Principio de correspondencia, en física principio que afirma que una nueva teoría física debe explicar todos los fenómenos explicados por la teoría a la que sustituye. El principio de correspondencia, originalmente formulado por el físico danés Niels Bohr se empleó inicialmente para describir la relación entre la teoría cuántica > y la física clásica (véase Mecánica

En su formulación de la teoría cuántica, Bohr y otros teóricos emplearon el principio de correspondencia para guiarse en sus trabajos. Los físicos formularon sus teorías de forma que, en situaciones en las que la física clásica es válida, las ecuaciones utilizadas para la descripción de fenómenos cuánticos correspondieran a las ecuaciones obtenidas por la física clásica. El principio de correspondencia se cumple en gran parte de la teoría cuántica, y también en otras teorías como la de la relatividad

.

Mecanica cuantica

Los sistemas atómicos y las partículas elementales <
no se pueden describir con las teorías que usamos para estudiar los cuerpos macroscópicos (como las rocas, los carros, las casas, etc). Esto de debe a un hecho fundamental respecto al comportamiento de las partículas y los átomos que consiste en la imposibilidad de medir todas sus propiedades simultáneamente de una manera exacta. Es decir en el mundo de los átomos siempre existe una INCERTIDUMBRE que no puede ser superada. La mecánica cuántica explica este comportamiento. 

Descubrimiento del núcleo atómico: Ernest Rutherford (1871- 1937), supervisó su celebre experimento de la hoja de oro, que demostró que el átomo era casi totalmente espacio vacío. La masa de este átomo por tanto, estaba concentrada en la parte central: el núcleo atómico. Experimento de Rutherford: Consistía en emplear un haz de partículas alfa con carga positiva, procedentes de una fuente radioactiva, en donde se dirigieron a trabes de una hoja muy delgada de oro. Rutherford esperaba que la corriente de partículas alfa no se le dificultaría la trayectoria al pasar por el budín atómico, pero suceden dos fenómenos: Casi todas las partículas alfa atravesaron la hoja de oro, y produjeron una mancha de luz cuando chocaron contra una pantalla fluorescente destral de la hoja. Las restantes, en su minoría se desviaban de sus trayectorias en línea recta conforme salían, desviándose unas considerablemente e incluso hacia atrás. Rutherford por tanto, pensó entonces que las partículas que no se desviaban viajaban a través de espacios vacíos de la hoja de oro, mientras que el numero de partículas desviadas eran repelidas por núcleos centrales extremadamente densos y cargados positivamente Concluyo que cada átomo, debía contener un núcleo, el cual denomino núcleo atómico. Espectros Atómicos Conjunto de lineas espectrales que es medido a través de un espectroscopio. Espectroscopio: Arreglo de rendija, sistema óptico de enfoque y prisma (o rejilla de difracción). Funciona al hacer pasar una luz por un prisma, que primero pasara por una rendija delgada, y después pasa por un prisma y se enfoca en una pantalla. Una secuencia importante de líneas en el espectro se inicia en la región del rojo, seguida por una azul, y después varias líneas violetas, para finalizar en muchas ultravioleta. J.J. Balmer (1884), fue quien expreso en primera instancia las longitudes de onda de esas líneas en una sola ecuación matemática. Johannes Rydberg, observó otra regularidad en los espectros atómicos. Notando que la suma de las frecuencias de dos lineas en el espectro (en este caso, el hidrogeno) a veces es igual a la frecuencia de una tercera línea. Walter Ritz, basando en la propuesta de Rydberg, la establece como principio general, al que llamo Principio de combinación de Ritz. Ritz establece, que las lineas espectrales de un elemento incluyen frecuencias que pueden ser la suma o la diferencia de las frecuencias de otras dos líneas.

Modelo de Bohr En 1913, Niels Bohr (1885- 1962), aplico la teoría de Planck y Enstein al átomo nuclear de Rutherford y formulo el conocido modelo planetario del átomo. Dedujo que los electros ocupan estados estacionarios, es decir de energía fija, pero no de posición fija, a distancias distintas del núcleo, y que hacen saltos cuantiaos de un estado de energía a otro. Dedujo también que estos saltos cuando suceden emiten luz (de un estado de energía alto a uno bajo). También establece que la frecuencia de la radiación emitida esta determinada por: E=hf, donde E es la diferencia de energías del átomo. El modelo atómico de Bohr resolvía una gran duda. De acuerdo con la teoría de Maxwell, los electrones acelerados emiten energía den forma de ondas electromagnéticas. Así, un electrón que acelere en torno a un núcleo debería irradiar energía continuamente. Esta irradiación, debería hacer que el electrón describiera una orbita espiral hacia el núcleo. Bohr rompiendo con esta teoría y rompiendo la física clásica, afirma que el electrón no irradia luz al acelerar en torno al núcleo en una sola orbita, pero hay radiación de luz solo cuando el electrón salta de una orbita de mayor energía a una de menor energía. Habla también de que la cuantizacion de la energía luminosa = cuantizacion de la energía del electrón. Dentro de sus puntos de vista, ellos explicaron las regularidades de los espectros atómicos: Si un electrón sube al tercer nivel de energía, puede regresar a su nivel inicial con un solo salto, desde el tercer hasta el primer nivel; o en dos saltos, primero hasta el segundo nivel y después hasta el primer nivel. Esas dos trayectorias de salto producirán tres líneas espectrales. Bohr también pudo explicar los rayos X en los elementos más pesados, demostrando que se emiten cuando los electrones saltan desde las orbitas externas hasta las más internas. También pudo calcular la energía de iotización de un átomo de hidrogeno, que es la energía necesarios para hacer que el electrón del átomo salga despedido por completo. En el modelo de Bohr, los átomos giraban en círculos (o elipses) bien definidas, ordenados en grupos o en capas.
El tamaño del átomo:
La curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a cientos de científicos durante un largo período en el que la falta de instrumentos y técnicas apropiadas impidió lograr respuestas satisfactorias. Posteriormente se diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y peso de los diferentes átomos.Los átomos son muy pequeños; su diámetro es del orden de una diezmillonésima de milímetro, y todos ellos tienen aproximadamente el mismo tamaño – el mayor no llega a superar en tres veces al más pequeño. Para poder darnos una idea de lo que significa una diezmillonésima de milímetro, basta la consideración de que en el punto que ponemos al final de uno de estos párrafos hay suficiente espacio para unos tres mil millones de átomos.Por ejemplo: El átomo más ligero, el de hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente 10,10 m. (0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 x l0,27 Kg (la fracción de un kilogramo representada por 17 precedido de 26 ceros y una coma decimal). Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos. Diametros orbitas determinados por cantidad carga electrica del nucleo. En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El elecromag

clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número «n» recibe el nombre de Número Cuántico Principal.Bohr supuso además que el momento angular  de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la «K» y terminaban en la «Q». Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen. Toda la materia presenta características tanto ondulatorias como corpusculares comportándose de uno u otro modo dependiendo del experimento específico. Para postular esta propiedad de la materia De Broglie se basó en la explicacción del efecto fotoeléctrico, que poco antes había dado Albert Einstein  sugiriendo la naturaleza cuántica  de la luz. Para Einstein, la energía transportada por las ondas luminosas estaba cuantizada, distribuida en pequeños paquetes energía o cuantos de luz, que más tarde serían denominados fotones  y cuya energía dependía de la frecuencia de la luz a través de la relación: , donde es la frecuencia de la onda luminosa y la constante de Planck Albert Einstein proponía de esta forma, que en determinados procesos las ondas electromagnéticas que forman la luz se comportan como corpúsculos. De Broglie se preguntó que por qué no podría ser de manera inversa, es decir, que una partícula material (un corpúsculo) pudiese mostrar el mismo comportamiento que una onda.