Mecánica cuántica. Los doctores del Espín. VI

A diferencia de otros números n, k y m, el nuevo número de Pauli, sólo podía asumir un par de valores, razón por la cual le llamó “Zweideutigkeit” (que significa “duplicidad”). Era esa “duplicidad”, la que duplicaba el número de estados de electrones. Así que, donde antes sólo había un estado energético, con un conjunto único de tres números cuánticos n, k y m, ahora había dos estados de energía, n, k, m, A y n, k, m. B. Estos estados extra, explicaban la enigmática división de líneas espectrales, del efecto Zeeman “anómalo”. Entonces fue cuando el cuarto número cuántico de la “duplicidad”, condujo a Pauli a formular el “principio de exclusión”, uno de los grandes mandamientos de la naturaleza, según el cual, no puede haber, en un átomo, dos electrones que posean, el mismo conjunto de cuatro números cuánticos.

Las propiedades químicas de un elemento, no están determinadas por el número total de electrones de su átomo, sino tan sólo por la distribución de sus electrones de valencia. Si todos los electrones de un átomo, ocupasen el nivel energéticamente inferior, todos los elementos poseerían, las mismas propiedades químicas.

Era el “principio de exclusión” de Pauli, el que determinaba la ocupación de las capas electrónicas, en el nuevo modelo atómico de Niels Bohr, e impedía que todas se agrupasen en el inferior. De este modo, el principio de exclusión proporcionaba la explicación subyacente, para la disposición de los elementos de la tabla periódica y, el cierre de las capas de los gases raros, químicamente inertes.

Pero todavía seguía siendo un misterio, porqué son necesarios, para especificar la posición de los electrones en un átomo, cuatro números cuánticos y no tres. Desde el trabajo original de Bohr y Sommerfeld, se había aceptado que el electrón que se mueve, en torno a un núcleo, lo hace en tres dimensiones, razón por la cual, su descripción debería requerir, por tanto, tres números cuánticos ¿Cuál es pues, el fundamento físico del cuarto número cuántico de Pauli?

A finales de verano de 1925, dos estudiantes de postgrado neerlandeses, Samuel Goudsmit y George Uhlenbeck, se dieron cuenta de que la “duplicidad” propuesta por Pauli, no se limitaba a otro número cuántico más. A diferencia de los tres números cuánticos existentes n, k y m, que especificaban el momento angular del electrón dentro de su órbita, la forma de esa órbita y su orientación especial, respectivamente, la “duplicidad” era una

Aunque Wolfgang Pauli había echado un vistazo, al número de octubre del “Philosophical Magazine”, no había prestado la suficiente atención, no obstante, al artículo de Edmund Stoner. Por eso, aun sin presentar especiales habilidades atléticas, Pauli fue corriendo a la biblioteca para leerlo, apenas se enteró de que, en el prefacio de la cuarta edición de su manual “Atomic Structure and Spectral Lines”, Arnold Sommerfeld mencionaba su artículo. Pauli comprendió que, para un determinado valor de n, el número de estados energéticos disponibles del átomo, que un electrón puede ocupar, es equivalente a todos los posibles valores, que pueden asumir los números cuánticos k y m y, es igual a 2n². La regla de Stoner transmitía la serie correcta de números 2, 8, 18, 32… de los elementos que componen las filas de la tabla periódica. Pero ¿por qué era el número de electrones de una capa cerrada, dos veces el valor de N o n²? Pauli descubrió, que la respuesta era un cuarto número cuántico, que debía ser asignado a los electrones en los átomos.

A diferencia de otros números n, k y m, el nuevo número de Pauli, sólo podía asumir un par de valores, razón por la cual le llamó “Zweideutigkeit” (que significa “duplicidad”). Era esa “duplicidad”, la que duplicaba el número de estados de electrones. Así que, donde antes sólo había un estado energético, con un conjunto único de tres números cuánticos n, k y m, ahora había dos estados de energía, n, k, m, A y n, k, m. B. Estos estados extra, explicaban la enigmática división de líneas espectrales, del efecto Zeeman “anómalo”. Entonces fue cuando el cuarto número cuántico de la “duplicidad”, condujo a Pauli a formular el “principio de exclusión”, uno de los grandes mandamientos de la naturaleza, según el cual, no puede haber, en un átomo, dos electrones que posean, el mismo conjunto de cuatro números cuánticos.

Las propiedades químicas de un elemento, no están determinadas por el número total de electrones de su átomo, sino tan sólo por la distribución de sus electrones de valencia. Si todos los electrones de un átomo, ocupasen el nivel energéticamente inferior, todos los elementos poseerían, las mismas propiedades químicas.

Era el “principio de exclusión” de Pauli, el que determinaba la ocupación de las capas electrónicas, en el nuevo modelo atómico de Niels Bohr, e impedía que todas se agrupasen en el inferior. De este modo, el principio de exclusión proporcionaba la explicación subyacente, para la disposición de los elementos de la tabla periódica y, el cierre de las capas de los gases raros, químicamente inertes.

Pero todavía seguía siendo un misterio, porqué son necesarios, para especificar la posición de los electrones en un átomo, cuatro números cuánticos y no tres. Desde el trabajo original de Bohr y Sommerfeld, se había aceptado que el electrón que se mueve, en torno a un núcleo, lo hace en tres dimensiones, razón por la cual, su descripción debería requerir, por tanto, tres números cuánticos ¿Cuál es pues, el fundamento físico del cuarto número cuántico de Pauli?

A finales de verano de 1925, dos estudiantes de postgrado neerlandeses, Samuel Goudsmit y George Uhlenbeck, se dieron cuenta de que la “duplicidad” propuesta por Pauli, no se limitaba a otro número cuántico más. A diferencia de los tres números cuánticos existentes n, k y m, que especificaban el momento angular del electrón dentro de su órbita, la forma de esa órbita y su orientación especial, respectivamente, la “duplicidad” era una propiedad intrínseca del electrón, a la que Goudsmit y Uhlenbeck denominaron “spin” (El espín -del inglés spin 'giro, girar'- se refiere a una propiedad física de las partículas subatómicas, por la cual toda partícula elemental, tiene un momento angular intrínseco de valor fijo). Esa elección de nombre resultó, no obstante, desafortunada, porque evocaba imágenes de objetos girando. El “spin” del electrón era un concepto estrictamente cuántico, que resolvía algunos de los problemas, que seguían asediando, a la teoría de una estructura atómica, al tiempo que proporcionaba una clara justificación física, del principio de exclusión.

Pues eso.

(Continuará)