En espectroscopia y química cuántica , la multiplicidad de un nivel de energía se define como 2S + 1 , donde S es el momento angular de giro total . [1] [2] [3] Los estados con multiplicidad 1, 2, 3, 4, 5 se denominan respectivamente singletes , dobletes , tripletes , cuartetos y quintetos. [2] La multiplicidad también es igual al número de electrones desapareados más uno. [4]
Átomos
La multiplicidad es a menudo igual al número de posibles orientaciones del espín total en relación con el momento angular orbital total L y, por lo tanto, al número de niveles casi degenerados que difieren sólo en su energía de interacción espín-órbita .
Por ejemplo, el estado fundamental del átomo de carbono es un estado 3 P. El superíndice tres (leído como triplete ) indica que la multiplicidad 2S + 1 = 3, de modo que el espín total S = 1. Este espín se debe a dos electrones no apareados, como resultado de la regla de Hund que favorece el llenado único de orbitales degenerados . El triplete consta de tres estados con componentes de espín +1, 0 y -1 a lo largo de la dirección del momento angular orbital total, que también es 1 como lo indica la letra P. El número cuántico del momento angular total J puede variar de L + S = 2 a L – S = 0 en pasos de números enteros, de modo que J = 2, 1 o 0. [1] [2]
Sin embargo, la multiplicidad es igual al número de orientaciones de espín solo si S ≤ L. Cuando S> L solo hay 2L + 1 orientaciones de momento angular total posibles, que van desde S + L a SL. [2] [3] El estado fundamental del átomo de nitrógeno es un estado 4 S, para el cual 2S + 1 = 4 en un estado cuarteto , S = 3/2 debido a tres electrones no apareados. Para un estado S, L = 0, de modo que J solo puede ser 3/2 y solo hay un nivel aunque la multiplicidad sea 4.
Moléculas
La mayoría de las moléculas orgánicas estables tienen capas completas de electrones sin electrones desapareados y, por lo tanto, tienen estados de base singlete. Esto también es cierto para las moléculas inorgánicas que contienen solo elementos del grupo principal . Las excepciones importantes son el dioxígeno (O 2 ), así como el metileno (CH 2 ) y otros carbenos .
Sin embargo, los estados fundamentales de espín más alto son muy comunes en los complejos de coordinación de los metales de transición . La teoría del campo cristalino proporciona una explicación simple de los estados de espín de tales complejos .
Dioxígeno
El nivel de energía orbital ocupado más alto de dioxígeno es un par de orbitales π * antienlazantes. En el estado fundamental del dioxígeno, este nivel de energía está ocupado por dos electrones del mismo espín, como se muestra en el diagrama orbital molecular . La molécula, por tanto, tiene dos electrones desapareados y se encuentra en un estado triplete.
Por el contrario, el primer estado excitado de dioxígeno tiene dos electrones de espín opuesto en el nivel π *, de modo que no hay electrones no apareados. En consecuencia, es un estado singlete y se conoce como oxígeno singlete .
Carbenes
En química orgánica , los carbenos son moléculas que tienen átomos de carbono con solo seis electrones de valencia y, por lo tanto, desobedecen la regla del octeto . [5] Los carbenos generalmente se dividen en carbenos singlete y carbenos triplete , llamados así por sus multiplicidades de espín. Ambos tienen dos electrones no enlazantes; en los carbenos singlete estos existen como un par solitario y tienen espines opuestos de modo que no hay espín neto, mientras que en los carbenos tripletes estos electrones tienen espines paralelos. [6]
Ver también
- Números cuánticos
- Número cuántico principal
- Número cuántico azimutal
- Número cuántico magnético
- Spin número cuántico
- Interacción de intercambio
- Símbolo de término
- Reglas de Slater
- Carga nuclear efectiva
- Efecto de blindaje
Referencias
- ↑ a b Atkins y de Paula , 2006 , p. 353.
- ↑ a b c d Levine , 1991 , p. 308.
- ^ a b "multiplicidad (multiplicidad de espín)" . Compendio de terminología química de la IUPAC . IUPAC ( Unión Internacional de Química Pura y Aplicada ). 2006. doi : 10.1351 / goldbook.M04062 . ISBN 0-9678550-9-8. Consultado el 30 de marzo de 2018 .
- ^ Miessler y Tarr 1999 , p. 33.
- ^ Clayden y col. 2001 , pág. 1055.
- ^ Clayden y col. 2001 , pág. 1061.
Bibliografía
- Atkins, Peter; de Paula, Julio (2006). Química física de Atkins (8ª ed.). Estados Unidos: Oxford University Press . ISBN 0-7167-8759-8.
- Clayden, Jonathan; Greeves, Nick; Warren, Stuart; Wothers, Peter (2001). Química Orgánica . Estados Unidos: Oxford University Press . ISBN 0-19-850346-6.
- Levine, Ira N. (1991). Química cuántica (4ª ed.). Estados Unidos: Prentice-Hall . ISBN 0-205-12770-3.
- Miessler, Gary L .; Tarr, Donald A. (1999). Química inorgánica (2ª ed.). Prentice Hall. ISBN 0-13-841891-8.