr comenzó a enseñar termodinámica, como “
privatdozent”, en la universidad. Cada mañana iba en bicicleta a toda velocidad a su nuevo despacho. Era inagotable y siempre parecía tener prisa. El relajado físico fumador de pipa, que tenemos hoy de su imagen, todavía no había despertado. Igual que a
Einstein, a
Bohr la preparación de sus clases le resultaba muy laboriosa, y le dejaban poco tiempo libre, para enfrentarse a los problemas que realmente le asediaban. Lo que realmente le interesaba, era la inestabilidad mecánica, que afectaba al átomo de
Rutherford, su gran maestro.
Más allá de afirmar que los electrones giran en torno al núcleo, como los planetas en torno al Sol, en sus trabajos
Rutherford no decía nada, sobre su posibles disposición. Se sabía que un anillo de electrones, girando en torno a un núcleo, era inestable debido a las fuerzas de repulsión, que cada electrón ejerce, por compartir la misma carga, sobre los demás. Tampoco podía estar quieto porque, como las cargas opuestas se atraen, los electrones hubieran acabado colapsándose sobre el núcleo, cargado positivamente. Los problemas a los que el joven
Bohr debía enfrentarse, eran cada vez mayores. Los electrones no podían formar un anillo, tampoco podían permanecer quietos, ni podía dar vueltas en torno al núcleo y, por último, tampoco había, con un núcleo tan diminuto en su centro, modo alguno – en el modelo de
Rutherford – de determinar el radio de un átomo.
Ernest Rutherford
Mientras otros habían interpretado estos problemas de inestabilidad, como una prueba irrefutable, en contra del átomo nuclear de
Rutherford, lo cierto es que para
Bohr, no hacían más que subrayar los límites de la física clásica subyacente, que predecía su defunción. Su identificación de la radiactividad con un fenómeno “nuclear” – que no “atómico” – y su trabajo pionero con los radioelementos (posteriormente conocidos como “
isótopos”) y la carga nuclear, acabaron convenciendo a
Bohr, de la estabilidad del átomo de
Rutherford. Y es que, aunque no podía soportar el peso de la física establecida, tampoco experimentaba el supuesto colapso.
Y esa fue la contradicción, a la que Bohr debió responder.
Bohr acabó asumiendo, que la “cuestión de la estabilidad, debe ser contemplada desde una perspectiva diferente”. Entonces se dio cuenta que, para “salvar” el átomo de Rutherford, se necesitaba un “cambio radical”, y apeló, para ello, a los “cuantos” descubiertos, a regañadientes, por
Max Planck y defendidos por
Einstein. El hecho de que la emisión y absorción de energía, en la interacción entre radiación y materia, no fuese continua sino discreta, y que se llevase a cabo en paquetes de tamaño diferente, era algo que transcendía el dominio de la física “clásica”, consagrada por el tiempo. Bohr tenía claro, que el átomo “se halla, de alguna manera, gobernado por los cuantos”. Pero, en septiembre de 1912, aún ignoraba como eso sucedía.
Margrethe Nørlund- Bohr
A Niels Bohr, le gustaron durante toda su vida las novelas policíacas. Y, como buen detective, buscaba pistas en la misma escena del crimen. La primera de ella se la proporcionaron, las predicciones de inestabilidad. Convencido de la estabilidad del átomo de Rutherford, Bohr esbozó una idea que, con el paso del tiempo, resultó esencial para su investigación posterior, el concepto de “estados estacionarios”. La física clásica no imponía restricción alguna, sobre la órbita que un electrón podía ocupar dentro de un átomo. Pero Bohr si lo hizo. Como si fuera un arquitecto, que estuviera diseñando un edificio, adaptado a una serie de estrictas condiciones impuestas por su cliente, Bohr restringió el movimiento de los electrones, a determinadas órbitas “especiales”, en las que no pueden emitir radiación continua y caer sobre el núcleo.
Ese movimiento, acabó siendo un golpe de genio. Bohr creía que en el mundo atómico, no eran válidas determinadas leyes de la física establecida, lo que le llevó a “cuantizar” las órbitas, en las que podía moverse los electrones. Renunció a la idea clásica, de que los electrones pueden moverse en torno al núcleo, a cualquier distancia. En su opinión, el electrón sólo puede ocupar, de todas las órbitas posibles permitidas por la física clásica, unas pocas, las llamadas “estados estacionarios”.
Se trataba de una propuesta radicalmente innovadora: los electrones ocupan órbitas especiales, en las que no irradian energía, y no irradian energía, porque ocupan órbitas especiales. Así que, al menos pues, que pudiera esbozar una explicación física real de sus estados estacionarios, su concepto de órbitas electrónicas, acabaría desdeñado como un mero armazón teórico, erigido para sostener, una estructura atómica desacreditada. Por eso Bohr pidió unos meses sabáticos, que le concedieron. Entonces se recluyó con su esposa Margrethe, en una casa de campo, y se dispuso a buscar más pistas atómicas. Justo antes de Navidades, descubrió una en la obra de John Nicholson. Era la explicación de los “estados estacionarios”, la razón por la cual los electrones, sólo podían ocupar determinadas órbitas en torno al núcleo.
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Niels Bohr
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Un objeto que se mueve en línea recta, posee un determinado
“momento lineal”, que no es más que la masa del objeto por su velocidad. Por el contrario, un objeto que se mueve en círculo, posee un determinado
“momento angular”, llamado L, que es la masa del electrón, multiplicada por su velocidad y por el radio de su órbita, es decir L=mvr. También descubrió Bohr, que un antiguo colega de Cambridge, afirmaba que el momento angular de un anillo de electrones, sólo podía cambiar en múltiplos de h/2π, en donde h es la “
constante de Planck”, y pi (π) la conocida constante numérica de las matemáticas 3,14,16… Esa fue para
Niels Bohr, la pista perdida que podía ayudarle a sustentar, su concepto de estados estacionarios. Sólo estaban, pues, permitidas, aquellas órbitas en las que el momento angular del electrón, era un número entero n multiplicado por h y dividido por 2π. Todas las demás órbitas, es decir, los estados no-estacionarios, estaban prohibidos. En consecuencia dentro del átomo, el momento angular se halla “cuantizado”, y sólo puede asumir el valor L=nh/2π.
Del mismo modo que una persona en una escalera, sólo puede hallarse en este o aquel peldaño, y no en cualquier punto intermedio entre ambos, el hecho de que las órbitas de los electrones se hallan “cuantizadas”, implica que también lo están las energías que, dentro del átomo, posee el electrón. El peldaño más bajo, de esta escalera de energía atómica, es n=1, cuando el electrón se halla en la primera órbita, el estado cuántico de energía inferior.
El modelo de
Bohr, predice que el nivel de energía mínimo E1, es decir, el llamado “
estado fundamental” del átomo de hidrógeno, era de -13,6 eV (electrovoltios, la unidad de medida de la energía a escala atómica). Y el signo menos, indica que el electrón está atado al núcleo. Si el electrón ocupa, cualquier otra órbita diferente a n=1, se dice que el átomo se halla en un “
estado excitado”. Posteriormente denominado “
número cuántico principal”, n es siempre un número entero, que designa la serie de estados estacionarios, que puede ocupar el electrón, y la correspondiente serie de niveles de energía, es decir, del átomo. También descubrió, que el radio de las otras órbitas permitidas, aumentaba en función de un factor n². Así pues, cuando n=1, el radio es r; cuando n=2, el radio es 4r; cuando n=3, el radio es 9r… etc.
Y así fue como Niels Bohr, estabilizó el átomo nuclear de Rutherford, cuantizando el momento angular de los electrones giratorios. Y explicando, de ese modo, porque sólo podían, de todas las órbitas posibles, ocupar algunas de ellas, los llamados “estados estacionarios”.
Pues eso.
Palma. Ca’n Pastilla a 17 de Julio del 2020.
