El Profesor Niels Bohr desarrolló una descripción muy precisa del átomo de hidrógeno, la cual publicó en 1913. Esa descripción resistió exitosamente muchas pruebas experimentales, lo que, a la postre, lo hizo merecedor del Premio Nobel en 1922. Su descripción se basa en considerar a un átomo, el constituyente más pequeño de un elemento químico, como constituido a su vez por un centro con carga eléctrica positiva (el núcleo, “compactando” en una región pequeña tanto a protones de carga positiva, como a neutrones sin carga) rodeado de electrones (de carga eléctrica negativa). El sistema remite al sistema solar, donde el símil del núcleo es el Sol y, el de los electrones orbitando alrededor, los planetas. Pero una diferencia entre el sistema solar con el llamado “modelo atómico de Bohr” es que el equilibrio en las órbitas electrónicas no es gravitacional. En la teoría original de Bohr, una órbita electrónica está determinada por tres postulados. El primero se refiere a un equilibrio entre fuerzas electrostática y centrífuga del electrón. Este postulado permite relacionar la energía total de un electrón con el radio de una órbita pensada como órbita circular. El segundo postulado supone que no todo momento angular orbital del electrón es estable: sólo algunos valores de momentos angulares resultan posibles para una estabilidad, y son aquellos que sean múltiplos de una cantidad muy pequeña; pero distinta de ser cero. Esta cantidad usada por Bohr fue la empleada previamente por Max Planck en su innovadora descripción, en su momento, sobre la radiación de un cuerpo. El uso de la misma cantidad extiende las ideas del profesor Planck, y son ahora reconocidas como “cuánticas” por involucrar exclusivamente múltiplos de una pequeña cantidad: el “cuanto” de luz.
El tercer postulado establece que surgirá una emisión o absorción de radiación electromagnética cuando un electrón pierda o adquiera energía, respectivamente. Cuando ocurra un cambio de energía en un electrón, como consecuencia de los dos postulados anteriores, dicho electrón “saltará” de la órbita estable original a otra nueva; pero también permitida por los postulados previos. La emisión de radiación electromagnética por parte de un elemento queda así descrita por cambios de órbitas estables. Entonces, como cada órbita representa niveles de energía, al observar la radiación de un elemento se pueden inferir justamente los niveles de energía característicos de cada átomo. Como la absorción de radiación electromagnética es un proceso semejante, pero inverso, los átomos de un mismo elemento sólo absorberán radiaciones de su entorno compatibles con su estructura orbital-energética. La luz es una radiación electromagnética particular, por lo que debería sujetarse al modelo de Bohr también. Y es con la luz precisamente que este modelo muestra su gran utilidad. La luz emitida o absorbida por un elemento químico, adecuadamente separada según su frecuencia de oscilación, se conoce como el espectro del elemento. Antes de Bohr se conocían los espectros de muchos elementos. De hecho, con la observación de ellos se identificaba su presencia a distancia, como en el caso de su identificación en el Sol o las estrellas. Pues bien, usando el modelo de Bohr se describen cuantitativamente muchos de estos espectros, como las llamadas series espectrales de Balmer y de Paschen para el átomo de hidrógeno. Los espectros de otros isótopos o elementos también admiten sendas descripciones con algunas modificaciones, que van desde cambios de los valores correspondientes a las cargas eléctricas hasta el uso de órbitas elípticas (como en el posterior modelo de Sommerfeld), entre otras. Mayores complejidades aparecen en relación con las moléculas.
El modelo de Bohr viene a cuento también en relación con algunos procesos de los sistemas vivos, de los cuales destacan la fotosíntesis en determinados vegetales y la visión animal, por mencionar dos procesos típicos de sistemas biológicos relativamente complejos y que involucran a la luz. Muchas veces las emisiones de luz corresponden a niveles de energía de las órbitas más externas de un átomo. Pero sucede que los “saltos” orbitales electrónicos (transiciones) en esa región externa casualmente no alteran substancialmente la estabilidad estructural del átomo. Sin embargo, los “saltos” involucrando órbitas intermedias pueden llegar a emitir o absorber radiaciones con frecuencias más altas, como las de radiación ultravioleta. Existen elementos cuyas órbitas internas pueden generar o “aceptar” radiaciones de las llamadas X “suaves”. Estas transiciones electrónicas resultan desestabilizadoras para la estructura atómica, en contraste con las asociadas a la luz. Su efecto deletéreo, además, es acumulativo. Y sin estabilidad atómica, eventualmente sobreviene la inestabilidad celular. Energías relacionadas con frecuencias aun mayores como las propias de los rayos X “duros” o los rayos gamma desestabilizan no sólo al átomo, sino a su núcleo bajo un mecanismo similar al descrito. Así se pone en evidencia la gran relación observada entre la luz y los sistemas vivos. Un intercambio eficiente de energía a lo largo de grandes distancias y que mantiene la necesaria estabilidad estructural propia de átomos y moléculas en sistemas vivos la proporciona el rango de radiación electromagnética que incluye al subrango que llamamos luz. Lo anterior puede explicar el porqué los sistemas vivos comparten similar sistema de captación de energía y de información. Al menos, como dicen, tal como los conocemos en la Tierra.
