Numeros cuánticos química, compartido

NUMEROS CUANTICOS


Número cuántico principal (λ)
Describe la energía del átomo mediante la ecuación:



Número cuántico azimutal (l )
l determina la forma del orbita

l = 0 a n – 1

l p 1 2 3 4 5
letra s p d b j h

Cuando se verifica la transición de un estado a otro en la emisión o absorción de radiación existeuna restricción sobre l , denominado regla se selección: el valor de l debe cambiar en ± 1.

Así si un átomo de hidrógeno en el estado fundamental (estado 1s), absorbe radiación para pasar al nivel n=2, debe alcanzar finalmente el estado 2 p, cualquier otra transición entre los estados n=1 y n=2 es impedida por la regla de selección.

En ausencia de un campo eléctrico o magnético estasorientaciones se encuentran degenerados es decir tiene energía idénticas.

Número cuántico magnético (mO )
Describe la componente z del momento angular MZ mediante la ecuación MZ = m h



Para la absorción de emisisón de radiación (de un cuanto de luz) las reglas de selección exigen que

-El spín del electrón
Cada electrón está asociado con un magnético el cual se encuentra cuantizado enuna de dos posibles orientaciones: paralelo o opuesto a un campo magnético aplicado.
La magnitud del momento magnético esta dado por
Si s=0 los e- son atraídos por un campo magnético (paramagnético).


Principio de Pauli
En un átomo dado, no puede haber dos electrones cuyos cuatro números cuánticos sean iguales.
Los electrones que tienen el mismo spín se repelen fuertemente entre sí ytienden a ocupar posiciones diferentes en el espacio.


Las reglas de Hund.

El estado fundamental de un átomo.
1) Regla de la máxima multiplicidad:
El estado fundamental es el que tenga mayor valor de s , Ej:
Carbono 1s2 2s2 2p2

P2 ½ + ½ = 1 s = 2s + 1 = 3
½ - ½ = 0 s = 2s + 1 = 1

3P estado fundamental.

2) Si dosestados poseen la misma multiplicidad el que tenga el mayor valor de L estará a un nivel menor energía

`DL`S d10 y S2 y P6

d10 s=1 S2 = s=1 P6 s=1

L=2 L=0 L=1

`D < `L < `S

3d 3p 3s.

3) Las subcapas que están cubiertas de electrone hasta menos de la mitad, los estados con menor J son de menor energía; en tanto que parasubcapas que tienen más de la mitad de los electrones que se requieren para llenarlas, los estados con valores superiores a J son los más estables.

Para el carbono ­ ­ __

S=1 L=1 J = L + s n L-S
J = 1+1 1+1-1 1-1

3Po 3P1 3P2
Aumenta el estado fundamental.


d2 ­ ­ __ __ __



s=1L=2

J = L + s
J = 2+1 2+1-1 2-1
3 2 1

3D1 3D2 3D3

Estado fundamental


d6 ­ ­ ­ ­ ­


s=2 L=2 S = 2s + 1 = 5

J = L+s a L – S

2+2 2+2-1 2+2-2 2+1-2 2-2
4 3 2 1 0


5D0 5D1 5D2 5D3 5D4 5D5

5D5estado fundamental

Para el hidrógeno cuando se excita

H H* excitado
H` s= ½ P` s= ½ L=1

L= 0 J = ½ J= 1+ ½ 1 - ½
2S ½ 3/2 1/2

2P ½ 2P3/2

2S ½ 2P ½ ∆l = 1
2S ½ 2P3/2 ∆J = +1 , 0∆n arbitrario.













REGLAS DE HUND

1) Regla de la máxima multiplicidad.
El estado fundamental de un átomo es el que presenta la mayor multiplicidad.

S = 2s + 1 C 1s2 2s2 2p2 | | ½ + ½ = 1
S = 2(1) + 1 = 3 3P

2) Si dos electrones poseen la misma multiplicidad el estado de menor energía será el que posea el mayor...