Modelo atómico de Rutherford

Quién fue Ernest Rutherford

Ernest Rutherford (Nelson, Nueva Zelanda, 1871 – Cambridge, Inglaterra, 1937) fue uno de los físicos más influyentes del siglo XX. Se le considera «el padre de la física nuclear».

Su trayectoria es la prueba de que las grandes carreras científicas no nacen en grandes universidades:

• Nelson (Nueva Zelanda): hijo de granjeros, fue el cuarto de 12 hermanos.
• Christchurch (Nueva Zelanda): graduado en el Canterbury College.
• Cambridge (Inglaterra): Cavendish Laboratory bajo J.J. Thomson desde 1895.
• Montreal (Canadá): McGill University, donde estudió la radiactividad (1898-1907).
• Manchester (Inglaterra): Universidad de Manchester (1907-1919), donde realizó el experimento de la lámina de oro y formuló su modelo atómico.
• Cambridge otra vez: dirigió el Cavendish (1919-1937), sucediendo a Thomson.

Recibió el Premio Nobel de Química en 1908 por sus investigaciones sobre la radiactividad (¡el premio no fue por su modelo atómico, posterior!). Curiosamente, Rutherford se consideraba físico y la Nobel de Química le molestaba; bromeaba diciendo «he visto muchas transmutaciones, pero la mía de físico a químico ha sido la más rápida».

Sus alumnos (Bohr, Chadwick, Cockcroft, Walton, Hahn…) fueron a su vez Premios Nobel. Pocos científicos han formado un linaje de talento comparable.

Antecedentes: el modelo de Thomson

A principios del siglo XX, el modelo aceptado del átomo era el «pudín de pasas» de Thomson (1904): una esfera de carga positiva difusa con electrones embebidos.

Rutherford no buscaba refutar a Thomson. Estudiaba la radiactividad alfa (partículas alfa = núcleos de helio, He²⁺) y quería usarlas como «sondas» para investigar la estructura del átomo. Pensaba que las partículas alfa pasarían a través de las láminas metálicas con desviaciones pequeñas, confirmando el modelo de Thomson. La sorpresa fue mayúscula.

El experimento de la lámina de oro (Geiger-Marsden, 1909)

En la Universidad de Manchester, Hans Geiger (alemán, futuro inventor del contador Geiger) y el joven estudiante neozelandés Ernest Marsden trabajaban bajo la dirección de Rutherford. Diseñaron un experimento sencillo pero crucial:

1. Una fuente de radio emite partículas alfa (núcleos de He, 4 u, carga +2).
2. Las partículas alfa se dirigen hacia una lámina muy fina de oro (0,0004 mm; unos 400 átomos de grosor).
3. Detrás y alrededor de la lámina hay una pantalla fluorescente que detecta los impactos.
4. Se cuentan partículas a distintos ángulos respecto a la dirección original.

Lo esperado (modelo de Thomson)

Si el átomo es un pudín difuso, todas las partículas alfa deberían atravesar la lámina con desviaciones muy pequeñas (la carga positiva está «diluida» y no puede frenar a una partícula alfa).

Lo observado

Tras meses de medidas y miles de impactos contados:

• >99 % de las partículas alfa pasan sin desviarse o con desviación mínima.
• Algunas se desvían en ángulos pequeños (5-10°).
• Aproximadamente 1 entre 8.000 rebota en ángulos cercanos a 180° (¡vuelve hacia atrás!).

Rutherford lo describió con su frase legendaria:

«Era como si dispararas un proyectil de artillería de 15 pulgadas contra papel de seda y volviera a darte.»

La interpretación

Las partículas alfa pesan ~7.300 veces más que un electrón. Solo algo masivo y compacto puede hacerlas rebotar. La única explicación lógica: la masa y la carga positiva están concentradas en un núcleo pequeño y denso, no distribuidas como sostenía Thomson.

Rutherford publicó su nuevo modelo atómico en 1911, en su artículo «The Scattering of α and β Particles by Matter and the Structure of the Atom» en Philosophical Magazine.

Postulados del modelo de Rutherford (1911)

Rutherford propuso tres postulados clave:

1. Existe un núcleo central

El átomo tiene un núcleo pequeño, denso y con carga positiva que concentra prácticamente toda la masa del átomo. La carga positiva total del núcleo es +Ze, donde Z es el número atómico y e la carga elemental.

2. El resto del átomo es espacio vacío

Los electrones orbitan alrededor del núcleo a gran distancia, como planetas alrededor del Sol. La región electrónica ocupa la mayor parte del volumen, pero su masa es despreciable comparada con la del núcleo.

3. El núcleo es ~10⁻¹⁴ m de radio

El átomo entero mide ~10⁻¹⁰ m de radio. Por tanto el núcleo es 10⁴ (10.000) veces más pequeño que el átomo. Si el átomo fuera un estadio de fútbol, el núcleo sería una canica en el centro y los electrones, mosquitos volando en las gradas.

Implicaciones cuantitativas

Si Z = 79 (átomo de oro) y la partícula alfa tiene carga +2, la fuerza coulombiana al pasar muy cerca del núcleo es enorme. Los cálculos de Rutherford coinciden con los ángulos de dispersión observados. El modelo es matemáticamente consistente con los datos.

Aciertos del modelo

• Explica el experimento de la lámina de oro con precisión cuantitativa.
• Identifica la existencia del núcleo atómico: el primer modelo nuclear.
• Distingue masa y carga positiva concentradas (núcleo) de la carga negativa dispersa (corteza electrónica).
• Predice correctamente el tamaño del núcleo (~10⁻¹⁴ m).
• Abre el camino para descubrir el protón (el propio Rutherford, 1919) y el neutrón (Chadwick, 1932).
• Establece el número atómico Z como la magnitud que define al elemento (no la masa).

Limitaciones del modelo

A pesar de su acierto experimental, el modelo de Rutherford tiene dos problemas graves:

1. Inestabilidad del átomo

Según las leyes del electromagnetismo clásico (ecuaciones de Maxwell), un electrón cargado en movimiento circular debería emitir radiación electromagnética continuamente. Esa pérdida de energía haría que el electrón cayera en espiral hacia el núcleo en ~10⁻⁸ segundos. Pero los átomos son estables. El modelo de Rutherford no resuelve esta contradicción.

2. Espectros atómicos

Cuando un gas se excita eléctricamente, emite líneas espectrales discretas: longitudes de onda específicas, no un espectro continuo. El modelo de Rutherford no predice ese patrón discreto; debería emitir todas las longitudes de onda.

Estos dos problemas fueron resueltos por Niels Bohr en 1913, introduciendo la cuantización (ver modelo de Bohr).

Otras contribuciones de Rutherford

Además de su modelo atómico, Rutherford realizó aportaciones fundamentales a la física nuclear:

• Caracterización de las radiaciones α, β y γ (1899-1903): demostró que son tres tipos distintos.
• Teoría de la radiactividad (con Frederick Soddy, 1902): la radiactividad implica transmutación de elementos (un núcleo se convierte en otro).
• Descubrimiento del protón (1919): bombardeando nitrógeno con partículas alfa, observó que se liberaban núcleos de hidrógeno (protones). Primera transmutación nuclear artificial.
• Predicción del neutrón (1920): postuló su existencia 12 años antes de que Chadwick lo descubriera (1932).

El legado de Rutherford

Rutherford recibió honores incontables:

• Premio Nobel de Química 1908.
• Caballero de la Orden del Mérito (1925).
• Barón Rutherford de Nelson (1931), título nobiliario que reconoce su origen neozelandés.

A su muerte (19 de octubre de 1937), fue enterrado en la Abadía de Westminster, junto a Isaac Newton, James Maxwell, William Thomson (Lord Kelvin) y otros físicos legendarios. Es el único científico de origen colonial enterrado allí.

El elemento químico rutherfordio (Rf, Z = 104) lleva su nombre desde 1997.

Errores frecuentes al estudiar el modelo de Rutherford

• Decir que en el modelo los electrones están parados: no, orbitan alrededor del núcleo (de ahí el nombre «planetario»).
• Confundir partícula alfa con átomo de helio: la partícula alfa es núcleo de helio (sin electrones), no el átomo entero.
• Olvidar que el modelo predice solo la existencia del núcleo, no del protón: el protón se descubrió 8 años después, en 1919.
• Atribuir a Rutherford el descubrimiento del experimento de la lámina de oro: fue Geiger y Marsden quienes lo realizaron; Rutherford lo dirigió y lo interpretó.
• Pensar que el modelo es el actual: fue superado por el modelo de Bohr (1913) y, finalmente, por el mecano-cuántico (1926).

Conexión con la tabla periódica

El modelo de Rutherford introdujo el concepto de número atómico Z (= número de protones del núcleo) como la magnitud que define a cada elemento. Esto resolvió varias anomalías en la tabla de Mendeléyev (como el orden Te-I, donde Te tiene mayor masa pero menor Z). En 1913, Henry Moseley (alumno de Rutherford) reorganizó la tabla periódica usando Z en lugar de masa atómica, dando la versión moderna que conocemos hoy.

Por eso el modelo atómico de Rutherford no es solo un capítulo de física: es uno de los pilares conceptuales sobre los que descansa la tabla periódica actual.