Modelo atómico de Rutherford y modelo de Bohr: fundamentos y evolución

Modelo atómico de Rutherford

1. La materia es fundamentalmente vacía.

2. La masa y la carga positiva están concentradas en el núcleo del átomo, que es unas 10000 veces menor que el propio átomo.

/ Aunque el modelo de Rutherford suponía una buena idea de las dimensiones y la organización del átomo, había una contradicción fundamental con la teoría electromagnética y las leyes de Maxwell: estaba establecido y demostrado que una carga eléctrica en movimiento debería radiar energía en forma de onda electromagnética, como funciona la radio. El electrón era una carga eléctrica que se estaba moviendo, luego debería radiar energía; si emitía energía la perdía y la única energía que tenía era la cinética, E_c = ½ m v², por lo que cada vez tendría menos velocidad y, por lo tanto, disminuiría la fuerza centrípeta que compensaba la de atracción electrostática. En definitiva, el átomo de Rutherford no era estable y el electrón caería, indefectiblemente.

F_c = m·v²/R; F_g = G·M·m/R²; E_c = ½ m v².

Modelo de Bohr

En 1913, Niels Bohr utilizó la teoría cuántica de Planck y enunció 3 postulados para solucionar el problema del modelo de Rutherford, dando lugar al modelo de Bohr.

1. El electrón se mueve en órbitas circulares alrededor del núcleo.

2. No todas las órbitas están permitidas: solo están permitidas las órbitas donde el momento angular sea un múltiplo entero de la constante de Planck: m·v·r = n·h/2π.

3. Cuando un electrón pasa de una órbita de menor energía a una órbita de mayor energía, emite esa energía en forma de radiación en una determinada longitud de onda.

Éxito del modelo de Bohr: los espectros

Desde el siglo XIX existía un método de análisis para conocer los elementos que había en sustancias o materiales: la espectroscopia. Consistía en que una muestra, excitada, por ejemplo, con calor, emitía una luz compuesta de muchas luces elementales que, separadas por un prisma, reflejaban indudablemente qué elementos había en la muestra.

Ampliación del modelo de Bohr

Aunque la interpretación y deducción de los espectros proporcionaba un refrendo inmediato, el análisis del espectro del hidrógeno, que estaba muy bien determinado, introdujo algunos problemas que fueron solventados de la siguiente manera y por los siguientes científicos:

1. Una ligera desviación entre las longitudes de onda a las frecuencias de las rayas (luces) del espectro que se seleccionó por Bohr, considerando que el centro de gravedad del sistema no es el centro del núcleo, sino que está ligeramente desplazado por la pequeña masa del electrón.

2. Había más rayas, o sea, más saltos, que los que Bohr había predicho; Sommerfeld consideró que se debe tener en cuenta la teoría de la relatividad y que, por tanto, la masa del electrón varía con su altísima velocidad. Aparecen entonces las órbitas elípticas.

3. Había un efecto, llamado efecto Zeeman, que consistía en que cuando el espectro se obtenía sometiendo la mezcla a un fuerte campo magnético, todas las rayas se desdoblaban. Se resuelve en 1925 al descubrir que el electrón, que es una carga eléctrica, tiene un movimiento de giro (espín).