PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE Y MECÁNICA CUÁNTICA El descubrimiento del comportamiento ondulatorio de los electrones generó otro problema: ¿Cómo se podía.

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1 PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE Y MECÁNICA CUÁNTICA El descubrimiento del comportamiento ondulatorio de los electrones generó otro problema: ¿Cómo se podía precisar la posición de una onda? Es imposible saber su posición exacta debido a que se extiende en el espacio.

2 PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE Y MECÁNICA CUÁNTICA Planteado de esa manera este problema condujo al científico alemán Werner Heisenberg a formular una teoría que ahora se conoce como principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer con certeza el momento p (definido como la masa por la velocidad) y la posición de una partícula simultáneamente.

3 PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE Y MECÁNICA CUÁNTICA Expresado matemáticamente: ΔxΔp ≥ h/4π donde Δx y Δp son las incertidumbres en las mediciones de la posición y el momento, respectivamente. Si se mide con mayor precisión el momento de una partícula (Δp pequeño), su posición se estima con menor precisión (Δx grande) y viceversa.

4 PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE Y MECÁNICA CUÁNTICA El electrón del átomo de hidrógeno no viaja en la órbita alrededor del núcleo con una trayectoria bien definida, como dijo Bohr. Si así fuera podría ser factible determinar simultáneamente, y con exactitud, la posición del electrón (a partir del radio de la órbita) y su momento (mediante su energía cinética), con lo cual se violaría el principio de incrtidumbre.

5 PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE Y MECÁNICA CUÁNTICA La teoría de Bohr no describe por completo el comportamiento electrónico de los átomos, aunque su sugerencia de que la energía del electrón en un átomo está cuantizada, sigue inalterada. Este fue el hecho de partida para el desarrollo de la mecánica cuántica del físico y matemático austriaco Erwin Schrödinger, quien formuló una ecuación que describe el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas en general.

6 PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE Y MECÁNICA CUÁNTICA La ecuación de Schrödinger incorpora tanto el comportamiento de la partícula (en términos de la masa) como el de onda (en términos de una función de onda ψ). La probabilidad de encontrar el electrón en cierta región del espacio es proporcional al cuadrado de la función de onda, ψ². Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números cuánticos con los que es posible construir un modelo comprensivo del átomo.

7 PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE Y MECÁNICA CUÁNTICA El concepto de densidad electrónica dentro de la mecánica cuántica da la probabilidad de encontrar un electrón en cierta región del átomo. En la mecánica cuántica el concepto de orbital atómico reemplaza el concepto de órbita usado en el modelo de Bohr. El orbital atómico se considera como la función de onda del electrón de un átomo e indica el espacio del átomo donde existe la probabilidad de localizar el electrón.

8 PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE Y MECÁNICA CUÁNTICA Los números cuánticos se asocian con los niveles y subniveles energéticos en el átomo y con los orbitales o regiones del espacio atómico donde es más probable ubicar el electrón. El modelo de la mecánica cuántica derrumba el modelo de Bohr, porque niega la existencia de una trayectoria definida para el electrón en el átomo y lo cambia por el concepto de orbital, pero mantiene la existencia del núcleo separado de los electrones y la cuantización de la energía y, además, está de acuerdo con los postulados de la hipótesis ondulatoria y con los trabajos de Heisenberg.

9 NÚMEROS CUÁNTICOS Son diferentes los conjuntos de números que solucionan la ecuación de onda propuesta por Schrödinger. Los conjuntos son tres y se asocian, cada uno, con una propiedad del electrón, así: El conjunto conocido como número cuántico principal se designa por n, se asocia con la energía total del electrón. Toma valores enteros y cada valor de n corresponde a un nivel de energía.

10 NÚMEROS CUÁNTICOS El conjunto conocido como número cuántico azimutal se designa por l (ele), se asocia con los subniveles de energía dentro de un nivel y puede tomar los valores enteros desde 0 hasta n – 1, dentro del mismo nivel n. Por ejemplo, para n = 4, l puede tener los valores 0, 1, 2, 3, cada uno de los cuales representa un subnivel de energía del electrón.

11 NÚMEROS CUÁNTICOS El número cuántico l, también llamado número cuántico del momento angular, expresa la forma de los orbitales. El valor de este número se expresa con las letras s (si l = 0), p (si l = 1), d (si l = 2), f (si l = 3) g (si l = 4) y h (si l = 5).

12 NÚMEROS CUÁNTICOS El conjunto conocido como número cuántico magnético se designa por m, puede tomar todos los valores desde –l hasta +l y se asocia con cada orbital, es decir, la región del espacio atómico donde es más probable localizar al electrón. Por tanto, cada valor de m representa a un orbital contenido en un determinado subnivel de un nivel de energía.

13 NÚMEROS CUÁNTICOS Según lo anterior, cada nivel de energía tiene sus propios subniveles y a la vez éstos incluyen a sus propios orbitales. Para resumir, suponga el caso en el que n = 2 y l = 1. Los valores de n y l indican que se tiene un subnivel 2p y en éste se tienen tres orbitales 2p (puesto que hay tres valores de m: -1, 0 y 1).

14 NÚMEROS CUÁNTICOS Cuando se estudian los espectros de emisión de los átomos, se observa que las líneas del espectro se pueden separar aplicando un campo magnético externo. Los físicos explicaron estos resultados afirmando que los electrones se comportan como pequeños imanes que giran sobre su propio eje. El electrón tiene dos posibles giros: uno en el sentido de las manecillas del reloj y otro en sentido contrario.

15 NÚMEROS CUÁNTICOS Para tener en cuenta lo anterior (conocido como el espín del electrón) es preciso añadir un cuarto número cuántico llamado número cuántico del espín del electrón (m s ) que toma dos valores (según el giro del electrón): +½ y -½.

16 BIBLIOGRAFÍA Chang, Raymond. Química I. Editora Lily Solano. Bogotá: McGraw Hill Interamericana, 2009. Zapata, Rubén E. y Osorio Rubén D. QUÍMICA GENERAL. Cátedra Litográfica. Universidad de Antioquia. 2008.