Los Átomos NO Son Así
Hoy quiero desmontar el que seguramente sea el mito más extendido de toda la física:
que los átomos tienen esta pinta ¡No! Esta imagen del átomo es una antigualla que llevamos
arrastrando los últimos cien años.... Y entiendo por qué: a nuestro cerebro de simio
le cuesta mucho menos identificar un átomo utilizando diagramas como estos que mostrándole
la extraña vida real. Qué demonios, si yo soy el primero que los usa.
El problema es que si lo átomos fueran exactamente así no estaríamos aquí hablando de ellos.
Veréis, este modelo planetario del átomo, donde los electrones giran como bolitas alrededor
del núcleo, fue propuesto por un físico neozelandés llamado Rutherford. Y en su momento
fue todo un descubrimiento, pero la peña no tardó en encontrarle problemas. El más
grave, su estabilidad. Imagínate que tienes una rueda de bicicleta,
la impulsas para que gire y la metes dentro del agua. ¿Qué le va a pasar a la rueda?
A medida que gira, ira removiendo el agua que tiene a su alrededor emitiendo pequeñas
olas. Poco a poco pierde su energía y se para. Algo parecido le pasa a los electrones
del átomo de Rutherford. Al estar acelerando dentro de un campo electromagnético, van
perdiendo energía emitiendo radiación. Perder energía significa quedarte cada vez más
parado y quedarte parado mientras órbitas significa caer en espiral rumbo a chocarte
contra el núcleo. Vamos, que si nuestros átomos fueran como los de Rutherford estaríamos
más que muertos. Físicos como Bohr, Sommerfeld o De Broglie
intentaron arreglar los problemas del átomo de Rutherford utilizando ideas de vanguardia,
pero no fue hasta que Schrodinger, utilizando su última creación matemática, resolvió
casi todos sus problemas de una. ¿Qué era lo que fallaba en la idea clásica
del átomo? Un “pequeño” detalle: un átomo está hecho efectivamente de electrones
girando en torno a un núcleo, la cosa es que giran de manera cuántica. La reglas de
juego de los electrones no son las mismas que a las que estamos acostumbrados; son las
reglas de la mecánica cuántica. Hemos hablado ya varias veces en el canal
sobre esta vaina, pero, como recordatorio, una de las grandes diferencias entre el mundo
cuántico y el que experimentamos todos los días es la indeterminación. Los objetos
cuánticos, como los electrones, no tienen porqué estar en un lugar del espacio concreto
o moverse a una velocidad exacta. La mayoría de veces estas cantidades están indeterminadas,
no tienen un valor específico. Girar es una de ellas.
Por eso la manera correcta de visualizar al electrón girando no es a través de una órbita,
no es una bolita que sigue un camino. La realidad cuántica es que, dentro del átomo, la posición
del electrón está indefinida en un montón de lugares del espacio. Esta indeterminación
espacial la representamos los físicos a través de este “nube”. Dicho técnicamente, esta
es la función de onda del electrón dentro del átomo, pero normalmente se la llama “orbital”,
la evolución cuántica de la órbita. Ojo, que el orbital no es el electrón desparramado
como si fuera agua. Hasta donde sabemos, los electrones son como puntitos. Lo que los orbitales
reflejan es el grado de indeterminación en la posición que tiene el electrón; nos chiva
los lugares en los que hay más probabilidad de detectar el electrón si le forzamos a
definir su posición. Repito: cuando nosotros lo forzamos. Lo normal es que su posición
esté indeterminada dentro de la nube. Y lo más bello de esto es que el electrón
puede vivir indefinido dentro del átomo de maneras muy distintas, dándole al átomo
formas asombrosas. Vamos a explorar las del átomo más sencillo de todos, el átomo de
hidrógeno, aunque lo que vais a ver aquí se puede extender más o menos a toda la tabla
periódica. La forma de los orbitales, básicamente, depende
de cuatro factores; cuatro números que etiquetan cada manera que tiene el electrón de moverse
dentro del átomo. Os presento a los números cuánticos… y agarraos que esto se va a
poner loco. El primero, llamado “n”, marca cuanta
energía tiene el electrón. Cuanto más alto es “n”, mayor energía. El último factor…
lo dejaremos para otro vídeo (je, classic quantum fracture) y los otros dos son propiedades
del giro: El segundo número “l” marca la cantidad de momento angular que tiene el
electrón, mientras que el tercero, “m”, también marca la cantidad de momento angular
pero en una de sus componentes cartesianas. Ya, lo se, esto ha debido sonar muy a chino
pero tenía que decirlo con cierta precisión. Y es que no hay manera intuitiva de presentarlos;
girar cuánticamente es un movidote que no se parece en nada a la idea de “girar”
a la que estamos acostumbrados. Bueno, si los átomos fueran como pensaba
Rutherford, te diría que “l”, el momento angular, expresa lo rápido que gira el electrón
o lo grande que es su órbita y que “m”, digamos la inclinación de este momento angular,
determina cual es el eje entorno al cual el electrón rota. Sin embargo, en el mundo cuántico
estas explicaciones se desdibujan: no puedo deciros que el momento angular refleja lo
rápido que va el electrón cuando ni siquiera tiene su velocidad determinada o que “m”
refleja el eje de giro cuando ni siquiera gira en torno a un eje.
De hecho, incluso el propio átomo te muestra lo absurdo que es pensar de esta manera clásica.
Veréis, el estado menos energético de todos en los que el átomo puede estar, en el que
el electrón está más tranquilo, es en el que “l” vale cero, lo que clásicamente
querría decir que su velocidad de rotación es nula. Es decir que, según la mentalidad
clásica, hay átomos en el Universo en el que electrón ¡ni siquiera está girando!
Haciendo esta imagen aún más inexacta. Los físicos muchas veces utilizamos estas
explicaciones clásicas como muletas, una forma de ayudar a nuestro cerebro con estas
imagenes antiintuitvas del mundo, pero en el fondo de nuestro corazón sabemos la verdad:
que l y m reflejan cosas muy abstractas y profundas, de las que hablaremos en otra ocasión.
En cualquier caso, os dejo aquí unos cuantos orbitales para que podáis ver lo preciosos
que son los átomos de verdad. Disfrutadlos.
¿Bonitos, verdad? Os dejo en la descripción una web en la que podéis verlos todos y experimentar
con ellos. Y recuerda si quieres más ciencia solo tienes
que suscribirte. Y gracias por verme.
