LOS ORÍGENES ATÓMICOS DEL MAGNETISMO

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Número Cuántico Secundario (L): Este número cuántico nos indica en que subnivel se encuentra el electrón. Este número cuántico toma valores desde 0 hasta (n - 1). Según el número atómico tenemos los valores para l:

n= 1 l = (n-1) = 0 = s "sharp"

n= 2 l = (n-1) = 0, 1 = p "principal"

n= 3 l = (n-1) = 0, 1, 2 = d "diffuse"

n= 4 l = (n-1) = 0, 1, 2, 3 = f "fundamental"

n= 5 l = (n-1) = 0, 1, 2, 3, 4 = g

n= 6 l = (n-1) = 0, 1, 2, 3, 4, 5 = h

n= 7 l = (n-1) = 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 = i

Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales:

- sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad

- principal : líneas intensas

- difuse : líneas difusas

- fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros

Número Cuántico Magnético (m): El número cuántico magnético nos indica las orientaciones de los orbitales magnéticos en el espacio. Los orbitales magnéticos son las regiones de la nube electrónica donde se encuentran los electrones, Figura N° 3. Este número cuántico depende de L y toma valores desde -l pasando por cero hasta +l. La fórmula para encontrar cuántos orbitales posee un subnivel es: m = 2L +1[pic 6]

Figura N° 3. Distribución del numero Cuántico Magnético

Son posibles otros tipos de orbitales como g, h, ...pero los elementos que conocemos, en sus estado fundamental, no presentan electrones que cumplan las condiciones cuánticas necesarias para que se den estos otros tipos de orbitales.Los valores del número cuántico m hacen referencia a la orientación espacial del orbital

Número Cuántico de Spin (s): El número cuántico de spin nos indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital. Ya sea si se mueve al igual que las manecillas del reloj, o en sentido contrario, este número cuántico toma los valores de -1/2 y de +1/2.

Utilizando los 4 números cuánticos se puede especificar dónde se encuentra un determinado electrón, y los niveles de energía del mismo. Este tema es importante en el estudio de las radiaciones, la energía de ionización, así como de la energía liberada por un átomo en una reacción.

Al utilizar los números cuánticos debemos tomar en cuenta lo siguiente:

El Principio de Exclusión de Pauli dice que un electrón que ha sido asignado a cierto orbital, es capaz de existir en 2 estados, que se puede explicar admitiendo que el electrón puede rotar alrededor de un eje en cierto sentido o en el sentido opuesto. Estos 2 estados se describen mediante el número cuántico ms que puede tomar 1 de los 2 valores siguientes: +1/2 y – 1/2. El Principio de exclusión de Pauli, bien especifica, En un átomo no pueden existir dos electrones con el mismo estado cuántico. Según este principio no puede haber más de dos electrones en un mismo orbital (s solo puede tomar dos valores).

Tabla N°1. El número de electrones posibles en cada orbital:[pic 7]

Tabla N°2. El número máximo de electrones posibles por nivel:[pic 8]

Diagrama de energías de orbitales[pic 9]

Orden de llenado de orbitales:

- Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo.

- El orden viene dado de modo que n+l sea mínimo.

- A igualdad de n+l se llena antes el que tenga menor valor de n

Para no tener que hacer cálculos se puede emplear el diagrama siguiente:[pic 10]

REGLA DE HUND

La Regla de Hund establece que cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados, lo hacen, en lo posible, ocupando orbitales diferentes y con los spines desapareados paralelos. En otras palabras cuando se llena orbitales con un mismo nivel de energía, o en un mismo subnivel, se debe empezar llenando la mitad del subnivel con electrones de spin +1/2 para luego proceder a llenar los subniveles con electrones de spin contrario (-1/2). Los electrones, al ocupar un subnivel, deberán distribuirse en el mayor número de orbitales (máxima multiplicidad o desapareamiento máximo) y de forma que estén desapareados.

[pic 12][pic 11]

PARAMAGNETISMO, DIAMAGNETISMO, FERROMAGNETISMO, FERRIMAGNÉTISMO Y ANTIFERROMAGNETISMO.

El diamagnetismo surge cuando un átomo o una molécula es inmerso en un campo magnético, el campo magnético en el núcleo es ligeramente diferente al campo magnético aplicado. En presencia de un campo magnético exterior (véase la figura), el movimiento orbital de los electrones en torno al núcleo es alterado en forma tal que se produce un campo magnético secundario en el núcleo que se opone al campo magnético aplicado generando un campo magnético neto totalmente débil y muy pequeño, con una susceptibilidad magnética es negativa y la permeabilidad relativa del material es menor que la unidad, en consecuencia el material es repelido por el campo exterior.

El efecto de paramagnetismo ocurre en todos los materiales pero como los momentos inducidos son pequeños respecto a los momentos magnéticos permanentes, el diamagnetismo está enmascarado por los efectos paramagnéticos o ferromagnéticos. Los materiales diamagnéticos son aquellos que en presencia de un campo magnético externo, ordenan la circulación de sus electrones de modo que los campos magnéticos creados por estas cargas en movimiento se oponen al campo magnético externo, creando una repulsión.

Algunos ejemplos de materiales diamagnéticos son: el bismuto metálico, el hidrógeno, el helio y los demás gases nobles, el cloruro de sodio, el cobre, el oro, el silicio, el germanio, el grafito, el bronce y el azufre. Nótese que no todos los citados tienen número par de electrones.[pic 13]

Figura N° 4. Comportamiento de los campos