Introducción al modelo mecánico cuántico del átomo: se piensa en los electrones como ondas de materia probabilística utilizando la longitud de onda de De Broglie, la ecuación de Schrödinger y el principio de incertidumbre de Heisenberg. Estudiamos el espín del electrón electrón y el experimento de Stern-Gerlach.
Puntos más importantes
- Louis de Broglie propuso que todas las partículas podrían ser tratadas como ondas de materia con una longitud de onda
, dada por la siguiente ecuación:
Erwin Schrödinger propuso el modelo mecánico cuántico del átomo, el cual trata a los electrones como ondas de materia.
La ecuación de Schrödinger,
, se puede resolver para obtener una serie de funciones de onda , cada una de las cuales está asociada con una energía de enlace electrónica, .El cuadrado de la función de onda,
, representa la probabilidad de encontrar un electrón en una región dada dentro del átomo.Un orbital atómico está definido como la región dentro de un átomo que encierra donde posiblemente esté el electrón el 90% del tiempo.
El principio de incertidumbre de Heisenberg afirma que no podemos conocer tanto la energía como la posición de un electrón. Por lo tanto, a medida que sabemos con mayor precisión la posición del electrón, sabemos menos sobre su energía, y viceversa.
Los electrones tienen una propiedad intrínseca llamada espín, y un electrón puede tener uno de dos posibles valores de espín: espín arriba o espín abajo.
Cualesquiera dos electrones que ocupen el mismo orbital deben tener espines opuestos.
Introducción al modelo mecánico cuántico
"Debemos dejar en claro que cuando se trata de átomos, el lenguaje solo se puede usar como en la poesía." —Niels Bohr
La materia se comienza a comportar muy extraño a nivel subatómico. Algo de este comportamiento es tan contraintuitivo que solo podemos hablar de él con símbolos y metáforas, como en la poesía. Por ejemplo, ¿qué significa decir que un electrón se comporta como una partícula y como una onda? O que un electrón no existe en una posición en particular, sino que está disperso en todo el átomo?
Si estas preguntas te parecen extrañas, ¡es porque lo son! Pero resulta que tenemos buena compañía. El físico Niels Bohr también dijo, "cualquiera que no se sorprenda por la teoría cuántica, no la ha entendido". Así que si te sientes confundido cuando estés aprendiendo sobre la mecánica cuántica, acuérdate que los científicos que originalmente la desarrollaron estuvieron igual de confundidos.
Comenzaremos por repasar de manera breve el modelo de Bohr del hidrógeno, el primer modelo no clásico del átomo.
Repaso del modelo de Bohr del hidrógeno
Como hemos visto en un artículo previo sobre el modelo de Bohr, el espectro de emisión de diferentes elementos contiene líneas discretas. La siguiente imagen muestra la región visible del espectro de emisión del hidrógeno.
El espectro de emisión cuantizada le indicaba a Bohr que quizás los electrones podían solo existir dentro del átomo en ciertos radios y energías atómicas. Recuerda que cuantizado se refiere al hecho de que la energía solo se puede absorber y emitir en un rango de valores permitidos en lugar de cualquier valor. El siguiente diagrama del modelo de Bohr muestra que el electrón existe en un número finito de órbitas o capas permitidas alrededor del núcleo.
De este modelo, Bohr obtuvo una ecuación que predecía correctamente los varios niveles de energía en el átomo de hidrógeno, lo cual corresponde directamente a las líneas de emisión en el espectro del hidrógeno. El modelo de Bohr también fue exitoso para predecir los niveles de energía de otros sistemas de un solo electrón como el
Mientras que algunos físicos inicialmente trataron de adaptar el modelo de Bohr para hacerlo útil para sistemas más complicados, al final concluyeron que era necesario un modelo completamente diferente.
Dualidad onda partícula y la longitud de onda de De Broglie
Otro gran desarrollo en mecánica cuántica fue liderado por el físico francés Louis de Broglie. Con base en el trabajo de Planck y Einstein que mostró cómo las ondas de luz podían exhibir propiedades de partícula, De Broglie tuvo la hipótesis de que las partículas también podrían tener propiedades de ondas.
La interferencia y la difracción son ejemplos de comportamiento de onda observables. Por ejemplo, cuando la luz pasa a través de una barrera con dos rendijas, como en el experimento de la doble rendija de Young, las ondas de luz se difractarán por medio de las rendijas. La interferencia constructiva y destructiva entre las ondas de luz produce un patrón de áreas obscuras y brillantes en el detector.
De Broglie obtuvo la siguiente ecuación para la longitud de onda de una partícula de masa
Observa que la longitud de onda y la masa de las partículas de De Broglie son inversamente proporcionales. La relación inversa es la razón de por qué no notamos ningún comportamiento como de onda para los objetos macroscópicos que encontramos en la vida diaria. Resulta que el comportamiento de onda de la materia es más significativo cuando una onda encuentra un obstáculo o rejilla que es de tamaño similar a su longitud de onda de De Broglie. Sin embargo, cuando una partícula tiene una masa del orden de
Verificación de conceptos: el lanzamiento de una pelota de béisbol más rápido registrado fue de aproximadamente 46.7
Al sustituir los valores apropiados para la masa y la velocidad en la ecuación de De Broglie, obtenemos:
¡Esta longitud de onda es 20 órdenes de magnitud más pequeña que el diámetro de un protón! Como esta longitud de onda es muy pequeña, no esperaríamos observar pelotas de béisbol comportarse como una onda, por ejemplo, exhibir patrones de difracción.
Ejemplo 1: calcular la longitud de onda de De Broglie de un electrón
La velocidad de un electrón en el nivel de energía base del hidrógeno es
Podemos sustituir la constante de Planck y la masa y velocidad del electrón en la ecuación de De Broglie:
La longitud de onda de nuestro electrón,
El modelo mecánico cuántico del átomo
Ondas estacionarias
Un problema importante con el modelo de Bohr era que trataba electrones como partículas que existían en órbitas definidas con precisión. Con base en la idea de De Broglie de que las partículas podían mostrar comportamiento como de onda, el físico austriaco Erwin Schrödinger teorizó que el comportamiento de los electrones dentro de los átomos se podía explicar al tratarlos matemáticamente como ondas de materia. Este modelo, que es la base del entendimiento moderno del átomo, se conoce como el modelo mecánico cuántico o de las ondas mecánicas.
El hecho de que solo haya ciertos estados o energías permitidas que un electrón puede tener es similar a una onda estacionaria. Discutiremos de forma breve algunas propiedades de las ondas estacionarias para obtener una mejor idea de las ondas de materia electrónicas.
Probablemente ya estés familiarizado con las ondas estacionarias de los instrumentos musicales de cuerda. Por ejemplo, cuando se jala una cuerda en una guitarra, la cuerda vibra en la forma de una onda estacionaria como la que se muestra a continuación.
Observa que hay puntos de cero desplazamiento, o nodos, que ocurren a lo largo de la onda estacionaria. Los nodos están marcados con puntos rojos. Como la cuerda en la animación está fija en ambos extremos, esto lleva a la limitación de que solo ciertas longitudes de onda están permitidas para cualquier onda estacionaria. Como resultado, las vibraciones están cuantizadas.
La ecuación de Schrödinger
Podrías preguntar ¿cómo se relacionan las ondas estacionarias con los electrones?
En un nivel muy simple, podemos pensar en los electrones como ondas estacionarias de materia que tienen ciertas energías permitidas. Schrödinger formuló un modelo del átomo que suponía que los electrones podían ser tratados como ondas de materia. A pesar de que no veremos las matemáticas en este artículo, la forma básica de la ecuación de onda de Schrödinger es así:
Interpretar exactamente lo que nos dicen las funciones de onda es un poco complicado. Debido al principio de incertidumbre de Heisenberg, es imposible saber tanto la posición como la energía de un electrón dado. Como se necesita conocer la energía de un electrón para predecir la reactividad química de un átomo, los químicos generalmente aceptan que solo podemos aproximar la ubicación del electrón.
¿Cómo hacen los químicos para aproximar la ubicación del electrón? Las funciones de onda que se obtienen de la ecuación de Schrödinger para un átomo específico también se llaman orbitales atómicos. Los químicos definen un orbital atómico como la región dentro de un átomo que envuelve donde es probable que se encuentre el electrón el 90% del tiempo. En la siguiente sección, discutiremos cómo se determinan las probabilidades electrónicas.
El principio de incertidumbre de Heisenberg, desarrollado por el físico Werner Heisenberg, afirma que hay una limitación inherente en cómo podemos conocer de forma precisa tanto la posición como el momento —o energía— de una partícula en un momento dado. Es decir, entre mejor sepamos la posición de un electrón, menos sabremos sobre su momento, y viceversa. Esto se puede decir matemáticamente de la siguiente forma:
Aquí,
Por lo tanto, nunca podemos saber en dónde está un electrón y su energía con exactitud al mismo tiempo.
Orbitales y densidad de probabilidad
El valor de la función de onda
Afortunadamente, el cuadrado de una función de onda,
La densidad de probabilidad para un electrón se puede visualizar en diferentes formas. Por ejemplo,
Observa que los orbitales 2s y 3s contienen nodos, es decir, regiones en las que el electrón tiene una probabilidad de 0% de ser encontrado. La existencia de nodos es análogo a las ondas estacionarias que discutimos en la sección anterior. Los colores alternantes en los orbitales 2s y 3s representan regiones del orbital con diferentes fases, lo cual es una consideración importante en el enlace químico.
Otra forma de representar las probabilidades de los electrones en los orbitales es graficando la densidad superficial como una función de la distancia desde el núcleo,
La densidad superficial es la probabilidad de encontrar el electrón en una capa delgada de radio
Cuando se resuelve la ecuación de Schrödinger, la función de onda,
, el número cuántico principal, es el principal factor para determinar la energía de un orbital. Se dice que los orbitales con el mismo valor comparten la misma capa electrónica. , el número angular cuántico, define la forma del orbital. Los orbitales con el mismo valor de pero diferente valor de se llaman subcapas. , el número cuántico magnético, se relaciona con la orientación del orbital en el espacio. , el número de espín cuántico, indica el espín de un electrón. Los electrones pueden tener espín hacia arriba o espín hacia abajo .
Para saber más detalles sobre cómo se pueden asignar los números cuánticos, mira el siguiente video sobre los números cuánticos y el video sobre escribir números cuánticos para las primeras cuatro capas.
Formas de los orbitales atómicos
Hasta ahora hemos estado examinando orbitales s, los cuales son esféricos. Así que la distancia desde el núcleo,
Los orbitales p tienen forma como de mancuernas orientadas a lo largo de uno de los ejes
Espín del electrón: el experimento Stern-Gerlach
El último fenómeno cuántico que discutiremos es el del espín del electrón. En 1922, el físico alemán Otto Stern y Walther Gerlach hipotetizaron que los electrones se comportan como pequeñas barras magnéticas, cada una con un polo norte y sur. Para probar esta teoría, dispararon un haz de átomos de plata entre los polos de un magneto permanente con un polos fuertes norte y sur.
De acuerdo con la física clásica, la orientación de un dipolo en un campo magnético externo debería determinar la dirección en la que el haz se desvía. Como una barra magnética puede tener un rango de orientaciones relativas al campo magnético externo, ellos esperaban ver átomos siendo desviados en diferentes cantidades para dar una distribución de dispersión. En lugar de eso, Stern y Gerlach observaron que los átomos se dividían claramente entre los polos norte y sur. ¡Observa el siguiente video sorprendente para ver la hipótesis en acción!
Estos resultados experimentales revelaron que a diferencia de las barras magnéticas corrientes, los electrones solo podían mostrar dos orientaciones: con el campo magnético o contra él. Este fenómeno, en el que los electrones pueden existir en uno de solo dos estados magnéticos, ¡no se podía explicar usando física clásica! Los científicos se refirieron a esta propiedad de los electrones como el espín del electrón: cualquier electrón dado tiene espín arriba o espín abajo. A veces representamos el espín del electrón como flechas que apuntan hacia arriba,
Una consecuencia del espín del electrón es que un máximo de dos electrones puede ocupar cualquier orbital dado, y los dos electrones que ocupan el mismo orbital deben tener espín opuesto. Esto también se llama el principio de exclusión de Pauli.
Resumen
- Louis de Broglie propuso que todas las partículas podrían ser tratadas como ondas de materia con una longitud de onda
, dada por la siguiente ecuación:
Erwin Schrödinger propuso el modelo mecánico cuántico del átomo, el cual trata a los electrones como ondas de materia.
La ecuación de Schrödinger,
, se puede resolver para obtener una serie de funciones de onda , cada una de las cuales está asociada con una energía de enlace electrónica, .El cuadrado de la función de onda,
, representa la probabilidad de encontrar un electrón en una región dada dentro del átomo.Un orbital atómico está definido como la región dentro de un átomo que encierra donde posiblemente esté el electrón el 90% del tiempo.
El principio de incertidumbre de Heisenberg afirma que no podemos conocer tanto la energía como la posición de un electrón. Por lo tanto, a medida que sabemos con mayor precisión la posición del electrón, sabemos menos sobre su energía, y viceversa.
Los electrones tienen una propiedad intrínseca llamada espín, y un electrón puede tener uno de dos posibles valores de espín: espín arriba o espín abajo.
Cualesquiera dos electrones que ocupen el mismo orbital deben tener espines opuestos.
Créditos
Este artículo fue adaptado de los siguientes artículos:
“Quantum Mechanics and Atomic Orbitals (Mecánica cuántica y orbitales atómicos )” de UC Davis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3.0
"Representations of Orbitals (Representaciones de orbitales)" de UC Davis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3.0
"Electronic Orbitals (Orbitales electrónicos)" de UC Davis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3.0
El artículo modificado está autorizado bajo una licencia CC-BY-NC-SA 4.0.
El video del efecto Stern-Gerlach effect es de Wikimedia Commons, CC BY-SA 3.0.
Referencias complementarias
Zumdahl, S.S., y S. A. Zumdahl. Atomic Structure and Periodicity (Estructura atómica y periodicidad). En Chemistry (Química), 290-294. 6th ed. Boston, MA: Houghton Mifflin Company, 2003.
Kotz, J. C., P. M. Treichel, J. R. Townsend, y D. A. Treichel. The Modern View of Electronic Structure: Wave or Quantum Mechanics (La visión moderna de la estructura electrónica: mecánica de ondas o cuántica). En Chemistry and Chemical Reactivity, Instructor's Edition (Química y reactividad química, edición del profesor), 234-237. 9th ed. Stamford, CT: Cengage Learning, 2015.
Para ver una explicación más detallada del experimento Stern-Gerlach con muchas imágenes útiles, mira http://www.thephysicsmill.com/2015/02/22/the-stern-gerlach-experiment/ (en inglés).