¿Cómo se desarrollaron los modelos de estructura atómica?
En 1910, sin embargo, Rutherford y sus alumnos realizaron un experimento en su laboratorio que pasó a la historia. Bombardearon un trozo extremadamente delgado de lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio cargados positivamente), tratando de confirmar el tamaño y las propiedades del pudín de ciruela mediante dispersión. Sin embargo, ocurrió una situación increíble: los ángulos de dispersión de varias partículas alfa eran muy grandes, superando los 90 grados. El propio Rutherford describió la situación muy vívidamente: "Fue como golpear un trozo de papel con una bala de cañón de 15 pulgadas, pero la bala rebotó y se golpeó a sí mismo".
Rutherford mantuvo el carácter superior de Aristóteles: "Yo Amo a mi maestra, pero amo aún más la verdad", decidió modificar el modelo de pudín de ciruelas de Thomson. Se dio cuenta de que las partículas alfa debían haber rebotado porque chocaron con algunos de los núcleos extremadamente duros y densos de los átomos de la lámina de oro. Este núcleo debe estar cargado positivamente y contener la mayor parte de la masa del átomo. Sin embargo, a juzgar por el hecho de que sólo unas pocas partículas alfa tienen un ángulo de dispersión grande, el espacio ocupado por el núcleo es muy pequeño, menos de una décima parte del radio atómico.
Así que Rutherford publicó su nuevo modelo al año siguiente (1911). En su imagen del átomo, hay un "núcleo" que ocupa la mayor parte de la masa en el centro del átomo. Alrededor de este núcleo, los electrones cargados negativamente se mueven a su alrededor en órbitas específicas. Esto es muy similar a un sistema planetario (como el sistema solar), por lo que, naturalmente, el modelo se denomina modelo de "sistema planetario". Aquí, el núcleo es como nuestro sol y los electrones son los planetas que orbitan alrededor del sol.
Sin embargo, este modelo aparentemente perfecto tiene sus propias dificultades serias que no se pueden superar. Debido a que los físicos se apresuran a señalar que los electrones cargados negativamente orbitan alrededor de núcleos cargados positivamente, este sistema es inestable. Entre ellos se emitirá una fuerte radiación electromagnética, lo que hará que los electrones vayan perdiendo energía poco a poco. El precio que se paga por ello es que tiene que reducir progresivamente su radio de funcionamiento hasta que finalmente "choca" con el núcleo, y todo el proceso sólo dura un abrir y cerrar de ojos. En otras palabras, incluso si el mundo fuera como lo describió Rutherford, sería destruido en un abrir y cerrar de ojos por el colapso del átomo mismo. Los núcleos y los electrones inevitablemente emitirían radiación y se neutralizarían entre sí, arrojando luego a Rutherford y su laboratorio al caos, así como a toda Inglaterra, a toda la Tierra y al universo entero.
Sin embargo, por supuesto, a pesar de las predicciones pesimistas de los teóricos, el sol todavía sale a tiempo todos los días y todos están vivos y bien. Los electrones todavía giran felizmente alrededor del átomo sin previo aviso de perder energía. Niels Bohr, un joven danés, llegó sano y salvo a Manchester y comenzó a escribir un capítulo fundamental en la historia de la física.
Bohr no abandonó esta teoría por las dificultades del modelo de Rutherford. Después de todo, está firmemente respaldado por experimentos de dispersión de partículas alfa. Por el contrario, Bohr tenía dudas considerables sobre la capacidad de la teoría electromagnética para funcionar con átomos, un nivel que nunca antes había sido explorado. Para Bohr, la vida en Manchester era claramente mucho más cómoda que en Cambridge, a pesar de que su personalidad y la de Rutherford eran muy diferentes. Este último era un hombre enérgico y de mal genio, mientras que Bohr era como un niño grande tímido que parecía tener dificultades para pronunciar una palabra. Pero obviamente son un buen equipo. El genio de Bohr se estimuló plenamente bajo el liderazgo de su jefe Rutherford, y pronto causó sensación en la historia.
En julio de 1912, Bohr completó su primer artículo sobre la estructura del átomo, al que los historiadores más tarde se referirían como el "Memorando de Manchester". Bohr ya había comenzado a intentar combinar conceptos cuánticos con el modelo de Rutherford para resolver problemas difíciles que la mecánica electromagnética clásica no podía explicar. Sin embargo, todo es sólo el comienzo. En esa tierra virgen que nadie antes había puesto un pie, Bohr sólo pudo explorar paso a paso. Nadie le dijo cuál debía ser la dirección. Su única motivación fue su creencia en el modelo de Rutherford y el gran entusiasmo propio de los jóvenes.
Bohr no sabía nada sobre espectroscopia atómica en ese momento y, por supuesto, no podía ver su importancia decisiva para la investigación atómica posterior. Sin embargo, la dirección de la revolución ya está fijada y nada puede cambiar el hecho de que la teoría cuántica está a punto de surgir.
Un destello de luz apareció en el oscuro cielo nublado. Aunque en última instancia es sólo una estrella fugaz, este rayo de luz sin duda inyecta nueva vitalidad al ya rígido y envejecido mundo material, una vitalidad con frescura y esperanza. Esta luz enciende la antorcha en las manos de las personas y las guía hacia la verdadera luz eterna.
Finalmente el 24 de julio, Bohr finalizó sus estudios en el Reino Unido y se fue a Dinamarca. Allí lo esperaba ansiosamente su encantadora prometida Margaret, y el futuro de la física estaba a punto de abrirse para él. Antes de partir, Bohr le mostró a Rutherford su artículo y recibió un estímulo entusiasta. Sin embargo, ¿Pensó Rutherford alguna vez en hasta qué punto este joven cambiaría la visión que la gente tiene del mundo?
Sí, sí, ha llegado el momento. La gran trilogía está a punto de estrenarse y por fin ha llegado la verdadera era cuántica.
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Chismes de sobremesa: la guardería del premio Nobel
No hay duda de que el propio Rutherford es un gran físico . Pero al mismo tiempo también fue un gran profesor de física. Descubrió el genio de las personas con gran ojo y las cuidó con gran personalidad para explorar su potencial. La mayoría de los asistentes y estudiantes de Rutherford llegaron a ser muy buenos más tarde, incluidos un gran número de maestros científicos.
Conocemos a Niels Bohr, uno de los más grandes físicos del siglo XX, ganador del Premio Nobel de Física en 1922, y fundador y símbolo de la teoría cuántica. Siga a Rutherford en Manchester.
Paul Dirac fue uno de los fundadores de la teoría cuántica, un gran científico y ganador del Premio Nobel de Física en 1933. Sus principales logros los logró en el Laboratorio Cavendish de Cambridge (cuando Rutherford sucedió a J.J. Thomson como director del laboratorio). Dirac tenía sólo 31 años cuando ganó el premio. Le dijo a Rutherford que no quería el premio porque odiaba su reputación ante el público. Rutherford advirtió que esta reputación sería aún mayor si no aceptaba el bono.
James Chadwick, el descubridor del neutrón, pasó dos años en el Laboratorio Rutherford de Manchester. Ganó el Premio Nobel de Física en 1935.
Blackett renunció como capitán naval después de la Primera Guerra Mundial y se fue a Cambridge a estudiar física con Rutherford. Posteriormente mejoró la cámara de niebla de Wilson e hizo grandes contribuciones a los rayos cósmicos y a la física nuclear, por las que ganó el Premio Nobel de Física en 1948.
En 1932, E.T.S. Walton y Cocklough Croft construyeron un potente acelerador en el Laboratorio Cavendish de Rutherford para estudiar la estructura interna de los núcleos atómicos. Dos de los discípulos de Rutherford compartieron el Premio Nobel de Física en 1951.
Esta lista puede seguir hasta hacerse insoportable: el británico Soddy ganó el Premio Nobel de Química en 1921. El sueco Hevesi ganó el Premio Nobel de Química en 1943. Otto Hahn, Alemania, Premio Nobel de Química 1944. El británico Cecil Frank Powell, Premio Nobel de Física en 1950. Estadounidense Hans Bethe, Premio Nobel de Física 1967. P.L. Kapitsa de la Unión Soviética, Premio Nobel de Química 1978.
Salvo algunos casos ligeramente alienados, Rutherford entrenó al menos a 10 premios Nobel (sin incluirse a él mismo) durante su vida. Por supuesto, todavía hay algunos nombres destacados entre sus alumnos que no ganaron el Premio Nobel, como Hans Geiger (más tarde famoso por inventar el contador Geiger), Henry Moseley (un joven con un genio ilimitado, pero que lamentablemente murió en el campo de batalla). en la Primera Guerra Mundial) y Ernest Marsden (que hizo α con Geiger).
El laboratorio de Rutherford es conocido por las generaciones posteriores como el "jardín de infancia de los ganadores del Premio Nobel". Su rostro aparece en la moneda de mayor denominación de Nueva Zelanda: 100 dólares, como el mayor respeto y conmemoración para este país.
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En agosto de 1912, Bohr y Margaret se casaron en un pequeño pueblo no lejos de Copenhague y luego se fueron a Inglaterra de luna de miel. Por supuesto, hay una persona que no debes olvidar visitar: el profesor Rutherford, uno de los mejores amigos de la familia Bohr.
Aunque se encontraba en el período de luna de miel en ese momento, la imagen de los átomos y los cuantos no había desaparecido de la mente de Bohr. Él y Rutherford volvieron a tener un serio intercambio de opiniones, profundizando su fe mutua. Tras regresar a Dinamarca, se dedicó a este trabajo con un 200% de entusiasmo. El sueño de descubrir los misterios internos del átomo era demasiado tentador para Bohr.
Para ayudarte a seguir nuestra historia, permítenos describir una vez más la situación que enfrentó Boll en ese momento. El experimento de Rutherford mostró un lado completamente nuevo del átomo: un núcleo denso en el centro del átomo, alrededor del cual los electrones orbitaban como planetas alrededor del sol. Sin embargo, este modelo enfrenta serias dificultades teóricas, ya que la teoría electromagnética clásica predice que dicho sistema inevitablemente liberará energía radiativa y, en última instancia, conducirá al colapso del sistema. En otras palabras, los átomos de Rutherford no podrían haber existido de manera estable durante más de un segundo.
Bohr se vio ante la disyuntiva de abandonar el modelo de Rutherford o Maxwell y su gran teoría. Bohr decidió valientemente abandonar este último. Con profunda perspicacia, previó que en un nivel tan pequeño como el de los átomos, la teoría clásica ya no sería cierta y habría que introducir nuevas ideas revolucionarias, a saber, el cuanto de Planck y su constante H.
Hay que decir que se trata de una tarea bastante difícil. La segunda cuestión es cómo revertir la teoría de Maxwell. La clave es que la nueva teoría puede explicar perfectamente todos los comportamientos de los átomos. Cuando Bohr estaba trabajando duro en Copenhague, hacía tiempo que se había descubierto la ley periódica de los elementos de Mendeleev y la teoría de los enlaces químicos estaba firmemente establecida. Hay indicios de que existe una ley subyacente que gobierna su comportamiento y forma un patrón dentro de los átomos. El mundo atómico es como una pirámide con infinitos tesoros, pero cómo encontrar el paso hacia él es un problema confuso.
Sin embargo, al igual que Belzoni en aquel entonces, Bohr también poseía las cualidades más valiosas de un explorador: perspicacia e intuición, que le permitieron captar pistas vagas pero fugaces y así abrir la puerta a un mundo nuevo. A principios de 1913, el joven danés Hans Marius Hansen preguntó a Bohr cómo explicar las líneas espectrales atómicas en su modelo de átomos cuantificados. Bohr no había pensado mucho en este tema antes. La espectroscopia atómica le resultaba extraña y compleja. Era tan confuso con miles de líneas espectrales y efectos extraños que parecía que no podía extraer ninguna información útil de él. Sin embargo, Hansen le dijo a Bohr que existían leyes, como la fórmula de Balmer. Instó a Bohr a interesarse por el trabajo de Balmer.
De repente, como cuando Ian descubrió el lienzo con la Gorgona, todo quedó claro. Las montañas se retuercen y fluyen, y no hay camino adonde ir. De repente aparece un pueblo de montaña entre los sauces y las flores. Quantum ha logrado un avance decisivo en un lugar donde nadie esperaba. En 1954, Bohr recordó: Cuando vi la fórmula de Balmer, todo quedó claro.
Para repasar el desarrollo de la espectroscopia desde sus inicios hay que partir de los grandes Bunsen y Kirchhoff, que debe ser otro texto de gran envergadura. Por cuestiones de espacio, sólo necesitamos unos breves conocimientos previos, ya que originalmente esta historia histórica no pretendía describir todos los aspectos en detalle. En resumen, en aquella época ya se sabía que cualquier elemento emitiría luz de una determinada longitud de onda al calentarse. Por ejemplo, sabemos por el experimento de la llama en la escuela secundaria que la sal de sodio emite una luz amarilla brillante, la sal de potasio es violeta, el litio es roja, el cobre es verde, etc. Estos rayos se proyectan sobre la pantalla a través de un espectroscopio para obtener líneas espectrales. Se pueden ver varios elementos en el espectro: el sodio siempre aparece como un par de líneas amarillas, el litio produce una línea roja brillante y una línea naranja oscura, y el potasio es una línea violeta. En definitiva, cualquier elemento produce líneas espectrales específicas y únicas.
Sin embargo, qué patrones exhiben estas líneas espectrales y por qué tienen estos patrones es una gran pregunta. Tomemos como ejemplo las líneas espectrales de los átomos de hidrógeno. Estas son las líneas espectrales atómicas más simples. Se muestra como un conjunto de segmentos de línea, cada línea representa una longitud de onda específica. Por ejemplo, en el rango de la luz visible, las líneas espectrales de los átomos de hidrógeno son: 656, 484, 434, 410, 397, 388, 383, 380… en orden de nanómetros. No nos equivoquemos, los datos no son confusos. En 1885, el profesor de matemáticas suizo John Balmer descubrió esta ley y formuló una fórmula para expresar la relación entre estas longitudes de onda. Esta es la famosa fórmula de Balmer.
Es más sencillo y claro transformar ligeramente su forma original y expresarla en términos del recíproco de la longitud de onda:
ν=R(1/2^2 - 1/n^2)
donde r es una constante, llamada constante de Rydberg, n es un entero positivo mayor que 2 (3, 4, 5, etc.).
Esta ha sido una fórmula empírica muy útil durante mucho tiempo. tiempo. Pero nadie podía explicar cuál era el significado detrás de esta fórmula y cómo derivarla de la teoría básica. Pero a los ojos de Bohr, esto fue sin duda un rayo caído del cielo. Esto fue como una chispa que instantáneamente encendió la inspiración de Bohr. En ese momento, todas las dudas se volvieron naturales. Bohr conocía los secretos escondidos en los átomos y al final le sonrió.
Veamos la fórmula de Balmer, que utiliza una variable n, que es cualquier número entero positivo mayor que 2. n puede ser igual a 3 o 4, pero no puede ser igual a 3,5. Sin duda, esta es una expresión cuantificada. Bol respiró hondo. Su mente estaba acelerada. Los átomos sólo pueden emitir radiación en longitudes de onda que cumplan determinadas leyes cuánticas. ¿Qué quiere decir esto? Recordemos la fórmula cuántica clásica derivada de Planck: E = hν. La frecuencia es una medida de energía. Un átomo solo emite radiación en longitudes de onda específicas, lo que significa que solo puede absorber o emitir una cantidad específica de energía dentro del átomo. ¿Cómo absorben o liberan energía los átomos? En ese momento ya tenía cierta comprensión. Por ejemplo, J. Stark propuso que las líneas espectrales son emitidas por electrones que se mueven entre diferentes posiciones potenciales, y el británico J.W. Nicholson también tuvo una idea similar. Sin duda, Bohr era consciente de estas tareas.
Una idea audaz surgió en la mente de Bohr: sólo se puede liberar una cierta cantidad de energía dentro de un átomo, lo que indica que los electrones sólo pueden convertirse entre "posiciones de energía potencial" específicas. Es decir, los electrones sólo pueden moverse en ciertas órbitas "determinadas", y estas órbitas deben cumplir ciertas condiciones de energía potencial. Por lo tanto, cuando los electrones saltan entre estas órbitas, solo pueden liberar energía consistente con la fórmula de Balmer.
Podemos hacer una analogía como esta. Si tomaste clases de física en la escuela secundaria, debes saber sobre la transformación de la energía potencial. Si una persona que pesa 100 kilogramos salta desde un escalón de 1 metro de altura, ganará 1.000 julios de energía. Por supuesto, esta energía se convierte en energía cinética a medida que cae. Pero si este es el caso, y de alguna manera sabemos que una persona que pesa 100 kg libera 1000 julios de energía después de saltar varios escalones a la misma altura, entonces ¿cuál podemos decir que es la altura de cada escalón?
El cálculo obvio y sencillo es que la persona siempre cae 1 metro, lo que pone un límite estricto a la altura de nuestros pasos. En circunstancias normales admitiríamos que un escalón puede tener cualquier altura, dependiendo de los intereses del constructor. Pero si sumamos esta condición, la altura de cada escalón ya no es arbitraria. Podemos suponer que solo hay un escalón, entonces su altura es de 1 metro. O esta persona siempre salta dos escalones, por lo que la altura de cada escalón es de 0,5 metros. Si saltas tres veces, cada nivel mide 1/3 de metro. Si eres fanático de las películas de espías, probablemente adivinarás que la altura de cada escalón es de 1/39 metros. Pero pase lo que pase, no podemos concluir que cada escalón tenga 0,6 metros de altura. La razón es obvia: un escalón de 0,6 metros de altura no coincide con nuestras observaciones (se liberan un total de 1.000 julios de energía). Si sólo hay un paso de este tipo, la energía que aporta no es suficiente. Si hubiera dos escalones, la altura total sería de 1,2 metros, provocando que la energía liberada supere el valor observado. Si queremos hacer coincidir nuestras observaciones, debemos suponer que siempre hay pasos de uno y dos tercios, lo que sin duda es absurdo, ya que los niños saben que los pasos sólo pueden tener un número entero de pasos.
Aquí, el número de pasos "debe" ser un número entero, que es nuestra condición de cuantización. Esta condición limita la altura de cada escalón a 1 metro o 1/2 metro, no a ningún número intermedio.
La historia de los átomos y los electrones es básicamente similar en principio. Recordemos que en el modelo de Rutherford los electrones orbitaban alrededor del núcleo como los planetas. Cuando un electrón está más cerca del núcleo, tiene la energía más baja, lo que puede considerarse un estado de "tierra plana". Sin embargo, una vez que un electrón gana una cierta cantidad de energía, gana el impulso para "subir" uno o varios escalones y alcanzar una nueva órbita. Eso sí, sin reposición de energía, caerá de su órbita a esa altitud hasta volver a un estado "plano", liberando de nuevo su energía original en forma de radiación.
La clave es que ahora sabemos que durante este proceso, los electrones sólo pueden liberar o absorber una cantidad específica de energía (dada por la fórmula de Balmer del espectro), en lugar de hacerlo de forma continua. Bohr hizo una inferencia razonable: esto muestra que los "escalones" que suben los electrones deben cumplir ciertas condiciones de altura, y no pueden ser continuos y arbitrarios como supone la teoría clásica. Se destruye la continuidad y las condiciones cuantificadas deben dominar la teoría atómica.
Tenemos que volver a utilizar la fórmula cuántica E = hν, perdónenme. Stephen Hawking dijo en los agradecimientos de su best seller Una breve historia del tiempo que insertar cualquier fórmula matemática reduciría a la mitad las ventas de la obra, por lo que se lo pensó dos veces y se decidió por una sola fórmula, E = mc2. Nuestra historia histórica es un drama y no pensamos mucho en ello, pero incluso si exponemos las fórmulas, no obligamos a la audiencia a comprender su significado matemático. Sólo este E = hν, creo que es necesario entender su significado, lo que también es beneficioso para la comprensión de todo el relato histórico. En un sentido científico, no es menor que el E = mc2 de Einstein. Por eso quiero repetir la descripción de esta ecuación: e representa energía, h es la constante de Planck y ν es la frecuencia.
Volviendo al tema, Bohr ahora sabía que las líneas espectrales de los átomos de hidrógeno representaban la energía liberada por los electrones que saltaban de un paso específico a otro. Debido a que las líneas espectrales observadas están cuantificadas, los "pasos" (u órbitas) de los electrones también deben cuantificarse. No puede tomar ningún valor de forma continua, sino que debe dividirse en "planta baja", "primer piso" y "segundo piso". . Entre los dos pisos hay una zona prohibida para la electrónica, donde no pueden aparecer. Así como uno no puede flotar entre pasos. Si el electrón está en el "tercer nivel" y su energía está representada por W3, entonces cuando el electrón decida por capricho saltar al "primer nivel" (energía W1), liberará la energía de W3-W1. La fórmula que les pedimos a todos que memorizaran vuelve a entrar en juego, W3-W1 = hν. Entonces, el resultado directo de este cambio es que aparece una línea con frecuencia ν en el espectro del átomo.
Todas las ideas de Bohr se transformaron en derivaciones teóricas y expresiones matemáticas, y finalmente se publicaron en forma de tres artículos. El título de estos tres artículos (o tres partes de un artículo más amplio) es "Sobre la constitución de átomos y moléculas". "Sistema que contiene un solo núcleo" y "Sistema que contiene varios núcleos atómicos" fueron enviados a Rutherford en Manchester de marzo a septiembre de 1913, y este último los recomendó para su publicación en la revista "Philosophy". Este es un documento que hace época en la historia de la física cuántica, la gran trilogía.
Este es, de hecho, el amanecer de una nueva era. Si la historia del desarrollo de la mecánica cuántica se divide en tres partes, Planck anunció el nacimiento de la mecánica cuántica en 1900, y luego Bohr anunció que había entrado en su juventud en 1913. Por primera vez se estableció un sistema completo de teoría cuántica. Aunque veremos que este sistema todavía tiene fuertes huellas del Viejo Mundo, no se puede subestimar de ninguna manera su importancia. Por primera vez, la tecnología cuántica sorprendió al mundo con su poder. Aunque la mitad de su conciencia todavía está dormida y todavía en el antiguo edificio de física, su rugido sin duda ha provocado que todo el viejo mundo se desmorone y sacuda los cimientos de la física clásica que ha durado cientos de años. El mítico gigante ha comenzado a despertar. ¡Esos nobles escondidos en castillos antiguos, tiemblen!