Niels Bohr y Max Planck. IV
- Escrito por Emilio Alonso Sarmiento
- Publicado en Tribuna Libre
Asombrosamente, Niels Bohr era casi por completo ignorante, de todo lo relacionado con la espectroscopia, cuando comenzó a trabajar sobre el modelo “sistema solar” del átomo de Ernest Rutherford. Según la leyenda, un día Bohr estaba hojeando un libro de texto escolar de física y, se topó, casualmente con la “fórmula de Balmer”. Intrigado por su intratable singularidad, empezó a hacer cuentas mentales. Entonces llegó el momento “eureka”. Se dio cuenta de que la fórmula de Balmer, se podía escribir de otra manera, usando la constante h, que Planck había empleado en su fórmula, destinada a establecer el tamaño de los “cuantos”, es su teoría de la luz. ¡Esto significaba que el espectro de un elemento, tenía relación con la teoría cuántica! ¿Pero de qué manera exactamente? Bohr se concentró en el elemento más simple de todos, el hidrógeno. Según la representación del átomo de Rutherford, el hidrógeno tiene un solo electrón, que orbita alrededor del núcleo central. De acuerdo con las leyes de la física clásica, debería irradiar, una sola banda de color. En su lugar irradiaba varias bandas separadas, conectadas según un patrón fijo y regular (conforme al 3, 4, 5 etc. De la fórmula de Balmer).
En teoría, el electrón único del átomo de hidrógeno, podía girar alrededor del núcleo, describiendo todo tipo de órbitas diferentes. Cuanto mayor el radio, a mayor velocidad orbitaría el electrón y, por tanto, mayor sería su energía. De modo que si el electrón, pasaba a una órbita menor, tendrá que emitir energía, cosa que haría en forma de luz. La energía emitida por el átomo, era lo que conformaba su espectro. Bohr vio enseguida, lo que esto quería decir. Las precisas bandas energéticas, que conforman el espectro, estaban relacionadas, de algún modo, con las diferentes órbitas del electrón. Bohr se percató de que, para emitir la cantidad fija de energía requerida, el electrón tenía que moverse, entre ciertas órbitas fijas. Mientras que el electrón tuviera una órbita fija, el átomo se hallaría, en lo que Bohr llamó su “estado estacionario”. Sólo cuando se moviera, entre estas órbitas fijas, emitiría la cantidad fija de energía, necesaria para producir un tipo de banda en el espectro. Por ello entendió que las órbitas fijas, de estos estados estacionarios, estaban relacionadas con la fórmula de Balmer, pues ésta daba las cifras, para las bandas en el espectro de emisión.
Como hemos visto, en un momento de inspiración, Bohr se dio cuenta, de que se podía rescribir la fórmula de Balmer, con la constante de Planck, relativa al comportamiento de los cuantos. ¡Esto suponía que las diferentes órbitas del electrón, en el átomo de hidrógeno, estaban fijadas de acuerdo con la teoría cuántica! La estructura del átomo, estaba determinada por la teoría cuántica.
Recapitulando: En cada estado estacionario, el electrón tiene un radio fijo diferente. Bohr ya se había dado cuenta, de que estos estados, debían de estar relacionados, con la fórmula de Balmer para las bandas espectrales. ¡Así que cada radio fijo de electrón, estaba relacionado con las diferentes aplicaciones, de la fórmula de Balmer! En otras palabras, Bohr se había dado cuenta, de que tanto la fórmula de Balmer, para las bandas espectrales, como la teoría cuántica, tenían conexión con la estructura del átomo.
Pues eso.
(Continuará. )
Emilio Alonso Sarmiento
Nacido en 1942 en Palma. Licenciado en Historia. Aficionado a la Filosofía y a la Física cuántica. Político, socialista y montañero.
