Modelul atomic Rutherford, elaborat de Ernest Rutherford în 1911, este primul model planetar al atomului. Conform acestui model,atomul este format din nucleu, în care este concentrată sarcina pozitivă, și electroni care se rotesc în jurul nucleului pe orbite circulare, asemeni planetelor în Sistemul Solar.

Modelul a fost dezvoltat în urma experimentelor realizate de către Hans Geiger și Ernest Marsden în anul 1909. Ei au studiat, sub îndrumarea lui Ernest Rutherford,împrăștierea particulelor α la trecerea printr-o foiță subțire din aur. Conform modelului atomic elaborat de Thomson, particulele trebuiau să fie deviate cu câteva grade la trecerea prin metal din cauza forțelor electrostatice. S-a constatat, însă, că unele dintre ele erau deviate cu unghiuri mai mari decât 90° sau chiar cu 180°. Acest fapt a fost explicat prin existența unei neuniformități a distribuției de sarcină electrică în interiorul atomului. Pe baza observațiilor efectuate, Rutherford a propus un nou model în care sarcina pozitivă era concentrată în centrul atomului, iar electronii orbitau în jurul acesteia.

Noul model introducea noțiunea de nucleu, fără a-l numi astfel. Rutherford se referea, în lucrarea sa din 1911, la o concentrare a sarcinii electrice pozitive:

"Se consideră trecerea unei particule de mare viteză printr-un atom având o sarcină pozitivă centrală N e, compensată de sarcina a N electroni."

El a estimat, din considerente energetice, că, pentru atomul de aur, aceasta ar avea o rază de cel mult 3.4 x 10-14 metri (valoarea actuală este egală cu aproximativ o cincime din aceasta). Mărimea razei atomului de aur era estimată la 10-10 metri, de aproape 3000 de ori mai mare decât cea a nucleului.

Rutherford a presupus că mărimea sarcinii pozitive ar fi proporțională cu masa atomică exprimată în unități atomice, având jumătate din valoarea acesteia. A obținut pentru aur o masă atomică de 196 (față de 197, valoarea actuală). El nu a făcut corelația cu numărul atomic Z, estimând valoarea sarcinii la 98 e, față de 79, unde e reprezintă sarcina electronului.

Modelul propus de Rutherford descrie nucleul, dar nu atribuie nici o structură orbitelor electronilor. Totuși, în lucrare este menționat modelul saturnian al lui Hantaro Nagaoka, în care electronii sunt aranjați pe inele.

Principalul neajuns al modelului consta în faptul că acesta nu explica stabilitatea atomului. Fiind elaborat în concordanță cu teoriile clasice, presupunea că electronii aflați în mișcare circulară, deci accelerată, emit constant radiație electromagnetică pierzând energie. Prin urmare, în timp, electronii nu ar mai avea suficientă energie pentru a se menține pe orbită și ar "cădea" pe nucleu.

De asemenea, frecvența radiației emise ar fi trebuit să ia orice valoare, în funcție de frecvența electronilor din atom, fapt infirmat de studiile experimentale asupra seriilor spectrale.

Modelul lui Rutherford a introdus ideea unei structuri a atomului și a existenței unor particule componente, precum și posibilitatea separării acestora. Reprezentând punctul de plecare al modelului Bohr, a dus la separarea a două domenii, fizica nucleară, ce studiază nucleul, și fizica atomului, ce studiază structura electronică a atomului.

În ciuda deficiențelor, caracterul descriptiv al modelului a permis utilizarea ca simbol al atomului și energiei atomice.

Modelul atomic Bohr este primul model de natură cuantică al atomului și a fost introdus în anul 1913 de către fizicianul danez Niels Bohr. Acest model preia modelul planetar al lui Ernest

Rutherford și îi aplică teoria cuantelor. Deși ipotezele introduse de către Bohr sunt de natură cuantică, calculele efective ale mărimilor specifice atomului sunt pur clasice, modelul fiind, de fapt, semi-cuantic. Modelul lui Bohr este aplicabil ionilor hidrogenoizi (He+, Li+2, Be+3, etc, adică ionii care au un singur electron în câmpul de sarcină efectivă a nucleului).

Modelul atomic al lui Bohr se bazează pe două postulate:

Primul postulat al lui BohrEste legat de orbitele atomice și presupune că electronul se rotește în jurul nucleului numai pe anumite orbite circulare permise, fără a emite sau a absorbi energie radiantă. Aceste stări se numesc staționare și au un timp de viață infinit și energie constantă, electronul trecând pe alte nivele energetice doar dacă este perturbat din exterior. Electronul se menține pe o orbită staționară datorită compensării forței centrifuge cu forța de atracție coulombiană.

Primul postulat a fost introdus pentru explicarea stabilității atomului. El este în contradicție cu fizica clasică. Conform teoriilor acesteia, o sarcină electrică în mișcare accelerată emite radiație electromagnetică. Aceasta ar duce la scăderea energiei sistemului, iar traiectoria circulară a electronului ar avea raza din ce în ce mai mică, până când acesta ar "cădea" pe nucleu. Experimental se constată, însă, că atomul este stabil și are anumite stări în care energia sa se menține constantă.

Al doilea postulat al lui BohrAfirmă faptul că un atom emite sau absoarbe radiație electromagnetică doar la trecerea dintr-o stare staționară în alta. Energia pe care o primește sau o cedează este egală cu diferența dintre energiile celor două nivele între care are loc tranziția. Radiația emisă sau absorbită are frecvența dată de relația obținută în cadrul teoriei lui Max Planck:

unde:

 reprezintă constanta lui Planck;

 frecvența radiației emise/absorbite;

 energiile stărilor staționare între care are loc tranziția.

Atomul trece dintr-o stare staționară în alta cu energie superioară doar dacă i se transmite o cuantă de energie corespunzătoare diferenței dintre cele două nivele. La revenirea pe nivelul inferior se emite o radiație de aceeași frecvență ca și la absorbție. Acest fapt exprimă natura discontinuă a materiei și energiei la nivel microscopic. De asemenea, frecvențele radiațiilor atomice depind de natura și structura atomului și au valori discrete, spectrele lor fiind spectre de linii.

Condiția de cuantificare se exprimă, de obicei, în legătură cu momentul cinetic   al electronului aflat în mișcare circulară pe o orbită în interiorul atomului.

unde

 este un număr întreg, numit număr cuantic principal;

 reprezintă constanta redusă a lui Planck.

Condiția rezultă din primul postulat al lui Bohr, considerând ipoteza lui de Broglie referitoare la dualismul undă-particulă. Pentru un atom aflat într-o stare staționară, electronul trebuie să se deplaseze pe o orbită stabilă, adică unda sa asociată sa fie staționară. Acest lucru este posibil dacă lungimea traiectoriei electronului este un multiplu al lungimii de undă   a undei asociate. Dacă   este raza traiectoriei, condiția se poate scrie:

Aplicând ipoteza lui de Broglie se obține:

 unde   simbolizează impulsul electronului.

De aici,  .

Pornind de la aceasta și considerând egalitatea forțelor de atracție electrostatică cu cele centrifuge, se poate deduce condiția pentru cuantificarea razelor orbitelor electronilor. Pentru atomul de hidrogen (Z=1) se obține:

unde mărimile reprezintă:

, permitivitatea electrică a vidului;

, constanta lui Planck;

, masa electronului;

, sarcina electronului;

, raza corespunzătoare numărului cuantic  , numită și prima rază Bohr.

Relația exprimă faptul că un electron se poate deplasa doar pe anumite orbite în cadrul atomului, raza acestora crescând cu pătratul numărului cuantic principal  .

Cuantificarea energiei totale[modificare | modificare sursă]

În modelul planetar, nucleul este considerat fix, iar energia totală a atomului este dată de suma energiilor cinetice și potențiale ale electronului aflat în mișcare circulară. Introducând cuantificarea razei calculată de Bohr în expresia energiei, se obține pentru atomul de hidrogen:

unde cu   se notează energia atomului de hidrogen în stare fundamentală  . Se observă că energia este minimă pentru  , adică starea fundamentală este o stare de echilibru și are un timp de viață infinit. În acest caz, energia de legatură a electronului este

maximă, fiind egală cu valoarea absolută a energiei unei stări legate. Celelalte stări   se numesc stări excitate. Atomul are o infinitate de nivele de energie situate la intervale din ce în ce mai apropiate. La limită, pentru  , energia tinde la valoarea zero. Valorile pozitive ale energiei sunt continue, iar electronul se deplasează liber pe o traiectorie deschisă, în afara nucleului.

Acest model nu poate explica spectrele de emisie și energia de ionizare decât pentru atomul de hidrogen și ionii hidrogenoizi. Nu a putut fundamenta stiintific spectrele unor atomi grei. Nu a putut explica formarea legaturilor duble. Nu a putut fundamenta scindarea liniilor spectrale intr-un camp perturbator.

Aceste deficiente au fost rezolvate prin aparitia modelului atomic Bohr-Sommerfeld - modelul precuantic

Modelul Thomson este un model clasic care presupune că atomul e alcătuit din electroni dispuși în interiorul unei sfere cu raza de ordinul 10-10m, încărcate uniform cu o sarcină pozitivă. Modelul este denumit și "cozonacul cu stafide" datorită asemănarii dintre dispunerea particulelor negative în norul de sarcină pozitivă și a stafidelor în aluat. A fost propus de către J.J. Thomson în anul 1906, înainte de descoperirea nucleului atomic. El presupunea că electronii oscilează în jurul unei poziții de echilibru atunci când li se comunică energie, atomul emițând radiații de diverse frecvențe.

Una dintre deficiențele modelului consta în faptul că frecvența radiației emise putea avea orice valoare, lucru infirmat de seriile spectrale descoperite experimental.

În 1909, experimentele lui Geiger și Marsden pun în evidență împrăștierea particulelor   la trecerea printr-o foiță metalică, fenomen ce nu putea fi explicat pe baza modelului Thomson. Ernest Rutherford a intuit că sarcina pozitivă este concentrată într-un volum mic în interiorul atomului. El a elaborat un model planetar care considera că atomul este format dintr-un nucleu pozitiv de rază 10-14÷10-15m în jurul căruia se rotesc electronii, pe orbite circulare.