Tema 2: Estructura atómica de la materia 1

TEMA 2:

Estructura atómica de la materia.

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ESQUEMA DE LA UNIDAD

1.- La concepción del átomo.

1.1.- Teorías de los cuatro elementos y del atomismo.

1.2.- Teoría atómica de Dalton.

2.- La materia no es continua.

2.1.- Naturaleza eléctrica de la materia.

2.2.- Partículas subatómicas.

3.- Estructura de los átomos.

3.1.- Modelo atómico de Thomson.

3.2.- Radiactividad.

3.3.- Modelo atómico de Rutherford.

3.4.- Descubrimiento del neutrón.

4.- Caracterización de los átomos.

4.1.- Isótopos.

5.- Masa atómica.

5.1.- Masa de un elemento.

6.- Iniciación al átomo de Bohr.

1.- LA CONCEPCIÓN DEL ÁTOMO

Los filósofos griegos discutieron mucho sobre la naturaleza de la materia. ¿Qué ocurriría si

dividiéramos un trozo de materia muchas veces? ¿Llegaríamos hasta una parte indivisible o

podríamos seguir dividiendo sin parar? El problema es que estos filósofos no utilizaban ni la

medición ni la experimentación, lo que hacía que aparecieran teorías muy diferentes explicando un

mismo fenómeno. En este caso destacaron dos ideas que trataron de explicar de qué está hecha la

materia: la teoría continuista o de los cuatro elementos y la teoría del atomismo.

1.1.- Teorías de los cuatro elementos y del atomismo

Teoría continuista o de los cuatro elementos

El filósofo y político Empédocles de Agrigento creía que el universo estaba formado por

cuatro elementos: agua, aire, fuego y tierra.

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Un siglo después, Aristóteles, el más influyente de los filósofos griegos, adoptó esta teoría

diciendo que cada uno de los elementos anteriores era el resultado de la unión de dos de las

siguientes propiedades: calor, sequedad, frío y humedad. Además añadió un quinto elemento en la

lista, el éter, del que estaban formados los cielos.

Teoría del atomismo

En el siglo V a.C., el filósofo griego Leucipo de Mileto y su

discípulo Demócrito, consideraban que al dividir sucesivamente en

partículas cada vez más pequeñas cada uno de los cuatro elementos

anteriores, llegaría un momento en el se obtendría una partícula tan

pequeña que no se podría dividir más. A esta partícula Demócrito la

llamó átomo (que en griego significa "indivisible").

Como los átomos de los que hablaban los atomistas no se ven, para los continuistas no existían,

y por tanto la materia se podía dividir indefinidamente.

Fue la teoría de los cuatro elementos apoyada por Aristóteles, quien gozaba de un

gran reconocimiento, la que sería aceptada durante siglos, dejando en el olvido

durante cerca de dos mil años a la teoría del atomismo. En el siglo XVI el joven

científico Galileo Galilei empezó a analizar las teorías antiguas, y gracias a los

experimentos que realizó, consiguió demostrar que muchas de las teorías científicas

de Aristóteles eran erróneas.

Así en el siglo XVII, el francés Pierre Gassendi sugirió que la teoría atómica de

Demócrito podía ser cierta, idea que empezaron a compartir otros científicos, a pesar

de que era difícil creer la existencia de los átomos sobre los que se planteaban muchas

preguntas difíciles de contestar sin verlos.

1.2.- Teoría atómica de Dalton

El químico inglés John Dalton, en el siglo XIX, fue uno de los científicos que

recuperó la teoría del atomismo y desarrolló su propia teoría conocida como la

teoría atómico-molecular de Dalton.

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Esta teoría, que ha sido fundamental para el desarrollo de la química moderna, se resume en los

siguientes postulados:

La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles e

inalterables llamadas átomos.

Todos los átomos de un mismo tienen la misma masa y mismas

propiedades físicas y químicas.

Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades.

Los compuestos se forman cuando se unen entre sí dos o más átomos del

mismo o de diferentes elementos.

2.- LA MATERIA NO ES CONTINUA

Una vez descartada la teoría continuista y aceptada la idea de que la materia está formada por

átomos, los científicos intentan relacionar una propiedad existente en la materia con los átomos.

Esa propiedad es la electricidad.

2.1.- Naturaleza eléctrica de la materia

La palabra electricidad procede de la palabra griega elektron que significa ámbar. El ámbar

es una sustancia de origen vegetal que producen algunos árboles y plantas. Aunque

podemos encontrarlo en varios colores diferentes, el más característico es el amarillo

anaranjado.

La electricidad es una propiedad que posee la materia (aunque no esté

continuamente manifestándose) que observó por primera vez el filósofo griego

Tales de Mileto (año 600 a.C.) al frotar con piel un trozo de ámbar, tras lo cual pudo

comprobar que esa sustancia era capaz de atraer trocitos de pluma o de

materiales ligeros. Se pensó entonces que el ámbar era el único material

que poseía esta propiedad, aunque posteriormente se demostró que no era

así, que es una propiedad que posee toda la materia.

Esta propiedad se ha estudiado a lo largo de la historia consiguiéndose demostrar que se debe a

la presencia en la materia de dos tipos de cargas: positiva y negativa. Además las cargas del mismo

signo se repelen y las de distinto signo se atraen.

Normalmente la materia tiene la misma cantidad de cargas positivas que de cargas negativas

(cuando sucede esto se dice que la materia es eléctricamente neutra). Cuando el número de una de

las cargas varía y hay más cantidad de un tipo que de otro, es cuando se pone de manifiesto la

propiedad eléctrica de la materia.

La carga se representa con el símbolo “q” y su unidad en el sistema internacional se llama

culombio (C).

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2.2.- Partículas subatómicas

Por un lado se dio por hecho que la materia puede ganar o perder cargas eléctricas (solo así se

pone de manifiesto la propiedad eléctrica de la materia), y por otro lado se supuso que las cargas

eléctricas debían estar dentro de los átomos. Estas ideas eran contrarias a uno de los postulados de

la teoría atómico-molecular de Dalton, según el cual los átomos eran indivisibles e inalterables.

Los científicos empezaron entonces a investigar, y trabajos desarrollados a partir de 1850

demostraron que efectivamente los átomos están formados por partículas más simples, partículas

subatómicas. Estas partículas se llaman:

Electrones: descubiertos por J. J. Thomson y que tienen

carga eléctrica negativa.

Protones: descubiertos por Eugen Goldstein y con carga

eléctrica positiva.

Neutrones: descubiertos por James Chadwick y sin carga

eléctrica pero con masa.

Descubrimiento del electrón

En el siglo XIX se llevaron a cabo una serie de experimentos para estudiar cómo actuaba la

electricidad dentro de un tubo de vidrio al que se le extraía el aire y se le metían distintos

elementos químicos. En cada extremo del tubo de vidrio se colocaba un electrodo y se aplicaba una

descargar eléctrica bastante grande.

Un electrodo es un dispositivo por el que circula la corriente eléctrica y que se une a un objeto

al que se le quiere hacer llegar la corriente.

Volviendo a los experimentos, en todos los casos se veía dentro del tubo un rayo luminoso de

un color u otro en función del elemento que estuviera dentro del tubo, rayo que viajaba desde el

electrodo negativo, llamado también cátodo, al electrodo positivo o ánodo. Se demostró también

que estos rayos luminosos se desviaban al acercar un imán al tubo. A estos rayos de luz se les

denominó rayos catódicos.

Joseph John Thomson (conocido como J. J. Thomson) estudió la naturaleza de los rayos

catódicos y demostró que estaban formados por partículas eléctricas más ligeras que el átomo de

hidrógeno (que es el elemento más ligero que existe) que saltan de los átomos del

elemento que hay en el tubo cuando es sometido a descargas eléctricas, pudiendo

determinar además que la carga de dichas partículas era negativa (ya que los rayos

se desviaban con la presencia de un imán hacia el polo positivo). A estas

partículas las denominó corpúsculos y son las que hoy se conocen con el nombre

de electrones.

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Con el descubrimiento de esta partícula se demostró que los átomos no eran indivisibles como

se pensaba.

Al estudiar las desviaciones de los rayos catódicos al colocar un imán alrededor, consiguió

medir también la relación existente entre la carga y la masa de las partículas que formaban dichos

rayos, relación que sorprendentemente no variaba al cambiar el elemento químico que había dentro

del tubo.

Observación: una “relación entre dos magnitudes” es el número que sale al dividirlas. En

nuestro caso, la relación entre la carga y la masa será el número que salga al hacer esta división:

carga/masa.

Unos años después, otro científico llamado Robert A. Milikan midió la carga del

electrón, lo que permitió, gracias a la relación carga/masa descubierta por Thomson

determinar también la masa de un electrón:

Descubrimiento del protón

Después del descubrimiento del electrón, el físico alemán Eugen Goldstein,

descubre, en un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado, una fluorescencia. La

explicación que le dio este científico a la aparición de esta fluorescencia fue la

existencia de unas radiaciones que viajan en sentido contrario a los rayos catódicos.

Al acercar un imán al tubo y observar que esas radiaciones se desviaban acercándose al polo

negativo del mismo, lo que le permitió deducir que dichas radiaciones eran de carga positiva. A

estas radiaciones las llamó rayos canales, ya que atravesaban los canales del cátodo. También se

llaman rayos anódicos porque viajan desde el electrodo positivo o ánodo hacia el negativo o

cátodo.

Carga: Cqe

1910602,1

Masa kgme

31101096,9

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Otro de los logros de Goldstein fue que consiguió medir la relación entre la carga y la masa

del protón, descubriendo que, al contrario de lo que sucedía con el electrón, esta relación sí

dependía del elemento químico que se encontrara en el interior del tubo. Cuando había hidrógeno,

que era el elemento más ligero conocido (y lo sigue siendo), las partículas que formaban los rayos

canales eran las de menor masa y las llamó protones.

La carga del protón es igual que la del electrón, pero de signo contrario, y la masa casi dos mil

veces mayor que la del electrón:

3.- ESTRUCTURA DE LOS ÁTOMOS

A lo largo de la historia los científicos han ido describiendo el átomo de distintas maneras, y

aunque algunas de las descripciones eran erróneas, proporcionaban información valiosa que

permitían ir acercándose cada vez más a la estructura actual de los átomos.

3.1.- Modelo atómico de Thomson

J. J. Thomson ideó un modelo a comienzos del siglo XX, basándose en los

experimentos realizados en los tubos de rayos catódicos y describió el átomo

como una esfera maciza de carga positiva en la que se encuentran incrustados

los electrones. Debido a la apariencia de este modelo, se le llamó pudin de pasas.

Concepto de ion

Ya se ha comentado que normalmente la materia tiene la misma cantidad de cargas positivas

que de cargas negativas (cuando sucede esto se dice que la materia es eléctricamente neutra).

Cuando el número de una de las cargas varía y hay más cantidad de un tipo que de otro, es cuando

se pone de manifiesto la propiedad eléctrica de la materia. Para que se desequilibre el número de

cargas positivas y de cargas negativas, lo que tiene que suceder es que los átomos que forman la

materia pierdan o ganen protones.

Un ion es un átomo que ha ganado o perdido electrones. Al ion que se

obtiene añadiéndole electrones se le llama ion negativo o anión, y al ion que

se obtiene quitando electrones se le llama ion positivo o catión.

Ejemplo: Litio (Li, Z (Li) = 3)

Li Li (pierde un electrón)

2Li (gana dos electrones)

Carga: Cqp

1910602,1

Masa kgmp

27106725,1

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3.2.- Radiactividad

La radiactividad es otra propiedad de la materia que fue descubierta de forma

casual por el físico francés Becquerel a finales del siglo XIX. Becquerel envolvió unas

placas fotográficas en un papel negro que no dejaba pasar la luz, y dejó sobre las

placas un mineral llamado pechblenda. Cuando se dio cuenta de que las placas

fotográficas se habían estropeado, pensó que el mineral debía emitir algún tipo de

radiación que atravesaba el papel protector y había estropeado las placas.

El matrimonio formado por los físicos Pierre Curie (francés) y Marie Curie (polaca) se interesó

por el descubrimiento de Becquerel e investigaron hasta que lograron

descubrir que lo que emitía la radiación no era todo el mineral, sino un

elemento que formaba parte del mismo: el uranio. Acababan de descubrir la

radiactividad. Al seguir investigando descubrieron otros dos elementos

químicos que emitían radiaciones similares a las del uranio, y los

denominaron radio (del latín “radius” que significa “rayo”) y polonio (en

honor a la nacionalidad de Marie Curie).

Al igual que se había hecho anteriormente con los rayos catódicos

y canales, se acercó un imán a los rayos emitidos por elementos

radiactivos, observándose que el comportamiento de estos rayos o

radiaciones era un poco extraño. Una parte de los rayos se desviaba

ligeramente hacia un lado, otra parte se desviaba fuertemente hacia el

otro lado, y otra parte de los rayos no se desviaba. El físico y

químico neozelandés Ernest Rutherford llamó a estos tres tipos de

radiaciones alfa (α), beta (β) y gamma (γ) respectivamente.

Radiación o rayos α

Son rayos con carga positiva formados por dos protones y dos neutrones. Recorren una

distancia muy pequeña a través del aire (no más de 8 cm) y tienen poco poder de penetración, de

hecho pueden ser frenados por una simple hoja de papel o la piel del cuerpo humano. Sin embrago,

si se inhala, ingiere o entra de algún modo en el organismo algún elemento que emite este tipo de

rayos (como por ejemplo el polonio-210), puede ser mortal.

Radiación o rayos β

Son rayos formados exclusivamente por electrones (por lo tanto tienen carga negativa) que se

mueven a gran velocidad. Pueden recorrer a través del aire una distancia de hasta 1 o 2 metros. Son

detenidos por unos pocos centímetros de madera o una hoja delgada de metal. Al igual que las

partículas alfa, los elementos que emiten este tipo de rayos pueden producir graves daños dentro

del organismo.

Radiación o rayos γ

A diferencia de los rayos anteriores, en lugar de estar formados

por partículas estos rayos son ondas electromagnéticas emitidas por

el átomo. Pueden recorrer cientos de metros a través del aire y su

poder de penetración es muy alto, atraviesan fácilmente la piel y

otras sustancias orgánicas, por lo que la exposición a este tipo de

rayos puede causar graves daños internos. Se necesitaría un bloque

de hormigón de 1 m de grosor para detenerlos.

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3.3.- Modelo atómico de Rutherford

Ernest Rutherford realizó un famoso experimento que le llevaría a elaborar su modelo atómico

y a su vez sirvió para invalidar el modelo de Thomson.

Rutherford colocó una fina lámina de oro rodeada por una pantalla fosforescente y situó frente a

la lámina un bloque de plomo con un orificio y en cuyo interior colocó uranio, un material que

como sabemos es radiactivo y que emite espontáneamente rayos alfa que poseen carga positiva.

Los rayos alfa no se ven, pero emiten un destello luminoso al llegar a la pantalla fosforescente,

lo que le permitió observar lo siguiente:

La mayoría de los rayos alfa atravesaban la lámina sin desviarse (por lo que Rutherford

dedujo que el átomo debía ser prácticamente hueco).

Algunos rayos alfa atravesaban la lámina pero se desviaban ligeramente (por lo que

Rutherford pensó que en átomo debía haber cargas positivas).

Algunos de los rayos alfa salían rebotados al llegar a la lámina (por lo que Rutherford dedujo

que las partículas debían chocar con algo para salir rebotadas).

Estas observaciones le llevaron a desarrollar el modelo atómico que lleva su nombre.

Según Rutherford en el átomo se distinguen dos partes:

El núcleo: zona interna del átomo donde se concentraría casi toda la masa del átomo y toda

la carga positiva; es decir, los protones.

La corteza: zona externa del átomo situada a gran distancia del núcleo, donde estarían los

electrones girando a gran velocidad alrededor del núcleo y describiendo órbitas circulares.

El modelo atómico de Rutherford se parece a un sistema planetario en el que el núcleo del

átomo sería el Sol y los electrones los planetas. A este modelo se le llamó modelo nuclear.

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3.4.- Descubrimiento del neutrón

Rutherford se dio cuenta de que algo no cuadraba. Se suponía que si el átomo era hueco y las

únicas partículas con masa presentes en él eran los protones y los electrones, al sumar las masas de

estas partículas debería salir la masa total del átomo. Pero Rutherford comprobó que la masa de los

átomos era prácticamente el doble que la que se obtenía al sumar la masa de los protones con la de

los electrones. Intuyó así que dentro del átomo debían existir otras partículas con masa pero sin

carga; es decir, neutras, a las que llamó neutrones. Además era lógico pensar que estas supuestas

partículas se encontraran en el núcleo del átomo, y fueran las responsables de mantener unidos a

los protones, que al tener todos el mismo tipo de carga tenderían a repelerse y podrían desintegrar

el núcleo.

Fue el físico inglés James Chadwick en 1932 quien logró identificar el neutrón

dentro del átomo.

Los neutrones son por tanto partículas subatómicas localizadas en el núcleo, que no tienen carga

eléctrica pero sí masa, una masa parecida a la del protón.

4.- CARACTERIZACIÓN DE LOS ÁTOMOS

Número atómico

¿Cómo se pueden identificar los átomos de un mismo elemento? La respuesta es “por el número

de protones”. Todos los átomos de un elemento tienen siempre el mismo número de protones. Si se

cambia el número de protones de un elemento, también cambia el elemento.

Al número de protones que tiene un elemento se le llama número atómico y se representa con la

letra Z.

Ejemplo: busca en la tabla periódica el número atómico del sodio.

Z (Na) = 11 (esto significa que todos los átomos de sodio tiene 11 protones).

Número másico

Como la masa de los electrones es muy pequeña comparada con la de los protones o la de los

neutrones, se puede considerar que la masa de un átomo se debe prácticamente a la masa de las

partículas contenidas en su núcleo; es decir, a la suma de los protones y la de los neutrones.

A la suma del número de protones más el número de neutrones que hay en un átomo se le llama

número másico, y se representa con la letra A. Así podemos escribir: A = Z + N, donde “A” es el

número másico, “Z” el número atómico y “N” el número de neutrones.

Carga: 0nq

Masa kgmn

27106748,1

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Ejemplo: consulta la tabla periódica y contesta las siguientes preguntas

a) ¿Cuál es el número atómico del oro? Z (Au) = 79.

b) ¿Cuántos protones tiene un átomo cualquiera de oro? Setenta y nueve, ya que el

número atómico indica el número de protones que tiene cualquier átomo del elemento en

cuestión, en este caso el oro.

c) ¿Cuántos electrones tiene un átomo neutro de oro? Setenta y nueve, ya que en los

átomos neutros el número de electrones coincide con el número de protones.

Notación: representaremos a los átomos utilizando la siguiente expresión XA

Z , donde X es el

símbolo del elemento, A es como sabemos el número másico y Z el número atómico.

Ejemplo: el átomo del cloro se representa Cl35

17 .

Nota: los iones se representan igual que los átomos neutros añadiendo en la parte superior

derecha un número y un signo que puede ser “más” o “menos”. El número indica la cantidad de

electrones que ha ganado o perdido el átomo. El signo “más” (+) indica que el átomo ha perdido

electrones (dicho de otra manera, que ha quedado cargado positivamente) y el signo “menos” (-)

indica que el átomo ha ganado electrones (o lo que es lo mismo, que ha quedado cargado

negativamente).

Ejemplo: el átomo del cloro se representa 235

17Cl .

4.1.- Isótopos

Se llaman isótopos a los átomos del mismo elemento que tienen distinto número de neutrones.

Los isótopos tienen por tanto el mismo número atómico, pero distinto número másico.

Ejemplo: en la naturaleza existen tres isótopos de hidrógeno:

Los isótopos de algunos elementos tienen aplicaciones beneficiosas en distintos campos.

Veamos algunos ejemplos:

En la medicina: la radioterapia se utiliza para reducir o destruir

tumores, ya que este tipo de radiaciones elimina con más facilidad

que otras técnicas las células que están en proceso de división como

las cancerígenas. También se usan isótopos de algunos elementos

en la medicina nuclear, que es una parte de la medicina

especializada en la realización de pruebas (por ejemplo pruebas de

contraste) utilizando isótopos de elementos radiactivos.

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En la industria: en la industria se emplean los isótopos de algunos

elementos para hacer radiografías a las piezas fabricadas con idea de

detectar posibles defectos de fabricación. También en la industria

energética, ya que isótopos de elementos radiactivos como el uranio o el

plutonio se utilizan en las centrales nucleares para obtener energía.

En la arqueología: en la arqueología se utiliza un isótopo del carbono

(el carbono-14) para determinar la antigüedad de un fósil.

En la agricultura: en agricultura se utilizan los isótopos tanto para conservar alimentos (ya

que la radiación destruye los microorganismos), como para mejorar las cosechas (ya que sirven

para averiguar cómo se produce la absorción de algunos nutrientes por parte de las plantas).

Residuos radiactivos

Los residuos que se forman cuando se utilizan elementos radiactivos se caracterizan por su

peligrosidad para los seres vivos y el medio ambiente en general (pequeñas cantidades de residuo

pueden emitir radiaciones peligrosas para la salud, incluso mortales), y por su larga duración

(algunos residuos como los procedentes del uranio siguen emiten radiación durante miles de años).

Podemos clasificar los residuos radiactivos en dos grandes grupos:

Residuos de alta actividad: son los que emiten altas dosis de radiación. Se trata por ejemplo

de los residuos radiactivos procedentes de las centrales nucleares o de la

fabricación de armas atómicas. Para deshacerse de estos residuos hay que

introducirlos en contenedores especiales que se entierran a gran profundidad

en vertederos especiales que se construyen para eso.

Residuos de media o baja actividad: son los que emiten cantidades

pequeñas de radiación. Se trata por ejemplo de los residuos radiactivos

procedentes de los hospitales o centros de investigación. Para deshacerse de

este tipo de residuos se introducen en contenedores especiales y se llevan a

vertederos de seguridad donde quedan custodiados también bajo tierra.

5.- MASA ATÓMICA

5.1.- Masa de un elemento

La masa de un átomo es la suma de las masas de todas las partículas que lo forman: protones,

neutrones y electrones. Pero estas partículas hemos visto que tienen una masa pequeñísima, de

hecho se expresa utilizando la notación científica en la que aparecen potencias de diez del orden de

10-27

o 10-26

kg. Para no tener que trabajar con este tipo de números, lo que se hace es definir una

unidad más manejable que el kilogramo: la unidad de masa atómica.

Para calcular la masa de un elemento necesitamos conocer la masa de cada uno de sus isótopos

y la abundancia en la que se encuentran en la naturaleza cada uno de ellos (este dato se dará en

tanto por ciento).

Tema 2: Estructura atómica de la materia 13

Una vez conocidos estos datos se aplica la siguiente fórmula:

100

...º21

abundanciaisótopomasaabundanciaisótopomasaelementodelMasa

er

Ejemplo: en la naturaleza existen dos isótopos del cloro (Cl), uno que tiene una masa de 35 u y

se presenta con una abundancia del 76%, y otro que tiene una masa de 37 u y se presenta con una

abundancia del 24%. ¿Cuál es la masa atómica del cloro?

100

º21 abundanciaisótopomasaabundanciaisótopomasaCldelMasa

er

100

24377635 CldelMasa

100

882660 CldelMasa

100

3548CldelMasa uCldelMasa 48,35

6.- INICIACIÓN AL ÁTOMO DE BOHR

A la luz procedente del Sol se le llama luz blanca, si bien en realidad es una

mezcla de luces de diferentes colores aunque no los veamos. Esos colores que

forman la luz blanca sí se hacen visibles, por ejemplo, cuando la luz atraviesa las

gotas de agua de la lluvia: se forma el arco iris.

También se hacen visibles los colores que forman una luz blanca

cuando, por ejemplo, la proyectamos sobre un prisma de vidrio.

A esta descomposición de colores a la que da lugar una luz se llama espectro continuo, ya que

los distintos colores están unos a continuación de otros:

Con los elementos químicos sucede algo parecido. Si se calienta un elemento químico en estado

gaseoso, sus átomos emiten radiaciones que tienen su correspondiente espectro. En este caso se le

llama espectro de rayas porque a diferencia de los espectros de luz, los que producen los elementos

químicos, son discontinuos; es decir, los colores que emiten están separados unos de otros, de

manera que lo que se ve en dichos espectros son rayas de colores:

Tema 2: Estructura atómica de la materia 14

El conjunto de líneas que forman el espectro de un elemento concreto es siempre el mismo y es

además diferente al espectro de emisión de otro elemento diferente. Esto significa que cada

elemento tiene su propio espectro.

Pues bien, el modelo atómico de Rutherford empezó a ser cuestionado porque presentaba

algunos errores:

Rutherford no sabía explicar por qué los electrones al girar no caían sobre el núcleo. La

idea de que un electrón gira continuamente alrededor del núcleo no está bien explicada. Rutherford

había supuesto que los electrones estaban girando alrededor del núcleo para evitar que los protones

los atrajesen (ya que las cargas distintas se atraen). Pero según otras teorías de la

época, una carga en movimiento emite continuamente energía, lo que significaba

que los electrones estarían emitiendo energía sin parar, y por lo tanto deberían

perder energía continuamente. Esta pérdida continua de energía haría que los

electrones se fueran moviendo en órbitas cada vez con un radio menor hasta

terminar chocando sobre el núcleo, con lo que el átomo se destruiría, cosa que no

sucede.

Rutherford no sabía explicar por qué se producían los espectros. El conjunto de líneas de

colores que se obtenían al emitir los átomos energía, era inexplicable con el modelo de Rutherford.

Esta nueva concepción de la luz y la energía, y las objeciones al modelo atómico

de Rutherford, motivó al físico danés Niels Bohr para profundizar en el estudio de

la materia.

En el año 1913 surge su modelo atómico, considerado como el precedente del

modelo atómico actual, y que se resume en los siguientes postulados:

El electrón solo podrá girar alrededor del núcleo en ciertas órbitas circulares permitidas a

determinadas distancias del núcleo, y sin emitir energía.

El electrón tiene una energía determinada en cada una de las órbitas. Esta energía es mayor

cuanto más alejada está la órbita del núcleo. Por esta razón, Bohr llamó a cada órbita nivel de

energía.

Los electrones pueden saltar de una órbita a otra. Cuando el electrón adquiere la energía

suficiente, salta desde su órbita hasta otra superior más alejada del núcleo. Cuando deja de recibir

esa energía, regresa a su órbita primitiva y emite la energía que le sobra en forma de luz.

El modelo de Bohr también presentaba fallos, y cuando los científicos se fueron dando cuenta

fue abandonado. Por ejemplo, este modelo solo se podía aplicar al átomo de hidrógeno, pero no lo

cumplen los átomos de otros elementos. Además, otros científicos gracias a experimentos que

realizaron, llegaron a la conclusión de que alrededor del núcleo no hay órbitas tan simples como

las imaginadas por Bohr, sino capas, cada una de las cuales puede contener varias órbitas (excepto

la más cercana al núcleo, que solo tiene uno).

FIN DEL TEMA