Download Basándose en la extraña naturaleza dual de la luz evidenciada por

Radiación del cuerpo negro
Gustav Kirchhoff
(1859)
Josef Stefan
(1879)
Un cuerpo negro es un
absorbedor perfecto y
también un emisor
perfecto: E = J(T,v).
La energía emitida es
proporcional a la cuarta
potencia de la temperatura:
E  T4.
Wilhelm Wien
(1896)
La longitud de onda máxima de emisión es
proporcional al recíproco de la temperatura:
 1/T
Max Planck
(1900)
Propuso que la radiación sólo se absorbía en paquetes
de energía o “quanta”. Aplicando esta idea obtuvo la
siguiente distribución de energías por frecuencia
2h 3
I ( )  2
c
1
e
h
kT
1
h = 6.626 X 10-34 J s  Constante de Planck
Radiacion de
cuerpo negro
Efecto Fotoeléctrico
Heinrich Hertz (1887)
Los metales emiten electrones cuando luz de cierta
frecuencia incide sobre ellos.
Albert Einstein (1905)
Cada electrón absorbe energía de la luz que recibe
sólo por paquetes o “cuantos” de luz (fotón) con
energía proporcional a la frecuencia: E = h 
Ecuación que describe la energía de los electrones
expulsados: E = h  – W0
Efecto Fotoeléctrico 1
Efecto fotoeléctrico 2
Aplicaciones del efecto fotoeléctrico
Celda solar
Central de energía solar
Modelos atómicos
John Dalton
Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, esta es la primera
teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos.
Los postulados básicos de esta teoría atómica son:
1.
La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables,
que se denominan átomos.
Actualmente, se sabe que los atomos sí pueden dividirse y alterarse.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan
igual masa e iguales propiedades).
Actualmente, es necesario introducir el concepto de isótopos: átomos de un
mismo elemento, que tienen distinta masa, y esa es justamente la
característica que los diferencia entre sí.
3. Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas
propiedades.
4. Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una
relación constante y sencilla.
Joseph John Thomson
Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas
partículas fundamentales:
- Electrones, con carga eléctrica negativa
- Protones, con carga eléctrica positiva
- Neutrones, sin carga eléctrica y con una masa mucho mayor que
la de electrones y protones.
- Thomson considera al átomo como una gran esfera con carga
eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como
pequeños granitos (de forma similar a las pepitas de una sandía)
Ernest Rutherford
Introduce el modelo planetario. Considera que el átomo se divide en:
- Un núcleo central que concentra toda la carga positiva.
- Una corteza formada por los electrones, que iran alrededor del
núcleo en órbitas circulares.
Fallos del modelo de Rutherford.
1.Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las
cuales estaban ampliamente comprobadas mediante numerosos datos
experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en
movimiento (como es el electrón) debería emitir energía
continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un
momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se
destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo muy breve.
2.No explicaba los espectros atómicos
Niels Bohr (1911)
Corrige el problema del modelo de Rutherford introduciendo los
siguientes postulados:
1. El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir
energía radiante. La idea de que "el electrón gira alrededor del núcleo
en órbitas circulares" existía ya en el modelo de Rutherford, pero Böhr
supone que, por alguna razón desconocida por el momento, el electrón
está incumpliendo las leyes del electromagnetismo y no emite energía
radiante, pese a que se trata de una carga eléctrica en movimiento, que
debería emitirla continuamente.
2. Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un
momento angular que es múltiplo entero de h/(2 p).
3. La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de
menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada
por la ecuación de Planck:
Ea - Eb = h 
Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a
una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas
órbitas se corresponderá con una línea del espectro de absorción (o de
emisión).
Fallos del modelo de Bohr
El modelo de Böhr permitió explicar adecuadamente el espectro del
átomo de hidrógeno, pero fallaba al intentar aplicarlo a átomos
polielectrónicos y al intentar justificar el enlace químico.
Además, los postulados de Böhr suponían una mezcla un tanto confusa
de mecánica clásica y mecánica cuántica.
Teoría de Bohr del Átomo de Hidrógeno
Ondas de Materia
Luis de Broglie (1924)
Basándose en la extraña naturaleza dual de la luz
evidenciada por la radiación del cuerpo negro, y del
efecto fotoeléctrico, Louis de Broglie propusó en
1924 que la materia también debería poseer
propiedades tanto ondulatorias como corpusculares
Comprobación experimental
Experimento de la doble rendija
aquí
estamos,
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abuelo
de
todas
las
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cuánticas,
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experimento
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Experimento de Difracción de Electrones
Clinton Davisson y Lester Halbert Germer (1927)
George Paget Thomson (1927)
Patrón de Difracción Rayos X
Patrón de Difracción Electrones
La Mecánica Cuántica Ondulatoria
Erwin Schrödinger (1925)
Estudió el trabajo de L. de Broglie y
propuso una ecuación de onda que
permitía describir el comportamiento de
la onda de materia. La forma de esa
ecuación es:
2 2


   V x, t  x, t   i
2m
t
h es la constante de Planck, m es la masa de la partícula, es el
operador de derivadas parciales de segundo orden (nabla), V(x,t) es el
potencial asociado a la interacción, i es el número imaginario y (x,t) es
la función de onda.
Interpretación de la función de onda
Max Born (1926)
Sostuvo que la interpretación correcta de la
función de onda era que el cuadrado en un punto
dado en espacio era proporcional a la
probabilidad de encontrar la partícula en ese
punto en el espacio. El cuadrado se llama la
densidad de la probabilidad mientras que la
función de onda la amplitud de la probabilidad.
    
*
2
La mecánica cuántica matricial
Werner Heisenberg (1925)
Asocia a cada variable dinámica (posición,
momento, energía, etc.) una cantidad matemática
de doble entrada, conocida ahora como matriz.
Como resultado de su propuesta, obtiene una
desigualdad matemática que es conocida como
“Principio de Incertidumbre”

xp 
2
Si se preparan varias copias idénticas de un sistema en un estado determinado las
medidas de la posición y el momento variarán de acuerdo con una cierta distribución de
probabilidad característica del estado cuántico del sistema. Las medidas de la
desviación estándar Δx de la posición y el momento Δp verifican entonces el principio de
incertidumbre que se expresa matemáticamente como lo indica la expresión anterior.
•
El principio de indeterminación es un resultado teórico entre magnitudes conjugadas
(posición - momento, energía-tiempo, etcétera). Un error muy común es decir que el
principio de incertidumbre impide conocer con infinita precisión la posición de una
partícula o su cantidad de movimiento. Esto es falso. El principio de incertidumbre nos
dice que no podemos medir simultáneamente y con infinita precisión un par de
magnitudes conjugadas.
•
Es decir, nada impide que midamos con precisión infinita la posición de una partícula,
pero al hacerlo tenemos infinita incertidumbre sobre su momento. Por ejemplo,
podemos hacer un montaje como el del experimento de Young y justo a la salida de las
rendijas colocamos una pantalla fosforescente de modo que al impactar la partícula se
marca su posición con un puntito. Esto se puede hacer, pero hemos perdido toda la
información relativa a la velocidad de dicha partícula.
•
Por otra parte, las partículas en física cuántica no siguen trayectorias bien definidas. No
es posible conocer el valor de las magnitudes físicas que describen a la partícula antes de
ser medidas. Por lo tanto es falso asignarle una trayectoria a una partícula. Todo lo más
que podemos es decir que hay una determinada probabilidad de que la partícula se
encuentre en una posición más o menos determinada.
El experimento del gato de Schrödinger o paradoja de Schrödinger es un experimento
imaginario, diseñado por Erwin Schrödinger para exponer uno de los aspectos más
extraños, a priori, de la mecánica cuántica.
Supongamos un sistema formado por una caja cerrada y opaca que contiene un gato, una
botella de gas venenoso, una partícula radiactiva con un 50% de probabilidades de
desintegrarse y un dispositivo tal que, si la partícula se desintegra, se rompe la botella y el
gato muere. Al depender todo el sistema del estado final de un único átomo que actúa según
la mecánica cuántica, tanto la partícula como el gato forman parte de un sistema sometido a
las leyes de la mecánica cuántica.
Siguiendo la interpretación de Copenhague, mientras no abramos la caja, el gato está en un
estado tal que está vivo y muerto a la vez. En el momento en que abramos la caja, la sola
acción de observar al gato modifica el estado del gato, haciendo que pase a estar solamente
vivo, o solamente muerto.
Esto se debe a una propiedad física llamada superposición cuántica.
El átomo de Hidrógeno
El primer logro de la Mecánica Cuántica de Schrödinger fue la explicación del
espectro electromagnético del átomo de hidrógeno. Sus resultados coincidieron
perfectamente con los obtenidos previamente en la teoría de Bohr y también con
las predicciones experimentales. Sin embargo, la teoría de Schrödinger
proporcionó una explicación mucho más avanzada acerca de cómo se
comportaban los electrones cuando se movían alrededor del núcleo.
Applets\Section 18_6
Hydrogenic
Package.htm
Influencia de la Física Cuántica:
Física Molecular
Física Nuclear
Física de las Partículas Elementales
Física del Estado Sólido
Física Estadística
Química Cuántica