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De la física clásica a la teoría cuántica
• En 1873, James Maxwell1
propuso que la luz visible
se compone de ondas
electromagnéticas
(un
tipo especial de onda) y
consiguió explicar cómo
se propaga la energía en
forma de radiación a
través del espacio como
una vibración de campos
eléctricos y magnéticos.
• En 1895, Wilhelm
Roentgen descubrió
unas
radiaciones
electromagnéticas
que se producían
cuando los rayos
catódicos (flujo de
electrones) chocaban
con un metal. Como
se trataba de una
radiación desconocida
en ese momento,
Röntgen llamó “X” a
estos rayos.
Teoría cuántica de Planck
• Max Planck Postulo
que los átomos y las
moléculas emiten (o
absorben) energía
solo en cantidades
definidas,
como
pequeños paquetes
o “montoncitos”
A esta mínima cantidad de energía
que se podía emitir (o absorber) en
forma
de
radiación
electromagnética, Planck la llamó
cuanto
El efecto fotoeléctrico
• En 1905, solo cinco años después
de que Planck presentara su teoría
cuántica, Albert Einstein la utilizó
para resolver otro misterio de la
física: el efecto fotoeléctrico
(figura 1), un fenómeno en el que
los electrones son expulsados
desde la superficie de ciertos
metales que se han expuesto a la
luz de una determinada frecuencia
mínima. Y la forma de explicar este
fenómeno, fue postular que un
rayo de luz es en realidad un haz
de partículas (conocidas hoy como
fotones).
Teoría de Bohr para el átomo de
hidrógeno
• Espectros de emisión: La intensidad de las
radiaciones que emiten las sustancias –
ordenadas según su longitud de onda– luego
que ganan energía en forma de calor,
electricidad u otra manera.
Teoría de Bohr para el átomo de
hidrógeno
• Bohr postuló que el
electrón
solo
puede
ocupar ciertas órbitas de
energías específicas. O sea,
las energías del electrón
están cuantizadas. Así, un
electrón que permaneciera
en cualquiera de las órbitas
permitidas no radiará
energía y por tanto no
caerá en espiral hacia el
núcleo
Teoría de Bohr para el átomo de
hidrógeno
• El electrón recibe energía
desde el exterior (es
energizado) y sube a otra
órbita de mayor energía que
no es la suya (estado
excitado). Luego, el electrón
debe retornar a su órbita
original
(estado
fundamental o nivel basal),
pero para hacerlo debe
“devolver” el exceso de
energía y lo hace en forma
de luz (emitiendo fotones)
La teoría de Bohr tenía cuatro puntos
claves:
• Establece niveles de energía donde puede estar un
electrón
• Sostiene que los electrones giran en órbitas circulares
alrededor del núcleo formando los niveles de energía a
los que se les llamó niveles estacionarios
• Propone que a medida que nos alejamos del núcleo,
los niveles de energía se van haciendo más
energéticos
• Afirma que los electrones en movimiento dentro de un
nivel estacionario no emiten ni absorben energía
La teoría de Bohr
Naturaleza dual del electrón: Una
partícula y una onda… ¡al mismo tiempo!
• ¿Por qué el electrón en el átomo de Bohr está
limitado a girar alrededor del núcleo a una
distancia fija (órbitas circulares)?
Louis de Broglie
• El
misterio
fue
resuelto por Louis de
Broglie, quien postuló
que los electrones se
pueden
comportar
dualmente, o sea, de
dos formas a la vez:
como
partícula
(cuerpo con masa) y
como onda.
Louis de Broglie
Un electrón se comporta
como
una
onda
estacionaria, la cual debe
tener una longitud de
onda tal, que la onda
pueda cerrarse en una
circunferencia, generando
las “órbitas permitidas”
que mencionaba Bohr.
Louis de Broglie
• Finalmente,
Louis
de
Broglie
llegó
a
la
conclusión de que las
ondas se comportan como
partículas y las partículas
presentan propiedades de
onda y estableció una
ecuación que relaciona las
propiedades de una con
las propiedades de la otra,
vale decir, relacionó las
propiedades
de
una
partícula
con
las
propiedades ondulatorias
Principio de incertidumbre
¿Cómo se puede conocer la posición de una
onda, si ellas se extienden a través del espacio?
Werner Heisenberg (Principio de la
Incertidumbre)
• Werner
Heisenberg
formuló una teoría que
en la actualidad se
conoce como principio de
incertidumbre
de
Heisenberg, que dice
que:
es
imposible
conocer
simultáneamente y con
exactitud la posición y la
cantidad de movimiento
de un electrón.
Ecuación de Schrödinger
• En 1926, el físico austriaco Erwin
Schrödinger
incorpora
la
naturaleza dual de las partículas,
como la del electrón: incluye su
comportamiento como partícula y
sus propiedades de onda.
Además, de esta ecuación se
desprende una relación que
permite predecir las zonas donde
sería más probable encontrar un
electrón alrededor del núcleo y
con ella, se pueden organizar los
electrones dentro del átomo. o
austriaco Erwin Schrödinger
Modelo mecano-cuántico del átomo
• El modelo atómico mecano-cuántico es un modelo de
base matemática que trabaja en función de
probabilidades.
• i) difusa porque su carga está distribuida en un amplio
espacio, y por tanto, es débil en todos lados,
• ii) negativa, porque los electrones individuales tienen
carga negativa,
• iii) de densidad variable, porque aunque los electrones
se mueven sin trayectoria fija, ellos pasan más tiempo
en ciertas zonas del átomo, lo que hace que sea más
probable encontrarlo en algunas zonas que en otras.
Números cuánticos
• n: número cuántico principal
• Determina el nivel energético de la región que
ocupa el electrón. Cuanto mayor sea n, mayor
es la energía de la nube electrónica. Cabe
hacer notar que el movimiento de los
electrones en estos niveles no es uniforme y la
forma circular es sólo ilustrativa de éstas
divisiones.
l: número cuántico secundario o
azimutal
• Antes llamado número cuántico azimutal, se
representa con la letra ℓ e indica la forma del
orbital atómico. Su valor depende del número
cuántico principal (n), pues ℓ toma todos los
números enteros entre 0 y n -1, en palabras,
desde cero hasta n menos uno
m: número cuántico magnético
• Determina la orientación espacial de la nube electrónica en
respuesta al campo magnético ejercido por el núcleo atómico.
Éste número magnético depende del azimutal y toma valores
desde - ℓ hasta + ℓ pasando por cero. Por lo tanto:
s: número cuántico de Spin
• En 1925, los físicos George
Uhlenbeck
y
Samuel
Goudsmit
propusieron
y
publicaron una explicación
para este fenómeno: los
electrones se comportan como
si fueran una diminuta esfera
que gira sobre su propio eje, lo
que
explicaría
el
comportamiento
magnético
del electrón, al ser una carga
que gira. A esta propiedad la
llamaron espín electrónico.
Espines del electrón a) en
sentido de las manecillas del
reloj por acuerdo su valor es
+1/2 y b) en sentido
contrario a las manecillas
del reloj por acuerdo su
valor es –1/2. Los campos
magnéticos generados por
esos dos movimientos de
vibración y rotación son
similares a los de dos
imanes. Las flechas
ascendente (la que sube) y
descendente (la que baja) se
utilizan para representar la
dirección del espín.
Paramagnetismo y diamagnetismo
¿Cuántos electrones pueden existir
por subcapa y por nivel?
Regla de Hund
Principio de Aufbau o de mínima
energía
• El también llamado Principio de construcción,
establece que los orbitales atómicos se llenan
de menor a mayor energía. Para determinar
este orden dentro de los átomos
polielectrónicos, utilizamos un diagrama de
diagonales o diagrama de Möller, donde se
escribe el nivel y la subcapa a la que
pertenece un orbital para luego organizarlos.
Tiene la siguiente forma: