Descubriendo la Estructura Atómica: Thomson, Rutherford y Bohr

2º Modelo Atómico de Thomson: El Pudín de Pasas

a) Experiencia y Descubrimientos Clave

En 1897, Joseph John Thomson demostró que los rayos catódicos eran desviados hacia el polo positivo por la acción de campos eléctricos y magnéticos. Concluyó que se trataban de partículas cargadas negativamente y determinó su relación carga-masa, a las que llamó electrones. Siguiendo la denominación sugerida por el científico George Johnstone Stoney, Thomson también determinó que la masa del electrón era aproximadamente 1840 veces menor que la del átomo de hidrógeno.

A partir de esto, Thomson postuló que el átomo debía poseer, en algún punto, la suficiente carga positiva como para neutralizar la carga negativa de los electrones.

Posteriormente, en 1909, Robert Millikan determinó la carga del electrón (q(e^-) = -1.602 x 10^-19 C), un valor que corresponde con la carga eléctrica mínima que puede transportar una partícula. Con este dato, se pudo calcular la masa del electrón: m(e^-) = 9.109 x 10^-31 kg.

b) El Modelo del Pudín de Pasas

Thomson imaginó su modelo atómico, popularmente conocido como el «pudín de pasas» (o también «modelo pastel» o «plum cake»), concibiendo el átomo como una esfera de materia cargada positivamente, en la que se encuentran incrustados los electrones de carga eléctrica negativa, de manera similar a las pasas en un pastel.

c) Conclusiones del Modelo de Thomson

El modelo de Thomson fue un avance significativo al explicar la naturaleza eléctrica de la materia, basándose en las siguientes conclusiones:

• La materia es eléctricamente neutra; en consecuencia, junto a los electrones, debe existir una carga positiva que los neutralice.
• Los electrones pueden ser extraídos del átomo, lo cual no ocurre con la carga positiva, sugiriendo una mayor estabilidad de esta última.

3º Modelo Atómico de Rutherford: El Modelo Nuclear o Planetario

a) Experimento de la Lámina de Oro (1911)

Ernest Rutherford, discípulo y sucesor de Thomson en la cátedra de Cambridge, llevó a cabo un experimento crucial en 1911. Consistió en bombardear una lámina extremadamente fina de oro (conocida como «pan de oro») con partículas alfa (núcleos de helio que han perdido sus dos electrones, por lo tanto, con carga positiva).

Rutherford y sus colaboradores estudiaron las trayectorias de estas partículas alfa al impactar contra la lámina de oro. Observaron que:

• La mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse.
• Algunas partículas se desviaban, formando ángulos muy amplios.
• Muy pocas partículas retrocedían, rebotando hacia la fuente.

Las trayectorias de las partículas se determinaron colocando una pantalla de material fluorescente (sulfuro de cinc) detrás de la lámina de oro, donde se observaban los destellos producidos por los impactos mediante un microscopio.

b) Conclusiones del Experimento

A partir de estos resultados, Rutherford extrajo las siguientes conclusiones fundamentales:

• Dado que la mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina sin desviarse, la materia y, por ende, los átomos, deben estar prácticamente vacíos.
• El rebote y la desviación de algunas partículas indicaban que la carga positiva del átomo debe estar concentrada en un punto muy pequeño y denso, al que llamó núcleo. La carga negativa (electrones) rodea este núcleo, formando una corteza.
• Basándose en los ángulos de desviación y el número de partículas desviadas, Rutherford calculó que el radio del átomo debía ser aproximadamente 10⁴ veces mayor que el radio del núcleo.

c) Descripción del Modelo Atómico Nuclear

El modelo atómico de Rutherford, también conocido como modelo nuclear o planetario, se describe de la siguiente manera:

• El átomo consta de dos partes principales: el núcleo y la corteza.
• El núcleo es extremadamente pequeño en comparación con las dimensiones totales del átomo. Su radio es del orden de 10^-14 metros, mientras que el del átomo es del orden de 10^-10 metros, lo que significa que el átomo es aproximadamente 10⁴ veces más grande que su núcleo.
• En el núcleo residen los protones, partículas con una carga eléctrica igual en magnitud a la del electrón, pero de signo positivo. La masa del protón es aproximadamente 1836 veces la masa del electrón y es casi igual a la masa del átomo de hidrógeno. Prácticamente toda la masa del átomo se concentra en el núcleo.
• Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares y elípticas, de forma similar a los planetas alrededor del sol.
• Dado que el átomo es eléctricamente neutro, el número de electrones es igual al número de protones.
• La zona del átomo donde se mueven los electrones se denomina corteza y ocupa prácticamente todo el volumen del átomo.
• Aunque este modelo fue un gran avance, presentaba limitaciones al no poder explicar la estabilidad de los electrones en órbita ni la emisión de espectros discretos.

4º Modelo Atómico de Bohr: Cuantificación de las Órbitas

a) Postulados del Modelo de Bohr

En 1913, Niels Bohr propuso un modelo atómico que incorporaba ideas de la mecánica cuántica para superar las deficiencias del modelo de Rutherford. Sus postulados fundamentales son:

• Primer Postulado (Órbitas Estacionarias): Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares y elípticas específicas, llamadas órbitas estacionarias, sin emitir ni absorber energía radiante. En estas órbitas, el momento angular del electrón está cuantizado, es decir, solo puede tomar valores discretos (mvr = nħ, donde n es un número entero positivo, el número cuántico principal).
• Segundo Postulado (Transiciones Electrónicas): Un electrón solo puede cambiar de órbita si absorbe o emite una cantidad de energía específica (un cuanto de energía). Cuando un electrón salta de una órbita de mayor energía a una de menor energía, emite un fotón con una energía igual a la diferencia de energía entre ambas órbitas (ΔE = hf). Inversamente, absorbe energía para saltar a una órbita de mayor energía.
• Tercer Postulado (Cuantificación de la Energía): La energía de un electrón en una órbita determinada está cuantizada y es inversamente proporcional al cuadrado del número cuántico principal (E_n = -R_H/n²). Esto implica que solo son posibles ciertos niveles de energía.