Video Química

Profesor Untiveros,
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Configuración Electrónica

Hay que recordar que el núcleo de un átomo esta constituido por neutrones y protones, pero además que en un átomo tenemos electrones girando a su alrededor de el núcleo en órbitas.

La configuración electrónica es el modo en como están ordenados los electrones de una átomo.

La configuración electrónica nos dice como están ordenados los electrones en distintos niveles de energía (órbitas).

En la actualidad la periferia del núcleo (alrededor) se divide en 7 niveles de energía diferentes, numerados del 1 al 7, y en los que están distribuidos los electrones, lógicamente en orden según su nivel de energía. Los electrones con menos energía estarán girando en el nivel 1.

Pero además cada nivel se divide en subniveles. Estos subniveles en los que se divide cada nivel pueden llegar a ser hasta 4. A estos 4 subniveles se les llama: S, P, D, F.

En cada subnivel solo podemos tener un número máximo de electrones. Esto hace que podamos saber el número de electrones fácilmente.

En el subnivel s solo puede haber como máximo 2 electrones, en el p 6, en el d 10 y en el f 14. (en cada nivel hay 4 más que en el nivel anterior)

En el nivel 1 hay un subnivel; en el 2, 2 subniveles; en el 3, 3 subniveles y en el 4 hay 4 subniveles. Los últimos niveles son un  poco diferentes, por ejemplo en el 5, hay 4 subnivele;, no puede tener más porque solo existen 4. Y ahora vamos a contar al revés, en el nivel 6, 3 subniveles y en el último nivel, el 7 solo habrá 2 subniveles.



En el subnivel s solo puede haber como máximo 2 electrones, en el p 6, en el d 10 y en el f 14. En cada nivel tendremos:

 - En el nivel 1 hay un subnivel,    y lógicamente será el s.

 - El nivel 2 hay 2 subniveles, el     s y el p.

 - En el nivel 3 hay 3 subniveles    el s, el p y el d.

 - En el nivel 4 hay 4 subniveles, el s, el p, el d y el f.


Pero el nivel 5 tiene 4 subniveles también, pero en el nivel 6 solo tiene 3 (hasta el d) y en el 7 solo dos subniveles el s y el p.

EJEMPLOS:

El Helio. Sabemos que tiene 2 electrones. Se distribuye así: el primer nivel permite 2 electrones, pues ahí estarán sus dos electrones. Además el primer nivel solo permite un subnivel, el s, y en este subnivel puede tener un máximo de 2 electrones. Conclusión estarán girando alrededor del nivel 1 y sus dos electrones estarán en el subnivel s, del nivel de energía 1.


 Cuando queremos hacer la configuración electrónica de un elemento concreto, por ejemplo la de Helio del caso anterior, tendremos que tener una forma de expresarlo y que todo el mundo utilice la misma forma.

Si tiene 3 electrones. Por ejemplo el Litio (Li). Tendrá 2 electrones en el  primer nivel (son los máximos), y uno en el segundo, tendra 1.  (Li) = 1s2 2s1

Si tuviéramos más electrones iríamos poniendo el cuarto en el nivel 2 y en el subnivel s (que ya sabemos que entran 2), pero si tuviéramos 5 tendríamos que poner el quinto en el nivel 2 pero en la capa p. Así sucesivamente.

Pero para esto es mejor utilizar un esquema muy sencillo, llamado la regla del Serrucho ya que algunas veces, antes del llenar algún subnivel posible de un nivel,  se llena un subnivel de otro nivel superior.

Si queremos 10 electrones... Seguimos el esquema empezamos por el nivel 1s el cual lo llenamos con su número máximo de electrones (2) y sería 2s2, como nos faltan 8 electrones más siguiendo el esquema pasamos al nivel 2s, que también como es nivel s solo puede tener 2 electrones, por lo tanto 2s2. Ahora pasamos al nivel 2p que por ser nivel p puede tener como máximo 6 electrones, precisamente los que nos faltan para llegar a 10,por lo tanto sería 2p6. Al final queda:      1s2 2s2 2p6


Configuracion electronica del Nitrogeno: Lo primero miramos en la tabla periódica y tiene un número atómico = 7. Con esto sacamos su configuración:

 Nitrógeno: 1s2 2s2 2p3 



CONFIGURACIÓN ATÓMICA DE TODOS LOS ELEMENTOS:

Tipos de Átomos

Isotopos:

Los isótopos son átomos cuyos núcleos atómicos tienen el mismo número de protones pero diferente número de neutrones. No todos los átomos de un mismo elemento son idénticos y cada una de estas variedades corresponde a un isótopo diferente.

 Cada isótopo de un mismo elemento tiene el mismo número atómico (Z) pero cada uno tiene un número másico diferente (A).

Isobaros:

Son átomos de diferentes elementos químicos, por lo tanto, tienen diferente número atómico y también tienen diferente número de neutrones, pero cuentan con el mismo número másico. Sus propiedades químicas son diferentes.

Las especies químicas son distintas (a diferencia de los isótopos), ya que el número de protones y el número de electrones se diferencian entre si.

Isotonos:

Los isotonos son nucleos que tienen el mismo número de neutrones, pero tienen diferente número de protones, de esta manera estos tendrán un diferente número másico.

Otra característica es que tienen un núcleo y sus propiedades químicas y también físicas son totalmente diferentes.

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INTRODUCCIÓN

Cada Sustancia del universo, las piedras, el mar, nosotros mismos, los planetas y hasta las estrellas mas lejanas, están enteramente formadas por pequeñas partículas llamadas átomos.

Pero si nos adentramos en la materia nos damos cuenta de que esta formado por átomos.  

Para comprender estos átomos a lo largo de la historia diferentes científicos han enunciado una serie de teorías que nos ayudan a comprender la complejidad de estas partículas.

Estas teorías significan el asentamiento de la ciencia moderna.

Estructura Atómica

CONCEPTO DE ÁTOMO

Es la porción material menor de un elemento químico, que interviene en las reacciones químicas y posee las propiedades características de dicho elemento.

En otra palabras definimos átomo como la partícula mas pequeña en la que un elemento puede ser dividido sin perder sus propiedades físicas.

Para los filósofos griegos, la palabra "átomo"  indicaba sin división, sin partes. Pero Hoy en día sabemos que si tiene partes.

PARTÍCULAS ATÓMICAS

Según acabamos de ver, el átomo está formado por tres tipos de partículas:

El electrón descubierto por Thomson en 1897, partícula con carga negativa y que gira en torno al núcleo

El protón descubierto por Goldstein en 1886, con igual carga que la del electrón pero positiva y con una masa de 1836 veces mayor.

El neutrón descubierto por Chadwick con una masa similar al protón pero eléctricamente neutras.

Los átomos de un mismo elemento tienen todos el mismo número de protones, a este número se le denomina número atómico y se denota con Z. Se suele representar con un subíndice situado delante del símbolo del elemento, 6C (el átomo de carbono tiene 6 protones).

Número Atómico (Z) = número de protones

Los átomos son eléctricamente neutros por lo que el número de protones y electrones coinciden. Si no es el caso tenemos lo que se denomina un ion Un elemento que tiene un defecto de electrones, tiene carga positiva, es un catión. Por el contrario si tiene un exceso de electrones, esta cargado negativamente, es un anión.

Prácticamente la masa del átomo corresponde a la suma de la masa de los protones y neutrones ya que la masa de los electrones es despreciable, unas 2000 veces menor. De aquí que la suma del número de protones más el número de neutrones se denomine número másico y se simboliza con A

Número Másico (A) = número de protones + número de neutrones

El número másico se representa mediante un superíndice delante del símbolo químico, 12C. El número de neutrones lo podemos deducir si conocemos A y Z ya que es la diferencia entre los dos.

PARTES DEL ÁTOMO

Los átomos están compuestos por un núcleo, de dimensiones sumamente pequeñas y cargado positivamente, y por una envoltura de electrones cargados negativamente, los cuales se desplazan alrededor del núcleo en una o varias órbitas.

 Al decir que el núcleo tiene dimensiones sumamente pequeñas, nos referimos a que tiene un radio de una cien mil millonésima de centímetro.

 Núcleo

 El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas de carga positiva: los protones; y partículas que no posee carga eléctrica, es decir, son neutras: los neutrones. Ambos tipos de partículas tienen una masa casi igual. Todos los átomos de un elemento químico tienen la misma cantidad de protones en el núcleo.

 Corteza

La corteza es la parte exterior de átomo, donde se encuentran los electrones con carga negativa y que, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es 2000 veces menor que la de un protón. El número de estos electrones es igual al número de protones que hay en el núcleo; por lo tanto, los átomos son eléctricamente neutros.

 Protones y neutrones

 Los protones están cargados positivamente con una carga elemental de igual magnitud que la del electrón (aunque de signo contrario).

 Los neutrones, por el contrario, son partículas elementales neutras eléctricamente con una masa casi igual a la de los protones, pero apenas superior.

 Generalmente se utiliza la letra Z para llamar al número de protones (número atómico) y la N para indicar el de neutrones. El número de nucleones, es decir, protones y neutrones que hay en el núcleo, se simboliza con una A y constituye el número de masa del átomo.

 Electrones 

La masa del electrón es ínfima y su carga negativa es la elegida como unidad de carga eléctrica o elemental. El número de electrones que puede encontrarse en un átomo se determina por la carga almacenada en el núcleo y por las acciones externas, por ejemplo, la influencia eléctrica sobre otros átomos. Los electrones gravitan en órbitas alrededor de núcleo atómico y, a la vez, giran sobre sí mismos; este movimiento de rotación se denomina spin. 

 Además, los electrones se reparten en “zonas”: las órbitas, que reciben el nombre de “capas o niveles electrónicos” y se representan con las letras K, L, M, N, O, P y Q; y la capa exterior que también se llama “capa de valencia” y determina si un átomo puede producir ciertas reacciones químicas.

PROPIEDADES DEL ÁTOMO

Según las relaciones cuantitaivas o cantidad de las partículas subatómicas, el átomo presenta algunas propiedades que permiten identificarlo. Entre ellas tenemos: número atómico, número de masa, isótopos, isóbaros, masa atómica.

1. Número atómico o Carga Nuclear.

Se simboliza por la letra Z y corresponde a un número entero positivo.Indica el número de protones presentes en el núcleo del átomo. Como los átomos son neutros, entonces nos dice el número de electrones.

El átomo natural mas complejo es el Uranio que tiene como número atómico 92, y el menos complejo el Hidrógeno con número atómico 1.

Cada elemento químico tiene un Z específico o único, que lo identifica, es decir, un número de protones diferente.

2. Número de Masa, Número Másico o Peso atómico.

Se representa con la letra A y hace referencia al número de protones y neutrones presentes en el núcleo del átomo. Es un indicador indirecto de la masa atómica.

La masa del átomo está concentrada en el núcleo y corresponde a la suma de la masa de los protones y la de los neutrones presentes, dado que la masa de los electrones es despreciable con relación a la de estas dos partículas.

Se calcula mediante la expresión:

A = Z + N , donde z = número de protones y N = número de neutrones.

3. Isótopos.

Los isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico (se trata del mismo elemento), pero distinto número másico, es decir, tienen diferente el número de neutrones.

La mayoría de elementos químicos presenta mas de un isótopo natural, siendo el elemento con mayor cantidad de isótopos estables el Estaño (Sn), con 10. Así ismo, existen en la naturaleza algunos elementos solo en forma istópica como por ejemplo: sodio, berilio y flúor.

Existen isótopos radioactivos de gran utilidad para la investigación médica y diagnóstica

Los isótopos se representan escribiendo el símbolo del elemento y colocanddo al lado izuierdo o derecho, el número de masa (A)del isótopo como un supraíndice y el número atómico (Z) como un subíndice.

4. Isóbaros.

Son átomos de elemntos diferentes, con características propias, que poseen isótopos con el númeo de masa (A). Los isóbaros son comunes en los elemntos químicos reactivos como: calcio, argon, hierro, cobalto, estaño y telurio. 

5. Masa Atomica.

Cifra que indica la masa de un átomo, expresada en unidades de masa atómica (uma), que no puede ser registrada ni por la balnza mas sencible; razón por la cual ha sido calculada en valores cercanos a los diez a la menos veinticuatro ( ) gramos con relación a una masa patrón.

hacia el año de 1963, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada,IUPAC, estableció que la unidad de masa atómica (uma), corresponde a la doceava parte de la masa del isótopo de carbono 12, ya que la masa atómica de este isótopo es 12 uma.

1 uma = 1.66 x 10 a la menos 24 gramos

Teorías Atómicas

MODELO GRIEGO

Alrededor del 400 ac. el filósofo griego Demócrito desarrolló la idea de que toda la materia está constituida de partículas elementales minúsculas, discretas e indivisibles denominadas átomos. La palabra átomo tenía el significado de no divisible.

Desarrolló la “teoría atómica del universo”, esta teoría afirmaba que todo lo percibido mediante los sentidos estaba formado por pequeñas partículas, invisibles, macizas, con diferentes formas y texturas, llamadas átomos.

-  Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos,                            incompresibles e invisibles.

-  Los átomos se diferencian solo en forma y tamaño, pero no por        cualidades internas.

-  Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de        los átomos.

Este pensamiento griego no tuvo aceptación, ya que contradecía las ideas  de otros filósofos como  Aristóteles y Empédocles, quienes afirmaban que la materia estaba formada por cuatro elementos: aire, fuego, tierra y agua, que se combinaban obteniendo sustancias con distintas propiedades, negando la existencia del vacío.

Aristóteles le agregó un quinto elemento: el éter, para explicar la inmutabilidad del resto del universo. 

La idea más importante de este grupo denominado “filosóficos” fue que la materia era continua, es decir, se podía dividir en partes iguales eternamente.

 "Decimos dulce, decimos amargo, decimos caliente, decimos frío, decimos color; pero en realidad no existen más que los átomos y el vacío"  Demócrito.

Estas ideas perduraron casi 23 siglos. 

MODELO DE DALTON

La teoría atómica de Dalton fue el primer intento completo para describir toda la materia en términos de los átomos y sus propiedades.

Dalton basó su teoría en la ley de la conservación de la masa y la ley de la composición constante.

La primera parte de su teoría establece que toda la materia está hecha de átomos, que son indivisibles.

La segunda parte de su teoría establece que todos los átomos de un elemento dado son idénticos en masa y en propiedades.

La tercera parte de su teoría establece que los compuestos son combinaciones de dos o más tipos diferentes de átomos.

La cuarta parte de su teoría establece que una reacción química es un reordenamiento de átomos.

Partes de su teoría tuvieron que ser modificadas con base en el descubrimiento de las partículas subatómicas y los isótopos.


Las bases de la teoría de Dalton

Dalton basó su teoría en dos leyes: la ley de la conservación de masa y la ley de la composición constante.

-La ley de la conservación de masa establece que, en un sistema cerrado, la materia no se crea ni se destruye. Esto significa que si tenemos una reacción química, la cantidad de cada elemento debe ser la misma en los materiales de partida y en los productos. ¡Usamos la ley de la conservación de masa cada vez que balanceamos ecuaciones!

-La ley de la composición constante establece que un compuesto puro siempre tendrá la misma proporción de los mismos elementos.

MODELO DE THOMSON


El modelo atómico de Thomson es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Thomson, quien descubrió el electrón en 1897, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En el modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, incrustados en este al igual que las pasas de un pudin. por esta comparación, fue que el supuesto se denominó «Modelo del pudin de pasas».

Postulaba que los electrones se distribuían uniformemente en el interior del átomo suspendidos en una nube de carga positiva. El átomo se consideraba como una esfera con carga positiva con electrones repartidos como pequeños gránulos. La herramienta principal con la que contó Thomson para su modelo atómico fue la electricidad.



Éxitos del modelo

El nuevo modelo atómico usó la amplia evidencia obtenida gracias al estudio de los rayos catódicos a lo largo de la segunda mitad del siglo XIX. Si bien el modelo atómico de Dalton daba debida cuenta de la formación de los procesos químicos, postulando átomos indivisibles, la evidencia adicional suministrada por los rayos catódicos sugería que esos átomos contenían partículas eléctricas de carga negativa. El modelo de Dalton ignoraba la estructura interna, pero el modelo de Thomson agregaba las virtudes del modelo de Dalton y simultáneamente podía explicar los hechos de los rayos catódicos.

Insuficiencias del modelo

Si bien el modelo de Thomson explicaba adecuadamente muchos de los hechos observados de la química y los rayos catódicos, hacía predicciones incorrectas sobre la distribución de la carga positiva en el interior de los átomos. Las predicciones del modelo de Thomson resultaban incompatibles con los resultados del experimento de Rutherford, que sugería que la carga positiva estaba concentrada en una pequeña región en el centro del átomo, que es lo que más tarde se conoció como núcleo atómico. El modelo atómico de Rutherford, permitió explicar esto último, revelando la existencia de un núcleo atómico cargado positivamente y de elevada densidad.


Otro hecho que el modelo de Thomson había dejado por explicar era la regularidad de la tabla periódica de Mendeleiev. Los modelos de Bohr, Sommerfeld y Schrödinger finalmente explicarían las regularidades periódicas en las propiedades de los elementos químicos de la tabla, como resultado de una disposición más estructurada de los electrones en el átomo, que ni el modelo de Thomson ni el modelo de Rutherford habían considerado.




MODELO DE RUTHERFORD

Teoría atómica de Rutherford. El modelo de Thomson presentaba un átomo estático y macizo. El modelo planteado por Rutherford sugiere que la carga positiva del átomo está concentrada en un núcleo estacionario de gran masa, mientras que los electrones negativos se mueven en órbitas alrededor del núcleo, ligadas por la atracción eléctrica entre cargas opuestas.

Modelo del Átomo según Rotherford:

Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva.

El modelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera:

El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo.
Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares.
La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.

Historia de la Teoría

En 1911, el físico británico nacido en Nueva Zelanda Ernest Rutherford estableció la existencia del núcleo atómico. A partir de los datos experimentales de la dispersión de partículas alfa por núcleos de átomos de oro, las partículas alfa empleadas por Rutherford, muy rápidas y con carga positiva, se desviaban con claridad al atravesar una capa muy fina de materia.

Para explicar este efecto era necesario un modelo atómico con un núcleo central pesado y cargado positiva mente que provocara la dispersión de las partículas alfa. Demostrando que el anterior modelo atómico de Thomson, con partículas positivas y negativas uniformemente distribuidas, era insostenible.

POSTULADOS DE RUTHERFORD

Aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford:

*El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva.

*El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones formando una corona alrededor del núcleo.

*La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el núcleo, es igualada por el número de electrones de la corona.

Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga positiva (explica los diferentes rayos).

*El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del núcleo, que genera una fuerza centrifuga que es igualada por la fuerza eléctrica de atracción ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en su orbita.

*El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del tipo de radiación (de la longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se hace menor, la cantidad de energía que llevan es mayor.

En la región 7.5x1014 hasta 4.3x10-14 , se encuentra el espectro visible, con los colores violeta, azul, verde, amarillo y rojo.

*Las regiones donde las frecuencias es mayor (longitud de onda es menor), el contenido energético de los fotones, es grande en comparación con otras zonas.

*En el caso de la luz ultravioleta (U.V.) sus radiaciones no se perciben a simple vista, pero conocemos su alto contenido energético al actuar como catalizador en numerosos procesos químicos.

RADIOACTIVIDAD SEGUN RUTHERDORD

Descubrió que la radiactividad era producida por la desintegración espontánea de átomos. También estudió los distintos tipos de emisiones producidas, que en concreto eran tres:

– Radiación α (alfa): constituida por partículas α, que son átomos de Helio desprovistos de sus eelectrones

– Radiación β (beta): constituida por electrones.

– Radiación γ (gamma): radiación electromagnética de altísima frecuencia y, por tanto, constituida por fotones —al igual que la luz—.

Todavía desconocía la naturaleza exacta de estas partículas, pero sí sabía con certeza que la radiación α estaba compuesta por partículas “pesadas” y, al igual que la  β, resultaba afectada por campos magnéticos.

MODELO DE BOHR

En 1913 el físico danés Niels Bohr realizo modificaciones al modelo de Rutherford, explicando como se disponen los electrones. Cada elemento tiene un aspecto característico y distinto de los demáD Estos espectros sirven como una huella digital que permite identificar al elemento.

La explicación de BOHR. Cada una de las líneas del espectro de emisión corresponde a un salto de niveles de energía. Dado que cada átomo tiene un número de  niveles característicos, los electrones emiten en cada caída una radicación diferente con lo que resultan varios tipos de luz (colores). 

 

Estructura del átomo según BOHR

1. Los electrones se encuentran en órbitas posibles a las que llamo niveles de energía. En ellos un electrón puede girar en órbitas circulares sin emitir ni absorber energía (niveles estacionarios).

2. Cuando un átomo absorbe o emite energía en forma de radiación, los electrones saltan de una órbita a otra.

3. Si el electrón absorbe energía pasa a un nivel de energía superior. Luego de emitir esta energía desciende a un nivel enérgico menor. La cantidad de energía que se requiere para pasar de un nivel a otro corresponde a un (quanto).

Modelo Cuántico llamado también modelo Atomico Actual o Mecánico cuántico. Es un modelo moderno del átomo, no es de tipo físico sino matemático, cuántico mecánico, probabilístico, esto quiere decir que no se tiene una descripción física exactamente del átomo. Esta es solo aproximadamente y obtenida en base a cálculos matemáticos, en una serie de complejas ecuaciones.  En el modelo mecánico cuántico. Los electrones no son visualizados con partículas en posiciones especificas en el átomo sino que ellos se ven teniendo en cuenta la probabilidad de ser encontrados en cierta región del átomo. Como los electrones están cargados negativamente y están en rápido movimiento en los átomos ellos pueden verse como una NUBE ELECTRONICA.


Estructura de la Mecánica Cuántica

1. El átomo está formado por un núcleo positivo y por electrones sin órbitas definidas

2. Los electrones son corpúsculos – ondas es decir, ondas electromagnéticas de naturaleza corpuscular que se mueven alrededor del núcleo en ciertos niveles de energía permitidos.

3. El electrón en su movimiento en torno al núcleo no pierde energía

4. El movimiento de un electrón no sigue una trayectoria circular como lo suponía Bohr, ni u na elíptica como lo suponía Sommerfield, sino vibraciones en tres direcciones del espacio alejándose o acercándose rítmica mente al núcleo pero conservando la distancia media núcleo electrón establecida por Bohr.

5. Es imposible determinar al mismo tiempo la posición y la velocidad (principio de incertidumbre de Heisenberg). Entonces solo se podrá hablar de una probabilidad de encontrar un electrón en cierto lugar en un momento dado. 

6. Cada nivel de energía se divide en cierto número de subniveles y cada subnivel comprende un número de orbitales y cada orbital contienen máximo dos electrones con spin diferente.

MODELO CUÁNTICO

El modelo atómico de Schrödinger no se trata de un modelo relativista, sino cuántico, que está basado en la ecuación que este físico austríaco realizó en 1925.

Bohr había postulado un modelo que funcionaba perfectamente para el átomo de hidrógeno, pero en los espectros que fueron realizados para otros átomos, se veía que los electrones aun siendo del mismo nivel energético, poseían energías algo diferentes, hecho que no respondía el modelo de Bohr, lo que hacía necesaria una urgente corrección de su modelo. Fue Sommerfeld quien modificó el modelo de Bohr, al deducir que en cada nivel energético existían subniveles, lo explicó añadiendo órbitas elípticas y usando la relatividad.

El modelo de Schrödinger, nos hace abandonar por completo el concepto de los electrones, que venían definidos como pequeñísimas esferas cargadas que daban vueltas en torno al núcleo, para dar paso a ver los electrones como una función de onda, y añadiéndonos un útil concepto, el de orbital

El nombre de modelo atómico de Schrödinger, suele llevar confusión, debido a que no explica totalmente la estructura del átomo. Este modelo explica solamente la estructura electrónica del átomo y su interacción con la estructura de otros átomos, pero en ningún momento nombra al núcleo, ni hace referencia a la estabilidad de éste.

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