El documento presenta una introducción a la teoría cuántica mecánica, definiéndola como una teoría física basada en el concepto de cuantos de energía para describir las propiedades de las partículas subatómicas. Explica las contribuciones de Max Planck y su hipótesis de los cuantos de energía y del principio de incertidumbre de Werner Heisenberg.
3. DEFINICIÓN
Teoría cuántica, teoría física basada en la utilización del
concepto de unidad cuántica para describir las
propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y
las interacciones entre la materia y la radiación. Las
bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán
Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo
puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades
discretas llamadas cuantos. Otra contribución
fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de
incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner
Heisenberg en 1927, y que afirma que no es posible
especificar con exactitud simultáneamente la posición y
el momento lineal de una partícula subatómica
4. Max Planck (1858-1947)
Físico alemán quien fue el primero en darse cuenta a fines del siglo XIX que
la radiación de un cuerpo negro (un radiador perfecto) podría explicarse si
se consideraba que la energía electromagnética absorbida o irradiada, solo
lo hacia en forma discreta y no continua, en cuantos o paquetes de energía.
Planck no pensaba en la existencia de los después llamados fotones, sino
que simplemente era su forma para explicar la interacción entre los átomos
que oscilaban al ser calentados y las radiaciones que se generaban en el
interior de este cuerpo radiante, interacción esta que debía mantenerse en
equilibrio. Planck era un eximio pianista, tocando a veces junto con Einstein
quien lo acompañaba con el violín. Fue profesor de física en la Universidad
de Berlín desde 1892 hasta su retiro en 1926 cuando fue sucedido por
Erwin Schrodinger, otro de los hacedores de la cuántica. Planck fue un
físico de la vieja escuela que trabajaba muy duro y era sumamente
conservador en sus ideas, su gran interés era la termodinámica, de allí su
interés en intentar resolver lo que se conocía como la catástrofe ultravioleta
mediante la aplicación de conceptos de termodinámica.
5. Si bien se sintió frustrado por no lograr una solución aceptable y
una correcta explicación de los espectros de radiación; publico
varios trabajos que establecieron una conexión entre la
termodinámica y la electrodinámica. Su logro al inventar su
famosa constante h, no fue algo frío y meditado sino que resulto
de un estado prácticamente desesperado en el que se encontraba
para poder hallar una solución satisfactoria al dilema que surgía
entre dos propuestas incompletas y aparentemente contradictorias
acerca de la radiación electromagnética (las leyes de RayleighJeans y la de Wien).
En este proceso ideo algún artificio matemático para que ambas
pudieran compatibilizarse. Planck saco la curva correcta de la
galera con una afortunada intuición, sin entender a fondo el
fenómeno que estaba explicando. En el orden familiar vale
recordar que el hijo menor de Planck, fue brutalmente asesinado
por la Gestapo por haber tomado parte en un complot para
asesinar a Hitler durante 1944.
6. Niels Bohr (1885-1962)
Físico danés quien obtuvo el premio Nobel por sus trabajos
acerca d la estructura del átomo basada en la espectroscopia
y la física cuántica. Inicio sus trabajos con J.J.Thomson pero
no tuvo éxito en sus relación personal con este físico. Se
traslado entonces a Manchester para trabajar con Ernest
Rutherford quien recientemente había descubierto la
estructura atómica constituida por un núcleo en el centro y
partículas cargadas (los electrones) como en orbitas
alrededor del núcleo. En 1916, las autoridades de Dinamarca,
le ofrecieron una cátedra y la promesa de armar su propio
Instituto. Así en 1918, el Instituto de Física Teórica se
estableció con donaciones , principalmente de la cervecería
Carlsberg, siendo Bohr nombrado Director, cargo que retuvo
hasta su muerte.
7. Dentro de ese Instituto, Bohr atrajo para trabajar durante periodos
mas cortos o largos a los mejores físicos teóricos del momento,
brindándoles estímulos para el desarrollo de ideas acerca de la
teoría cuántica. La interpretación que surgió de este Instituto, se
transformo en una de las clásicas para la física cuántica, se la
conoce como la interpretación de Copenhague.
Si bien muchos fueron los que aportaron para fortalecer esta
interpretación de la física quántica, la fuerte personalidad de Bohr
y su prestigio personal fueron factores decisivos para que la
interpretación de Copenhague fuera “la interpretación aceptada de
la mecánica cuántica”, a pesar de sus falencias, hasta las décadas
del 80 y 90. Bohr siempre tuvo una preocupación relacionada con
la posibilidad de construir armamento nuclear a partir del desarrollo
de sus teorías. Después de la guerra, trabajo activamente para el
control de las armas nucleares y organizo la primera conferencia
denominada Átomos para la Paz, en Ginebra en 1955.
8. El principal aporte de Bohr fue su desarrollo del modelos atómico. En
este, Bohr decía que los electrones que están en orbita alrededor del
núcleo, no caen en espiral como predecía la teoría electromagnética,
sino que los mismos se encuentran en orbitas
estables,correspondientes a ciertos niveles fijos de energía, en donde
pueden mantenerse sin perder energía. Estos niveles fijos no adoptan
cualquier valor, sino que son múltiplos enteros de una cantidad
mínima: el cuanto de energía. De esta forma solo existen estas orbitas
permitidas y entre ellas nada, es decir no hay orbitas intermedias. Este
cuanto de energía es medido en términos de la constante de Planck h.
Un electrón según explicaba Bohr, puede saltar de una orbita
permitida a otra, ya sea emitiendo la energía sobrante, si es que pasa
de una orbita de mayor energía a una de menor (proceso de
acercamiento al núcleo), o absorbiendo energía en el caso contrario.
Este cuanto de energía que emite o absorbe, lo hace en la forma de
un fotón cuya energía es la que resulta de la formula de Planck ∆E =
h.ν, donde ν es la frecuencia del fotón sea emitido o absorbido. Bohr
agrego el concepto de que las orbitas permitidas no pueden albergar a
un numero ilimitado de electrones sino que pueden completarse.
9. Cuando un escalón tiene lugar libre, otro electrón situado en un
peldaño superior puede caer hacia ese lugar libre, perdiendo la
energía correspondiente al salto o diferencia de altura entre ambos
escalones. Estas caídas y subidas explicaban las líneas de emisión
y absorción en los espectros de la luz emitida por los átomos de
gases monoatómicos.
El genio de Bohr consistió en que no pretendió ni se preocupo por
armar una teoría completa y consistente del mundo atómico, sino
que tomo parte de la teoría cuántica (el cuanto de energía), parte de
la clásica ( las orbitas) y las combino para intentar explicar
fenómenos hasta ese momento inexplicables. Bohr explico este
modelo en Inglaterra durante 1913 con diferente suerte, algunos lo
aceptaron y continuaron avanzando sobre el mismo, otros lo
desecharon. Finalmente en 1922 Bohr recibe el premio Nobel debido
a este trabajo. Los avances fueron lentos, el modelo de Bohr
permitía muchas mas líneas en los espectros de las que en realidad
se veían. La limitación de la cantidad de electrones en cada orbita
permitida, también era una idea arbitraria y sin comprobación
aparente.
10. Estas propiedades, se organizaron mediante la asignación de
números, llamados números cuánticos, que servían para
describir el estado del átomo y hacer que su comportamiento
fuera convalidado por las observaciones. Bohr no dio en ese
momento, ninguna explicación teórica de donde provenían
estos números cuánticos o porque algunas transiciones no
eran permitidas.
A pesar de todas estos puntos débiles, el modelo funciono.
Predijo la existencia de líneas en el espectro que hasta el
momento no habían sido detectadas pero que fueron luego
detectadas experimentalmente en los lugares exactos donde
el modelo las pronosticaba.
11. MODELO ATÓMICO DE BOHR
El modelo de Bohr es muy simple y recuerda al
modelo planetario de Copérnico, los planetas describiendo
órbitas circulares alrededor del Sol. El electrón de un átomo o
ión hidrogenoide describe también órbitas circulares, pero los
radios de estas órbitas no pueden tener cualquier valor.
Consideremos un átomo o ión con un solo electrón. El núcleo
de carga Ze es suficientemente pesado para considerarlo
inmóvil,
Si el electrón describe una
órbita circular de radio r, por
la dinámica del movimiento
circular uniforme
12. En el modelo de Bohr, solamente están permitidas
aquellas órbitas cuyo momento angular está cuantizado.
n es un número entero que se denomina número cuántico,
y h es la constante de Planck 6.6256·10-34 Js
Los radios de las órbitas permitidas son
donde a0 se denomina radio de Bohr. a0 es el radio de la
órbita del electrón del átomo de Hidrógeno Z=1 en su
estado fundamental n=1.
13. La energía total es
En una órbita circular, la energía total E es la mitad de la
energía potencial
La energía del electrón aumenta con el número cuántico n.
La primera energía de excitación es la que lleva a un átomo de
su estado fundamental a su primer (o más bajo) estado
excitado. La energía del estado fundamental se obtiene con
n=1, E1= -13.6 eV y la del primer estado excitado con n=2, E2=3.4 eV. Las energías se suelen expresar en electrón-voltios
(1eV=1.6 10-19 J)
14. La frecuencia f de la radiación emitida cuando el electrón pasa
del estado excitado E2 al fundamental E1 es
15. MODELO DE BOHR-SOMMERFELD
En 1915, dos años después de presentado el modelo de Bohr,
éste fue extendido por A. Sommerfeld y W. Wilson.
Estos dos científicos plantearon por primera vez una regla de
cuantización de la acción:
E n = nhν
E n / ν = nh
acción = energía x tiempo = energía/frecuencia
energía = masa x velocidad2 = masa x velocidad x longitud/tiempo
acción = masa x velocidad x longitud.
Cada vez que se presente una acción debe hacerse igual a un
múltiplo entero de la constante de Planck.
Ejemplo: en el modelo de Bohr la condición de cuantización es:
Acción = mv(2πr) = nh
mvr = nh/2π
16. La energía en el modelo de Bohr-Sommerfeld es la
misma que en el modelo de Bohr:
E=−
2π 2κ 2 Z 2 e 4 µ
( nr + k ) 2 h 2
Existe una tercera regla de cuantización aplicable, al seleccionar
el plano sobre el que gira la órbita elíptica, de la que aparece un
tercer número cuántico, m, el número cuántico magnético.
17. Las posibilidades orbitales en tres dimensiones son infinitas,
según se escoja el ángulo θ.
acción orbital = 2π Lcosθ = mh
m = ±1,±2,±3,...
Vemos que aparecen tres números cuánticos en el modelo
de órbitas elípticas de Sommerfeld y Wilson.
18. LA NATURALEZA DE LA LUZ. DUALIDAD ONDA
CORPÚSCULO DE LA MATERIA
INTRODUCCIÓN HISTÓRICA
Históricamente la luz ha sido siempre un ente escurridizo al que
los físicos han querido asignar una naturaleza determinada, sin
conseguirlo. Newton, a finales del siglo XVII, sostuvo que la luz
estaba compuesta por partículas, diferentes según el color, y que
``rebotaban'' en un espejo logrando así explicar porqué los
ángulos de incidencia y reflexión eran los mismos. Parece ser
que la propagación rectilínea de la luz tuvo mucho que ver con
esta posición. Además lograba explicar la refracción sobre la
superficie de dos medios diferentes usando también una teoría
corpuscular. Huygens, contemporáneo de Newton, hablaba de
ondas luminosas, y mediante el principio de Huygens, explicaba
también la refracción y reflexión. Según Newton la luz debía ir
más rápida en un medio más denso.
19. Según Huygens el fenómeno era al revés, pero no obstante en
aquella época aún no se podía medir la velocidad de la luz de
manera fiable, y no se levó a cabo ningún experimento para descubrir
quien tenía razón; fue la eminencia de Newton lo que decantó la
balanza hacia el lado corpuscular de la luz durante esa época, y esta
inercia hizo que, pese a los continuos debates y polémicas, fuera la
naturaleza corpuscular de la luz la dominante durante el siglo
siguiente al de Newton.
A principios del siglo XIX empezó a formarse un sistema
consecuente y desarrollado de la luz vista desde un punto
ondulatorio. Fueron de gran importancia las aportaciones de
Joung y Fresnel. El descubrimiento de muchos fenómenos de
difracción e interferencia relacionados con la luz y la posterior
explicación del fenómeno ondulatorio de la luz como una onda
electromágnetica por parte de Maxwell pareció dejar sentada
definitivamente la teoría ondulatoria sobre la luz a finales del
siglo XIX.
20. Pero no obstante a finales del siglo XX surge uno de los
fenómenos más complejos y enrevesados estudiados entonces:
la radiación del cuerpo negro: un sistema ideal que absorbe toda
la radiación que incide sobre él y que, en buena aproximación,
puede tomarse como un cuerpo con una cavidad que comunica
con el exterior con un pequeño orificio, y cuyas características
radiativas cumplen la propiedad de depender sólo de la
temperatura de sus paredes.
Fue este hecho el que jugó un papel primordial en la historia de
la física moderna y que obligó a Planck (a disgusto, según
cuenta la historia) en 1.900 a introducir uno de los fenómenos
más sorprendentes de la física: la cuantización de la energía y,
en concreto, de la luz.
21. Louis de Broglie (1892-1987)
Era un príncipe de la nobleza francesa, que inicialmente
estudio Historia en La Sorbona, y se inicio en las ciencias por
la influencia de su hermano mayor. La genialidad de de Broglie
esta en que extrapolo lo que surgía del trabajo de Einstein
acerca del efecto fotoeléctrico, donde algo como la luz que era
considerada una onda, tenia también comportamientos de
partícula, al mundo de lo material. Fue así que se pregunto si
esto pasa con lo que considerábamos ondas, podría ser lo
mismo con lo que consideramos partículas. Su inquietud
resulto cierta, y solo pudo llegar a tesis de doctorado, gracias al
apoyo intelectual brindado por Einstein quien fuera consultado
acerca de si esto que este alumno intentaba discutir, no era
una burrada. Einstein fue conciso pero contundente, y dijo a
Paul Langevin, tutor de de Broglie, “creo que esto es mas que
una mera analogía”, y así de Broglie recibió su doctorado en
física. Tanto Louis como su hermano se involucraron en el
desarrollo pacifico de la energía atómica.
22. NATURALEZA ONDULATORIA DE LA MATERIA
Las ideas de simetría, que se muestran siempre muy útiles
en la física, levaron a Louis de Broglie a pensar que, al
igual que la luz, pese a ser de naturaleza supuestamente
ondulatoria, presentaba muchas veces una componente
corpuscular, podía ser que la materia normal, tratada
siempre como partícula, tuviese también una naturaleza
ondulatoria.
Pero de Broglie fue más allá: si el momento lineal de un
fotón, según el experimento de Compton, era
¿por qué no utilizar esta relación para encontrar la
``longitud de onda de la materia''?. Esto es, para un cuerpo
normal
23. Erwin Schrodinger (1887-1961)
Físico austriaco que desarrollo la formulación de la física cuántica
conocida como la mecánica ondulatoria, recibiendo como
resultado de estos trabajos, el premio Nobel en 1933. Es
reconocido como un científico de la vieja escuela, cuyos trabajos
acerca de la mecánica ondulatoria, apuntaban a rescatar el
sentido común según las ideas clásicas, para la física cuántica.
La idea detrás de la mecánica ondulatoria surge del trabajo
realizado por Louis de Broglie que consideraba a los electrones
en su comportamiento ondulatorio. Respecto a los conceptos
extraños que suponía la cuántica tales como el salto quántico o el
papel del observador en la determinación de la realidad,
Schrodinger decía: “esto me disgusta y hubiera querido no tener
nada que ver con el desarrollo de esta disciplina”.
24. Con la llegada de los nazis al poder, Schrodinger se traslado a
Oxford donde no permaneció mucho tiempo. Regreso a Austria,
posteriormente paso a Italia, USA y finalmente a Irlanda. Durante
sus estadía en este país, escribió un libro denominado “¿Qué es
la vida?” que alentó a un gran numero de físicos a orientarse al
estudio de la biología molecular después de finalizada la guerra.
Su desarrollo fundamental fue la llamada ecuación de onda, que
se utilizo en una de las versiones de la física cuántica para
describir el comportamiento de una entidad cuántica tal como un
electrón o un fotón. Este fue el inicio de lo que se conoce como
mecánica ondulatoria que fue el marco preferido por los
científicos para resolver los problemas implícitos en las
interacciones cuánticas.
Esta preferencia se debió a que los físicos estaban familiarizados
con el lenguaje de las ecuaciones de ondas. Esta también es la
razón por la que todavía hoy se utiliza esta aproximación al tema ,
cuando se ha demostrado que otras son mas potentes para
proveer un mejor discernimiento acerca de este submundo
atómico y posibilita realizar trabajos mas avanzados en el tema.
25. NÚMEROS CUÁNTICO
Cada electrón tiene un conjunto de cuatro
números llamados números cuánticos, que lo especifican
completamente; no hay dos electrones en el mismo átomo que
tenga los mismos cuatro números cuánticos. Esa es una
declaración más precisa del principio de exclusión de Pauli
que Bob ha estado discutiendo con ustedes. (El también
mencionó aún otra forma de expresar esta importante idea.)
26. Existe alguna razón para que haya cuatro en vez de
tres, o seis o cincuenta y nueve?
Buena pregunta. En efecto hay razones, pero
no creo poder explicarlas aquí, así como Bob
no pudo explicarles de dónde venían sus reglas. Lo que les
puedo ofrecer es una expresión matemática de esas reglas,
que espero haga más fácil trabajar con ellas y tal vez ofrezcan
nueva luz sobre los patrones subyacentes.
Okay, puedo vivir con eso. Cuénteme acerca de los
cuatro números.
27. Primero, el "número cuántico primario",
que
tiene el símbolo n, corresponde a esos
electrones de colores que ustedes vieron en la tabla. La
fila más baja, la rosada, tiene electrones con n=1; la fila
amarilla es n=2, y siguen de allí en adelante..
Muy bien, entonces n nos dice en qué nivel
primario de energía nos encontramos. Supongo
que hay otro número cuántico relaionado con los
subniveles-- s, p, d, y todo eso.
28. Muy bien. El segundo número cuántico es conocido
como l. Un valor de l=0 corresponde a s, l=1 es p, l=2
es d, etc.
Todo esto me parece muy abstracto. Qué quiere
decir en realidad l? Puede darme algo concreto para pensar
sobre ello?
Tengo dos respuestas para ello. Primero, l a
diferencia de n, tiene una asociación con el momento
angular. Si quiere saber más de esto, haga click sobre el
botón "avanzado" a la derecha.
29. Si "momento angular" no le dice nada, no se
desespere. También puede visualizar su significado
en esta forma: l junto con n y el tercer número
cuántico m, es responsable por determinar la forma
de la nube de probabilidad de un electrón. He aquí
algunos ejemplos:
n=1, l=0, m=0
n=3, l=2, m=1
n=3, l=2, m=2
n=4, l=2, m=2
30. NÚMEROS CUÁNTICOS ..
Qué significa el tercer número cuántico?
El número m también tiene una conexión con el
momento angular, pero no es necesario entrar en
detalles sobre el significado de m. La idea clave sobre m es que
no afecta la energía del electrón, aunque como ya han visto, si
cambia la forma de la nube del electrón.
Entonces cuando Bob dijo antes que podría haber
diferentes nubes en la misma energía, lo que quiso decir fué que
podría haber diferentes valores de m para la misma n y l.
31. Eso es absolutamente cierto. Por ejemplo, aquí
están los números cuánticos para los dos
diferentes estados p que Bob les mostró:
n=2, l=1, m=0
n=2, l=1, m=1
32. Wolfgang Pauli (1900-1958)
Físico austriaco cuyo principal aporte a la teoría cuántica, es
el denominado principio de exclusión, por el cual recibió su
Premio Nobel. Su talento fue demostrado cuando en un
trabajo de 200 paginas presento una comprensiva revisión
de las teorías de la relatividad de Einstein en sus versiones
especial y general. Su famoso Principio de Exclusión se
publico en 1925.
Explicaba porque cada orbital en un átomo ( en ese tiempo
aun se pensaba a los electrones en orbitas, aunque el
principio vale también ahora) podía ser ocupado como
máximo por dos electrones. El principio establece que dos
fermiones no pueden ocupar el mismo estado cuántico, es
decir no pueden tener los mismos números cuánticos. Este
principio es el que requiere que los electrones en el átomo
ocupen diferentes niveles de energía en lugar de agruparse
todos en el nivel mas bajo de energía.
33. Sin la existencia de esta exclusión cuántica no existiría la
química. Los denominados niveles de energía son los
permitidos para un sistema cuántico como un átomo, y
corresponden a las diferentes cantidades de energía
almacenadas. En el átomo, un electrón tiene una bien
definida cantidad de energía correspondiente a su lugar en la
estructura atómica. Otros sistemas cuánticos como las
moléculas o los núcleos atómicos también tienen niveles de
energía bien definidos. En el mundo cuántico una
característica fundamental es que los sistemas cuánticos
pasan directamente desde un nivel de energía a otro sin
estadios intermedios, este es el conocido salto cuántico. Se
decía que Pauli era tan malo como físico experimental que
con solo acercarse a un laboratorio de experimentación, los
aparatos se descomponían.
34. Cómo es usted perceptiva. El cuarto
número cuántico s, pertenece, en efecto
al spin.
Yo sé que cada electrón tiene un "spin
arriba" o un "spin abajo"...
Si y correspondientemente, s
únicamente tiene dos posibles valores.
Por buenas razones que no explicaré
aquí, s= +1/2 significa "spin arriba" y
s=-1/2 significa "spin abajo".
35. Entonces eso es; los cuatro números cuánticos
describen completamente un electrón. Ahora veo
cómo esto encaja perfectamente en la imagen de Bob
sobre un "estado cuántico"
+
n=3, l=2, m=0
s= -1/2
36. ORBITALES ATÓMICOS
En 1.927 pudo comprobarse experimentalmente la hipótesis de De
Broglie al observarse un comportamiento ondulatorio de los
electrones en los fenómenos de difracción.
Un electrón que se mueve alrededor de núcleo puede considerarse
ligado a él y podemos describir su movimiento ondulatorio mediante
la ecuación de ondas.
Con esta idea, Schrödinger realizó un estudio matemático del
comportamiento del electrón en el átomo y obtuvo una expresión,
conocida como ecuación de Schrödinger.
37. Con esta idea, Schrödinger realizó un estudio matemático del
comportamiento del electrón en el átomo y obtuvo una expresión,
conocida como ecuación de Schrödinger.
Podemos decir que un orbital atómico es una zona del espacio
donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al
electrón. Esto supone considerar al electrón como una nube difusa
de carga alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas
donde la probabilidad de que se encuentre dicho electrón es mayor.
Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es
necesario imponerle unas restricciones que son conocidas como
números cuánticos, que se simbolizan de la misma forma que los
obtenidos en el modelo atómico de Bohr:
38. Números cuánticos
n número cuántico
: principal
número cuántico del
l:
momento angular
orbital
m número cuántico
: magnético
s número cuántico del
: spin electrónico.
Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos
valores permitidos:
39. Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores
permitidos:
Valores permitidos
para n: números enteros 1, 2, 3,…
para l:
números enteros desde 0 hasta (n1)
para
m:
todos los números enteros entre +l
y -l incluido el 0
para s:
sólo los números fraccionarios -1/2
y +1/2
Los valores del número cuántico n indican el tamaño del
orbital, es decir su cercanía al núcleo.
40. Si l = 0 el orbital es del tipo s
Si l = 1 los orbitales son del tipo p
Si l = 2 los orbitales son del tipo d
Si l = 3 los orbitales son del tipo f
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
41. 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.
El cuarto número cuántico, s, que define a un electrón en un átomo
hace referencia al momento angular de giro del mismo.
El conjunto de los cuatro números cuánticos definen a un electrón,
no pudiendo existir en un mismo átomo dos electrones con los
cuatro números cuánticos iguales, por lo que una vez definido el
tamaño, el tipo y la orientación de un orbital con los tres primeros
números cuánticos, es decir los valores de n, l y m, sólo es posible
encontrar un máximo de dos electrones en dicha situación que
necesariamente tendrán valores diferentes de su número cuántico
de spin.
42. Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el
valor 0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el
primer nivel energético en el que puede haber hasta dos
electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este
orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre de 1s:
43. Si n = 2 , el número l puede tomar los valores 0 y
1, es decir son posibles los tipos de orbitales s y p.
En el caso de que sea l = 0, tenemos el orbital
llamado 2s en el que caben dos electrones (uno
con spin +1/2 y otro con spin -1/2):
44. Si l = 1 tendremos orbitales del tipo p de los que
habrá tres diferentes según indicarían los tres valores
(+1, 0, -1) posibles del número cuántico m, pudiendo
albergar un máximo de dos electrones cada uno, con
valores de spin +1/2 y -1/2, es decir seis electrones
como máximo:
45. Si n = 3 son posibles tres valores del número
cuántico l: 0,1 y 2. Si l = 0 tendremos de nuevo un
orbital del tipo s:
46. si l = 1 tendremos los tres orbitales del tipo p:
47. y si l = 2 los orbitales serán del tipo d, de los que habrá
cinco diferentes según indican los cinco valores
posibles (+2, +1, 0, -1, -2) para el número cuántico m y
que podrán albergar un total de diez electrones:
48. Si n = 4, son posibles cuatro tipos de orbitales diferentes:
De tipo s (para l = 0):
51. De tipo f (para l = 3) de los que habrá siete diferentes
según indican los siete valores posibles (+3, +2, +1, 0
-1, -2, -3) del número cuántico m, que podrán albergar
un total de catorce electrones: