¿Cómo se obtienen los diferentes colores cuando se calienta una pieza de hierro? Planck encontró la respuesta hace 100 años y, por cierto, descubrió que la naturaleza da saltos extraños en el ámbito de los átomos.
Leyendo el tiempo, la física cuántica pone su sello en el universo. Sin sus leyes locas, no habría átomos estables, el sol no podría generar energía. Hace 100 años, Max Planck escribió el primer capítulo de esta historia de éxito. La revolución de la mecánica cuántica comenzó modestamente. Su fundador no era un fanático juvenil, sino un revolucionario contra su voluntad. En 1900, Max Planck tenía 42 años y enseñaba física teórica en la Universidad de Berlín, en ese momento una asignatura exótica. Planck se ocupó de la cuestión de cómo se crean los colores de un cuerpo caliente. Si se calienta una pieza de hierro, se iluminará en rojo al aumentar la temperatura, luego en blanco y finalmente en azul. Planck estaba seguro: para todos los cuerpos, independientemente de su naturaleza, tenía que haber una ley natural que describiera este comportamiento.

Planck imaginó que las partículas en los cuerpos oscilan, de forma similar a los resortes espirales, y absorben y liberan radiación. La frecuencia de oscilación debe corresponder al contenido de energía de las partículas. La consideración física por un lado y las pruebas matemáticas por el otro lo llevaron finalmente a una fórmula que reproducía los datos sorprendentemente bien. Todo salió bien, excepto por una trivialidad: Planck tuvo que insertar en la fórmula una constante cuyo significado no le resultaba completamente claro. Este cuanto de acción (h = 6.626o10-34 JouleoSeconds) indicó que una partícula de radiación no puede absorber ninguna cantidad de energía, sino solo "paquetes" individuales, llamados cuantos. "Fue una suposición puramente formal, y no pensé mucho en eso, solo que quería producir un resultado positivo en cualquier circunstancia, sea lo que sea", dijo Planck más tarde. Fue un acto de desesperación. Cuando Planck terminó su conferencia el 14 de diciembre de 1900, en el Instituto de Física del banco del Reichstag de Berlín, el público exquisito debió verse bastante perplejo. ¿Qué se debe pensar al respecto? La naturaleza no dio saltos. El propio Planck intentó durante varios años incorporar su efecto cuántico en la física clásica. En vano. La verdadera naturaleza de este pequeño número no le quedó clara. Su importancia fundamental se descubrió solo en los años veinte. El día de su discurso de hoy se considera el comienzo de esta revolución física. El efecto cuántico de Planck combina la energía de un cuerpo o gas con la longitud de onda de la luz emitida: cuanto mayor es la energía o la temperatura, menor es la longitud de onda. Esto explica por qué una pieza de hierro brilla con el aumento de la temperatura primero rojo (longitud de onda grande) y finalmente azul (longitud de onda corta). La teoría cuántica no explica por qué la constante de Planck tiene el valor medido en el laboratorio hoy. Debe ser aceptado como natural.

Pero, ¿y si la constante de Planck fuera más grande o más pequeña? El impacto en la naturaleza sería enorme. Supongamos que la constante es la mitad o el doble de grande. Entonces, el sol, suponiendo que todavía tenía una temperatura superficial de 5.800 grados, ya no aparecería amarillo. Por el contrario, liberaría la mayor parte de la radiación a longitudes de onda más cortas o más largas que las actuales. Aparecería violeta o infrarrojo. En el segundo caso, no podríamos ver nuestra luz del día, al menos en la condición actual de nuestros ojos. Probablemente, sin embargo, la evolución de los seres vivos habría sido diferente: las plantas de hoy pueden no ser capaces de usar la fotosíntesis de la manera habitual con luz roja y, por lo tanto, no serían verdes. Los ojos de los seres vivos se habrían desarrollado de manera diferente y podrían ver radiación UV o infrarroja.

Esferas cristalinas en el átomo
Aunque Planck había descubierto la magnitud central de la mecánica cuántica, la conexión con el mundo atómico se estaba aclarando lentamente. Ernest Rutherford había disparado núcleos de helio en una lámina de oro delgada como una oblea y descubrió que la mayoría de ellos volaban sin obstáculos. Solo unos pocos estaban distraídos, ocasionalmente se recuperaron como pelotas de ping-pong. Rutherford pensó mucho en este resultado hasta que tuvo la explicación: le gritó con entusiasmo a su asistente Hans Geiger: "¡Ahora sé cómo se ve un átomo!", Pensó que estaba en gran parte vacío. En el centro debe haber un pequeño núcleo rodeado de electrones a largos intervalos. Aunque este modelo de 1910 explicaba el experimento de Rutherford, planteaba un problema crucial: según las leyes bien conocidas de la electrodinámica, una partícula cargada eléctricamente emite radiación en una trayectoria circular. Como resultado, pierde energía y se acerca al núcleo en un camino en espiral. Rápidamente se hizo evidente que si Rutherford tenía razón, todos los electrones tendrían que caer en sus núcleos en fracciones de segundo, de acuerdo con las leyes de la física clásica. No hay átomos estables. visualización

Tres años después, uno de los estudiantes de Rutherford rompió radicalmente el acertijo. Niels Bohr afirmó que los electrones no funcionarían en órbitas arbitrarias alrededor del núcleo, como los planetas alrededor del sol. Más bien, se les asignan caminos que solo pueden dejar bajo ciertas circunstancias: cuando recogen una partícula de luz, saltan a un camino más alejado del núcleo, y si dan una, saltan de nuevo Mientras el electrón permanezca en su órbita, está en una condición estacionaria e inmutable.

La teoría de Bohr era grotesca. Durante mucho tiempo tuvo que discutir con Rutherford sobre la publicación: "Me parece que asumes que el electrón sabe desde el principio dónde se detendrá", respondió el profesor de Bohr provocativamente. De hecho, Bohr pareció reintroducir las esferas de la astronomía en la física atómica. Sin embargo, no se puede negar que su teoría podría explicar el espectro del gas de hidrógeno luminiscente. Y cuando Einstein se enteró del trabajo de Bohr, se dice que dijo: "Este es uno de los mayores descubrimientos". Pero fue solo el comienzo.

Energía prestada

Hace tiempo que se sabe que en algunos experimentos los electrones no aparecen como esferas pequeñas, sino que muestran claramente las propiedades de las ondas. En 1924, el príncipe francés Louis Victor de Broglie concluyó que los electrones llevan una doble vida. Sugirió que el electrón debería considerarse como una onda estacionaria que rodea el núcleo atómico. Esta onda debe ser tal que la circunferencia de la órbita siempre corresponda a un múltiplo entero de la longitud de onda.

El austriaco Erwin Schrüdinger tomó esta idea y la resolvió matemáticamente. En 1926, logró su gran avance: en la ecuación de Schr dinger que lleva su nombre, el electrón es una onda espacialmente extendida que rodea el núcleo atómico, que oscila de manera similar a un globo lleno de agua t. Solo son posibles ciertos modos de vibración, y cada forma corresponde a una energía particular del electrón. En la transición de una forma a otra, el electrón recoge o emite un cuanto de luz. Eso explica por qué un electrón no penetra en el núcleo atómico. Por supuesto, no explicaba que de vez en cuando los electrones también aparecieran como partículas.

De hecho, la partícula de alguna manera se esconde en la ola. Su intensidad indica la probabilidad de estar en un lugar determinado. Esta teoría contradice la ley física clásica, según la cual una partícula está en un lugar determinado o no. Exactamente lo que distingue a la mecánica cuántica de la física clásica: en el ámbito de los átomos solo son posibles las declaraciones de probabilidad. Las pistas borrosas Werner Heisenberg llegaron al aspecto más profundo de esta confusión atómica en 1927. A los 25 años se había convertido recientemente en el profesor titular más joven de Alemania en la Universidad de Leipzig. Había desarrollado una teoría que compite con Schr dinger para describir los átomos y los saltos cuánticos de los electrones. Se topó con el hecho peculiar de que la ubicación y el impulso de un electrón no pueden medirse bruscamente al mismo tiempo. Si determina la ubicación exacta, la medición del impulso se vuelve inexacta, y viceversa. El efecto cuántico de Planck indica la magnitud de esta incertidumbre.

La relación de incertidumbre de Heisenberg no dice nada sobre la habilidad de los físicos experimentales. Describe una peculiaridad fundamental del micromundo y tiene su causa en el hecho de que las partículas también aparecen como ondas "manchadas". "Si alguna vez hubo un experimento que permitiera determinar el momento y la ubicación de forma simultánea y precisa, la mecánica cuántica estaría necesariamente equivocada", dijo Heisenberg. Hasta la fecha, nadie ha tenido éxito en tal experimento.

Esta indeterminación tiene un gran impacto en la naturaleza. También se aplica a la pareja de tiempo y energía. Cuanto más corto sea el proceso de medición de la energía de un electrón, menos preciso será el valor. Esto tiene una consecuencia importante: en física clásica, ninguna partícula puede obtener energía de la nada. En mecánica cuántica, al menos es posible que un electrón tome prestada energía y la devuelva dentro del marco de tiempo establecido por la relación de incertidumbre: cuanto más corto es el período considerado, mayor es el crédito de energía. Con esta energía adicional, las partículas pueden saltar barreras energéticas que en realidad son demasiado altas para ellos, por ejemplo, en el núcleo atómico.

Dentro del núcleo, los protones cargados positivamente están unidos por un lado por la fuerza nuclear, por otro lado, se repelen entre sí debido a la fuerza eléctrica y su carga del mismo nombre. En general, predomina la energía nuclear. Puedes imaginar a los protones rodando en una olla con muy poca energía para salir. Ahora, en el núcleo, dos protones y dos neutrones pueden coincidir para formar un núcleo de helio particularmente estable, que puede escapar de la olla. Esta partícula tiene una energía de cuatro millones de electronvoltios fuera del núcleo. El obstáculo de la energía en su núcleo es de unos 30 millones de electronvoltios de alto. La cantidad faltante ha tomado prestada la partícula a corto plazo. Los físicos hablan de túneles porque parece que la partícula ha cavado un túnel a través de la barrera de energía.

Esto también sucede con la desintegración radiactiva, que no existiría sin el desenfoque de Heisenberg. El proceso inverso, la fusión de dos núcleos atómicos, también es posible solo a través del efecto túnel. En el interior del Sol, por ejemplo, la temperatura y, por lo tanto, la energía de los núcleos de hidrógeno es demasiado baja para que estas partículas cargadas positivamente superen la fuerza de repulsión eléctrica y se unan. Esto permite solo el efecto túnel. Sin desenfoque mecánico cuántico, no habría fuego dentro del sol.

Mientras tanto, el efecto de túnel se utiliza en tecnología, por ejemplo, en el microscopio de túnel de barrido, con el que se pueden examinar átomos individuales. Una punta de metal extremadamente fina se guía sobre una superficie lo más cerca posible de ella. Normalmente, el espacio entre la punta y la superficie forma una barrera insuperable para los electrones. El efecto túnel, sin embargo, permite una y otra vez partículas del salto aparentemente imposible. Cuanto más cerca esté la aguja de la superficie, mayor será la corriente del túnel. Por su resistencia, la forma de la superficie se puede determinar hasta la resolución atómica.

Técnicamente, el efecto túnel también se usa en las llamadas uniones Josephson, en las que dos superconductores están separados por un aislante. Sin embargo, los electrones que migran en pares en superconductores logran tunelizar a través de este obstáculo. Este proceso puede ser influenciado por campos magnéticos. Esto permite la construcción de SQUIDS (Dispositivos de interferencia cuántica superconductores), que miden incluso los campos magnéticos más débiles, como las ondas cerebrales.

Coloque las tarjetas en el átomo Justo dos años antes del descubrimiento innovador de Heisenberg, se hizo evidente otra peculiaridad intrigante de la naturaleza. Bohr se había preguntado: un átomo generalmente está en el estado de energía más bajo. ¿No deberían todos los electrones tener el nivel de energía más bajo en este estado? Obviamente, este no es el caso, porque si todos los electrones en los átomos de todos los elementos estuvieran en el mismo estado, entonces todos los átomos tendrían casi la misma apariencia. En consecuencia, no habría una gran cantidad de compuestos químicos y no habría vida.

El físico austriaco Wolfgang Pauli tuvo la idea a principios de 1925 de que la naturaleza debe haber establecido un principio de exclusión. Debería dictar que todos los electrones en un átomo ocupan diferentes estados de energía. En el modelo atómico de Bohr, esto significa que las capas se llenaron con un número creciente de electrones desde adentro hacia afuera. Más tarde, Pauli transfirió su principio al modelo de átomo de mecánica cuántica más abstracto de Schrödinger y Heisenberg.

Esto de repente explicó la diversidad de los elementos. Debido a la prohibición de Pauli, los átomos en la capa más externa tenían diferentes números de electrones, que son responsables de las propiedades químicas de un elemento.

El principio de Pauli en la física del estado sólido tiene consecuencias de largo alcance. En un cristal, por ejemplo, los átomos están tan cerca que sus electrones se interponen. Como resultado, un principio de exclusión colectiva se aplica a todos los electrones. Es decir, no hay dos electrones en el cuerpo que puedan estar en el mismo estado físico. Esto tiene la consecuencia de que los niveles de energía de los electrones se mueven unos contra otros. Están tan juntos que forman una amplia banda de energía. De hecho, se crean dos bandas. En la banda de baja energía, los electrones quedan atrapados mientras que en el cuerpo pueden moverse en la banda de mayor energía y conducir corriente eléctrica. La distancia entre las dos bandas determina la facilidad con que los electrones pueden saltar de la banda inferior a la banda de conducción superior. Esta es la propiedad crucial que diferencia a los conductores eléctricos, aislantes y semiconductores.

Esta prohibición impuesta por la naturaleza de la uniformidad de los electrones, que Pauli descubrió hace tres cuartos de siglo, no puede explicarse con más detalle. Debe ser aceptado como se da. Bohr estaba encantado con esta "locura completa". Pauli tampoco sabía qué decir: "No debemos querer sacudir los átomos en los grilletes de nuestros prejuicios". La prohibición de exclusión es la clave para comprender la diversidad en la naturaleza, y es el punto de partida para un desarrollo técnico que acompaña a la construcción. del primer transistor comenzó y hoy ha alcanzado un pico en microelectrónica.

Thomas Bührke Lea también la edición de septiembre de bild der wissenschaft The Ultimate Computer Revolution.

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