Los diversos números cuánticos que caracterizan un estado del electrón en un átomo son:
n = el número cuántico principal que toma valores 1,2,3, 4, …… .etc.
l = número cuántico orbital toma los valores 0,1,2, ……. (n-1),
m sub l = número cuántico orbital magnético, toma los valores -l, – (l-1), – (l-2),… + (l-1), + l = 2l + 1 valores en todos
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m sub s = número cuántico magnético de giro toma valores + ½, o -½.
Todos los estados con el mismo valor de n forman un shell. Hay 2 estados n² en una concha.
Todos los estados con el mismo valor n y l forman una subshell. Todos los estados en una subshell tienen la misma energía. Hay 2 (2l + 1) estados en una subshell. La energía de los estados en una subshell está determinada principalmente por el valor de n y, en menor medida, por el valor de l.
Con el propósito de etiquetar subshells, los diversos valores de l están representados por las letras:
l = 0 está etiquetado como estado
l = 1 está etiquetado como estado p
l = 2 está etiquetado como estado d
l = 3 está etiquetado como estado f
l = 4 está etiquetado como estado g, y l = 5 está etiquetado como estado h y así sucesivamente.
Por ejemplo, un = 3, l = 2 subshells se llamará un estado de 3 d.
Los electrones se llenan en varios estados de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli, que simplemente dice : “No hay dos electrones que puedan tener todos sus números cuánticos idénticos”.
Veamos cómo se llenan los electrones (Z = 10) en un átomo de neón. Dos electrones pasan al estado 1s (n = 1, l = 0), uno con m sub s = + ½ y el segundo con m sub s = – ½. Luego tenemos shell con n = 2, y l = 0 o 1 subshells. Eso es n = 2 shell proporciona dos subshells, a saber, las subshells 2s (n = 2, l = 0), que pueden alojar 2 electrones como en el estado 1s. La otra subshell es 2p subshell (n = 2, l = 1) tiene 2 (2 * 1 + 1) = 6 estados, es decir, puede contener 6 electrones.
La configuración de Ne (Z = 10) es 1s², 2s², 2p6. Todos los electrones en un estado dado están emparejados, es decir, los dos electrones en un electrón con m sub s con + ½ y el otro con m sub s con -½, por lo que el giro neto en el estado es 0 (cero) y el la multiplicidad del estado es (2s + 1) = 1, es decir, un estado de singlete.
Considere el sodio. Tiene 11 electrones. Diez de ellos forman un núcleo cerrado parecido a un neón que tiene un momento angular cero. El electrón restante está en gran parte fuera de este núcleo inerte en las subshells 3s (n = 3, l = 0), el siguiente nivel de energía más bajo. Las propiedades químicas del Na están en gran parte determinadas por este electrón 3par no pareado.
El sodio no es un estado singlete.
Solo un átomo con valor de Z uniforme tendrá electrones pareados que conduzcan al estado de singlete.
Entonces, la afirmación de por qué el estado fundamental de un átomo siempre es singlete no es correcta.
Gracias por leer con paciencia.