En una rápida expansión desde la nada,
pasando por diferentes escalas de longitud,
detectamos materia.
Electrones.
Átomos.
Las uniones atómicas pueden alcanzar una fantástica complejidad,
hasta el punto de hacer posible la existencia
de entes altamente organizados dotados de vida.
La comprensión de la naturaleza de los electrones
es inevitablemente necesaria para interpretar correctamente
la formación de las moléculas, y en general,
la producción de los fenómenos químicos.
Lograr esta comprensión ha sido un gran reto científico de la historia,
que ha atraído sobre sí la atención de un gran número de investigadores.
Vamos a acercarnos a este problema
recordando algunos hechos experimentales clave,
que configuraron el concepto clásico de Electrón.
Si extraemos el aire de un tubo de vidrio cerrado,
para introducir después vapores de algún elemento químico como el neón,
y aplicamos entre dos electrodos
una diferencia de potencial de varios miles de voltios,
observamos un tenue haz luminoso rojizo
entre el polo negativo -cátodo-
y el positivo -ánodo-.
Si en lugar de neón,
introducimos otros elementos químicos como el sodio, o el mercurio,
se observa el mismo efecto, pero con colores distintos.
Otro hecho interesante asociado con estas experiencias
es el análisis de está luz coloreada,
haciéndola pasar a través de un prisma de refracción,
y recogiendo la luz refractada sobre una placa fotográfica.
Se observa que esta luz está compuesta por una serie de líneas
a longitudes de onda bien definidas.
A este registro gráfico se le denomina "Espectro".
La existencia de estos espectros
como algo asociado indisolublemente a cada elemento químico,
ya había sido identificada entre 1859 y 1863
por Robert Wilhem Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff
en una serie de experimentos
que nada tenían que ver con los tubos de descarga.
Pero, ¿cuál era la verdadera naturaleza
de aquellos llamativos haces luminosos?
¿cómo se producían?
¿estaban compuestos por partículas?
y si así era,
¿qué características poseían estas?
Hacía 1878, William Crookes
sostuvo que estos rayos luminosos eran partículas de algún tipo
que habían adquirido una carga eléctrica negativa,
y eran violentamente repelidos por el cátodo.
Crookes comprobó que estos rayos luminosos
se desviaban por la acción de los campos magnéticos.
En 1897, Joseph John Thomson
experimentó con los tubos de descarga,
y demostró sin lugar a dudas
la naturaleza eléctrica negativa de los denominados "rayos catódicos".
Thomson ya conocía el efecto de los campos magnéticos sobre estos rayos,
y se propuso experimentar con campos eléctricos.
Así, comprobó que los efectos de ambos tipos de campos eran opuestos,
y decidió variar sus intensidades para conseguir un haz equilibrado,
sin desviación.
Aplicando a estas experiencias la teoría electromagnética
desarrollada unos 30 años antes por James Clek Maxwell,
Thomson determinó que la relación masa-carga
que poseen las partículas catódicas,
era del orden de "10 elevado a menos 7" unidades electromagnéticas.
Los intentos posteriores de este investigador,
basados en la velocidad de caída de gotas de vapor de agua ionizada,
y que pretendían fijar
independientemente el valor de la carga de estas partículas,
no condujeron a un resultado lo suficientemente preciso
para esta magnitud.
Curiosamente estas partículas catódicas,
portadoras de electricidad negativa,
eran las mismas que las obtenidas en 1887 por Heinrich Rudolf Hertz,
en el llamado "efecto fotoeléctrico".
Hertz iluminó una superficie metálica,
con radiación electromagnética de una determinada longitud de onda,
e infirió que se producía la emisión de partículas cargadas negativamente.
En 1899, Philip Eduard Lenard probó que estas partículas
eran justamente las mismas que las partículas catódicas de Thomson,
se las denominó "Electrones".
En 1905, Albert Einstein aplicó la hipótesis cuántica,
desarrollada 5 años antes por Max Karl Planck,
a la radiación electromagnética,
pudiendo explicar el efecto fotoeléctrico.
Einstein aventuró que la radiación electromagnética
estaría formada por paquetes o cuantos discretos de energía,
denominados "fotones",
con diferentes longitudes de onda fijas.
La energía de estos fotones estaría pues,
directamente relacionada con su longitud de onda "lambda",
o equivalentemente con su frecuencia "nu",
a través de la constante de Planck "h" y de la velocidad de la luz "c".
Solamente aquellos fotones con energía suficiente,
podrían arrancar electrones del metal.
La energía de estos fotones se invertiría,
en parte para liberar a los electrones,
y el excedente para suministrarles energía cinética,
la cual se manifestaría de un modo análogo
a la de los cuerpos clásicos en movimiento.
En el periodo comprendido entre 1909 y 1913,
Robert Andrews Millikan da un paso decisivo.
Con un atomizador pulverizó finas gotas de aceite,
estas no se evaporaron,
como había sucedido en los fallidos intentos de Thomson,
para medir la carga usando gotas de agua.
Millikan sometió a la acción de un campo eléctrico variable
a estas gotas de aceite,
y pudo observar que algunas permanecían suspendidas sin caer,
manteniéndose en equilibrio.
Y esto sucedía para ciertos valores de la intensidad del campo eléctrico.
Millikan concluyó que las gotas de aceite
adquirían en la pulverización una carga eléctrica negativa.
Las gotas en equilibrio representaban situaciones
en las que la fuerza eléctrica que experimentaban,
quedaba exactamente compensada por su peso, más el empuje del aire.
Un minucioso análisis condujo al resultado
de que la carga negativa adquirida por las gotas de aceite,
era siempre un múltiplo de una cantidad determinada.
No se encontraron fracciones de esta cantidad,
por lo que a "e" se la denominó "unidad fundamental de carga".
Al asociar la unidad fundamental de carga
a las partículas catódicas o electrones de Thomson,
se obtuvo un valor del orden de "10 elevado a menos 27 g"
para la masa de estos.
Las medidas de "e" y de "m" han sido posteriormente
realizadas muchas veces y con medios muy sofisticados,
se han obtenido pues, valores muy precisos para estas magnitudes,
pero las conclusiones básicas han permanecido inalterables.
Las partículas dotadas de estos valores bien definidos
para su carga eléctrica negativa y su masa, son los electrones.
Todos estos experimentos y otros muchos
que se iban realizando en el campo de la química,
habían ido conformando unas ideas sobre la estructura de los átomos,
estos resultaban ser muchísimo más pesados que un electrón,
y debían de tener un diámetro aproximado
de unos "10 elevado a menos 8 cm".
Parecía claro, que si los átomos eran entes eléctricamente neutros,
deberían estar constituidos por cargas compensadas,
de modo que la pequeñez de la masa del electrón,
indicaba que la carga positiva debería de llevar asociada
la mayor parte de la masa del átomo.
Ahora bien, ¿cuál era entonces la estructura interna de los átomos?
¿cómo estaban distribuidos los electrones y la carga positiva
en un espacio tan reducido?
¿eran los átomos algo así como pequeñísimas esferas positivas,
que contenían electrones en su interior?
¿o eran más bien, como minúsculos sistemas planetarios?
Con el interés de resolver este enigma,
Ernest Rutherford utilizó las denominadas partículas Alfa,
emitidas en la desintegración de sustancias radioactivas,
como el radio,
para bombardear una delgada lámina de oro.
El resultado de este bombardeo se recogió sobre una pantalla detectora,
recubierta de sulfuro de zinc,
y se observó que el 99% de las partículas emitidas
atravesaban la lámina sin sufrir desviación,
o se desviaban ligeramente,
muy pocas partículas "alfa" se dispersaban a ángulos muy grandes,
y todavía muchísimas menos, rebotaban y volvían hacía atrás.
Rutherford sabía que este tipo de partícula-proyectil
era el resto cargado doblemente positivo,
procedente de ionizar un átomo de helio,
y concentraba la práctica totalidad de la masa, de tal átomo.
El análisis mecánico clásico
de estos resultados de dispersión de partículas "alfa",
llevó a Rutherford a postular su conocido modelo planetario
para la estructura de los átomos;
"Los átomos poseen un núcleo
de un tamaño del orden de "10 elevado a menos 12 cm",
que concentra toda la carga positiva, y la práctica totalidad de la masa;
orbitando alrededor de ese núcleo,
y al modo de los planetas alrededor del Sol, están los electrones".
¿Habían acabado todas las especulaciones sobre este problema?
Lo cierto es que no.
La descripción planetaria de Rutherford,
tan familiar como filosóficamente atractiva,
no resultó ser consistente.
De acuerdo con la teoría electromagnética de Maxwell,
los electrones,
como partículas cargadas en estado de movimiento acelerado,
deberían radiar energía,
y por efecto de la atracción coulombiana,
tendrían que precipitarse sobre el núcleo,
siguiendo una rápida trayectoria en espiral.
En el caso del átomo de hidrógeno, que solo posee un único electrón,
este tiempo de caída se estima que debería de ser inferior
a "10 elevado a menos 10 segundos".
La materia no sería estable,
tal y como su estructura íntima estaba siendo concebida.
En 1913, Niels Henrik Bohr
dio un atrevido y afortunado salto en el vacío,
con la propuesta de su modelo atómico,
que modificaba de un modo peculiar la descripción de Rutherford.
Bohr postuló que un electrón en un átomo,
se movería en torno al núcleo,
siguiendo orbitas circulares fijas y estables,
sin radiar energía como consecuencia de tal movimiento.
Para determinar tales orbitas fijas,
Bohr aplicó al momento angular del electrón,
la hipótesis cuántica de Planck.
Asumió así, que las únicas órbitas permitidas,
serían aquellas en las que este momento angular,
fuera un múltiplo entero positivo de la constante de Planck,
dividida por "2?".
Esta condición, llamada técnicamente cuantificación,
o más coloquialmente cuantización,
nos permite conocer el radio de cada orbita,
como una magnitud
directamente proporcional al cuadrado del número entero "n".
La energía de cada orbita,
resulta ser inversamente proporcional a ese mismo número "n" al cuadrado.
Estos estados estacionarios, resultaban ser tanto más estables,
cuanto más cercanos se encontrarán al núcleo.
En este punto, debe de hacerse un especial énfasis en el hecho
de que el modelo de Bohr, es el primer modelo de estructura atómica
que no estaba basado en la experimentación,
como había sucedido hasta entonces.
Este modelo fue postulado basándose en la hipótesis cuántica de Planck.
Así pues, ¿cómo saber que este modelo responde a la realidad?
¿estaba Bohr en lo cierto?
La realidad experimental más completa de los elementos químicos
está contenida en sus espectros.
Si el modelo de Bohr es correcto,
debería guardar alguna relación con estas huellas digitales.
Asumiendo que las absorciones
y emisiones de radiación por un electrón,
solo pueden ocurrir con longitudes de onda fijas,
e iguales a las longitudes de onda asociadas
con las diferencias de energía entre estados estacionarios,
Bohr pudo explicar cuantitativamente
los espectros atómicos del gas de hidrógeno.
La hipótesis cuántica de Planck, parecía estar fuertemente ligada,
no solo a la naturaleza de la luz,
como vimos que había probado Einstein en 1905,
si no también a la estructura de los átomos.
Aunque este intento de Bohr,
también logro explicar los espectros de los átomos con un único electrón,
resultó completamente inadecuado para explicar los espectros de los átomos
con dos o más electrones.
Posteriores ampliaciones,
considerando la posibilidad de existencias de orbitas elípticas,
no aportaron ninguna mejora
con relación a estos problemas más complicados.
A pesar de ello, el modelo de Bohr
sugiere una plausible primera explicación,
sobre la naturaleza de los haces coloreados en los tubos de descarga.
Todo podría suceder,
como si los electrones que forman los rayos catódicos,
en su movimiento a lo largo del tubo,
golpearán a los átomos del gas introducido,
y como resultado de estos choques,
los electrones del átomo se excitarán a energías más altas.
Este exceso energético,
sería posteriormente emitido en forma de radiación,
que caso de pertenecer al espectro visible,
se observaría directamente como el haz coloreado.
El electrón excitado, podría incluso ser arrancado del átomo,
produciéndose la ionización de este.
El vacío creado tendería a ser ocupado por otros electrones,
que el átomo ionizado puede capturar del exterior,
o bajar desde niveles más energéticos,
pudiéndose dar de nuevo las emisiones ópticas de radiación.
Las anteriores descripciones de choques entre electrones y átomos,
contienen a grandes rasgos los resultados obtenidos
por James Franck y Gustav Hertz entre los años 1913 y 1919.
Estos experimentos fueron cruciales
para apoyar la idea de la existencia de niveles de energía en los átomos.
Tanto la explicación de Bohr
para los espectros de los átomos con un único electrón,
como los experimentos de Franck y Hertz con los choques electrón-átomo,
eran pruebas concluyentes
a favor de la existencia de niveles de energía atómicos,
algo que el modelo de Bohr ya predecía,
¿dónde radicaba entonces el fallo del modelo de Bohr?
fundamentalmente en la imagen que se manejaba de los electrones
como partículas clásicas en movimiento,
esta extrapolación del comportamiento habitual
de los objetos de la vida cotidiana,
resulta ser completamente inadecuada
cuando se aplica a entes como el electrón.
En 1927, Clinton Joseph Davisson y Lester Halbert Germen,
e independientemente George Paget Thomson,
realizaron unos brillantes experimentos
que pusieron de manifiesto
la inadecuación de la imagen clásica del electrón,
y confirmaron así, la hipótesis formulada 4 años antes
por Louis Víctor de Broglie,
sobre una extraña dualidad que poseen los cuerpos en movimiento.
Posiblemente la mejor síntesis de estos experimentos
y de otros muchos posteriores,
está recogida en el siguiente experimento ideal,
popularizado por Richard Phillips Feynman.
Situemos una fuente que pueda emitir electrones con la misma energía
sobre una pantalla detectora,
e interpongamos una pared con una abertura.
Lancemos los electrones
y contemos cuantos impactos por unidad de área se producen.
Finalmente, dividiremos por el número total de impactos,
y obtendremos la llamada
"función de distribución de probabilidades del fenómeno".
El resultado es completamente análogo al que se obtendría
lanzando partículas clásicas modelo "bola de billar".
Procedamos ahora a abrir una segunda abertura.
Al lanzar los electrones,
el resultado esperado sería la suma de las distribuciones asociadas
con cada una de las aberturas.
Nada más lejos de la realidad.
El resultado, es una figura típica de un fenómeno de interferencia.
Las intensidades con que se alcanzan las regiones de la pantalla,
no guardan ningún parecido con las intensidades esperadas,
incluso hay regiones centrales
que ahora no reciben prácticamente ningún impacto.
Intentando explicar el mecanismo
por el que se produce este extraño fenómeno,
pongamos detectores en ambas aberturas,
de modo que ningún electrón se escape a la detección.
Lancemos de nuevo más electrones y veamos por donde pasan.
¡Asombroso!
La figura de interferencia desaparece,
y surge la superposición de impactos clásicos.
Este problema empieza a adquirir unas dimensiones alarmantes,
para la concepción clásica del electrón.
Pudiera ser que al lanzar tantos electrones a la vez,
sus interacciones fuesen las responsables
de este extraño comportamiento.
Sin embargo, los resultados son independientes
del número de electrones emitidos por unidad de tiempo,
incluso emitiéndolos espaciadamente de uno en uno.
Cuando se da el fenómeno de interferencia,
no es posible decidir por cual de las dos aberturas a pasado el electrón.
Cualquier intento exitoso de lograr este conocimiento,
destruye el fenómeno de interferencia.
Estamos pues forzados a admitir que el electrón
posee propiedades ondulatorias e interfiere consigo mismo,
a pesar de que posee una masa y una carga negativa bien definidas.
Sorprendentemente, cuando se le detecta,
se manifiesta como un corpúsculo clásico.
Esta dualidad onda-corpúsculo fue anticipada en 1923 por de Broglie.
Así, todo cuerpo en movimiento lleva asociada una onda inseparable de él,
siendo su longitud de onda
inversamente proporcional a la masa y a la velocidad del cuerpo,
con la constante de Planck jugando el papel de ligazón,
entre todas estas magnitudes.
La aceptación de este resultado es forzosa,
ya que toda la evidencia experimental y teórica
generada en los últimos 100 años, apunta en esa dirección.
Los nombres de Werner Karl Heisenberg,
Edwin Schrödinger,
Paul Adrien Dirac,
Max Born,
Wolfgang Paulí,
están indisolublemente unidos a la creación de la Mecánica Cuántica,
disciplina científica
que proporciona una descripción de la naturaleza de los electrones,
a través del concepto de función de onda.
Notemos que en esta presentación no hemos hecho,
si no rozar la superficie de un tema muy profundo,
¿qué puede decirse de la estructura de los núcleos atómicos?
¿qué sentido tiene medir la posición y la velocidad de un electrón?
¿cómo determinan los electrones
las propiedades de las sustancias químicas?
Las respuestas están en la Mecánica Cuántica.