El modelo atómico de Bohr

Las primeras aportaciones relevantes de Bohr a la Física contemporánea tuvieron lugar en 1913, cuando, para afrontar los problemas con que había topado su maestro y amigo Rutherford, afirmó que los movimientos internos que tienen lugar en el átomo están regidos por leyes particulares, ajenas a las de la física tradicional. Al hilo de  esta afirmación, Bohr observó también que los electrones, cuando se hallan en ciertos estados estacionarios, dejan de irradiar energía.

Niels Bohr

En realidad, Rutherford había vislumbrado un átomo de hidrógeno conformado por un protón (es decir, una carga positiva central) y un partícula negativa que giraría alrededor de dicho protón de un modo semejante al desplazamiento descrito por los planetas en sus órbitas en torno al sol. Pero esta teoría contravenía las leyes de la física tradicional, puesto que, a tenor de lo conocido hasta entonces, una carga eléctrica en movimiento tenía que irradiar energía, y, por lo tanto, el átomo no podría ser estable. 

Niels Bohr aceptó, en parte, la teoría atómica de Rutherford, pero la superó combinándolo con las teorías cuánticas de Max Planck (1858-1947). En los tres artículos que publicó en el Philosophical Magazine en 1913, Bohr enunció cuatro postulados: 1) Un átomo posee un determinado número de órbitas estacionarias, en las cuales los electrones no radian ni absorben energía, aunque estén en movimiento. 2) El electrón gira alrededor de su núcleo de tal forma que la fuerza centrífuga sirve para equilibrar con exactitud la atracción electrostática de las cargas opuestas. 3) El momento angular del electrón en un estado estacionario es un múltiplo de h / 2p (donde h es la constante cuántica universal de Planck).

Según el cuarto postulado, cuando un electrón pasa de un estado estacionario de más energía a otro de menos (y, por ende, más cercano al núcleo), la variación de energía se emite en forma de un cuanto de radiación electromagnética (es decir, un fotón). Y, a la inversa, un electrón sólo interacciona con un fotón cuya energía le permita pasar de un estado estacionario a otro de mayor energía.

Dicho de otro modo, la radiación o absorción de energía sólo tiene lugar cuando un electrón pasa de una órbita de mayor (o menor) energía a otra de menor (o mayor), que se encuentra más cercana (o alejada) respecto al núcleo. La frecuencia f de la radiación emitida o absorbida viene determinada por la relación: E1 - E2 = hf, donde E1 y E2 son las energías correspondientes a las órbitas de tránsito del electrón. Merced a este último y más complejo postulado, Bohr pudo explicar por qué, por ejemplo, los átomos de hidrógeno ceden distintivas longitudes de onda de luz, que aparecen en el espectro del hidrógeno como una distribución fija de líneas de luz conocida como serie de Balmer.

En un principio, el modelo atómico propuesto por Bohr desconcertó a la mayor parte de los científicos de todo el mundo. Su manera de explicar la estructura de un átomo era hacer caso omiso (al menos en ciertas partes pequeñas del átomo) de un principio aceptado de la física. La teoría atómica de Bohr parecía casi un timo: inventar un modelo simplemente por el hecho de que podría funcionar bien. Pero, a raíz de que su colega y maestro Rutherford le felicitara efusivamente por estos postulados, numerosos investigadores del Centro y el Norte de Europa comenzaron a interesarse por las ideas del físico danés, y algunos de ellos, como los alemanes James Franck (1882-1964) y Gustav Hertz (1887-1975), proporcionaron nuevos datos que confirmaban la validez del modelo de Bohr.

La teoría atómica de Bohr se aplicó, en efecto, al estudio del átomo de hidrógeno, aunque enseguida pudo generalizarse a otros elementos superiores, gracias a la amplitud y el desarrollo que le proporcionó el trabajo de Arnold Sommerfeld (1868-1951), que mejoró el modelo del danés para explicar la estructura fina del espectro. De ahí que los postulados lanzados por Niels Bohr en 1913 puedan considerarse como las bases en que se sustenta la física nuclear contemporánea.

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