Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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El principio de incertidumbre de Heisenberg


El principio de incertidumbre de Heisenberg es un principio fundamental en la mecánica cuántica, una de las ideas más brillantes en la física. Este principio, formulado por Werner Heisenberg en 1927, establece que es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento de una partícula. Cuanto más precisamente conocemos la posición, menos precisamente podemos conocer el momento, y viceversa.

Entendiendo el concepto

Para entender el principio de incertidumbre, considere tratar de medir con precisión la posición de una partícula. Se utilizan fotones para iluminar la partícula, diciéndonos dónde está. Sin embargo, usar luz para observar la partícula le da energía, lo que cambia su momento. Por lo tanto, el acto de medir la posición afecta el momento y crea incertidumbre. Esto no es solo una limitación de nuestras herramientas de medición, sino una propiedad fundamental de los sistemas cuánticos.

Matemáticamente, el principio de incertidumbre puede representarse como:

Δx * Δp ≥ ℏ / 2

Donde:

  • Δx es la incertidumbre en la posición.
  • Δp es la incertidumbre en el momento.
  • ℏ (h-barra) es la constante reducida de Planck, definida como h / 2π.

Principios básicos simplificados

Imagina que estás intentando localizar la posición exacta de un electrón con una lupa. Cuanto más cerca intentes mirar y más precisamente intentes definir su posición, más empujas al electrón, haciendo que su velocidad o dirección sea incierta. Incluso si has mejorado tus capacidades utilizando los dispositivos de aumento más avanzados tecnológicamente, el principio sigue siendo el mismo.

supervisor Electrón

Implicaciones prácticas en la química

Los electrones en la estructura del átomo no tienen órbitas exactas, como podrían tener en un modelo de sistema solar. En cambio, existen en nubes probabilísticas llamadas orbitales. El principio de incertidumbre ayuda a explicar por qué los electrones se encuentran en estas nubes en lugar de en caminos fijos.

Por ejemplo, en un átomo como el hidrógeno, el estado del electrón se da como una distribución de probabilidad alrededor del núcleo. Esta teoría informa el modelo mecánico cuántico moderno del átomo.

El papel de los orbitales

Los orbitales son regiones en el espacio donde es probable que encontremos electrones el 90% o más del tiempo. En lugar de ubicaciones exactas, los electrones se describen por estas densidades de probabilidad: regiones donde es "probable" que se encuentren.

Ejemplo ilustrativo con el experimento de pensamiento

Imagina que una caja se divide en dos partes. Si colocamos una partícula en un lado, podemos conocer su ubicación muy bien, lo que lleva a incertidumbre sobre su momento. Por el contrario, si intentamos determinar su momento con precisión, su ubicación se vuelve incierta.

certeza de alta posición Certeza de alta velocidad

Por qué es importante en la química

El principio de incertidumbre de Heisenberg tiene un profundo impacto en la forma en que entendemos la estructura del átomo. Elimina la noción de electrones moviéndose en órbitas precisas y la reemplaza con orbitales, ampliando nuestra comprensión de las interacciones químicas.

Configuración electrónica

Al configurar electrones para átomos de varios electrones, no podemos localizar exactamente los electrones. En cambio, definimos la configuración como posibilidades en diferentes orbitales.

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Describe distribuciones, en lugar de posiciones específicas, que surgen al aplicar las incertidumbres inherentes en medir tanto la posición como el momento.

Conclusión

El principio de incertidumbre de Heisenberg es la base de la mecánica cuántica, que es crucial para entender la estructura atómica. Enfatiza que el mundo microscópico es diferente del mundo macroscópico donde son posibles las mediciones precisas. En el ámbito de lo muy pequeño, la probabilidad domina.

Al entender este principio, los estudiantes pueden obtener una visión más profunda del reino cuántico de la química y desarrollar una comprensión más profunda del comportamiento complejo de las partículas que componen el universo.


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El principio de incertidumbre de Heisenberg

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