Espín electrónico y propiedades químicas.

Si los electrones no tuvieran espín y fueran, por tanto, bosones en lugar de fermiones, todo nuestro universo sería muy diferente. Si el electrón fuera un bosón, la química sería completamente diferente. Por ejemplo, en un universo bosónico de electrones:

...el átomo más grande por volumen sería el átomo de Hidrógeno y sería del mismo tamaño que el átomo de Hidrógeno en nuestro universo que es el radio de Bohr,$r_B$. Sin embargo, para todos los demás átomos, el radio efectivo sería$r_B/Z$. dónde$Z$es el número atómico = el número de protones en el núcleo. La razón de esto es que cuando los electrones son bosones, será posible que todos los electrones del átomo estén en el orbital 1S del átomo. Pero en nuestro universo, el principio de exclusión de Pauli solo permite dos electrones en cada orbital distinto, uno con espín hacia arriba y otro con espín hacia abajo. Entonces, en el universo bosónico, el único momento en que un electrón estaría en un orbital superior sería cuando un fotón o alguna otra fuente de energía lo excitara temporalmente a un orbital superior; luego, volvería rápidamente al orbital 1S... .

-- (de una respuesta que escribí en Quora ; vea la respuesta para muchas otras consecuencias interesantes, como una explosión cada vez que dos objetos se tocan entre sí)

Ahora bien, si el electrón no tiene espín y sigue siendo un fermión, entonces la química también sería muy diferente. En nuestro universo, cada orbital de electrones en un átomo puede tener dos electrones, uno con espín hacia arriba y otro con espín hacia abajo. En este universo de electrones fermiónicos de espín 0, solo podría haber un electrón en cada orbital. Por lo tanto, el tamaño de alta$Z$los átomos en este universo serían mucho más grandes que nuestro universo ya que estarían ocupados el doble de orbitales.

Además, el enlace químico de los átomos en moléculas también será bastante diferente. La molécula más simple posible es$H_2$. En nuestro universo, el$H_2$molécula está fuertemente unida - en particular, la energía total de$H_2$es significativamente menor que la energía de dos individuos$H$átomos Cada individuo$H$átomo tiene un solo electrón en el orbital 1S. Sin embargo, el orbital 1S puede contener un segundo electrón; y cada electrón estaría tan estrechamente unido como el otro (ignorando el hecho de que solo hay un protón en el núcleo). Si traes dos$H$átomos cercanos entre sí, los dos electrones individuales pueden ocupar un "orbital" molecular que abarca ambos núcleos, y ese "orbital" molecular contendría 2 electrones con espines opuestos.

En este universo de electrones fermiónicos de espín 0, el$H_2$molécula no estará tan fuertemente unida como$H_2$en nuestro universo. Considere colocar los dos protones (núcleos) uno cerca del otro, uno de los electrones puede estar en el primer "orbital" molecular, pero el segundo electrón tendrá que ir al segundo "orbital" molecular de mayor energía. Por lo tanto, la$H_2$molécula en este universo no estará tan estrechamente unida como la$H_2$molécula en nuestro universo.

Esta química en este universo de electrones fermiónicos de espín 0 sería muy diferente a la química en nuestro universo. por ejemplo, algunas moléculas que son estables en nuestro universo pueden no serlo en este universo.

Véase, por ejemplo, https://en.wikipedia.org/wiki/Spin_chemistry :

"los enlaces solo se pueden formar entre dos electrones de espín opuesto... A veces, cuando un enlace se rompe de una manera particular, por ejemplo, cuando lo golpean fotones, cada electrón en el enlace se traslada a cada molécula respectiva, y un par de radicales Además, el espín de cada electrón previamente involucrado en el enlace se conserva,[1][2]... lo que significa que el par de radicales ahora formado es un singlete (cada electrón tiene espín opuesto, como en el origen Como tal, la reacción inversa, es decir, la reformación de un enlace, llamada recombinación, ocurre fácilmente. El mecanismo de pares de radicales explica cómo los campos magnéticos externos pueden prevenir la recombinación de pares de radicales con las interacciones de Zeeman, la interacción entre el espín y un enlace externo. campo magnético,y muestra cómo una mayor ocurrencia del estado triplete acelera las reacciones de radicales porque los tripletes solo pueden proceder a productos, y los singletes están en equilibrio con los reactivos así como con los productos".

Supongamos que un electrón tuviera... espín..., ¿podemos determinar si algunos elementos fueran químicamente inertes?

Históricamente al principio simplemente se observaba que algunos elementos son inertes y/o tienen otras propiedades químicas (ser un metal, un ácido, etc.), Posteriormente los elendes conocidos fueron ordenados en tablas por Mendeleev y Meyer . Los científicos mencionados ordenaron los elementos por peso (de arriba a abajo) y por sus propiedades químicas (de izquierda a derecha). Estas tablas se llamaron tablas periódicas porque en cada fila las propiedades químicas de los elementos de izquierda a derecha tienen propiedades químicas que se repiten.

La física posterior afirma que las propiedades fundadas tienen que ver con capas de electrones alrededor del núcleo. De acuerdo con la tabla periódica que se muestra en el extracto anterior, la primera capa contiene un máximo de 2 electrones y los elementos más a la derecha de las siguientes dos filas tienen 8 electrones en la capa de electrones externa. Estos elementos He , Ne y Ar son inertes y se denominan gases nobles.

Además, se determinó empíricamente que a los elementos junto a los gases nobles en los compuestos les gusta llenar sus capas con electrones de otros elementos. Y que el flúor F es más agresivo que el cloro Cl , porque los electrones en F están más unidos al núcleo.

El flúor es un elemento fascinante, que lleva, en pocas palabras, el electrón dondequiera que tenga otro elemento a su alrededor. Los ejemplos son HF , ClF3 o ClF5 . Un elemento realmente agresivo. En cada uno de estos ejemplos, cada flúor captura un electrón para completar su capa de electrones a ocho electrones y el otro elemento pierde tantos electrones que los electrones restantes son un número par.

Lo que tienes que comprobar es, siempre sacar pares de electrones. Que a los electrones les gusta estar en pares se expresó mediante el principio de exclusión de Pauli . Es un principio y no una explicación de por qué sucede esto en los átomos. Pero si necesita una imaginación de cómo los electrones forman pares, podría pensar en los electrones como pequeños imanes de barra (de hecho, tienen un momento dipolar magnético ) y dos de ellos forman un par magnético.

Y una observación más. ¡ El gas noble Xenon Xe no es inerte al flúor! Ver en Wikipedia sobre el fluoruro de xenón .