La Estructura Atómica:

Dalton fue el primero que basándose en hechos experimentales construyó una teoría científica en base a la existencia de átomos. En ella, se postulaba la indivisibilidad atómica (los presentaba como diminutas bolitas homogéneas), idea que permitió el logro de resultados extraordinarios.

Sin Embargo a fines del Siglo 19 y comienzos del siguiente, diversas experiencias sugirieron que el átomo era divisible, es decir, se hallaba compuesto por otros corpúsculos. En efecto, J. J. Thomson (1856-1940) observó que, en ocasiones, escapaban partículas cargadas con electricidad negativa a las que denominó electrones. A partir de ello Thomson concibió al átomo en 1898 como una esfera de electricidad positiva en la que los electrones negativos estarían incluidos. Casi toda la masa del átomo estaría asociada a la electricidad positiva, conclusión que se deducía al observar como los fragmentos positivos de los átomos eran mucho más pesados que los electrones. En 1911, lord Rutherford llevó a cabo un experimento, hoy clásico, para comprobar la verdad del modelo de Thomson: consistió en investigar la dispersión de las partículas alfa al atravesar delgadas láminas metálicas. Según el Modelo de Thomson, el metal estaría formado por átomos, que serían esferas positivas conteniendo electrones negativos, es decir, que el metal sería un mar de electricidad positiva con cargas negativas en su seno. Puesto que las partículas alfa poseen gran energía se pensó que atravesarían en línea recta la lámina metálica, y dado que la carga positiva y la masa estarían uniformemente repartidas por todo el metal no existía razón para que las partículas alfa se desviasen de su trayectoria inicial y no se abriesen paso rectilíneo a través del metal.

En el experimento las partículas alfa provenían de un elemento radioactivo, el Polonio, una placa gruesa de plomo con un orificio permite el paso de un haz de dichas partículas; en el trayecto de ese haz se coloca una lámina metálica, y finalmente, una pantalla recubierta de sulfuro de cinc permite detectar la llegada de las partículas.

Conforme a lo esperado, el 99% de las partículas alfa pasaron línea recta, pero hubo algunas que se desviaron ángulos bastante grandes, y un número muy reducido de ellas se reflejaron y retrocedieron sus trayectorias. Para Rutherford el resultado era increíble. He aquí sus propias palabras: “era casi tan increíble como si alguien disparase una granada de 15 pulgadas contra un trozo de papel de seda, fuese rechazada y golpease al lanzador”. El modelo de Thomson no era capaz de explicar tan grandes desviaciones. Si la carga positiva y la masa estuviesen uniformemente repartidas por todo el metal, una partícula alfa no tropezaría con grandes obstáculos ni experimentaría repulsiones fuertes en ningún punto de su trayectoria. Según Rutherford, la única posibilidad de espaciar una desviación tan grande es admitir que la electricidad positiva y la masa se concentran en regiones my pequeñas. Así Rutherford sugirió que el átomo posee un núcleo o centro, en el que se encuentra su masa y su carga positiva con electrones girando a su alrededor del núcleo en órbitas circulares (algo parecido a los planetas girando alrededor del Sol).

Calculando el porcentage de partículas que se desviaron, las que pasaron y las que se reflejaron se pudo calcular el tamaño que ocupa el núcleo en comparación con el que ocupan los electrones. Se dedujo que el núcleo ocupa una parte muy reducida del átomo, que prácticamente está ocupado por los electrones. Estableciendo una comparación: si el núcleo creciese hasta adquirir el tamaño del punto tipográfico con que termina esta frase, la totalidad de átomo sería mayor que una casa.

La objeción más seria que recibió este modelo, y que obligó a su abandono, fue la de que según las leyes físicas clásicas del electrón, poseedor inicialmente de una cierta cantidad de energía, la iría perdiendo en forma de ondas electromagnéticas, lo que provocaría la precipitación de dicha partícula sobre el núcleo. De este modo, el átomo, como tal, que daría destuído, contrariamente a lo que ocurre en la realidad.

Para superar la anterior objeción, el físico danés Niels Bohr recurrió a la denominada teoría de los cuantos formulada por el alemán M. Planck (1858-1947).

Según la concepción de Bohr, los electrones sólo pueden circular alrededor del núcleo atómico en ciertas órbitas circulares, seleccionada de acuerdo con unas leyes expresables matemáticamente.

La hipótesis de Bohr fue rápidamente aceptada, pero pronto requirió de ciertas modificaciones para explicar las nuevas observaciones. La más importante fue la de Sommerfield, que a fin de permitir la introducción de un nuevo concepto, el desdoblamiento de cada nivel de energía en subniveles, introdujo la elipticidad de las órbitas.

La concepción Bohr-Sommerfield tiene un carácter intuitivo, pero no explica suficientemente los fenómenos observados. Por ello a debido abandonarse por otro modelo, mucho más difícil de comprender, que se basa en el concepto matemático de probabilidad. Dicho modelo afirma que no se puede afirmar con exactitud en que punto se encuentra el electrón: no obstante, si se puede prever en que región del espacio se hallará muy probablemente en un instante determinado. A esta región se la llama orbital.