Quimica 1.4

Carlos Contreras2707
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temario universitario

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Quimica 1.4
1 Ecuación de onda de Schrödinger
1.1 postulada en
1.1.1 1926 Erwin Schrödinger formula la ecuación de onda de Schrödinge
1.2 describe el comportamiento y la energía de las partículas submicroscópicas
2 Principio de incertidumbre de Heisenberg
2.1 Principio enunciado en 1927 por el alemán Werner Heisenberg
2.1.1 afirma que
2.1.1.1 Es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal de una partícula.
3 Teoría cuántica
3.1 Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en 1900
3.1.1 postulo que
3.1.1.1 la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos.
3.2 teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica
3.2.1 para
3.2.1.1 describir propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones materia y la radiación.
4 Principio de dualidad. Postulado de De Broglie
4.1 En 1924 el físico francés Louis Víctor de Broglie
4.1.1 Utilizando la famosa ecuación de Einstein que relaciona masa y energía y la ecuación de Planck que relaciona la energía de una radiación con su frecuencia.
4.1.1.1 logro establecer que la energía de estos cuantos o fotones
4.1.1.1.1 la energía (E) es igual a la constante de Planck(h) por la frecuencia de la radiación(f). E = h . f h = 6.63 x 10−34 J.s
4.1.1.2 demostrando que la luz y la materia pueden, a la vez, poseer propiedades de partícula y propiedades ondulatorias.
4.1.2 plantea que la luz puede comportarse de dos maneras según las circunstancias
4.1.2.1 Luz como una Onda Luz como Partícula
4.2 Broglie demostró que toda partícula actúa también como una onda de cierta longitud
5 Significado físico de la función de onda ψ
5.1 describe la evolución temporal de la onda asociada a la partícula (una onda de probabilidad según la regla de Born):
6 Números cuánticos y orbitales atómicos
6.1 Números cuánticos
6.1.1 describen el orbital espacial en el que el electrón se mueve en términos de (1) su posición con respecto al núcleo, (2) su forma, (3) su orientación espacial y (4) la dirección del spin (giro alrededor del propio eje) del electrón en el orbital.
6.2 El número cuántico principal, n, determina el tamaño del orbital. Puede tomar cualquier valor natural distinto de cero: n = 1, 2, 3, 4.
6.3 El número cuántico orbital, indica la forma del orbital en el que se mueve el electrón.
6.4 El número cuántico orbital, indica la forma del orbital en el que se mueve el electrón.
6.4.1 El número cuántico magnético, m, determina la orientación del orbital. Los valores que puede tomar depende del valor del número cuántico azimutal, m, variando desde - l hasta + l.
6.5 El número cuántico de spin indica la dirección de giro sobre su eje del electrón. El electrón gira sobre su eje como lo hace la tierra.
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