Principios Cuánticos y Evolución de los Modelos Atómicos

Fundamentos de Mecánica Cuántica y Modelos Atómicos

Principios Cuánticos Fundamentales

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Cuando se estudia el comportamiento de una partícula subatómica, es imposible determinar exactamente y simultáneamente su posición y su velocidad (o momento lineal): Δx · Δp ≥ h/4π.

Principio de Exclusión de Pauli

Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener sus cuatro números cuánticos respectivamente iguales. Al menos un número cuántico tiene que ser diferente.

Regla de Hund

Cuando en orbitales de igual energía (degenerados) tienen que distribuirse un número determinado de electrones, lo hacen ocupando primero el mayor número de orbitales posible con espines paralelos, es decir, con los electrones lo más desapareados posible.

Efecto Fotoeléctrico

Consiste en la emisión de electrones por un metal cuando se hace incidir sobre él una radiación electromagnética de una determinada frecuencia mínima (frecuencia umbral).

Teorías y Modelos Atómicos

Teoría Cuántica de De Broglie (Dualidad Onda-Corpúsculo)

Louis de Broglie admitió la dualidad onda-corpúsculo para la materia, es decir, aceptó que la materia podía comportarse como onda y como corpúsculo, igual que ocurría con la luz.

Ecuación de Schrödinger

Erwin Schrödinger consideró el electrón no como una partícula en órbita, sino como una onda estacionaria de materia. Su ecuación describe la evolución temporal de esta onda y permite calcular la probabilidad de encontrar al electrón en una región del espacio.

Modelo Atómico de Bohr

Niels Bohr conjugó el modelo de Rutherford con las ideas cuánticas de Planck. Supuso que a escala atómica se cumple la ley de Coulomb y las leyes de Newton, pero que la teoría electromagnética clásica no se aplica a los electrones en sus órbitas. La emisión o absorción de energía por parte de los átomos debe regirse por la ecuación de Planck: E = h · f. Propuso órbitas electrónicas circulares y estableció tres postulados:

• 1. El átomo tiene un núcleo cargado positivamente alrededor del cual giran los electrones en órbitas estacionarias sin emitir energía.
• 2. Solo son permitidas aquellas órbitas en las que el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2π (cuantización del momento angular).
• 3. Un electrón puede saltar de una órbita permitida a otra absorbiendo o emitiendo energía en forma de un fotón, cuya energía es exactamente la diferencia de energía entre las órbitas implicadas (ΔE = h · f).

Modelo Atómico de Rutherford

Ernest Rutherford realizó un experimento (bombardeo de láminas delgadas de oro con partículas alfa) que le llevó a descartar el modelo de Thomson y a proponer un modelo con estructura nuclear. En su dispositivo, hizo incidir rayos alfa sobre láminas metálicas muy delgadas y estudió la dispersión producida cuando la radiación atravesaba el metal. En este experimento, observó que casi todas las partículas alfa seguían una trayectoria recta, pero una porción muy pequeña presentaba una desviación considerable, que podía ser de hasta 180º. Rutherford relacionó estas bruscas desviaciones de las partículas alfa con fuertes repulsiones de tipo eléctrico, concluyendo que las partículas alfa (positivas) que salían muy desviadas habían encontrado en su camino otras partículas cargadas positivamente y de masa muy superior: el núcleo atómico, donde se concentra casi toda la masa y toda la carga positiva del átomo.

Espectros Atómicos

Robert Bunsen y Gustav Kirchhoff desarrollaron una técnica de análisis llamada espectroscopia atómica. Esta técnica consiste en vaporizar elementos mediante una llama muy caliente (u otro método de excitación), observándose la emisión de luz con colores característicos para cada elemento. Al hacer pasar esta luz emitida a través de un prisma o red de difracción, se descompone en una serie de líneas brillantes y discontinuas sobre un fondo oscuro, que constituyen el espectro atómico de emisión del elemento. Este espectro es característico de cada elemento químico y actúa como su 'huella dactilar'. También existen espectros de absorción, que se obtienen al pasar luz blanca a través de un gas frío del elemento, observándose líneas oscuras sobre el fondo continuo del espectro de la luz blanca, exactamente en las mismas posiciones donde aparecen las líneas brillantes en el espectro de emisión.

Hipótesis de Planck (Cuantización de la Energía)

Max Planck descubrió que la materia absorbía y emitía la energía radiante no de forma continua, sino de forma discreta, en 'paquetes'. Su hipótesis establece que: la energía no puede absorberse o emitirse en cualquier cantidad, sino únicamente en múltiplos enteros de pequeños paquetes o 'cuantos' de energía (llamados fotones en el caso de la luz), cuyo valor es: E = h · f, donde h es la constante de Planck y f es la frecuencia de la radiación electromagnética.