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Mechanicas clásica y cuántica: Desarrollo, principios básicos y diferencias - Prof. Gargal, Apuntes de Química

Universitat de Barcelona (UB)Química

Prof. Raimon Gargallo

En este documento se presenta una comparación entre la mecánica clásica y la mecánica cuántica. Se explica su desarrollo históricamente, sus principios básicos y las diferencias fundamentales entre ellas. Se abordan conceptos como el modelo atómico de rutherford, el espectroscopio, la teoría ondulada de la luz y el principio incierto de heisenberg.

Tipo: Apuntes

2016/2017

Subido el 17/01/2017

Gmol-1 🇪🇸

4.1

(8)

5 documentos

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Continguts del Tema 1 segons el pla docent

• Models atòmics. Estructura de l’àtom. Partícules

subatòmiques. Isòtops

•Elements de mecànica quàntica. Espectres atòmics.

Números quàntics i orbitals atòmics. Espí electrònic

•Àtoms polielectrònics. Principi de construcció.

Configuració electrònica. Estructura electrònica i taula

periòdica

•Propietats atòmiques periòdiques. Radis atòmics i

iònics. Energia d’ionització. Afinitat electrònica.

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Continguts del Tema 1 segons el pla docent

• Models atòmics. Estructura de l’àtom. Partícules

subatòmiques. Isòtops

• Elements de mecànica quàntica. Espectres atòmics.

Números quàntics i orbitals atòmics. Espí electrònic

• Àtoms polielectrònics. Principi de construcció.

Configuració electrònica. Estructura electrònica i taula

periòdica

• Propietats atòmiques periòdiques. Radis atòmics i

iònics. Energia d’ionització. Afinitat electrònica.

La Química antes del siglo XVIII

Grecia (a.C.):
- Demócrito (“átomo indivisible”)
- Aristóteles (“cuatro elementos”)
- No se pueden considerar teorías científicas, sino filosofía
Alquimia (s. IV-XVII):
- Desarrollada en la Europa medieval
- Raíces en las culturas egipcia, asiria, griega y romana
- No se obtuvo la “piedra filosofal” pero:
  - abundantes conocimientos químicos
    - ácidos, sales, precipitaciones, destilaciones,...
  - mejora de la metalurgia y la cerámica
  - obtención de medicamentos
La hipótesis del flogisto (s. XVII-XVIII)
- Intenta explicar la transformación de los óxidos en metales
- Falló cuando intentó explicar la química de los gases

Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794)

Considerado como el “padre” de la Química moderna
Aplicó el principio de conservación de la materia en toda reacción química
Desarrolló una nueva nomenclatura química: ácidos, sales, óxidos, ... tal y como los conocemos hoy en día
Creó el nombre de ‘oxígeno’ para el gas aislado por Priestley and Schele y le atribuyó erróneamente el carácter de “engendrador” de ácidos
“Enterró” defintivamente la teoría del flogisto

John Dalton (1766-1844)

Primera teoría (hipótesis) atómica, más allá de la mera observación experimental
Principales aspectos de su teoría atómica:
- Todos los átomos de un elemento dado son idénticos
- Los átomos de diferentes elementos tienen pesos diferentes (“bolas de billar”)
- Un compuesto es una combinación específica de átomos de más de un elemento
- En una reacción química, los átomos no se crean ni se destruyen; se intercambian
- Propuso una nomenclatura y una tabla de pesos atómicos
Ley de las proporciones múltiples:
- “Si dos elementos forman más de un compuesto, los diferentes pesos de uno de ellos, que se combinan con el mismo peso del otro, están en una razón de números enteros y pequeños”
- Ejemplo: N 2 O (28), NO (14), NO 2 (7) para 16 g de O

El vertiginoso siglo XIX (ii)

El primer congreso de Químicos (Karlsruhe, 1860)
- Se acepta el concepto de átomo y molécula
- Se acepta la hipótesis de Avogadro:

“volúmenes iguales de gases diferentes tienen igual número de

moléculas a igual temperatura y presión”

Se acepta que algunos gases son moléculas diatómicas
Se consensuan los pesos atómicos
La tabla periódica de los elementos (Mendeleiev y Meyer)
Descubrimiento de nuevos elementos gracias al espectroscopio
Orden según peso atómico
Propiedades periódicas
Huecos

El espectroscopio

Lámpara incandescente de wolframio

Tubo fluorescente común (^) NaCl

Dispersión refractiva (u óptica)

El espectro de emisión es característico de cada elemento  Identificación

Espectroscopio del siglo XIX

Oil drop

Experimento de Robert Millikan (US, 1909)

Determinó por vez primera

la masa y la carga del

electrón

A partir de su experimento:

e = 1’602·10-19^ C

Si:

e/me = 1’76·10^8 C·g-

Entonces:

me = 9’109·10-31^ kg

“Plum pudding” model (1897)

J. J. Thomson’s experiment (s. XIX)

Democritus model (400 BC)

Research conducted over XVII – XVIII centuries

Dalton’s model (s. XVIII)

“Plum pudding” model (1897)

“Planetary” model (~ 1911)

J. J. Thomson’s experiment (s. XIX)

Rutherford’s experiment (1909)

Democritus model (400 BC)

Research conducted over XVII – XVIII centuries

Dalton’s model (s. XVIII)

El modelo de Niels Bohr (DK, 1913)

El modelo de Rutherford no

explica el espectro atómico del

hídrógeno:

introduce la teoría cuántica de Max Planck
los electrones pueden situarse únicamente en

algunas órbitas permitidas, según:

m·v·r = n ·h/

dentro de una órbita NO se pierde energía
al caer a una órbita inferior se desprende un

fotón de energía hν

el modelo NO explicó otros números cuánticos

aparecidos posteriormente (líneas espectrales)

El modelo atómico actual (1925  ?)

El desarrollo de la mecánica cuántica (Schrödinger), de la dualidad onda-

partícula (De Broglie) y del principio de incertidumbre (Heisenberg) nos

permitirán proponer una teoría que explique perfectamente las observaciones

experimentales

El electrón es una onda y una partícula a la vez, y su localización se da en términos estadísticos porque no es una órbita discreta, sino una “nube”

“Plum pudding” model (1897)

“Planetary” model (~ 1911)

J. J. Thomson’s experiment (s. XIX)

Rutherford’s experiment (1909)

Democritus model (400 BC)

Research conducted over XVII – XVIII centuries

Dalton’s model (s. XVIII)

Bohr’s model (1913) Current model (~ 1925  ?) Neutron (1932) Subatomic particles

Atomic spectra

Quantum (1900)

Wave – particle duality (1924)

Uncertainty principle (1927)

Espectrómetría de masas (MS, Mass Spectrometry ): técnica que permite identificar moléculas, a la vez que determinar su masa con gran precisión
La aplicación de MS permitió observar dos fenómenos hasta ese momento inadvertidos:
1. La proporción peso atómico / protones (Z) NO es constante:

Li: 6,94 / 3 protones = 2, Cs: 131,91 / 55 protones = 2, Pb: 207,19 / 82 protones = 2,

“A medida que el número de protones aumenta, la masa de un átomo de un elemento aumenta más rápidamente”

NO todos los átomos de un mismo elemento tienen la MISMA masa

Ejemplo. En una muestra de Ne (10 protones) hay:

una mayoría de átomos con un masa 20 veces superior a la de H
átomos con una masa 21 veces superior a H
átomos con una masa 22 veces superior a H

El neutrón (Chadwick, 1932)

Z (número atómico): número total de protones

A (número másico): número total de protones y neutrones

Ejemplo. H: Z=1, A = 2

Propiedades de las partículas subatómicas

Las teorías científicas actuales contemplan la existencia de otras partículas fundamentales, constituyentes de protones y neutrones...