Modelos Atómicos Fundamentales: Rutherford, Bohr y Conceptos Cuánticos

Modelo Atómico de Rutherford

Al bombardear finas láminas metálicas con partículas alfa, se observó que la mayoría de estas partículas atravesaban las láminas sin sufrir desviación, mientras que unas cuantas eran desviadas y solo unas pocas parecían rebotar. Este fenómeno era inexplicable según el modelo de Thomson.

Para explicar este fenómeno, Rutherford propuso un modelo en el que el átomo está prácticamente vacío, estructurado de la siguiente manera:

• El átomo está formado por un núcleo y una corteza o envoltura electrónica.
• El núcleo, situado en la parte central del átomo, está formado por protones y neutrones (estos últimos no se habían descubierto en su momento). Está cargado positivamente, contiene la casi totalidad de la masa, posee una gran densidad y su tamaño es muy pequeño en relación con el tamaño total del átomo.
• La corteza electrónica está formada por los electrones, cargados negativamente, que se mueven alrededor del núcleo y a gran distancia del mismo, describiendo órbitas circulares. La fuerza centrípeta necesaria para este movimiento la produce la atracción electrostática.
• El número de protones es igual al número de electrones para que el átomo sea eléctricamente neutro.

Este modelo también se conoce como modelo nuclear y, por su apariencia, modelo planetario.

Con estas consideraciones, se pudo explicar la experiencia referida:

La carga positiva está concentrada en un núcleo central, de manera que las partículas positivas que pasan muy cerca de él se desvían de su trayectoria, y solo aquellas pocas que colisionan directamente con el núcleo regresan en la dirección de la que proceden.

Modelo de Bohr

Bohr propuso un nuevo modelo para abordar las limitaciones del modelo de Rutherford, basándose en la hipótesis cuántica de Planck. Según esta hipótesis, la energía (la radiación) no es continua, sino que está cuantizada, es decir, está formada por “paquetes” de energía llamados fotones. Esto significa que la energía no puede tomar un valor cualquiera, sino que toda cantidad de energía emitida o absorbida es un número entero de cuantos. El cuanto es la cantidad mínima de energía que puede transportar una radiación.

La energía de un fotón viene dada por la expresión:

E = hν

donde ν es la frecuencia de la radiación y h es la constante de Planck (h = 6.625 × 10⁻³⁴ J·s).

La energía emitida o absorbida por una partícula es:

ΔE = n hν

siendo n el número de cuantos, que solo puede tomar valores enteros (1, 2, 3, ...).

Postulados del Modelo de Bohr:

1. El átomo está formado por un núcleo (protones y neutrones) en el que está localizada la carga positiva y casi toda su masa, mientras que los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo.
2. El electrón no puede girar alrededor del núcleo en cualquier órbita; solo puede hacerlo en aquellas órbitas en las que su momento angular es un múltiplo entero de h/(2π).

L = n · h / (2π)

• donde n es el número cuántico principal (1, 2, 3, 4, etc.).
• Cada órbita permitida se asocia con un valor de n (la más cercana al núcleo es n = 1, la segunda n = 2, y así sucesivamente).
• El número máximo de electrones que puede albergar una órbita es 2n².

Cuando el electrón se mueve en una órbita estable, no emite ni absorbe energía. Solo si transita de una órbita a otra se produce la absorción o emisión de energía en forma de un cuanto (fotón):

ΔE = E₂ - E₁ = hν

siendo:

• E₂ y E₁ las energías de las correspondientes órbitas.
• h, la constante de Planck.
• ν, la frecuencia de la radiación.

Orbital Atómico

Un orbital define la región del espacio en el átomo donde existe una alta probabilidad de encontrar electrones.

La función de onda no permite determinar la posición exacta del electrón en cada momento, pero sí la probabilidad de encontrarlo en una región determinada del espacio. Por ejemplo, la probabilidad de encontrar el electrón dentro de la región representada es del 90%.

Números Cuánticos

Los números cuánticos son un conjunto de valores numéricos que describen el estado energético de un electrón en un átomo y las características de los orbitales atómicos.

• Número cuántico principal (n): 1, 2, 3, 4, ... (indica el número de capa o nivel principal de energía).
• Número cuántico secundario (l): 0, 1, 2, ..., (n – 1) (determina la forma del orbital o subnivel).
• Número cuántico magnético (m): –l, ..., 0, ..., +l (describe la orientación del orbital en el espacio).
• Número cuántico de espín (s): –½, +½ (representa el espín o giro del electrón sobre su propio eje).