Modelos Atómicos Fundamentales: La Evolución de la Estructura del Átomo y la Cuantización

Modelo Atómico de Rutherford: El Átomo Nuclear

En 1919, este físico detectó por primera vez el protón al bombardear ciertos átomos con partículas alfa. Rutherford empleó las partículas alfa para determinar la estructura interna de la materia. Al estudiar el comportamiento de estas partículas, pudo observar:

• La mayoría de las partículas atravesaba la lámina sin desviarse.
• Algunas partículas se desviaban de su trayectoria inicial.
• Otras partículas eran rechazadas por la lámina.

La lámina metálica debía poseer una estructura interna homogénea y, por lo tanto, las partículas alfa, al atravesarla, debían exhibir un comportamiento uniforme y no resultados tan dispares como los que se observaban.

Limitaciones del Modelo de Rutherford

• Los electrones se mueven en órbitas circulares y, por tanto, tienen aceleración normal. Una carga en movimiento acelerado debe emitir energía. Por tanto, los electrones deberían caer en una órbita espiral hacia el núcleo hasta chocar con él. Mientras, el átomo perdería energía en forma de radiación electromagnética de espectro continuo.
• El electrón pasaría por todas las órbitas posibles, describiendo una espiral cuyo centro estaría en el núcleo del átomo y, por tanto, la radiación emitida debería ser continua. Sin embargo, los espectros atómicos de emisión de los elementos son discontinuos.

Modelo Atómico de Bohr: La Cuantización de la Energía

Bohr aplicó al átomo de hidrógeno las nuevas ideas sobre la cuantización de la energía. Así pudo explicar su espectro de emisión discontinuo. En 1913, elaboró un nuevo modelo atómico basado en los siguientes postulados:

• La energía del electrón dentro del átomo está cuantizada.
• El electrón se mueve siguiendo órbitas circulares alrededor del núcleo.
• Los niveles de energía permitidos al electrón son aquellos en los que su momento angular es un múltiplo entero de h/2π, donde h es la constante de Planck.
• Solo se absorbe o emite energía cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro.

Limitaciones del Modelo de Bohr

Este modelo no explicaba por qué la energía en las órbitas atómicas estaba cuantizada ni por qué algunas propiedades de los elementos se repetían periódicamente. Hubo resultados que no encajaban dentro de dicho modelo:

• Al aumentar la resolución de los espectrógrafos, se observó que algunas líneas del espectro eran en realidad dos.
• Al efectuar el espectro al mismo tiempo que se sometía la sustancia a un intenso campo magnético, se observó que algunas líneas espectrales se desdoblaban en varias.

Modelo Atómico de Thomson: El Descubrimiento del Electrón

El estudio de la conductividad de gases a baja presión en un tubo de descarga reveló una luminiscencia en la pared del tubo opuesta al cátodo. La causa de esta luminiscencia era un chorro de partículas con carga negativa que parecía provenir del cátodo. Estas partículas se denominaron rayos catódicos.

Diferentes estudios permitieron conocer la naturaleza de este fenómeno:

• Eran partículas o radiaciones que se alejaban del cátodo en línea recta, ya que en el fondo del tubo se observaba la sombra del ánodo.
• Estaban provistos de gran energía cinética, ya que hacían girar una pequeña rueda de paletas interpuesta en su camino.
• Se comportaban como una corriente de carga negativa, pues se desviaban hacia la placa positiva al aplicar un campo eléctrico externo.

Se comprobó que los rayos catódicos obtenidos con gases diferentes eran iguales entre sí y que, en todos los casos, las partículas tenían una relación carga/masa idéntica. El valor de esta relación fue determinado en 1897 por el físico J.J. Thomson.

Teoría Cuántica de Planck: Los Cuantos de Energía

Los cuerpos emiten o absorben la energía en forma de paquetes o cuantos de energía.