thumb|James Chadwick en la Conferencia Solvay de 1933. Chadwick había descubierto el neutrón el año anterior mientras trabajaba en los Laboratorios Cavendish
El descubrimiento del neutrón y de sus propiedades fue fundamental para comprender el extraordinario desarrollo de la física atómica en la primera mitad del . Ernest Rutherford ideó a principios del un modelo rudimentario del átomo, basado en el experimento de la lámina de oro bombardeada con partículas alfa, realizado por sus colaboradores Hans Geiger y Ernest Marsden. En este modelo, los átomos tenían su masa y su carga eléctrica positiva concentrados en un núcleo muy pequeño. En 1920, se descubrieron los primeros isótopos de algunos elementos químicos, se determinó que las masas atómicas eran (aproximadamente) múltiplos enteros de la masa del átomo de hidrógeno, y se identificaron los números atómicos con la carga presente en el núcleo de cada elemento.Byrne, J. Neutrons, Nuclei, and Matter, Dover Publications, Mineola, New York, 2011, En la década de 1920, se consideraba que el núcleo estaba compuesto por combinaciones de protones y de electrones, las dos partículas elementales conocidas en ese momento, aunque este modelo presentaba varias contradicciones experimentales y teóricas.
La naturaleza esencial del núcleo atómico quedó establecida con el descubrimiento del neutrón por James Chadwick en 1932 y la determinación de que se trataba de una nueva partícula elemental, distinta del protón.
El neutrón, una partícula sin carga eléctrica, fue inmediatamente explotado como un nuevo medio para sondear la estructura nuclear, lo que llevó a descubrimientos tales como la creación de nuevos elementos radiactivos mediante irradiación de neutrones (1934) y la fisión de átomos de uranio cuando captaban neutrones (1938). El descubrimiento de la fisión condujo a la creación tanto de la energía nuclear como de las armas nucleares al final de la Segunda Guerra Mundial. Se supuso que tanto el protón como el neutrón eran partículas elementales hasta la década de 1960, cuando se determinó que eran partículas compuestas construidas a partir de cuarks.
Descubrimiento de la radiactividad A principios del , el intenso debate sobre la existencia de los átomos aún no se había resuelto. Ernst Mach y Wilhelm Ostwald negaron que los átomos fueran reales, considerándolos una construcción matemática conveniente, mientras que científicos como Arnold Sommerfeld y Ludwig Boltzmann vieron que las teorías físicas requerían la existencia de átomos.
La radiactividad fue descubierta en 1896 por el científico francés Henri Becquerel, mientras trabajaba con materiales fosforescentes. En 1898, Ernest Rutherford desde los Laboratorios Cavendish distinguió dos tipos de radiactividad, las partículas alfa y las partículas beta, que diferían en su capacidad para penetrar o atravesar objetos o gases ordinarios. Dos años más tarde, Paul Ulrich Villard descubrió los rayos gamma, que poseían un poder de penetración aún mayor. Estas radiaciones pronto fueron identificadas con partículas conocidas: Walter Kaufmann demostró que los rayos beta eran electrones en 1902; Rutherford y Thomas Royds demostraron en 1907 que los rayos alfa eran iones de helio; y Rutherford y Edward Andrade demostraron en 1914 que los rayos gamma eran radiación electromagnética, es decir, una forma de luz. También se había identificado que estas radiaciones emanaban de los átomos, y por lo tanto, proporcionaron pistas sobre los procesos que ocurren en su interior. Por el contrario, las radiaciones también fueron reconocidas como herramientas que podrían utilizarse en experimentos de dispersión para sondear el interior de los átomos.
El experimento de la lámina de oro y el descubrimiento del núcleo atómico
thumb|360px|Esquema del núcleo de un átomo que genera radiación beta-, la emisión de un electrón rápido desde el núcleo (se omite el antineutrino que lo acompaña). En el modelo de Rutherford del núcleo, una esfera roja era un protón con carga positiva y una esfera azul era un protón fuertemente unido a un electrón, sin carga neta.El detalle insertado muestra la desintegración beta de un neutrón libre tal como se entiende hoy: en este proceso se crean un protón, un electrón y un antineutrino
En la Universidad de Mánchester, Rutherford dirigió a Hans Geiger y a Ernest Marsden entre 1908 y 1913 en una serie de experimentos para determinar qué sucede cuando las partículas alfa se dispersan a través de una lámina de metal. Ahora llamado experimento de la lámina de oro de Rutherford, o experimento Geiger-Marsden, estas mediciones hicieron el extraordinario descubrimiento de que, aunque la mayoría de las partículas alfa que pasaban a través de una fina lámina de oro experimentaron poca desviación, unas pocas se dispersaron con ángulos elevados. La dispersión indicaba que algunas de las partículas alfa rebotaron en un componente pequeño, pero denso, situado dentro de los átomos. Basándose en estas mediciones, Rutherford se dio cuenta en 1911 de que el átomo consistía en un núcleo pequeño y masivo con carga positiva, rodeado por una nube mucho más grande de electrones con carga negativa. Se necesitaba la masa atómica concentrada para proporcionar la desviación observada de las partículas alfa, y Rutherford desarrolló un modelo matemático que tenía en cuenta la dispersión observada.
El modelo de Rutherford fue muy influyente, motivó el modelo atómico de Bohr para los electrones que orbitaban alrededor del núcleo en 1913 y finalmente condujo a la mecánica cuántica a mediados de la década de 1920.
Descubrimiento de isótopos Simultáneamente con el trabajo de Rutherford, Geiger y Marsden, el radioquímico Frederick Soddy estaba estudiando en la Universidad de Glasgow problemas relacionados con la química en materiales radiactivos, y ya había trabajado con Rutherford sobre la radioactividad en la Universidad McGill. En 1910, entre el uranio y el plomo se habían identificado unos 40 elementos radiactivos diferentes, denominados radioelementos, aunque la tabla periódica solo permitía 11 elementos. Soddy y Kasimir Fajans descubrieron de forma independiente en 1913 que un elemento en desintegración alfa produciría un elemento dos lugares a la izquierda en el sistema periódico y un elemento en desintegración beta produciría un elemento un lugar a la derecha en el sistema periódico. Además, aquellos radioelementos que residen en los mismos lugares del sistema periódico son químicamente idénticos. Soddy llamó a estos elementos químicamente idénticos isótopos.Others had also suggested the possibility of isotopes; for example: Strömholm, D. and Svedberg, T. (1909) "Untersuchungen über die Chemie der radioactiven Grundstoffe II." (Investigations into the chemistry of the radioactive elements, part 2), Zeitschrift für anorganischen Chemie, 63: 197–206; see especially page 206. Cameron, Alexander Thomas (1910). Radiochemistry. London, England: J. M. Dent & Sons, p. 141. (Cameron also anticipated the displacement law.) Por su estudio de la radiactividad y el descubrimiento de los isótopos, Soddy recibió el Premio Nobel de Química en 1921.
thumb|400 px|Réplica del tercer espectrómetro de masas de Aston
A partir del trabajo de Joseph John Thomson sobre la desviación de átomos cargados positivamente por campos eléctricos y magnéticos, Francis Aston construyó el primer espectrómetro de masas en el Laboratorio Cavendish en 1919, con el que pudo separar los dos isótopos del neón, el y el . Aston estableció la regla de los números enteros, es decir, que las masas de todas las partículas tienen relaciones de números enteros con respecto al oxígeno-16,Aston, Francis William. Mass spectra and isotopes. London: Edward Arnold, 1942. que consideró que tenía una masa de exactamente 16. (hoy en día, el número entero de la regla de Aston se expresa en múltiplos de unidad de masa atómica (uma) en relación con el carbono-12). Significativamente, la única excepción a esta regla fue el propio hidrógeno, que tenía un valor de masa de 1,008. El exceso de masa era pequeño, pero estaba muy por fuera de los límites de la incertidumbre experimental.
Dado que la equivalencia entre masa y energía de Einstein se conocía desde 1905, Aston y otros rápidamente se dieron cuenta de que la discrepancia de masa se debe a la energía de enlace de los átomos. Cuando el contenido de varios átomos de hidrógeno está unido en un solo átomo, la energía del átomo debe ser menor que la suma de las energías de los átomos de hidrógeno separados y, por lo tanto, la masa del átomo es menor que la suma de las masas de los átomos de hidrógeno. El trabajo de Aston sobre los isótopos le valió el Premio Nobel de Química de 1922, por el descubrimiento de isótopos en una gran cantidad de elementos no radiactivos y por su enunciación de la regla de los números enteros. Tomando nota del reciente descubrimiento de Aston de la energía de unión nuclear, Arthur Stanley Eddington sugirió en 1920 que las estrellas pueden obtener su energía fusionando hidrógeno (protones) en helio, y que los elementos más pesados pueden formarse en las estrellas.
Número atómico y ley de Moseley
Rutherford y otros habían notado la disparidad entre la masa de un átomo, calculada en unidades de masa atómica, y la carga aproximada requerida en el núcleo para que funcionara el modelo de Rutherford. La carga requerida del núcleo atómico solía ser aproximadamente la mitad de su masa atómica. Antonius van den Broek planteó audazmente la hipótesis de que la carga requerida, denotada por Z, no era la mitad del peso atómico de los elementos, sino que era exactamente igual a la posición ordinal del elemento en la tabla periódica de los elementos. En aquel momento, no se sabía que las posiciones de los elementos en la tabla periódica tuvieran ningún significado físico. Sin embargo, si los elementos se ordenaban en función de una masa atómica creciente, se mostraba periodicidad en sus propiedades químicas, aunque había excepciones a esta periodicidad, como el cobalto y el níquel.
En 1913, Henry Moseley discutió el nuevo modelo atómico de Bohr con el propio Niels Bohr, que estaba de visita en la Universidad de Mánchester. El modelo tenía en cuenta el espectro de emisión electromagnética del átomo de hidrógeno, y Moseley y Bohr se preguntaron si los espectros de emisión electromagnética de elementos más pesados como el cobalto y el níquel seguirían su ordenamiento por peso o por su posición en la tabla periódica. En 1913-1914 Moseley analizó la cuestión experimentalmente, utilizando técnicas de difracción de rayos X. Descubrió que la línea de longitud de onda corta más intensa en el espectro de rayos X de un elemento particular, conocida como línea K-alfa, estaba relacionada con la posición del elemento en la tabla periódica, es decir, su número atómico Z. De hecho, Moseley introdujo esta nomenclatura, y descubrió que las frecuencias de la radiación estaban relacionadas de forma sencilla con el número atómico de los elementos para un gran número de ellos.
Al cabo de un año se observó que la ecuación de la relación, ahora denominada ley de Moseley, podía explicarse en términos del modelo de Bohr de 1913, con suposiciones adicionales razonables sobre la estructura atómica de otros elementos. El resultado de Moseley, según la explicación posterior de Bohr, no solo estableció el número atómico como una cantidad experimental mensurable, sino que también le dio un significado físico como carga positiva en el núcleo atómico. Los elementos podrían ordenarse en la tabla periódica de los elementos por su número atómico, en lugar de por su peso atómico. El resultado unió la organización de la tabla periódica, el modelo de Bohr para el átomo, y el modelo de Rutherford para la dispersión alfa de los núcleos. Rutherford, Bohr y otros lo citaron como un avance crítico en la comprensión de la naturaleza del núcleo atómico.