dispersión de Rutherford mapa mental

Comprender el tema

La dispersión de Rutherford explica cómo Geiger y Marsden bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa y observaron que algunas rebotaban a grandes ángulos. Este resultado refutó el modelo atómico de Thomson y llevó a Rutherford a proponer en 1911 un átomo con un núcleo pequeño, denso y positivo, con los electrones alrededor. Es un hito clave para comprender la estructura del átomo y la física nuclear.

El experimento y su montaje
Hans Geiger y Ernest Marsden, bajo la dirección de Ernest Rutherford en Mánchester, bombardearon una lámina de oro de apenas unos micrómetros de espesor con partículas alfa emitidas por una fuente de radio. El detector, una pantalla de sulfuro de cinc, producía destellos al recibir cada partícula, lo que permitía contarlas en distintos ángulos. El montaje se realizaba al vacío para que el aire no detuviera ni desviara las partículas alfa, que tienen una penetración muy limitada. La sorpresa llegó al detectar que una pequeña fracción de partículas se desviaba más de noventa grados, algo que Rutherford comparó con disparar una bala contra un papel y verla rebotar.

Por qué refutó el modelo de Thomson
En el modelo de Thomson, el átomo era una esfera de materia positiva con los electrones incrustados como pasas en un pudín. En ese escenario, la carga positiva estaba distribuida por todo el volumen, de modo que las partículas alfa, mucho más masivas que los electrones, solo sufrirían desviaciones pequeñas y acumulativas al atravesar la lámina. Las desviaciones grandes y las retrodispersiones observadas eran estadísticamente imposibles con esa distribución difusa de carga. Rutherford comprendió que la única explicación era concentrar toda la carga positiva y casi toda la masa en un volumen minúsculo: el núcleo. Así nació el modelo planetario, con electrones orbitando alrededor de un centro denso y positivo.

La fórmula de dispersión y sus usos
Rutherford dedujo una fórmula que relaciona el número de partículas dispersadas con el ángulo de dispersión, la energía de las partículas alfa y la carga del núcleo. La probabilidad de desviación disminuye bruscamente al aumentar el ángulo, siguiendo una dependencia con el cotangente de la mitad del ángulo, y crece con el cuadrado de la carga nuclear. Esta relación permitió estimar la carga del núcleo de distintos elementos y acotar su tamaño máximo, resultando miles de veces más pequeño que el átomo. La misma física sigue usándose hoy en técnicas como la espectroscopía de retrodispersión de Rutherford, empleada para analizar la composición de materiales delgados.

Limitaciones y evolución posterior
El modelo de Rutherford tenía un problema grave según la física clásica: un electrón orbitando con aceleración debería emitir radiación continuamente, perder energía y caer en espiral hacia el núcleo en un tiempo muy breve, lo que contradice la estabilidad de la materia. Además, no explicaba por qué los átomos emiten luz solo en longitudes de onda discretas, como muestran los espectros de emisión. Niels Bohr resolvió parcialmente estas dificultades en 1913 imponiendo órbitas cuantizadas, y más tarde la mecánica cuántica sustituyó las órbitas por orbitales de probabilidad. Aun así, la idea del núcleo positivo central sigue siendo la base de toda la física atómica y nuclear posterior.