La teoría atómica ha recorrido un largo camino en los últimos miles de años. Comenzando en el siglo V a. C. con la teoría de Demócrito de "corpúsculos" indivisibles que interactúan entre sí mecánicamente, luego avanzando hacia el modelo atómico de Dalton en el siglo XVIII y luego madurando en el siglo XX con el descubrimiento de partículas subatómicas y teoría cuántica, El viaje de descubrimiento ha sido largo y sinuoso.
Podría decirse que uno de los hitos más importantes en el camino ha sido el modelo atómico de Bohr, que a veces se conoce como el modelo atómico de Rutherford-Bohr. Propuesto por el físico danés Niels Bohr en 1913, este modelo representa el átomo como un pequeño núcleo cargado positivamente rodeado de electrones que viajan en órbitas circulares (definidas por sus niveles de energía) alrededor del centro.
Teoría atómica del siglo XIX:
Los primeros ejemplos conocidos de teoría atómica provienen de la antigua Grecia y la India, donde filósofos como Demócrito postularon que toda la materia estaba compuesta de unidades diminutas, indivisibles e indestructibles. El término "átomo" fue acuñado en la antigua Grecia y dio origen a la escuela de pensamiento conocida como "atomismo". Sin embargo, esta teoría era más un concepto filosófico que científico.
No fue sino hasta el siglo XIX que la teoría de los átomos se articuló como una cuestión científica, con los primeros experimentos basados en evidencia que se llevaron a cabo. Por ejemplo, a principios de 1800, el científico inglés John Dalton utilizó el concepto del átomo para explicar por qué los elementos químicos reaccionaron de ciertas maneras observables y predecibles. A través de una serie de experimentos con gases, Dalton desarrolló lo que se conoce como la teoría atómica de Dalton.
Esta teoría se expandió sobre las leyes de conversación de masas y proporciones definidas y se redujo a cinco premisas: los elementos, en su estado más puro, consisten en partículas llamadas átomos; los átomos de un elemento específico son todos iguales, hasta el último átomo; los átomos de diferentes elementos pueden distinguirse por sus pesos atómicos; átomos de elementos se unen para formar compuestos químicos; los átomos no se pueden crear ni destruir en una reacción química, solo cambia la agrupación.
Descubrimiento del electrón:
A fines del siglo XIX, los científicos también comenzaron a teorizar que el átomo estaba formado por más de una unidad fundamental. Sin embargo, la mayoría de los científicos se aventuraron a que esta unidad sería del tamaño del átomo más pequeño conocido: el hidrógeno. A finales del siglo XIX, esto cambiaría drásticamente, gracias a la investigación realizada por científicos como Sir Joseph John Thomson.
A través de una serie de experimentos con tubos de rayos catódicos (conocidos como el tubo de Crookes), Thomson observó que los rayos catódicos podrían ser desviados por campos eléctricos y magnéticos. Llegó a la conclusión de que, en lugar de estar compuestos de luz, estaban formados por partículas cargadas negativamente que eran mil veces más pequeñas y 1800 veces más ligeras que el hidrógeno.
Esto efectivamente refutó la noción de que el átomo de hidrógeno era la unidad más pequeña de materia, y Thompson fue más allá al sugerir que los átomos eran divisibles. Para explicar la carga general del átomo, que consistía en cargas positivas y negativas, Thompson propuso un modelo mediante el cual los "corpúsculos" cargados negativamente se distribuían en un mar uniforme de carga positiva, conocido como el Modelo de pudín de ciruela.
Estos corpúsculos se llamarían más tarde "electrones", basados en la partícula teórica predicha por el físico angloirlandés George Johnstone Stoney en 1874. Y de esto, nació el Modelo de pudín de ciruela, llamado así porque se parecía mucho al desierto inglés que consiste en pastel de ciruela y pasas. El concepto fue introducido al mundo en la edición de marzo de 1904 del Reino Unido. Revista filosófica, con gran aclamación.
El modelo de Rutherford:
Experimentos posteriores revelaron una serie de problemas científicos con el modelo Plum Pudding. Para empezar, existía el problema de demostrar que el átomo poseía una carga de fondo positiva uniforme, que se conoció como el "Problema de Thomson". Cinco años después, el modelo sería refutado por Hans Geiger y Ernest Marsden, quienes realizaron una serie de experimentos utilizando partículas alfa y láminas de oro, también conocido como. el "experimento de la lámina de oro".
En este experimento, Geiger y Marsden midieron el patrón de dispersión de las partículas alfa con una pantalla fluorescente. Si el modelo de Thomson fuera correcto, las partículas alfa pasarían sin obstáculos a través de la estructura atómica de la lámina. Sin embargo, notaron que, si bien la mayoría se disparó directamente, algunos de ellos se dispersaron en varias direcciones, y algunos retrocedieron en la dirección de la fuente.
Geiger y Marsden concluyeron que las partículas habían encontrado una fuerza electrostática mucho mayor que la permitida por el modelo de Thomson. Dado que las partículas alfa son solo núcleos de helio (que están cargados positivamente), esto implicaba que la carga positiva en el átomo no estaba ampliamente dispersa, sino que se concentraba en un pequeño volumen. Además, el hecho de que esas partículas que no se desviaron pasaran sin obstáculos significaba que estos espacios positivos estaban separados por vastos abismos de espacio vacío.
Para 1911, el físico Ernest Rutherford interpretó los experimentos de Geiger-Marsden y rechazó el modelo del átomo de Thomson. En cambio, propuso un modelo en el que el átomo consistía principalmente en un espacio vacío, con toda su carga positiva concentrada en su centro en un volumen muy pequeño, que estaba rodeado por una nube de electrones. Esto se conoció como el Modelo Rutherford del átomo.
El modelo de Bohr:
Los experimentos posteriores de Antonius Van den Broek y Niels Bohr refinaron aún más el modelo. Mientras que Van den Broek sugirió que el número atómico de un elemento es muy similar a su carga nuclear, este último propuso un modelo del átomo similar al Sistema Solar, donde un núcleo contiene el número atómico de carga positiva y está rodeado por un igual número de electrones en capas orbitales (también conocido como el modelo de Bohr).
Además, el modelo de Bohr refinó ciertos elementos del modelo de Rutherford que eran problemáticos. Estos incluyeron los problemas derivados de la mecánica clásica, que predijeron que los electrones liberarían radiación electromagnética mientras orbitan un núcleo. Debido a la pérdida de energía, el electrón debería haberse disparado rápidamente hacia adentro y colapsado en el núcleo. En resumen, este modelo atómico implicaba que todos los átomos eran inestables.
El modelo también predijo que a medida que los electrones giraran en espiral hacia adentro, su emisión aumentaría rápidamente en frecuencia a medida que la órbita se hiciera más pequeña y más rápida. Sin embargo, los experimentos con descargas eléctricas a fines del siglo XIX mostraron que los átomos solo emiten energía electromagnética a ciertas frecuencias discretas.
Bohr resolvió esto proponiendo que los electrones que orbitan el núcleo de manera consistente con la teoría cuántica de radiación de Planck. En este modelo, los electrones pueden ocupar solo ciertos orbitales permitidos con una energía específica. Además, solo pueden ganar y perder energía saltando de una órbita permitida a otra, absorbiendo o emitiendo radiación electromagnética en el proceso.
Estas órbitas se asociaron con energías definidas, a las que se refirió como conchas de energía o niveles de energía. En otras palabras, la energía de un electrón dentro de un átomo no es continua, sino "cuantificada". Estos niveles se etiquetan así con el número cuántico norte (n = 1, 2, 3, etc.) que según él podría determinarse utilizando la fórmula de Ryberg, una regla formulada en 1888 por el físico sueco Johannes Ryberg para describir las longitudes de onda de las líneas espectrales de muchos elementos químicos.
Influencia del modelo de Bohr:
Si bien el modelo de Bohr demostró ser innovador en algunos aspectos, al fusionar la constante de Ryberg y la constante de Planck (también conocida como teoría cuántica) con el Modelo de Rutherford, sufrió algunos defectos que ilustrarían experimentos posteriores. Para empezar, asumió que los electrones tienen un radio y una órbita conocidos, algo que Werner Heisenberg refutaría una década después con su Principio de incertidumbre.
Además, si bien fue útil para predecir el comportamiento de los electrones en los átomos de hidrógeno, el modelo de Bohr no fue particularmente útil para predecir los espectros de átomos más grandes. En estos casos, donde los átomos tienen múltiples electrones, los niveles de energía no fueron consistentes con lo que Bohr predijo. El modelo tampoco funcionaba con átomos de helio neutros.
El modelo de Bohr tampoco pudo explicar el efecto Zeeman, un fenómeno observado por los físicos holandeses Pieter Zeeman en 1902, donde las líneas espectrales se dividen en dos o más en presencia de un campo magnético estático externo. Debido a esto, se intentaron varios refinamientos con el modelo atómico de Bohr, pero estos también resultaron ser problemáticos.
Al final, esto llevaría a que el modelo de Bohr sea reemplazado por la teoría cuántica, consistente con el trabajo de Heisenberg y Erwin Schrodinger. Sin embargo, el modelo de Bohr sigue siendo útil como herramienta de instrucción para presentar a los estudiantes teorías más modernas, como la mecánica cuántica y el modelo atómico de capa de valencia.
También demostraría ser un hito importante en el desarrollo del Modelo Estándar de física de partículas, un modelo caracterizado por "nubes de electrones", partículas elementales e incertidumbre.
Hemos escrito muchos artículos interesantes sobre teoría atómica aquí en la revista Space. Aquí está el modelo atómico de John Dalton, ¿qué es el modelo de pudín de ciruela, qué es el modelo de nube de electrones ?, ¿quién fue Demócrito? Y ¿cuáles son las partes del átomo?
Astronomy Cast también tiene algunos episodios sobre el tema: Episodio 138: Mecánica cuántica, Episodio 139: Niveles de energía y espectros, Episodio 378: Rutherford y átomos y Episodio 392: El modelo estándar - Introducción.
Fuentes:
- Niels Bohr (1913) "Sobre la Constitución de los átomos y las moléculas, Parte I"
- Niels Bohr (1913) "Sobre la Constitución de los átomos y las moléculas, Parte II Sistemas que contienen un solo núcleo"
- Enciclopedia Británica: modelo atómico de Borh
- Hiperfísica - Modelo de Bohr
- Universidad de Tennessee, Knoxville - El modelo Borh
- Universidad de Toronto - El modelo de Bohr del átomo
- NASA - Imagine the Universe - Antecedentes: átomos y energía luminosa
- Acerca de la educación - Modelo de Bohr del átomo
