Thomson al ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico J. J. Thomson propuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondería a la carga positiva, que ocuparía la mayor parte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los electrones, más o menos como las uvas pasas en un pudin.
En 1911, E.
Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas), procedentes de un material radiactivo, a gran velocidad. El comportamiento de las partículas no podía ser explicado con el modelo de Thomson, así que Rutherford lo abandonó y sugirió otro basado en el átomo nuclear. establece que:
El átomo tiene una zona central o núcleo donde se encuentra la carga total positiva (la de los protones) y la mayor parte de su masa. Además presenta una zona externa o corteza donde se hallan los electrones, que giran alrededor del núcleo. Realmente, las partículas del núcleo – protones y neutrones – se descubrieron después de que Rutherford hiciera su modelo. El experimento de Rutherford sólo informaba de la existencia de un núcleo pequeño y positivo.
La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los electrones, que se hallan fuera del núcleo. El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones de la corteza.
Becquerel en 1896 descubríó, de forma casual, que ciertas sales de Uranio emitían espontáneamente radiaciones. Mediante campos magnéticos, se vio que había tres tipos de radiaciones:
Α (alfa)
Se trata de partículas positivas que hoy se sabe que son núcleos de átomos de He. Poseen poca energía y no pueden atravesar una simple hoja de papel. Rutherford utilizó estas partículas α en su experimento, procedentes de la desintegración radiactiva del Polonio.
Β (Beta)
Son partículas, cargadas negativamente, de propiedades similares a los rayos catódicos. Son, por tanto, electrones que poseen una energía media y se detienen con una plancha de aluminio de un milímetro.Γ (Gamma)
No tiene carga ni masa. Es energía pura similar a la luz pero de longitud de onda más pequeña. Para detenerla necesitamos una capa de plomo de unos 22 cm de ancha.Hipótesis de De Broglie (1924)
Planck y Einstein dedujeron la naturaleza dual de la luz (onda-partícula) y De Broglie trasladó esta teoría a cualquier tipo de partícula material. Es decir, que toda partícula en movimiento lleva asociada una longitud de onda.
Principio de incertidumbre de Heisenberg
Es imposible determinar simultáneamente la posición y la velocidad de una partícula con absoluta precisión y exactitud . Actualmente no se habla de órbitas sino de zonas donde es probable encontrar al electrón. A dichas zonas se las llama orbital atómico y se definen como la zona del espacio que encierra entre un 90 y un 99% de la probabilidad de encontrar el electrón en un estado energético constante.
Durante el Siglo XIX se habían observado los espectros de absorción y emisión de diversas sustancias. Estos consisten en una serie de líneas que corresponden a unas frecuencias determinadas para las cuales la radiación electromagnética es absorbida o emitida.
espectros de emisión
Al calentar un elemento gaseoso hasta que llega a la incandescencia, se produce una emisión de luz que, al hacerla pasar por un prisma, se descompone en forma de un espectro discontinuo, que consta de una serie de líneas correspondientes a determinadas frecuencias y longitudes de onda.
Espectro de absorción
Es posible también obtener el espectro de un gas de una forma complementaria, iluminando con luz blanca (que presenta todas las frecuencias posibles) una muestra del gas en cuestión, de forma que se observan unas líneas oscuras sobre el fondo iluminado, correspondientes a las longitudes de onda en las que el elemento absorbe la energía.
En 1913 Niels Bohr desarrolló un nuevo modelo del átomo. Propuso que los electrones están dispuestos en órbitas circulares concéntricas alrededor del núcleo. Este modelo está basado en el sistema solar y se conoce como el modelo planetario.
El electrón del átomo describe una órbita circular alrededor del núcleo.
En el átomo, el electrón sólo puede estar en ciertos estados permitidos (determinadas órbitas). Cada una de estas órbitas tiene una energía fija y definida. El e- no pierde energía en su movimiento.
El menor estado energético en el que el e- puede encontrarse se llama estado fundamental. Cuando el e- se encuentra en un estado energético más elevado (estado excitado), puede «saltar» a otro menor emitiendo un cuanto de energía ΔE, correspondiente a las diferencias de energías de los dos estados.
El radio atómico identifica la distancia media entre dos núcleos de un mismo elemento enlazados entre sí.
La afinidad electrónica es el cambio en la energía que resulta de agregar un electrón a un átomo en estado gaseoso.
La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo de atraer hacia sí mismo los electrones que comparte.
La primera energía de ionización de un elemento es la energía necesaria para separar el electrón más externo, o el que está sujeto con menos fuerza, de un átomo neutro del elemento.