LISTA QUÍMICA

¡Modelos atómicos!

Línea temporal Modelos Atómicos

Línea del Tiempo

Demócrito (460-370 a.C)

Propuesta:Demócrito fue uno de los primeros filósofos en proponer la existencia de una partícula fundamental "el átomo". Según su teoría, la materia esta formada por pequeñas particulas indivisibles e indestructibles llamadas "átomos"

La refutación del modelo atómico de Demócrito propuesta en la Antigua Grecia, se debe a varios factores:-Falta de evidencia empírica: Afirmaba que toda la materia estaba compuesta de pequeñas partículas indivisibles llamadas átomos, pero no ofrecía evidencia empírica para sustentar esta idea.-Oposición filosófica: Filósofos como Aristóteles rechazaron el concepto de los átomos de Demócrito. Aristóteles propuso un modelo alternativo basado en la teoría de los cuatro elementos que se mantuvo dominante en la filosofía natural durante siglos.-Influencia del pensamiento medieval: Durante la Edad Media, las ideas de Aristóteles fueron integradas en la doctrina cristiana, lo que consolidó su predominio-Desarrollo de la ciencia moderna: Aunque el modelo de Demócrito no fue directamente refutado por la ciencia temprana, fue reemplazado por desarrollos científicos mas avanzados. Con la llegada de la química moderna en el siglo XVIII y XIX, científicos como John Dalton propusieron un modelo atómico como fundamentos experimentales, lo que revivió y transformó la idea de los átomos en términos científicos.

Experimentos o hechos significativos de Demócrito

Demócrito no realizó experimentos en el sentido moderno, su enfoque era más filosófico que científico. Los principales aspectos de su modelos son:-Los átomos son indivisibles e inmutables: Según Demócrito los átomos no podían dividirse ni cambiar su forma, tamaño o propiedades básicas-Diversidad de átomos: Proponía que existían diferentes tipos de átomos con diversas formas y tamaños, lo que explicaría la variedad de materiales y fenómenos observables.-Movimientos en el vacío: Los átomos se movían continuamente a través del vacío y sus colisiones daban lugar a la formación de la materia observable

Descripción de las partículas subatómicas

Electrón: Carga Negativa (-1)Masa: Muy pequeña en comparación con los protones y neutronesUbicación: Se encuentra ubicado en una nube alrededor del núcleo atómico, en lo que se describe como orbitalesFunción: Los electrones son clave para las interacciones quimicas y la formación de enlaces entre átomos

Protón:Carga Positiva (+1)Masa: Aproximadamente 1 unidad de masa atómicaUbicación: Los protones se encuetran en el núcleo del átomoFunción: Los protones determinan la identidad del elemento y contribuyen a la masa del átomo

Neutrón:Carga Neutro (0)Masa: Aprox. igual a la del protónUbicación: Ubicados en el núcleo del átomoFunción: Ayudan a estabilizar el núcleo, evitando que los protones se separen.

Modelo atómico de Dalton

Propuesta: Indivisibilidad del átomo: Dalton postuló que los átomos eran las partículas más pequeñas e indivisibles de la materia. Creía que no podían dividirse en partes más pequeñas.Átomos de un mismo elemento: Según Dalton los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades.Compuestas: Los átomos de diferentes elementos se combinan en proporciones simples para formar compuestos químicos.Conservación de la masa: En las reacciones químicas, los átomos se reordenan, pero no se crean ni se destruyen. Esto sustentaba la ley de conservación de la masa.

Causas de la refutación del modelo de Dalton1- Descubrimiento de las partículas subatómicas: Más adelante experimentos como el de JJ Thomson demostraron que los átomos no son indivisibles y que están compuestos de partículas subatómicas2- Isótopos: Dalton postuló que todos los átomos de un elemento eran idénticos, pero el descubrimiento de los isótopos mostró que los átomos de un mismo elemento pueden tener masas diferentes.3- Desarrollo de la teoría cuántica: El modelo de Dalton no podía explicar el comportamiento atómico en términos de energía y movimientos electrónicos, lo que más adelante sería abordado por modelos como el de Bohr y el modelo mecánico-cuántico

Experimentos o hechos significativos relacionados

Ley de las proporciones múltiples: Dalton formuló esta ley observando que cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de los elementos que se combinan con una cantidad fija del otro lo hacen en una relación de números enteros simples.Pueden formar dióxido de carbono y monóxido de carbono. La relación en masa de oxígeno en estos compuestos es de 2:1 lo que sugirió que el dióxido de carbono contiene el doble de átomos de oxígeno que el monóxido de carbono

Descripción de las particulas subatómicas:Electrones: Partículas con carga negativa, de masa muy pequeña en comparación co protones y neutrones. Orbitan alrededor del núcleo en niveles de energíaProtones: Partículas con carga positiva, localizadas en el núcleo. Su número defina la identidad del elemento.Neutrones: Son partículas neutras que también se encuentran en el núcleo y contribuyen a la masa atómica del átomo

Modelo atómico de Lewis

El modelo de Lewis, desarrollado por Gilbert N. Lewis en 1916, se centró en explicar cómo se forman los enlaces químicos a través de los electrones en la capa más externa de los átomos (electrones de valencia). Este modelo aportó la idea de los pares de electrones compartidos en los enlaces covalentes, lo cual ayudó a explicar cómo los átomos se unen para formar moléculas. Propuestas del Modelo de Lewis 1. Electrones de Valencia: Lewis propuso que los electrones en la capa más externa (electrones de valencia) son responsables de la formación de enlaces químicos. 2. Regla del Octeto: Lewis formuló que los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para alcanzar una configuración estable de ocho electrones en su capa de valencia (similar a la de los gases nobles). 3. Enlace Covalente: Los átomos comparten pares de electrones para formar enlaces covalentes. Este concepto revolucionó la forma en que se entendía la unión de átomos no metálicos. 4. Estructuras de Puntos de Lewis: Lewis desarrolló un método de representación en el que se utilizan puntos alrededor de los símbolos de los elementos para representar los electrones de valencia y los enlaces covalentes.

Causas de la Refutación del Modelo de Lewis 1. Incapacidad para Explicar Geometrías Moleculares: El modelo de Lewis no explica por qué las moléculas adoptan ciertas formas tridimensionales. La teoría del enlace de valencia y el modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR) más adelante abordaron este aspecto. 2. Limitaciones en la Explicación de Enlaces Iónicos: Aunque el modelo de Lewis permite representar enlaces iónicos con la transferencia de electrones, no explica de manera adecuada la naturaleza de las fuerzas electrostáticas en compuestos iónicos. 3. Enlaces y Niveles de Energía: La teoría de Lewis no da cuenta de los niveles de energía de los electrones ni de las propiedades magnéticas y espectroscópicas de las moléculas, como lo hace la teoría de orbitales moleculares. 4. Fenómenos de Resonancia: El modelo de Lewis no podía explicar estructuras de resonancia, donde algunos electrones se deslocalizan entre varios átomos, un fenómeno común en algunas moléculas como el benceno.

Experimentos Significativos del Modelo de LewisAunque Lewis no llevó a cabo experimentos específicos para probar su modelo, sus ideas sobre la estructura de enlaces y electrones de valencia inspiraron estudios experimentales posteriores: 1. Estudios de Estructuras Moleculares: Técnicas como la difracción de rayos X y la espectroscopía permitieron confirmar la disposición de electrones y la geometría de moléculas propuestas por Lewis. 2. Experimentos de Enlaces Covalentes y Iónicos: Estudios de conductividad y solubilidad de sustancias ayudaron a diferenciar entre enlaces covalentes y iónicos, respaldando algunas de las ideas de Lewis sobre la compartición de electrones en enlaces covalentes y la transferencia en enlaces iónicos.Descripción de las Partículas Subatómicas en el Modelo de LewisEl modelo de Lewis se centra en los electrones de valencia, los electrones en la capa más externa de un átomo, ya que son los responsables de los enlaces. Las otras partículas subatómicas, protones y neutrones en el núcleo, no son el foco en este modelo, ya que Lewis no se ocupó de la estructura interna del átomo ni de sus niveles de energía más allá de los electrones de valencia. En el modelo de Lewis: • Electrones: Son partículas con carga negativa y masa pequeña en comparación con protones y neutrones. Los electrones de valencia son clave en la formación de enlaces. • Protones y Neutrones: Aunque existen en el núcleo, el modelo de Lewis no se enfoca en ellos para la formación de enlaces. Protones y neutrones determinan la identidad y estabilidad del átomo pero no afectan directamente la teoría de enlaces de Lewis.

El modelo atómico de Thomson, desarrollado por J.J. Thomson en 1897, fue uno de los primeros modelos en proponer la existencia de partículas subatómicas en el átomo, específicamente los electrones. Este modelo se conoce comúnmente como el modelo del pudín de pasas.Propuestas del Modelo de Thomson 1. Descubrimiento del Electrón: A través de experimentos con rayos catódicos, Thomson descubrió partículas cargadas negativamente (electrones) en el átomo, lo cual refutaba la idea de que los átomos eran indivisibles. 2. Modelo del Pudín de Pasas: Thomson propuso que los electrones estaban incrustados en una “sopa” o “pudín” de carga positiva, donde la carga positiva compensaba la carga negativa de los electrones, haciendo que el átomo fuera eléctricamente neutro. 3. Naturaleza Divisible del Átomo: El modelo de Thomson mostró que el átomo estaba compuesto de partículas subatómicas, lo que cambió la visión de los átomos como partículas indivisibles.Causas de la Refutación del Modelo de Thomson 1. Experimento de la Lámina de Oro (Ernest Rutherford): En 1911, Rutherford realizó el experimento de la lámina de oro, donde observó que algunas partículas alfa atravesaban la lámina mientras que otras se desviaban bruscamente. Esto demostró que el átomo tiene un núcleo central denso y positivo, en lugar de una distribución uniforme de carga positiva como proponía Thomson. 2. Incapacidad para Explicar la Estructura Nuclear: El modelo de Thomson no explicaba la existencia de un núcleo ni la concentración de carga positiva en una región central, lo cual se volvió fundamental con los hallazgos de Rutherford. 3. Teoría de los Niveles de Energía de los Electrones: El modelo de Thomson no tenía en cuenta la distribución en capas o niveles de energía de los electrones, lo que más adelante fue explicado en el modelo de Bohr.

Modelo atómico de Thomson

Experimentos Significativos del Modelo de Thomson 1. Experimentos con Rayos Catódicos: Thomson utilizó un tubo de rayos catódicos para demostrar la existencia de electrones. Observó que los rayos eran desviados por campos eléctricos y magnéticos, lo cual solo podía explicarse si estaban compuestos de partículas cargadas negativamente. Calculó la relación entre la carga y la masa de estas partículas, identificándolas como componentes subatómicos. 2. Determinación de la Carga del Electrón: Aunque Thomson no midió directamente la carga del electrón, su trabajo fue complementado por el experimento de la gota de aceite de Robert Millikan, quien midió la carga elemental, lo cual, junto con el trabajo de Thomson, permitió calcular la masa del electrón. 3. Estudios de Conductividad Eléctrica en Gases: Thomson también investigó cómo la electricidad fluía a través de gases en baja presión, lo cual le ayudó a concluir que los electrones eran una parte fundamental de los átomos y que no podían existir libremente sin asociarse a una carga positiva.Descripción de las Partículas Subatómicas en el Modelo de ThomsonEn el modelo de Thomson, el átomo está compuesto principalmente de: • Electrones: Son partículas con carga negativa que se encuentran incrustadas dentro de una “sopa” de carga positiva. Estos electrones, según Thomson, están distribuidos uniformemente dentro del átomo para balancear la carga positiva. • “Sopa” de Carga Positiva: En el modelo de Thomson, no hay una separación entre el núcleo y los electrones. La carga positiva está distribuida de manera uniforme por todo el átomo, formando un medio continuo que contrarresta la carga negativa de los electrones.

El modelo atómico de Rutherford, desarrollado por Ernest Rutherford en 1911, marcó un avance significativo en la comprensión de la estructura atómica al proponer un núcleo central y positivo en el átomo, rodeado por electrones. Este modelo fue el resultado de su famoso experimento de la lámina de oro.Propuestas del Modelo de Rutherford 1. Existencia de un Núcleo Positivo: Rutherford propuso que casi toda la masa del átomo y toda su carga positiva están concentradas en una pequeña región central, a la que llamó núcleo. 2. Electrones Orbitando el Núcleo: Los electrones, que tienen carga negativa, giran alrededor del núcleo en órbitas, lo que mantiene el átomo estable debido a la atracción electrostática entre las cargas opuestas. 3. Espacio Vacío en el Átomo: Rutherford concluyó que el átomo está compuesto principalmente de espacio vacío, ya que la mayoría de las partículas alfa en su experimento atravesaron la lámina sin desviarse.Causas de la Refutación del Modelo de Rutherford 1. Inestabilidad de las Órbitas Electrónicas: Según las leyes del electromagnetismo de la época, los electrones en movimiento deberían perder energía y eventualmente colapsar en el núcleo, haciendo que el átomo sea inestable. Esto contradecía la estabilidad observada en los átomos. 2. Falta de Explicación de los Niveles de Energía: El modelo de Rutherford no explicaba por qué los electrones no podían ocupar cualquier órbita o por qué los átomos emiten luz en frecuencias específicas cuando se excitan. Este problema fue abordado posteriormente por Niels Bohr, quien introdujo los niveles de energía cuantizados. 3. Incapacidad para Explicar Espectros de Emisión Atómica: Rutherford no pudo explicar por qué los átomos emiten o absorben luz solo en ciertas longitudes de onda, un fenómeno que luego se explicaría mediante la teoría de los niveles de energía de Bohr.

Modelo atómico de Rutherford

Experimentos Significativos del Modelo de Rutherford 1. Experimento de la Lámina de Oro: Este fue el experimento clave que llevó a Rutherford a proponer su modelo nuclear. En este experimento, Rutherford bombardeó una lámina de oro muy delgada con partículas alfa y observó cómo se desviaban. Notó que la mayoría de las partículas pasaban sin desviarse, mientras que algunas se desviaban en ángulos grandes, e incluso algunas rebotaban hacia atrás. Esto lo llevó a concluir que el átomo tenía un núcleo pequeño y denso, con carga positiva. 2. Experimentos de Dispersión: Rutherford y su equipo realizaron estudios adicionales de dispersión con otros metales, confirmando que la presencia de un núcleo central era una característica común en los átomos. 3. Desarrollo de la Teoría Nuclear: Rutherford continuó sus investigaciones sobre el núcleo, lo cual culminó en el descubrimiento del protón en 1917. Esto ayudó a explicar la carga positiva del núcleo.Descripción de las Partículas Subatómicas en el Modelo de Rutherford • Electrones: Son partículas de carga negativa que orbitan alrededor del núcleo. Rutherford propuso que los electrones estaban en constante movimiento alrededor del núcleo debido a la atracción electrostática. • Núcleo: Es una región pequeña, densa y cargada positivamente en el centro del átomo. La carga positiva está dada por los protones, que Rutherford descubrió posteriormente. • Protones: Aunque Rutherford no los describió en detalle en su modelo inicial, posteriormente descubrió que el núcleo estaba compuesto de protones, partículas con carga positiva que explicaban la carga del núcleo.

El modelo atómico de Bohr, propuesto por Niels Bohr en 1913, mejoró el modelo de Rutherford al incorporar conceptos de cuantización de energía para explicar la estabilidad del átomo y sus espectros de emisión. Bohr aplicó ideas de la teoría cuántica para proponer que los electrones ocupan niveles de energía específicos.Propuestas del Modelo de Bohr 1. Niveles de Energía Cuantizados: Bohr propuso que los electrones solo pueden ocupar órbitas específicas alrededor del núcleo, cada una asociada a una cierta cantidad de energía. Los electrones no pueden estar en cualquier órbita, sino solo en aquellas donde su energía está cuantizada. 2. Órbitas Estables: En estas órbitas o niveles de energía, los electrones no emiten energía, lo cual explica por qué el átomo es estable y los electrones no colapsan en el núcleo. 3. Emisión y Absorción de Energía: Cuando un electrón salta de una órbita de mayor energía a una de menor energía, emite un fotón (luz) de una frecuencia específica. De manera inversa, al absorber energía, el electrón puede “saltar” a un nivel superior. 4. Espectro Discreto de Emisión: Bohr explicó que los átomos emiten luz en longitudes de onda específicas debido a los saltos entre niveles de energía definidos, lo cual está en concordancia con los espectros de emisión observados experimentalmente.Causas de la Refutación del Modelo de Bohr 1. Limitación a Átomos de Hidrógeno: El modelo de Bohr describe correctamente el espectro del átomo de hidrógeno (con un solo electrón), pero falla al aplicarse a átomos más complejos con múltiples electrones, ya que no considera las interacciones entre electrones. 2. Incompatibilidad con la Mecánica Cuántica Completa: Bohr propuso que los electrones se movían en órbitas definidas alrededor del núcleo, lo cual contradecía el principio de incertidumbre de Heisenberg, que establece que no se puede conocer simultáneamente la posición y la velocidad exacta de una partícula subatómica. 3. Desarrollo de la Mecánica Cuántica: La teoría de Bohr fue superada por el modelo mecánico-cuántico, que describe los electrones en términos de probabilidades de ubicación en orbitales, no en órbitas definidas.

Modelo atómico de Bohr

Experimentos Significativos del Modelo de Bohr 1. Espectro de Emisión del Hidrógeno: Bohr utilizó las líneas espectrales del hidrógeno como evidencia clave para su modelo. Observó que los átomos de hidrógeno emiten luz en longitudes de onda específicas, lo que confirmó que los electrones ocupan niveles de energía discretos. 2. Validación a través de Experimentos Espectroscópicos: Los experimentos de espectroscopía confirmaron la existencia de líneas de emisión para el hidrógeno, las cuales se correspondían con los niveles de energía propuestos por Bohr. Estos experimentos proporcionaron evidencia sólida para su teoría de niveles cuantizados. 3. Desarrollo de la Fórmula de Balmer: La fórmula de Balmer, que describía matemáticamente las líneas espectrales del hidrógeno, fue explicada por el modelo de Bohr en términos de saltos entre niveles de energía. Esto fue una gran confirmación del modelo de Bohr.Descripción de las Partículas Subatómicas en el Modelo de Bohr • Electrones: Son partículas de carga negativa que ocupan niveles de energía fijos alrededor del núcleo. Los electrones pueden “saltar” entre niveles al absorber o emitir energía en forma de fotones. • Protones y Núcleo: Bohr mantuvo la idea de Rutherford de un núcleo denso y cargado positivamente compuesto por protones. Los protones están concentrados en el núcleo y determinan la identidad del átomo. • Neutrones: Aunque el modelo de Bohr no incluyó los neutrones (descubiertos más adelante por James Chadwick en 1932), estos se encuentran en el núcleo junto con los protones en los modelos atómicos posteriores, contribuyendo a la masa atómica.

El modelo atómico de Sommerfeld, propuesto por Arnold Sommerfeld en 1916, extendió el modelo de Bohr introduciendo conceptos para explicar características adicionales del espectro atómico. Sommerfeld añadió las ideas de órbitas elípticas y subniveles de energía para abordar las limitaciones del modelo de Bohr y hacer el modelo aplicable a átomos más complejos.Propuestas del Modelo de Sommerfeld 1. Órbitas Elípticas: Sommerfeld propuso que, además de las órbitas circulares de Bohr, los electrones también pueden moverse en órbitas elípticas alrededor del núcleo, lo cual le dio mayor flexibilidad al modelo. 2. Subniveles de Energía (Número Cuántico Secundario): Introdujo el concepto de subniveles de energía al proponer que cada nivel principal de energía (n) tiene subniveles asociados, lo cual explica por qué las líneas espectrales de los átomos no son siempre únicas. 3. Relatividad en el Movimiento de los Electrones: Sommerfeld consideró efectos relativistas para los electrones en órbitas cercanas al núcleo (con velocidades altas), lo que permitió ajustes en la energía de los niveles y ayudó a explicar la estructura fina en los espectros de emisión. 4. Número Cuántico Azimutal (l): Sommerfeld agregó este número cuántico, que determina la forma de la órbita (circular o elíptica) y el subnivel de energía dentro de un nivel principal, lo que profundizó en la estructura interna de los átomos.Causas de la Refutación del Modelo de Sommerfeld 1. Incompatibilidad con el Principio de Incertidumbre de Heisenberg: El modelo de Sommerfeld, al igual que el de Bohr, describe a los electrones en órbitas definidas, lo cual es incompatible con el principio de incertidumbre, que establece que no es posible conocer con precisión tanto la posición como el momento de una partícula subatómica. 2. Desarrollo de la Mecánica Cuántica Completa: El modelo cuántico de Schrödinger y la teoría de orbitales reemplazaron el modelo de Sommerfeld, ya que describen a los electrones en términos de funciones de onda y distribuciones de probabilidad en lugar de órbitas definidas. 3. No Explica Completamente los Espectros Atómicos de Elementos Complejos: Aunque el modelo de Sommerfeld mejora el de Bohr, aún es insuficiente para describir espectros de átomos con múltiples electrones e interacciones electrónicas complejas.

Modelo atómico de Sommerfeld

Experimentos Significativos del Modelo de Sommerfeld 1. Estructura Fina del Espectro del Hidrógeno: Los experimentos espectroscópicos en hidrógeno mostraron que ciertas líneas del espectro de emisión tienen desdoblamientos (estructuras finas). Sommerfeld explicó este fenómeno al incorporar subniveles de energía y el movimiento elíptico, lo que mejoró la precisión del modelo. 2. Experimentos de Rayos X y Elementos Más Pesados: Los estudios espectroscópicos de rayos X en elementos pesados también mostraron estructuras complejas en sus líneas de emisión, apoyando la idea de subniveles de energía introducidos por Sommerfeld. 3. Desviación Relativista en Espectros Atómicos: Al incluir efectos relativistas, el modelo de Sommerfeld permitió una mayor precisión en la predicción de los niveles de energía de electrones que se mueven a velocidades cercanas a la de la luz, lo cual fue confirmado por observaciones experimentales.Descripción de las Partículas Subatómicas en el Modelo de Sommerfeld • Electrones: En el modelo de Sommerfeld, los electrones tienen más libertad en sus trayectorias y pueden moverse en órbitas elípticas además de circulares. Están organizados en niveles de energía, y cada nivel principal tiene subniveles determinados por el número cuántico secundario (l). • Núcleo: El núcleo sigue siendo una región central densa y positiva en el átomo, donde se concentran los protones y neutrones. Sommerfeld mantuvo la concepción de núcleo de Rutherford y Bohr. • Protones y Neutrones: Aunque Sommerfeld no se centró en ellos, estos se encuentran en el núcleo, con protones contribuyendo a la carga positiva del átomo.

El modelo atómico de Schrödinger, desarrollado por Erwin Schrödinger en 1926, revolucionó la física al describir el comportamiento de los electrones mediante ondas de probabilidad en lugar de órbitas fijas. Este modelo es parte fundamental de la mecánica cuántica y se conoce como el modelo mecánico-cuántico del átomo.Propuestas del Modelo de Schrödinger 1. Electrones como Ondas de Probabilidad: Schrödinger describió a los electrones no como partículas en órbitas, sino como ondas que ocupan una región del espacio. Las posiciones de los electrones se describen como “nubes de probabilidad”, donde es más probable encontrar un electrón en un lugar específico alrededor del núcleo. 2. Ecuación de Schrödinger: Esta ecuación matemática describe cómo varía la función de onda (Ψ) de un electrón en el espacio y el tiempo. La función de onda proporciona información sobre la probabilidad de encontrar un electrón en una determinada región, formando un “orbital”. 3. Orbitales Atómicos: En lugar de órbitas definidas, Schrödinger introdujo la idea de orbitales, que son regiones tridimensionales donde hay una alta probabilidad de encontrar un electrón. Cada orbital está caracterizado por números cuánticos, que determinan su forma, energía y orientación. 4. Cuatro Números Cuánticos: El modelo de Schrödinger se basa en cuatro números cuánticos (n, l, m, y s) que describen la energía, forma, orientación y giro (espín) de los electrones. Estos números cuánticos permiten una descripción detallada de los orbitales y el comportamiento de los electrones.Causas de la Refutación del Modelo de SchrödingerEl modelo de Schrödinger en sí no fue refutado, sino complementado por principios adicionales de la mecánica cuántica y del modelo de Dirac. Sin embargo, se fueron realizando ajustes y mejoras que lo hicieron más preciso: 1. Incorporación de la Teoría Relativista de Dirac: Paul Dirac complementó la teoría de Schrödinger con su ecuación relativista, que explicó el espín del electrón y la antimateria, elementos que el modelo de Schrödinger no consideraba completamente. 2. Principio de Incertidumbre de Heisenberg: Aunque el modelo de Schrödinger está en concordancia con el principio de incertidumbre, este principio implica que nunca se puede conocer simultáneamente la posición y la velocidad exacta de un electrón, lo que elimina cualquier posibilidad de orbitar definida. 3. Desarrollo de Modelos de Interacción de Electrones Complejos: A medida que se desarrollaron modelos cuánticos más avanzados, se profundizó en interacciones electrónicas complejas que el modelo original de Schrödinger no abarcaba completamente, pero que se incorporaron en teorías avanzadas.

Modelo atómico de Schrödimger

Experimentos significativos del modelo de Schrödinger

1- Experimento de la doble rendija: Aunque este experimento es anterior a Schrödinger, su interpretación cuántica respalda la idea de la dualidad onda-partícula de los electrones y su comportamiento probabilístico, bases del modelo de Schrödinger2- Observación de niveles de energía en átomos complejos: La espectroscopia de átomos más complejos que el hidrógeno confirmó la existencia de niveles de energía y subniveles, los cuáles se pueden describir con la ecuación de Schrödinger y sus números cuánticos asociados.3- Difracción de electrones: Experimentos de difracción mostraron que los electrones se comportan como ondas al pasar por una rejilla o cristal, evidenciando la naturaleza ondulatoria, y confirmando la teoría de los orbitales de Schrödinger.

Descripción de las partículas subatómicas del modelo de Schrödinger

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Electrones: En el modelo de Schrödinger, los electrones se describen por funciones de onda, que determinan la probabilidad de encontrar un electrón en un punto dado. En lugar de tener una posición definida, los electrones se mueven en orbitales, que son regiones del espacio donde es más probable encontrarlos.Protones y Neutrones: Estas partículas componen el núcleo del átomo. Los protones son partículas cargadas positivamente, mientras que los neutrones no tienen carga. En el contexto del modelo de Schrödinger, se tratan como partículas en un estado cuántico definido, y su comportamiento se puede describir mediante la teoría cuántica de campos.Núcleo Atómico: El núcleo es el centro del átomo, compuesto por protones y neutrones. Aunque el modelo de Schrödinger se centra más en los electrones, también se pueden aplicar