La transición cuántica
Ahora bien, esta última imagen no podía ser definitiva, ya que existía una discordancia con la mecánica clásica. Según la teoría electromagnética de Maxwell, los electrones en movimiento debían emitir radiación y con ello debían perder energía, lo que causaría su acercamiento al núcleo y al caer en él, se produciría finalmente, el colapso del átomo. Tal inestabilidad, que era inevitable según estipulaban las leyes mecánicas de Newton y la electrodinámica de Maxwell, obligó a Bohr a realizar un cambio más radical. Lo cual, le llevó a incorporar la nueva «teoría de los cuantos«, recientemente descubierta por Planck y confirmada experimentalmente por Einstein.
La cuantización restringía el movimiento de los electrones a determinadas órbitas («estados estacionarios»), donde no existía emisión continua de radiación. Este era un paso decisivo en la física clásica, pues se prescindía de la noción de «continuidad» que había estado vigente en el desarrollo de la física clásica. Aquí, es oportuno señalar que la cuantización atómica no es el resultado de nuevos datos empíricos, sino de la noción teórica del cuanto de acción, que prescribe la discontinuidad de los procesos de emisión de energía. Sin embargo, los conceptos mecánicos no serán abandonados definitivamente, sino que se adaptarán al nuevo criterio de cuantización. Así, la magnitud del «momento angular» definida en física clásica, como L = mvr, función de la masa m, de la velocidad v y del radio de giro r, será designada como «momento angular cuántico» y sólo podrá tomar valores que sean múltiplos enteros de la cantidad: h/2π (es decir, n h/2π, con n =1, 2, 3,..); siendo h la constante de Planck (h = 6.62 10-34 Joule-segundo).
Desde la primera representación atómica de W. Thomson, en el año 1900, a la adaptación cuántica de Bohr, en 1913, el modelo atómico ofrecía una imagen híbrida, que incluía propiedades mecánicas y cuánticas. Así, el átomo de cada elemento químico se consideraba de forma esférica, con el núcleo en el centro geométrico y rodeado de electrones que describían circunferencias concéntricas, cuyos radios aumentaban al alejarse del centro. Cada una de las órbitas representaba un nivel de energía. Siendo el mínimo valor -13.6 eV [2], correspondiente al círculo más próximo al núcleo. El resto de las órbitas se asociaban con energías crecientes, conforme se alejaban del núcleo.
Nota 1. Los electrones había sido descubiertos tres años antes por Sir Joseph John Thomson.
Nota 2. ‚Electrón Voltio‛ (eV) es una unidad de energía equivalente a la energía que adquiere un electrón sometido a una diferencia de potencial de 1 Voltio.