lunes, 3 de junio de 2013

Aplicaciones tecnológicas de la emisión electrónica de los átomos y Física del plasma

Aplicaciones tecnológicas de la emisión electrónica de los átomos 

Laser

Un importante avance reciente es el láser, acrónimo en inglés de “amplificación
de luz por emisión estimulada de radiación”. En un láser, cuya sustancia activa  puede ser un gas, un líquido o un sólido, se excita un gran número de átomos hasta un nivel elevado de energía y se hace que liberen dicha energía simultáneamente, con lo que producen luz coherente en la que todas las ondas están en fase. Esta coherencia permite generar haces de luz muy intensos y de longitud de onda muy definida, que se mantienen enfocados o colimados a lo largo de distancias muy grandes. La luz láser es mucho más intensa que la de cualquier otra fuente.

Física del plasma


Un plasma es cualquier sustancia, generalmente un gas, cuyos átomos han perdido uno o más electrones, por lo que ha quedado ionizada. Sin embargo, los electrones perdidos se mantienen en el volumen del gas, que de forma global permanece eléctricamente neutro. La ionización se puede producir mediante la introducción de grandes concentraciones de energía, como el bombardeo con electrones externos rápidos, mediante irradiación con luz láser o mediante calentamiento a temperaturas muy altas. Las partículas cargadas individuales que forman el plasma responden acampos eléctricos y magnéticos, por lo que pueden ser manipuladas y contenidas. Los plasmas se encuentran en fuentes de luz gaseosas (como una lámpara de neón),en el espacio interestelar, donde el hidrógeno residual es ionizado por la radiación, y en las estrellas, cuyas elevadas temperaturas interiores producen un alto grado deionización, un proceso estrechamente relacionado con la fusión nuclear que proporciona su energía a las estrellas. Para que los núcleos de hidrógeno se fusionen y formen núcleos más pesados deben tener una velocidad suficientemente alta para superar su repulsión eléctrica mutua; esto implica una temperatura muy elevada (millones de grados). Para producir una fusión controlada hay que generar plasmas y contenerlos magnéticamente. Es un problema importante y complejo que entra en el ámbito de la magneto hidrodinámica.




PRINCIPIOS DE RADIACTIVIDAD

PRINCIPIOS DE RADIACTIVIDAD
Es el resultado de un cambio natural de un isotopo de un elemento hacia un isotopo de un elemento diferente. Las reacciones nucleares incluyen cambios en las partículas del núcleo de un átomo y por consiguiente causan un cambio en el átomo mismo. Todos los elementos más pesados que el bismuto (Bi) (y algunos más livianos) exhiben una radioactividad natural y por consiguiente pueden decaer en hacia elementos más livianos. Al contrario que las reacciones químicas normales que forman moléculas, las reacciones nucleares resultan en la transmutación de un elemento en un isotopo diferente o en un elemento diferente (recuerde que el número de protones de un átomo define el elemento, por lo tanto un cambio de un protón resulta en un cambio de un átomo). Hay tres tipos comunes de radiación y cambios nucleares:
La Radiación Alpha (α) es la emisión de una partícula alpha del núcleo de un átomo. Una partícula α contiene 2 protones y 2 neutrones (y es similar a un núcleo He: ) Cuando un átomo emite una partícula , la masa atómica del átomo disminuirá cuatro unidades (ya que 2 protones y 2 neutrones están perdidos) y el número atómico (z) disminuirá 2 unidades. Se dice que el elemento se 'transmuta' en otro elemento que es 2 z unidades más pequeño.
La Radiación Beta (β) es la transmutación de un neutrón (seguido de la emisión de un electrón del núcleo del átomo: ). Cuando un átomo emite una partícula β, la masa del átomo no cambiará (puesto que no hay cambio en el número total de


La Radiación Gamma (g) incluye la emisión de energía electromagnética (similar a la energía proveniente de la luz) de un núcleo de un átomo. Ninguna partícula es emitida durante la radiación gamma, y por consiguiente la radiación gamma no causa en sí misma la transmutación de los átomos. Sin embargo, la radiación (g )es emitida generalmente durante, y simultáneamente, a la disminución radioactiva α o β Los rayos X, emitidos durante la disminución beta del cobalto-60, son un ejemplo común de la radiación gamma:




Configuración electrónica de los elementos y su ubicación en la clasificación periódica y " Números Cuánticos"


Configuración electrónica de los elementos y su ubicación en la clasificación periódica 




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.
Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de
la mecánica cuántica. En esta representación se indican  los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones.
Para comprender (visualizar  o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos.
Los Números Cuánticos

En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. 
La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital. 

Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

Número cuántico secundario (l): Los niveles de energía, identificados con el número cuántico principal (n), poseen subniveles, los cuales se asocian, además, a la forma del orbital, y son identificados por el número cuántico secundario (l). Entonces, los valores del número cuántico secundario dependen del número cuántico principal "n".

Así, la cantidad de subniveles de energía que posea cada nivel principal está dada por la fórmula n – 1 (el valor del número cuántico principal menos uno).
Este número cuántico secundario (l) nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, y toma valores desde 0 hasta (n - 1), recordando que n es el valor del número cuántico principal. Así, para cada nivel n, el número cuántico secundario (l) será:
 l = 0, 1, 2, 3,…,  n-1.



1s2    2s2    2p6    3s2    3p6    4s2    3d10    4p6    5s2    4d10    5p6    6s2    4f14    5d10    6p6    7s2    5f14    6d10    7p6
Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles).



Principio de exclusión de Pauli y Principio de máxima multiplicidad de Hund


Principio de exclusión de Pauli
En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números  cuánticos iguales. Como un orbital que caracterizado por tres números cuánticos y el cuarto es el de spin, en un orbital concreto puede haber dos electrones, uno de spin +1/2 y otro de spin -1/2. Un tercer electrón tendría spin +1/2 o -1/2, y coincidirían sus cuatro números cuánticos con los de uno de los dos electrones anteriores.
Esa es la consecuencia práctica: en un orbital puede haber dos electrones como máximo.
Esta regla establece que por cada espacio o tipo de orbital, puede contener únicamente 2 electrones, y con spin contrario.


Tienen que ser con spin contrario ya que Cargas iguales se repelen y cargas distintas se atraen.

 El par de electrones, tienen 3 números cuánticos iguales y difiere en el número cuántico de spin.
Por ejemplo al distribuir los electrones por niveles, un mismo espacio de orbital tiene una flecha hacia arriba y hacia abajo .La representación se llama configuración electrónica desarrollada, donde cada flecha indica un electrón, (+1/2) y ¯ (-1/2).

Principio de máxima multiplicidad de Hund


La regla de Hund establece: que la distribución más estable de electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espines paralelos.
Cuando se realiza el llenado electrónico primero se llena el orbital "s" y se continúa con el siguiente orbital del mismo nivel. Los electrones se acomodan de uno en uno hasta llenar todos los espacios de ese orbital, colocando el electrón con el mismo spin (flecha hacia arriba) y se regresa con el primer espacio colocando la flecha en sentido contrario para empezar a llenar en el mismo orden todos los espacios.
En un mismo orbital pueden quedar espacios vacíos o espacios semillenos.
Por ejemplo el Flúor con Z = 9, acomoda sus nueve electrones entre el primer y el segundo nivel, eso se representa en una configuración condensada.
9F     1s2/2s22p5                             
En una representación de configuración desarrollada, desde el acomodo del primer electrón, hasta el electrón número nueve, el llenado se haría de la siguiente forma: 9F
El símbolo ¯ indica el último electrón.



 



Distribución electrónica en sistemas polielectrónicos

Distribución electrónica en sistemas polielectrónicos
Distribución de los electrones en la corteza del átomo, 1924.
1° Distribución según pisos o niveles energéticos. Una de las primeras distribuciones de los electrones en la corteza del átomo, fue deducida hacia 1914, por Rydberg, basándose en la estructura de los átomos de los gases nobles, de acuerdo con el lugar que ocupaban en la tabla periódica, cuyo primer período tenía 4 elementos, 16 el segundo, 36 el tercero, y asignaba teóricamente 64 al cuarto: cumplían la regla 4 X (12, 22, 32, 42). (Distribución errónea.)

Hacia 1919, Lewis, y sobre todo Langmuir, en su modelo cúbico del átomo distribuyen los electrones según K,2; L,8; M,8; N,18; O,18; P,32 (también erróneo).Fue Bury, en 1921, quien por vez primera sentó que el número de electrones de los pisos eran: K,2; L,8; M,18; N,32;... estableciendo la regla de K, 2 X 12; L, 2 X 22; M, 2 X32; N, 2 X 42, y los pisos siguientes si estuviesen completos, lo cual no acontece, tendrían, O, 2 X 52; P, 2 x 62; y Q, 2 x 72. 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.



Significado físico de la función de onda ψ y Números cuánticos y orbitales atómicos

Significado físico de la función de onda ψ

La ecuación de Schrödinger requiere cálculos avanzados para ser resuelta. Sin embargo, es importante destacar que esta ecuación incorpora ambos comportamientos, en términos de masa m, y ondulatorio, en términos de una función de onda Ψ (psi), que depende de la posición del sistema en el espacio (como la de un electrón en un átomo).La función de onda en sí misma no tiene significado físico real directo. Sin embargo el cuadrado de la función de la onda, Ψ, está relacionado con la probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio. Se puede pensar en Ψ, como la probabilidad por unidad de volumen de tal manera que el producto de Ψ por un pequeño volumen (llamado elemento de volumen) da la probabilidad de encontrar el electrón dentro de ese volumen. (La razón de especificar un pequeño volumen es que Ψ varía de una región del espacio a otra, pero su valor se puede considerar constante dentro de un pequeño volumen.) La probabilidad total de localizar al electrón en un volumen dado (por ejemplo alrededor del núcleo del átomo) está entonces dada por la suma de todos los productos de Ψ y el volumen correspondiente de los elementos. La idea de relacionar Ψcon la noción de la probabilidad, proviene de una analogía de la teoría ondulatoria. De acuerdo con la teoría ondulatoria, la intensidad de la luz es proporcional al cuadrado de la amplitud de la onda, o Ψ. El lugar más favorecido para encontrar un fotón es donde la intensidad es mayor, esto es, donde el valor de Ψ es máximo. 

Números cuánticos y orbitales atómicos
Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en  el modelo de Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un electrón con cierto nivel de energía. Así para un electrón en el estado fundamental la probabilidad de la distribución se refleja en la siguiente figura, dónde la intensidad del color rojo indica una mayor probabilidad de encontrar al electrón en esa región, o lo que es lo mismo una mayor densidad electrónica.
De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger se obtiene una serie de funciones de onda (ó probabilidades de distribución de los electrones) para los diferentes niveles energéticos que se denominan orbitales atómicos.
Mientras que el modelo de Bohr utilizaba un número cuántico(n) para definir una órbita el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml. A continuación vemos las características de estos números: Número cuántico principal “n”Toma valores enteros: 1, 2,3...
A mayor n más lejos se encuentra del núcleo la región de mayor densidad electrónica. A mayor n el electrón tiene mayor energía y se encuentra menos “atado” al núcleo. Número cuántico del momento angular o azimutal. 


Principio de incertidumbre de Heisenberg y Ecuación de onda de Schrödinger

Principio de incertidumbre de Heisenberg
Al éxito espectacular inicial de la teoría de Bohr siguieron una serie de desacuerdos. Por ejemplo, la proposición de Bohr no pudo explicar los espectros de emisión de los átomos con más de un electrón, tales como los átomos de helio y de litio. La teoría tampoco pudo explicar la aparición de líneas adicionales en el espectro de emisión de hidrógeno que se observan cuando se aplica un campo magnético. Surgió otro problema con el descubrimiento del comportamiento ondulatorio de los electrones. ¿Cómo se podía precisar la posición de una onda? Se puede hablar de amplitud en cierto punto de la onda, pero no se puede definir su lugar preciso porque una onda se extiende en el espacio. Una de las consecuencias más importantes de la naturaleza dual de la materia es el principio de incertidumbre, el cual fue formulado por el físico alemán Werner Heissenberg. El principio de incertidumbre de Heisenberg establece que es imposible conocer simultáneamente el momento (p, definido como el producto de la masa por la  velocidad) y la posición (x) de una partícula con certidumbre. Expresado en forma  matemática, se escribe ΔxΔp ≥ h/4πn donde Δx y Δp son las incertidumbres en las mediciones de posición y, respectivamente. La ecuación anterior expresa que si se realiza la medición de una partícula con mayor precisión (esto es, si Δp se hace una cantidad pequeña), el conocimiento de la posición se hará correspondientemente menos preciso (esto es, Δx se hará mayor). De modo similar, si la posición de una partícula se conoce con precisión, entonces la medición debe ser menos exacta.






Ecuación de onda de Schrödinger

En 1926 Erwin Schrödinger utilizando una técnica matemática complicada, formuló la tan buscada ecuación. La ecuación de Schrödinger inició una nueva era para la Física y la Química, porque abrió un nuevo campo, la mecánica cuántica (también llamada mecánica ondulatoria). El desarrollo de la teoría cuántica de 1913 fue el tiempo en que Bohr presentó su análisis del átomo de hidrógeno a 1926 se refiere ahora como "la vieja teoría cuántica”. Aunque esta ecuación diferencial era continua y proporcionaba soluciones para todos los puntos del espacio, las soluciones permitidas de la ecuación estaban restringidas por ciertas condiciones expresadas por ecuaciones matemáticas llamadas funciones propias Así, la ecuación de onda de Schrödinger sólo tenía determinadas soluciones discretas; estas soluciones eran expresiones matemáticas en las que los números cuánticos aparecían como parámetros (los números cuánticos son números enteros introducidos en la física de partículas para indicar las magnitudes de determinadas cantidades características de las partículas o sistemas). La ecuación de Schrödinger se resolvió para el átomo de hidrógeno y dio resultados que encajaban sustancialmente con la teoría cuántica anterior. Además, tenía solución para el átomo de helio, que la teoría anterior no había logrado explicar de forma adecuada, y también en este caso concordaba con los datos experimentales. Las soluciones de la ecuación de Schrödinger también indicaban que no podía haber dos electrones que tuvieran sus cuatro números cuánticos iguales, esto es, que estuvieran en el mismo estado energético. Esta regla, que ya había sido establecida empíricamente por Wolfgang Pauli en 1925, se conoce como principio de exclusión