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Modelo atómico

Modelo Atómico de Schrödinger

Modelo Atómico de Schrödinger

Introducción al modelo mecánico cuántico del átomo: pensar en los electrones como ondas de materia probabilística utilizando la longitud de onda de Broglie, la ecuación de Schrödinger, además también tenemos la presencia de lo que fue el principio de incertidumbre muy fundamental para los modelos atómicos.

Erwin Schrödinger, 12 de agosto de 1887 – 4 de enero de 1961, es bien conocido por la Ecuación de Schrödinger, por la cual recibió por su trabajo el nobel de Física en 1933. La Ecuación de Schrödinger es “la ecuación con referencia a las ondas mecánicas en cuántica no relativista”. Demostró, a través de las matemáticas, que las ondas se pueden usar para describir electrones en los átomos.

También construyó su modelo partiendo del apoyo de la creación de Bohr, usando el átomo con el modelo de nube electrónica. Este modelo representa el movimiento flotante de los electrones, en lugar de que tengan una trayectoria de viaje establecida.

Según Schrödinger, los electrones atrapados en sus órbitas crearían “ondas estacionarias”. Dijo que solo se describía aquella probabilidad que podría presentarse con el electrón, no era definitivo. Las distribuciones de estas probabilidades formaron espacios que circulaban alrededor del núcleo que se llaman orbitales. Usando así los orbitales con sus funciones de onda que describe el estado de un solo electrón en un átomo.

Origen del modelo Atómico de Schrödinger

Erwin Schrödinger fue un físico austriaco que hizo valiosas contribuciones a la mecánica cuántica.  Su modelo también se conoce como modelo mecánico-cuántico y es solo una mejora del modelo de Bohr. Con el modelo de Bohr, los científicos pudieron explicar los espectros de emisión y la discontinuidad de estas emisiones tenía sentido.

Sin embargo, hubo una pero cuando los espectrómetros se hicieron más precisos. Algunas de las líneas parecían ser dos o más en lugar de una sola. Los nuevos espectrómetros podrían discriminar líneas anchas en varias delgadas. Bohr había propuesto la existencia de niveles energéticos (n = 1, 2, 3, 4) pero no se dio cuenta de que estos niveles estaban compuestos de más niveles, por lo que hay más transiciones que las propuestas por Bohr. Por lo tanto, el número de líneas aumentó.

En el diagrama de Moeller y se usa para colocar los electrones en el átomo. Estos electrones ya no están en órbitas circulares, a partir de ahora consideraremos que están ocupando un área alrededor del átomo llamada orbital. Así como los orbitales que rodean al núcleo dentro del átomo donde tenemos la probabilidades que se puedan presentar debido al cambio del electrón.

¿Cuáles son las posibilidades?

A mediados de la década de 1920, un científico austriaco llamado Erwin Schrödinger pensó que el problema con el modelo de Bohr era restringir los electrones a órbitas específicas. Con la duda en la cual se presentó si los electrones interactúan como lo hacía la luz, que los científicos ya sabían que tenían propiedades tanto de partículas como de ondas. Schrödinger especuló que los electrones podrían viajar en ondas.

  • P: ¿Cómo determina la ubicación de un electrón en una onda?
  • R: No puedes especificar la ubicación exacta de un electrón. Sin embargo, Schrödinger demostró que al menos puedes determinar dónde es más probable que esté un electrón.

Schrödinger desarrolló una ecuación que podría usarse para calcular las posibilidades de que un electrón esté en cualquier lugar dado alrededor del núcleo. Basándose en sus cálculos, identificó las regiones alrededor del núcleo donde es más probable que estén los electrones. Llamó a estas regiones orbitales.

Modelo De Nube Electrónica

El comienzo del siglo XX fue un momento muy auspicioso para las ciencias. Además de que Ernest Rutherford y Niels Bohr dieron a luz al Modelo Estándar de física de partículas, también fue un período de avances en el campo de la mecánica cuántica. Gracias a los estudios en curso sobre el comportamiento de los electrones, los científicos comenzaron a proponer teorías según las cuales estas partículas elementales se comportaban de manera que desafiaban la física clásica, newtoniana.

Un ejemplo de ello es el modelo de nube electrónica propuesto por Erwin Schrödinger. Gracias a este modelo, los electrones ya no se representan como aquellas partículas que se podrían alrededor del núcleo central moverse en una órbita fija.

En cambio, Schrödinger propuso un modelo por el cual los científicos sólo podían hacer conjeturas informadas sobre las posiciones de los electrones. Por lo tanto, sus ubicaciones solo podrían describirse como parte de una “nube” alrededor del núcleo donde es probable que se encuentren los electrones.

Los primeros ejemplos conocidos de teoría atómica provienen de la antigua Grecia y la India, donde filósofos como Demócrito postulan que toda la materia estaba compuesta de unidades diminutas, indivisibles e indestructibles.

El término “átomo” fue acuñado en la antigua Grecia y dio origen a la escuela del pensamiento conocida como “atomismo”. Sin embargo, esta teoría era más un concepto filosófico que científico.

No fue hasta el siglo XIX cuando la teoría de los átomos se articuló como un asunto científico, con los primeros experimentos basados ​​en la evidencia que se llevaron a cabo.

Por ejemplo, a principios de la década de 1800, el científico inglés John Dalton usó el concepto del átomo para explicar por qué los elementos químicos reaccionan de manera observable y predecible. A través de una serie de experimentos con gases.

Teoría atómica

Los científicos han sabido acerca de los átomos mucho antes de que pudieran producir imágenes de ellos con poderosas herramientas de aumento. De hecho, los átomos obtienen su nombre de la palabra griega antigua átomos, que significa “algo que no se puede dividir”.

Debido a que los átomos no se podían ver, las ideas tempranas sobre los átomos se fundaron principalmente en el razonamiento filosófico y basado en la religión. Cerca del final del siglo XVIII, las nuevas formas de realizar experimentos ayudaron a los investigadores a desarrollar su comprensión científica de los átomos.

Esto condujo a la primera teoría atómica, en la que se afirmaba que todas las materias están compuestas por átomos, los elementos están compuestos por un solo tipo de átomo y los átomos pueden combinarse con otros átomos para crear sustancias más complejas.

Modelo Atómico de Schrödinger

Esta primera teoría atómica explicó mucho, pero a medida que la ciencia continuó avanzando, la nueva información y los nuevos descubrimientos dejaron en claro que la teoría debía actualizarse. Uno de estos nuevos descubrimientos se produjo a fines del siglo XIX, con el descubrimiento de una partícula subatómica, llamada electrón.

La palabra ‘subatómico’ significa literalmente ‘dentro de un átomo’. Debido a este descubrimiento, quedó claro que los átomos podrían no haber sido nombrados correctamente y que podrían dividirse en partes más pequeñas.

Cuando se descubrieron los electrones por primera vez, los científicos pudieron descubrir cómo formaron los átomos, pero no sabían a dónde pertenecían. Al principio, la idea era que los electrones flotaban en todo el átomo, como trozos de fruta flotando en un pudín, como si los átomos fueran simples gotas de materia.

Teoría Atómica De Schrödinger

  • Definió aquel orbital que forma parte de un átomo como: “Aquellas formas o partes que conforman al núcleo como tal, en el que dos electrones pueden moverse aleatoriamente”.
  • Schrödinger dijo que toda la materia actúa como ondas y que los electrones en sí eran como ondas.
  • Además estableció que aquellos electrones que estaban constantemente y no tenían una posición definida o fija en el átomo.
  • Aunque, dijo que a los electrones se les dieron regiones probables que eran “orbitales atómicos”
  • Los orbitales atómicos utilizan su energía y estos se orden por orbitales y distribuidos entre nubes de electrones.
  • Cuatro orbitales primarios: orbitales s, p, d y f
  • Erwin Schrödinger tomó las ideas desarrolladas por de Broglie
  • Schrödinger estaba en lo cierto acerca de su teoría atómica. Los electrones se mueven constantemente y no se les puede dar una posición definida dentro del átomo. Se les da regiones probables y se llaman orbitales atómicos. Ellos orbitan el núcleo en el mismo patrón cada vez, como los planetas orbitan el sol.

Puntos clave

  • Además se propuso que todas las partículas y moléculas podrían tratarse como ondas de materia con una longitud de onda.
  • Erwin Schrödinger propuso el modelo mecánico cuántico del átomo, que trata los electrones como ondas de materia.
  • Ecuación de Schrödinger, \ hat {H} \ psi = E \ psiH^ ψ=E ψ, se puede resolver para producir una serie de funciones de onda \psiψ, estas se crean y logran un asociado con una energía de enlace de electrones, E.
  • El cuadrado de la función de onda. \ psi ^ 2ψ2, representa la probabilidad de con la presencia de los electros estar en una región dada dentro del átomo.
  • Un orbital atómico se define como la región dentro de un átomo que encierra donde es probable que el electrón sea el 90% del tiempo.
  • El principio de incertidumbre de Heisenberg afirma que no podemos conocer la energía y la posición de un electrón. Por lo tanto, a medida que aprendemos más sobre la posición del electrón, sabemos menos acerca de su energía, y viceversa.
  • Los electrones tienen una propiedad intrínseca llamada espín, y un electrón puede tener uno de los dos valores posibles de giro: aumento o disminución.
  • Cualquier dos electrones que ocupen el mismo orbital deben tener espines opuestos.

Modelo Mecánico Cuántico.

“Debemos tener claro que cuando se trata de átomos, el lenguaje solo puede usarse como en la poesía”. —Niels Bohr

La materia comienza a comportarse muy extrañamente en el nivel subatómico. Parte de este comportamiento es tan contrario a la intuición que solo podemos hablar de él con símbolos y metáforas, como en la poesía. Por ejemplo, ¿qué significa decir que un que las partículas y los electrones se parecían y también una onda? ¿O que no existe un electrón en ninguna ubicación en particular, sino que se extiende por todo el átomo?

Si estas preguntas te parecen extrañas, deberían hacerlo. Como resultado, estamos en buena compañía. El físico Niels Bohr también dijo: “Cualquiera que no esté sorprendido por la teoría cuántica no lo ha entendido”. Entonces, si te sientes confundido cuando aprendes sobre mecánica cuántica, debes saber que los científicos que lo desarrollaron originalmente estaban igual de confundidos.

Revisión del modelo de hidrógeno de Bohr.

Como hemos visto en un artículo anterior sobre el modelo de Bohr, los espectros de emisión de diferentes elementos contienen líneas discretas. Utilizando así las regiones que son visible de los espectros de emisión de hidrógeno.

El espectro de emisión para el hidrógeno muestra líneas azules purpurinas a 410 y 434 nm, una línea azul clara a 486 nm y una línea roja a 656 nm. Todas las líneas son contra un fondo negro.

Los espectros de emisión cuantificados indicaron a Bohr que quizás los electrones solo existen cuando hay una presencia de energía y también de radios dentro de las partículas atómicas. Recuerde que cuantificado se refiere al hecho de que la energía solo puede ser absorbida y emitida en un rango de valores permitidos en lugar de con cualquier valor posible.

El siguiente diagrama del modelo de Bohr muestra el electrón existente en un número finito de órbitas o capas permitidas alrededor del núcleo.

Dualidad onda-partícula y la longitud de onda de Broglie.

Aquí tenemos una representación del gran avance en la mecánica cuántica fue promovido por el físico francés Louis de Broglie. Basado en el trabajo de Planck y Einstein que mostraba cómo las ondas de luz podían exhibir propiedades similares a las partículas, De Broglie planteó la hipótesis de que las partículas también podrían tener propiedades similares a las ondas.

El modelo mecánico cuántico del átomo.

Ondas estacionarias

Un problema importante con el modelo de Bohr fue que trataba a los electrones como partículas que existían en órbitas definidas con precisión. Basándose en la idea de Broglie de que las partículas, se representaban y creaban sistemas ondulatorios.

El físico austriaco Erwin Schrödinger teorizó que aquellos comportamientos dentro de los átomos, se podrían explicarse tratándose matemáticamente como ondas de materia. Este modelo, que es la base de la comprensión moderna del átomo, se conoce como la mecánica cuántica o mecánica de onda modelo.

El hecho de que solo haya ciertos estados o energías permisibles que puede tener un electrón en un átomo es similar a una onda estacionaria. Discutiremos brevemente algunas propiedades de las ondas estacionarias para obtener una mejor intuición para las ondas de materia electrónica.

Probablemente ya estés familiarizado con las ondas estacionarias de los instrumentos musicales de cuerda. Por ejemplo, cuando se toca una cuerda en una guitarra, la cuerda vibra en forma de una onda estacionaria como la que se muestra a continuación.

Ecuación de Schrödinger

¿Cómo se relacionan las ondas estacionarias con los electrones en un átomo?

En un nivel muy simple, podemos pensar en los electrones como ondas de materia en pie que tienen ciertas energías permitidas. Schrödinger formuló un modelo del átomo que asumir que los electrones utilizaban las ondas en sus materias. Si bien no analizaremos las matemáticas de este artículo, la forma básica de la ecuación de onda de Schrödinger es la siguiente:

H ψ = E ψ

Ψ Se llama una función de onda; H. Es conocido como el operador hamiltoniano; y E la energía de enlace del electrón. Al resolver la ecuación de Schrödinger se obtienen múltiples funciones de onda como soluciones, cada una con un valor permitido E.

Orbitales y densidad de probabilidad.

El valor de la función de onda. \psiψ en un punto dado en el espacio x, y, z.  Es proporcional a la amplitud de la onda de materia electrónica en ese punto. Sin embargo, muchas funciones de onda son funciones complejas que contiene yo=- 1 y la amplitud de la onda de materia no tiene un significado físico real.

Afortunadamente, el cuadrado de la función de onda,  psi ^ 2ψ2, es un poco más útil. Esto se debe a que el cuadrado de una forma en la cual es proporcional a la probabilidad de encontrar un electrón en un volumen particular de espacio dentro de un átomo. La función\ psi ^ 2ψ2 A menudo se le llama densidad de probabilidad.

La densidad de probabilidad para un electrón se puede visualizar de varias maneras diferentes. Por ejemplo psi ^ 2ψ2 se puede representar mediante un gráfico en el que se utiliza una intensidad de color variable para mostrar las probabilidades relativas de encontrar un electrón en una región dada en el espacio.

Cuando se consiguen los electros estos tiene una manera más fácil de representarse en un volumen particular, mayor será la representación del color con respecto a la densidad. La siguiente imagen muestra las distribuciones de probabilidad para los orbitales esféricos 1s, 2s y 3s.

Formas de orbitales atómicos

Hasta ahora hemos estado examinando orbitales s, que son esféricos. Así como las representaciones dependiendo del núcleo,  es el principal factor que afecta la distribución dependiendo de las probabilidades dentro del electrón.

Sin embargo, para otros tipos de orbitales como los orbitales p, d y f, la posición que puede tener respecto al núcleo el electrón, también se convierte en un factor en la densidad de probabilidad.

Los orbitales p tienen forma de mancuernas orientadas a lo largo de uno de los ejes: x, y, z. Se puede describir que los orbitales d tienen una forma de trébol con cuatro orientaciones posibles, con la excepción del orbital d que casi parece un orbital con una dona alrededor del medio. ¡Ni siquiera vale la pena intentar describir los orbitales!

Giro electrónico: el experimento de Stern-Gerlach.

El último fenómeno cuántico que discutiremos es el del giro de electrones. En 1922, los físicos alemanes logran plantear esta teoría con respecto, de que los electrones se comportan como pequeños imanes de barra, cada uno con un polo norte y sur. Para probar esta teoría, dispararon un haz de átomos de plata entre los polos de un imán el cual tendría la fuerza más pronunciada al norte siendo más fuerte que el polo sur.

Dado que una barra magnética puede tener un rango de orientaciones a diferencia de la igualdad que pudiera tener con el campo magnético del lado externo, esperaban que los átomos se desviaran en diferentes cantidades para dar una distribución extendida limpiamente entre los polos norte y sur.

Estos resultados experimentales revelaron que, a diferencia de los imanes de barra normales, los electrones sólo podrían mostrar dos orientaciones posibles: con el campo magnético o contra él.

Modelo Atómico de Schrödinger

¡Este fenómeno, en el que los electrones pueden existir en solo uno de los dos posibles estados magnéticos, no podría explicarse utilizando la física clásica! Los científicos se refieren a esta propiedad de los electrones como un giro de electrones: cualquier electrón dado es un giro o un giro.

Una consecuencia del giro electrónico es que un máximo de dos electrones pueden ocupar cualquier orbital dado, y los dos electrones que ocupan el mismo orbital deben tener un giro opuesto. Esto también se llama el principio de exclusión de Pauli.

Resumen

  • Las partículas podrían tratarse como ondas de materia con una longitud de onda  dada por la siguiente ecuación: igual a, fracción inicial, h, dividida por, m, v, fracción final.
  • Erwin Schrödinger propuso el modelo mecánico cuántico del átomo, que trata los electrones como ondas de materia.
  • Ecuación de Schrödinger, \ hat {H} \ psi = E \ psiH^ ψ=E ψ, se puede resolver para producir una serie de funciones de onda \psiψ está asociado con una energía de enlace de electrones.
  • El cuadrado de la función de onda. \ psi ^ 2ψ2, representa la probabilidad en la cual el electro pudiera ser encontrado en una región dada dentro del átomo.
  • Un orbital el cual se encuentra definido coma la región dentro de un átomo que encierra donde es probable que el electrón sea el 90% del tiempo.
  • El principio de incertidumbre de Heisenberg afirma que no podemos conocer la energía así como en la posición que este se pudiera encontrar. Por lo tanto, a medida que aprendemos más sobre la posición del electrón, sabemos menos acerca de su energía, y viceversa.
  • Los electrones tienen una propiedad intrínseca llamada espín, y un electrón puede tener uno de los dos valores posibles de giro: aumento o disminución.
  • Cualquier dos electrones que ocupan el mismo orbital deben tener espines opuestos.