Planck estudió Física en la Universidad de Munich, donde posteriormente se desempeñó como profesor. A través de sus estudios sobre radiación, llega a la conclusión de que la energía no puede ser emitida ni absorbida de forma con- tinua, sino sólo en pequeñas cantidades denominadas cuantos y comunica sus hipótesis en una reunión de la Academia de Ciencias de Berlín a fines de 1900. De esta manera, Planck representa las radiaciones empaquetadas en cuantos de energía, es decir propone que cualquier sistema que absorbe o emite radiación electromagnética (de frecuencia ), sólo puede hacerlo en valores que corres- pondan a un múltiplo del valor de la energía de un cuanto.
La energía adquiere la forma siendo h la llamada constante de Planck por lo cual se deduce que la energía de los elementos que constituyen cualquier tipo de radiación electromagnética es directamente proporcional a la frecuencia del campo asociado a esta radiación.
Por otro lado, si la energía es emitida por el átomo a través de la emisión de luz, y si esa luz transporta un cuanto de energía, se suele decir que se ha emitido un “fotón”, es decir, un cuanto de energía a partir del proceso de emisión de luz.
13 Max Karl Ernest Ludwig Planck, físico alemán quien fue el primero en proponer la idea de cuanto de energía para la onda electromagnética (“el fotón”), recibe el Premio Nobel de Física en 1918.
Idéntica relación se puede aceptar para la recepción de energía a través de la luz (en la fotosíntesis, por ejemplo) durante la cual se transfiere un cuanto de energía hacia los receptores.
La aceptación de la Teoría Cuántica permitió abrir las puertas al conocimien- to íntimo de la materia, y comprender que el mundo subatómico no se comporta como lo marca la Física clásica. Pero por otro lado, pareciera que a partir de ella, convivieran dos mundos diferentes en la naturaleza: uno macroscópico regido por la Física clásica y otro subatómico dominado por la visión cuántica.
También se suele afirmar que la Teoría Cuántica introduce una serie de he- chos contra intuitivos que no aparecían en los paradigmas físicos anteriores, como el concepto de incertidumbre o el de no poder fijar a la vez la posición y el momento de una partícula, lo cual hace renunciar al concepto clásico de trayec- toria. Pero de manera simultánea, esta nueva concepción, abre las puertas para la aparición de un modelo atómico diferente que busca explicar algunos hechos que hasta el momento resultaban incomprensibles, como la estabilidad del átomo propuesto por Rutherford.
Niels Bohr14 estudió Física en la Universidad de Copenhague y completó sus
estudios en el Laboratorio Cavendish de Cambridge, con Ernest Rutherford como maestro. En el año 1913 propone un modelo para el átomo de hidrógeno que in- corpora la nueva teoría de los cuantos de energía desarrollada por Max Planck y para ello toma como punto de partida el modelo de Rutherford. A tal respecto, en una carta con fecha 31 de enero de 1913 enviada a Rutherford (citado por Níaz, 2011) Bohr le señala que su objetivo principal era intentar explicar la estabilidad del modelo que él había propuesto. A partir de los postulados que derivan de la propuesta de Bohr, es posible imaginar un átomo en el cual la carga positiva y la mayor parte de la masa se encuentran concentradas en el núcleo, pero sus electrones se mueven sólo dentro de ciertas órbitas permitidas. Cada órbita tiene un valor energético característico y mientras permanecen en ellas los electrones no irradian ningún tipo de energía. Los electrones pueden saltar de una órbita a otra si absorben la energía necesaria, en cantidades determinadas por cuantos. Al regresar a su órbita original, emiten nuevamente los cuantos energéticos que han absorbido, en forma de luz.
Bajo el marco de la propuesta de Bohr es posible encontrar la explicación a los espectros característicos de los elementos ya que la energía emitida por los
electrones se relaciona con los niveles que ocupan en el átomo15, que además es
característica para cada elemento de la Tabla. Además, las demostraciones mate- máticas de Bohr permitieron explicar teóricamente la ecuación hallada antes por Balmer para describir las líneas espectrales del hidrógeno.
En líneas generales, la propuesta de Bohr “tuvo una recepción bastante ad- versa en la comunidad científica de su época” según refieren Páez y otros (2004) y especialmente Thomson objetó su concepción del átomo, tal como previamente se había pronunciado contra el modelo atómico de Rutherford, intentando mante- ner en pie su modelo del átomo. Para Páez y otros (op.cit.), Bohr “injertó los princi- pios de la mecánica cuántica (un programa nuevo) en la mecánica clásica newto- niana (un programa viejo), lo cual no fue comprendido por sus contemporáneos”. Sin embargo, a largo plazo y en el marco de las ciencias fácticas en las que la nueva concepción se desarrolla, puede entenderse que los científicos se con- vencen ante la gran cantidad de datos experimentales que pueden ser explicados mediante esta nueva mirada. Aceptar que el átomo emite y absorbe energía en forma cuantizada abre las puertas al nuevo modelo del átomo que se logra im- poner.
El modelo propuesto por Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidró- geno y explicaba su espectro característico, pero también presentaba ciertas ano- malías. Por ejemplo, los espectros realizados para otros átomos indicaban que los electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto llevó a pensar en la necesidad de realizar algunas correcciones al modelo. El físico austríaco Erwin Schrödinger16, en 1924, explica la estructura electrónica
del átomo mediante un modelo que considera no sólo niveles energéticos, sino también subniveles en los cuales los electrones pueden desplazarse. De esta for- ma, logra explicar la posición de líneas espectrales aparentemente anómalas, al calcular de manera probabilística la ubicación de electrones que comparten un mismo nivel energético pero diferentes subniveles.
15 Los conocimientos actuales sobre la estructura atómica relacionan la ubicación de los electrones de cada elemento (en niveles y subniveles energéticos) con las propiedades emergentes de las sustancias. 16 Premio Nobel de Física en 1933.