HELIODORO ROSAS MELGOZA

Mapa conseptual sem 3 from heliodororosasmelgoza

anivar ivan ureña

roberto camargo

virginia Ivett vazquez diaz

mapa conseptual sem 3 luis enrique hernandez cheguez

RESUMEN GENERAL

EQUIPO 5 DE ELECTROMECANICA

Unidad 1: TEORIA CUANTICA Y ESTRUCTURA ATOMICA

INTEGRANTES:

HERNADEZ CHEGUEZ LUIS ENRRIQUE

ROSAS MELGOZA HELIODORO

VAZQUEZ DIAZ VIRGINIA IVETT

1.4.3.1 SIGNIFICADO FISICO DE LA FUNCION DE LA ONDA

La función de onda no implica que una partícula sea exactamente un aglomerado o paquete de ondas sino esta tiene que ver con la probabilidad de la posición de una partícula que esta dada por las funciones de ondas.
Con la cual podemos calcular la probabilidad De si la partícula existe en dicho espacio.
Esta interpretación probabilística de la función de onda es formulada y propuesta por Bohr y es uno de los fundamentos de la mecánica cuántica.

El valor de la función de una onda asociado con una partícula en movimiento esta relacionado con la probabilidad de encontrar la partícula en el mundo (x, y, z, en el instante de tiempo (t))
Por ejemplo:
En el campo eléctrico de una onda electro magnética una probabilidad negativa o compleja es algo sin sentir esto significa que la función de onda no va poder ser observada.
Sin embargo el modulo de la función de onda siempre es real y positivo (x) esto sele conoce como la densidad de probabilidad, ahora si podemos dar una interpretación física sobre este tema que es la probabilidad de encontrar una partícula en el punto x, y, z. en el instante (t). Que es proporcional al cuadrado
De su función de onda /Ψ/².

La función de onda presenta amplitud positiva y negativa aunque estos signos de la amplitud no tienen un significado directo si resulta de gran importancia cuando las funciones de onda se pueden relacionar.
Tenemos dos partículas y cada una tiene sus funciones de onda. Como podemos ver las funciones de onda van a interaccionar en este caso la parte positiva de las funciones se suman originando un aumento de amplitud y se conoce este fenómeno como interferencia constructiva.
(Ambas ondas deben ser positivas)

Si las ondas presentan signos contrarios, la parte positiva será anulada por la parte negativa dando lugar a un fenómeno llamado interferencia destructiva  continua

 Función de la onda

Hemos dicho que con cada partícula  del momento p se asocia una onda de longitud de onda.  x=h/p          El significado físico de esta onda es el siguiente:

El valor de la siguiente función de onda                                                                          

Asociado con una partícula en movimiento esta relacionada  con la probabilidad de encontrar ala partícula en el punto (x, y, z) en el instante  de tiempo (t)

En general una onda puede tomar valores  positivos  y negativos  por ejemplo:

La función de  onda

En  general una onda puede representarse por medio de una cantidad compleja

Por ejemplo: que en el campo eléctrico de una onda electromagnética,

Una propiedad compleja o negativa es algo sin sentido, esto significa que la función  de onda es algo observable. Sin embargo el modulo(o cuadrado) de la función de onda siempre es real y positivo, por esto a

                                                                                                        Se  le conoce como la densidad de probabilidad.

La probabilidad de encontrar una partícula en el punto x, y, z en el

Instante t es proporcional al cuadrado de su función de onda asociada.

1.4.3.1 NUMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES ATÓMICOS

ORBITAL ATOMICO

UN ORBITAL ATOMICO ES UNA DETERMINADA SOLUCON PARTICULAR, ESPECIAL E INDEPENDIENTE DEL TIEMPO ALA ECUACION DE SCHRÖNDIGER PARA EL CASO DE UN ELÑECTRON SOMETIDO A UN POTENCIAL

EL NOMBRE DE ORBITAL TAMBIENALA FUNCION DE ONDA EN REPRESENTACION DE DE POCISION DE INDEPENDIENTE DE TIEMPO DE UN ELECTRON EN UNA MOLECULA

LOS NUMEROS CUNTICOS

En el caso del átomo de hidrógeno, se puede resolver la ecuación de Schrödinger de forma exacta, encontrando que las funciones de onda están determinadas por los valores de tres números cuánticos n, l, ml, es decir, dicha ecuación impone una serie de restricciones en el conjunto de soluciones que se identifican con una serie de números cuánticos. Estas condiciones surgen a través de las relaciones existentes entre estos números; no todos los valores son posibles físicamente.

El valor del número cuántico n (número cuántico principal, toma valores 1,2,3...) define el tamaño del orbital. Cuanto mayor sea, mayor será el volumen. También es el que tiene mayor influencia en la energía del orbital.

El valor del número cuántico l (número cuántico del momento angular) indica la forma del orbital y el momento angular. El momento angular viene dado por:

1.5 Distribución electrónica en sistemas  polielectronicos

Distribución electrónica: es la distribución de los electrones de un átomo en los diferentes estados energético determinados por  los orbitales en dicho átomo. La ciencia dispone múltiples informaciones acerca de la  distribución de los electrones en los átomos partiendo del modelo de bohr en la que señalaba la existencia de un núcleo formado por protones y neutrones donde esta concentrada la masa y la carga positiva del átomo. El electrón gira en orbitas circulares alrededor del núcleo.                                                                                              Los electrones se distribuyen en  los átomos formando capas alrededor del núcleo mientras más números de capas poseen un átomo, mayor será la distancia que separa al núcleo de los electrones más externo.

Polielectronicos: es un átomo que tiene más de un electrón. En un átomo polielectronico los distintos electrones van ocupando los diferentes orbitales en orden creciente de energía, primero los de menor y sucesivamente se conoce como principio de construcción.

 Los  electrones más externos se denominan electrones de valencia.

Una de las primeras distribuciones de los electrones en la corteza del átomo, fue deducida hacia 1914, por ridberg, basándose en la estructura de los átomos de gases nobles, de acuerdo con el lugar que ocupaban en la tabla periódica, cuya primer periodo tenía 4 elementos, 16 el segundo, 36 el tercero y teóricamente 64 el cuarto. Cumplían la regla  4 X (12, 22, 32, 42). (Distribución errónea)

Hacia 1919 Lewis y  Langmuir, en su modelo cúbico de los átomos  distribuyen los electrones según K2; L, 8; M,8; N,18; O,18; P,32 (también erróneo).

Fue Bury, en 1921 presentó que el número de electrones de los pisos eran: K2; L,8; M,18; N,32;... estableciendo la regla de K, 2 X 12; L, 2 X 22; M, 2 X 32; N, 2 X 42, y los pisos siguientes si estuviesen completos, lo cual no acontece. Prácticamente, O posee un máximo de 32 electrones (ejemplo único, el átomo del nobelio); el P contiene a lo sumo 10 y el Q un máximo de 2. Bury ya observó que en el último piso el número de electrones no puede exceder de 8. De todos modos se asignan 18 al último piso del paladio.

1.5.1 principio de aufbau o de construcción

Contiene una serie de construcciones relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un átomo.  Principio de Aufbau se basa en el hecho de que así como los protones se agregan al núcleo de uno en uno para construir los elementos, los electrones similarmente se van agregando a los orbitales atómicos. A través de este procedimiento se obtiene un conocimiento detallado de las configuraciones electrónicas de los estados fundamentales de los elementos.   Las reglas empleadas para escribir la configuración electrónica de los primeros diez elementos.  Este proceso se basa en el principio de Aufbau.  El nombre de aufbau también se conoce con el nombre de regla de serrucho. Los orbitales se llenan respetando la regla de hund, dice que ningún orbital puede tener dos orientaciones del giro del electrón sin antes que los restantes números magnéticos de la misma subcapa tengan al menos uno. La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía denominados, según su posición tridimensional, 2p_x, 2p_y, 2p_z. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en cada uno. De nuevo, de acuerdo con la regla de Hund, deben tener todos por lo menos un electrón antes de que alguno llegue a tener dos.

1.5.2 principio de exclusión de pauli

La distribución expuesta de base empírica, constituyó un enigma desde un punto de vista físico hasta que Pauli, en 1925, enunció el principio de la exclusión. Por más que dicho principio no sea demostrable, ha sido confirmado por la conducta física y química de las sustancias, por depender ambas, esencialmente, de la distribución de los electrones en la corteza. El principio de la exclusión establece que un mismo átomo no puede contener dos electrones cuyos cuatro números cuánticos sean respectivamente iguales.  El principio de exclusión solo aplica  a partículas que forman estados cuánticos  anti simétrico  y que tienen espín semientero por ejemplo: los electrones y los quarks (estos forman los protones y neutrones). En cambio, partículas como el fotón y el (hipotético) gravitón no obedecen a este principio, ya que son bosones, esto forma estados cuánticos simétricos y tienen espín entero. Enunciando el principio en otra forma: sólo dos electrones pueden existir en el mismo orbital atómico, y estos electrones deben tener espines opuestos.

Los diagramas(a y b) están prohibidos por el principio de exclusión de Pauli. En el diagrama (a) ambos electrones tienen el espín hacia arriba y tendrán los mismos números cuánticos (1, 0, 0, +1/2); en el (b), ambos electrones tienen el espín hacia abajo y tendrán los números cuánticos (1, 0, 0, -1/2). Sólo la configuración (c) es físicamente aceptable, porque un electrón tiene los números cuánticos (1, 0, 0, +1/2) y el otro tiene (1, 0, 0, -1/2).

1.5.3 PRINCIPIO DE MAXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND

Si dos o mas electrones de un mismo átomo tienen los mismos valores en sus números cuánticos(n) en sus numeros cuánticos secundarios (l) entonces tendrán los mismos valores en de espín(s) siempre y cundo no se tras greda el principio de excursión (de Pauli)

La regla de Hund es una regla empírica obtenida por Friedrich Hund en el estudio de los espectros atómicos que enuncia lo siguiente:

Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, que no se cruzan. La partícula subatómica es más estable (tiene menos energía) cuando tiene electrones desapareados (espines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (espines opuestos o anti paralelos).

También se denomina así a la regla de máxima multiplicidad de Hund:

Cuando varios electrones están descritos por orbitales degenerados, la mayor estabilidad energética es aquella en donde los espines electrónicos están desapareados (correlación de espines).

Para entender la regla de Hund, hay que saber que todos los orbitales en una subcapa deben estar ocupados por lo menos por un electrón antes de que se le asigne un segundo. Es decir, todos los orbitales deben estar llenos y todos los electrones en paralelo antes de que un orbital gane un segundo electrón. Y cuando un orbital gana un segundo electrón, éste deberá estar apareado del primero (espines opuestos o anti paralelos).

1.5.4 CONRIGURACION ELECTRONICA DE LOS ELEMENTOS Y SU UBICACIÓN EN LA NLASIFICACION PERIODICA

Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica)  estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía

En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo, molécula o en otra estructura físico-química, de acuerdo con el modelo de capas electrónico, en el cual las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas.1 2 Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli al ser partículas idénticas. Por ser fermiones (partículas de espín semiéntelo) el principio de exclusión de Pauli nos dice que esto es función de onda total (conjunto de electrones) debe ser antisimétrica.3 Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.

- Principio de mínima energía: Las configuraciones electrónicas de los elementos se obtienen por ocupación sucesiva de los niveles desde el primer nivel de menor energía (1s). A medida que los niveles se llenan, se van ocupando los niveles superiores. El orden de energía creciente puede ser recordado mediante el siguiente esquema:

Figura 1: Orden de llenado de los orbitales

En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno de los elementos se hallan el Número atómico y la Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles.

El Número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento.

La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo (lo que vimos más arriba con la regla de las diagonales).

Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z).

opuesto, completando de esta manera el llenado orbital.