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Cuando en una sustancia todos los orbitales contienen dos electrones (electrones apareados), se observa que al colocar dicha sustancia bajo la influencia de un ...
Tipo: Ejercicios
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ING. HUGO A. ROLON PELAYO
UAEH ITSATOTONILCO; QUIMICA INORGANICA ING. HUGO A. ROLON PELAYO
En 1926, Erwin Schrödinger postuló una ecuación, conocida como ecuación de onda, que le permitió calcular los niveles de energía en un átomo, fundando así, una nueva mecánica, la de las partículas subatómicas, que se llamó mecánica cuántica. Las soluciones de la ecuación de onda describen los diferentes estados disponibles para los electrones en el interior de los átomos, estos estados quedaban descritos por tres números cuánticos; sin embargo, en 1928, Paul A. M. Dirac reformuló la mecánica cuántica del electrón para tener en cuenta los efectos de la relatividad, dando lugar a un cuarto número cuántico.
Cuando en una sustancia todos los orbitales contienen dos electrones (electrones apareados), se observa que al colocar dicha sustancia bajo la influencia de un campo magnético externo, es débilmente repelida y se dice entonces que es una sustancia diamagnética; en contraste, una sustancia que contiene uno o más orbitales con un solo electrón (electrones desapareados), es atraída por un campo magnético externo, y se dice que es una sustancia paramagnética.
Antecedentes
Los números cuánticos obtenidos de la ecuación de onda son tres:
Número Cuántico Principal
El número cuántico principal, se denota con un una letra
más alejado esta el electrón del núcleo, y mayor es su contenido energético.
Número Cuántico Secundario
El número cuántico secundario, se denota con una letra
que se encuentra el electrón.
Dicha subórbita o subnivel energético, también llamado orbital, se puede entender como la forma geométrica que describe el electrón al moverse dentro del átomo.
Número Cuántico Secundario
Número Cuántico Secundario
Número Cuántico Secundario
letras siguientes del abecedario. Conforme aumenta el valor de
el electrón; de hecho, aún no se han determinado las formas que
Número Cuántico Magnético
1a. Órbita
2a. Órbita 3a. Órbita
(Orbital)
0 (s)
0 (s)
1 (p)
0 (s)
1 (p)
2 (d)
Con base en lo anterior, para las tres primeras órbitas de un átomo, se puede establecer la tabla siguiente:
n 1a. Órbita 1 2a. Órbita 2 3a. Órbita 3 (Orbital)^ l (^0 s) (^0 s) (^1 p) (^0 s) (^1 p) (^2 d) m (^) 0 0 -1 0 +1 0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +
3a. Órbita
X
Y
Z
Orbital 3s X
Y
Z
Orbital 3pX X
Y
Z
Orbital 3pY X
Y
Z
Orbital 3pZ
X
Y
Z
Orbital3dXY X
Y
Z
Orbital 3dXZ X
Y
Z
Orbital 3dYZ X
Y
Z
Orbital 3dXY (^22) - X
Y
Z
Orbital 3dZ 2
n = 1,2,3,4…… l = n- m = - l hasta + l
Al emplear los parámetros n , l y m en la ecuación de onda
de onda de Schrödinger, se logró conocer los lugares de máxima probabilidad (orbitales) para ubicar a un electrón dentro de un átomo, esto fue un gran avance para conocer la estructura electrónica del átomo y permitió justificar muchas características físicas y químicas de los elementos; sin embargo, fue necesario introducir un cuarto número cuántico, para tomar en cuenta los efectos relativistas y poder explicar el diamagnetismo y paramagnetismo que presentan los átomos de los elementos.
