Descubrimiento y Evolución del Modelo Atómico: De Thomson a Bohr

El Descubrimiento del Electrón y el Modelo de Thomson

Durante el siglo XIX, se descubrieron diversos fenómenos eléctricos que sugerían la existencia de partículas cargadas a una escala más pequeña que la atómica. J.J. Thomson, experimentando con tubos de rayos catódicos, descubrió el electrón. Propuso un modelo atómico en el que el átomo era una esfera maciza con un núcleo de carga positiva en el que se incrustaban los electrones, similar a un "budín de pasas".

El Experimento de Rutherford y el Núcleo Atómico

E. Rutherford realizó un experimento crucial que refutó el modelo de Thomson. Lanzando partículas alfa a una fina lámina de oro, y estudiando los ángulos en los que rebotaban las partículas, comprobó que el átomo es, en gran parte, espacio vacío. El experimento demostró que el átomo tiene un núcleo de dimensiones muy pequeñas, pero en el que se concentra casi toda la masa y la carga positiva. Los electrones, con carga negativa, giran alrededor del núcleo.

Sin embargo, este modelo no era consistente con las leyes clásicas de la Física, ya que los electrones, al girar, irían perdiendo energía y caerían al núcleo en espiral. Además, no explicaba los espectros discretos de los elementos.

El Modelo Atómico de Bohr y los Espectros Atómicos

N. Bohr propuso un modelo que superaba las limitaciones del modelo de Rutherford. Bohr postuló que:

• Los electrones no pueden girar en cualquier órbita, sino solamente en aquellas que cumplen determinadas condiciones, cuantizando los niveles de energía.
• Solo se emite o se absorbe energía cuando los electrones cambian de nivel (órbitas).
• Mientras un electrón se encuentra en una determinada órbita no emite energía.
• A órbitas superiores les corresponde una energía mayor.
• Solamente son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular del electrón es un múltiplo de la constante de Planck (h/2π).
• Cuando un electrón pasa de una órbita superior a otra inferior, se emite energía en forma de radiación, con valor igual a la diferencia de energía entre dichas órbitas. De igual manera, para que un electrón pueda pasar de la órbita inferior a la superior, debe absorber esa misma energía.

Este modelo explicaba los espectros atómicos. La radiación emitida y absorbida por diferentes elementos al someterlos a determinadas condiciones no es continua, sino que solamente se emiten y absorben unas longitudes de onda características para cada elemento.

El Efecto Fotoeléctrico

El efecto fotoeléctrico, que consiste en la emisión de electrones desde una superficie metálica cuando sobre la misma se hace incidir radiación electromagnética, también apoyó la cuantización de la energía. Se observó que el efecto solamente tenía lugar para una frecuencia superior a una frecuencia característica para cada metal. Esto se explica porque el efecto fotoeléctrico solamente se produce si los cuantos de radiación (fotones) tienen energía suficiente para poder extraer electrones. Una mayor intensidad de la radiación lleva asociada la extracción de un número de electrones mayor y la producción, por tanto, de una corriente mayor. Si la radiación no tiene la frecuencia necesaria, el efecto no se puede producir.

Consideraciones Cuánticas y Orbitales

Hoy en día, se sabe que las partículas subatómicas, como los electrones, no son realmente cuerpos esféricos con dimensiones definidas, sino que hay que tomar consideraciones cuánticas y hablar de orbitales en lugar de órbitas de los electrones. Un orbital representa la región del espacio donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón.

Propagación de Ondas

Una onda consiste en la propagación de una perturbación por el espacio, transportando energía, pero sin que haya transporte de materia.