1. El electrón de un átomo de hidrogeno se mueve alrededor del protón central en una órbita circular. Sólo están permitidas ciertas órbitas estables correspondientes a ciertas energías definidas. Este movimiento cerca del núcleo está caracterizado por la órbita del electrón , la cual tiene un momento angular que está cuantizado. El momento angular es un múltiplo entero de h / 2p, que es n (h / 2pi), donde n = 1, 2, 3, ...,µ y h es la constante de Planck.
Donde: DE es la diferencia entre las energías de la órbita final y de la inicial. La energía del electrón depende de la órbita que ocupa:
En = -Rh / n2.
Donde : n es el número cuántico principal
Rh es la cte. de Rydberg, con un valor de 2.179 X 10 -18 J.
Se absorbe energía radiante cuando el electrón pasa de una órbita a otra de radio mayor y se emite energía cuando pasa de una más alejada a una de radio más pequeño.
Los cambios de energía están dados por la diferencia entre las energías:
Donde:
ni es el número cuántico principal para el estado inicial.
nf es el número cuántico principal para el estado final.
5. Naturaleza dual de la materia
La teoría de Bohr se aplica únicamente para explicar espectros de átomos o iones con un electrón, no explica ni siquiera a los que tengan dos electrones, ni tampoco la existencia y la estabilidad de los compuestos químicos. Por tanto esta teoría tuvo que ser remplazada al no poder explicar lo anterior.
Louis de Broglie propuso que no solo la luz tiene dualidad de propiedades de ondas y partículas, sino que también las partículas de la materia se encuentran asociadas a ondas cuya longitud depende de su masa y velocidad:
Donde: m es la masa de la partícula.
v es la velocidad de la partícula.
h es la cte. de Planck y tiene un valor de 6.625 X 10 -34 J-s.
La confirmación experimental de la relación de de Broglie está basada en la mecánica ondulatoria. Se comprobó lanzando electrones sobre la superficie de un cristal metálico, los cuales fueron difractados, al igual como se difractan los rayos X.
Esta técnica se utiliza en el microscopio electrónico para obtener imágenes de objetos muy pequeños.
Werner Heinsenberg propuso el principio de incertidumbre: “Es imposible conocer simultáneamente con exactitud los dos factores importantes que gobiernan el movimiento de un electrón, su posición y su velocidad”.
La mecánica cuántica se puede utilizar para determinar los estados de energía permitidos del electrón en el átomo del hidrógeno y toma en cuente las propiedades ondulatorias del electrón.
La energía del electrón es una combinación de su energía potencial y de su energía cinética.
La ecuación de Schrödinger describe los estados de energía permitidos del electrón. Una solución de esta ecuación para un electrón debe satisfacer tres condiciones cuánticas.
Cada condición cuántica introduce un entero llamado número cuántico en la solución. Para cada conjunto permitido de tres números cuánticos hay una solución particular que describe una distribución de probabilidades de encontrar el electrón en diferentes lugares. Dicha solución se le llama orbital, designandose a los tres números cuánticos de la forma siguiente:
1. n número cuántico principal. Determina la energía del orbital.
3. ml número cuántico magnético. Describe la orientación de los orbitales en el espacio.
Cada uno de los números cuánticos puede tomar únicamente ciertos valores:
a) n toma cualquier valor entero positivo. Los electrones que tienen el mismo valor de n, se dice que están en la misma capa. Las capas se designan por letras de la siguiente manera:
b) l toma valores desde 0 hasta n-1. Los orbitales de cada valor dado de l se designan de la manera siguiente:
George Uhlenbeck y Samuel Goudsmit postularon que los electrones tienen una propiedad intrínseca, llamada spín de los electrones. Esta observación dio origen a la asignación de un nuevo número cuántico para el electrón llamado "número cuántico
magnético de spín" representado por ms, cuyos únicos valores posibles son +1/2 y -1/2.
Este principio establece que no puede haber dos electrones en un mismo átomo, que tengan el mismo conjunto de los cuatro números cuánticos (n, l, ml y ms).
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