Modelo atómico de Rutherford: (1911)

En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se divide en:

• Un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo).

• Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol.

Los experimentos de Rutherford demostraron que el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño de todo el átomo: el átomo está prácticamente hueco.

Ernest Rutherford mantiene la idea de que el átomo se compone por una parte negativa y positiva. Pero añade que la parte positiva del átomo se encuentra en el núcleo. Rutherford explico que en el núcleo se encuentra la mayor parte de masa atómica, y que los electrones se mueven en torno al núcleo ocupando un espacio vacío, y formaban el volumen total del átomo. Con su experimento Rutherford dijo que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo y que la carga positiva de los protones era igual en número a la carga negativa de los electrones.

Insuficiencias del modelo de Rutherford:

1- Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas mediante numerosos datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo muy breve.

2- No explicaba los espectros atómicos.

El modelo atómico del físico Rutherford (modelo o teoría sobre la estructura del átomo) fue propuesto por el químico y físico Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro".

Este modelo fue históricamente importante, en la comprensión de la materia. La idea básica que introdujo Joseph Thomson para formular el modelo era que los átomos poseen electrones, pero sostenía que estos se encontrarían girando alrededor de un núcleo central. En ese núcleo se concentraría toda la carga positiva del átomo y casi toda la masa, y su tamaño debía ser muy pequeño en comparación al de todo el átomo.

Según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas y forman una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma algo indefinidos. No obstante, los resultados de su experimento, permitieron calcular que el radio del átomo era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, lo que hace que haya un gran espacio vacío en el interior de los átomos.

El modelo atómico de Rutherford fue sustituido muy pronto por el de Bohr, que utilizó algunas de las hipótesis iniciales de la mecánica cuántica para describir la estructura de las órbitas de los electrones.

La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer la existencia de un núcleo en el átomo. Término que, paradójicamente, no aparece en sus escritos. Lo que Rutherford consideró esencial, para explicar los resultados experimentales, fue "una concentración de carga" en el centro del átomo.

Modelo atómico de Bohr: (1913)

1. Los electrones giran en orbitas en las que el radio de una cualquiera de estas órbitas no puede tener valor. Sólo son posibles las órbitas en las que el momento angular del electrón, L, sea múltiplo entero (n) de la constante h/2π, lo que implica que la distancias del electrón al núcleo estén cuantizados, introduciendo la teoría de Planck. Aparece así el número cuántico principal "n" que está relacionado con el tamaño de la órbita (a mayor valor de n, órbita más grande). La órbita o nivel de energía más baja corresponde a n=1 y se llama nivel fundamental o capa K.

2. Si un electrón se mueve en una órbita estacionaria, no emite energía. Orbita estacionaria: orbita que contiene un número exacto de longitudes de onda asociada al electrón, es decir, aquella cuya longitud sea múltiple de la onda electrónica: 2πr=hλ

3. Si el electrón pasa de una órbita a otra de menor radio emite un cuanto de radiación cuya energía es ΔE=hf.

Insuficiencias del modelo de Bohr:

1. El modelo de Bohr explica satisfactoriamente las rayas espectrales del hidrogeno pero no la de elementos con más electrones (átomos multielectronicos) ya que se vio con aparatos más sofisticados que en realidad cada raya espectral estaba en realidad subdividida en varias.

2. Tampoco explica el efecto Zeeman (desdoblamiento de las rayas espectrales al someter al átomo a un fuerte campo magnético)