Multiplicidad de espín
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En espectroscopía y química cuántica, se denomina multiplicidad de espín de un determinado nivel de energía al valor definido como 2S+1, donde S es el momento angular de espín total.[1][2] En términos simples, la mayor parte de las veces, la multiplicidad de espín es igual a la cantidad de electrones desapareados de un átomo o molécula, más uno.
Los estados con multiplicidad 1, 2, 3, 4, 5 se denominan respectivamente estados singletes, estados dobletes, estados tripletes, cuartetes y quintetes.[2]
A menudo la multiplicidad es igual al número de posibles orientaciones de espín total relativas al movimiento angular orbital total: L, y por lo tanto al número de niveles cuasi-degenerados que se diferencian sólo en sus energías de interacción espín-órbita.
Por ejemplo, el estado basal del un átomo de carbono es un estado 3
P. El superíndice tres (leído como triplete indica que la multiplicidad 2S+1 = 3, por lo que el espín total S = 1. Este espín es debido a dos electrones desapareados, como resultado de la regla de máxima multiplicidad de Hund la cual favorece el llenado de orbitales degenerados con electrones desapareados. El triplete consiste en tres estados con componentes de espín +1, 0 y –1 a lo largo de la dirección del momento angular orbital total, el cual también es 1 como lo indica la letra P. El número cuántico de momento angular total J puede variar desde L+S = 2 hasta L–S = 0 en pasos enteros, por lo que J = 2, 1 o 0.[1][2]
Sin embargo la equivalencia de multiplicidad y número de orientaciones de espín es verdadera solo cuando S ≤ L. Cuando S > L solo hay 2L+1 orientaciones posibles de momento angular total, yendo desde S+L a S-L.[2] El estado basal del átomo de nitrógeno es un estado 4
S, para el cual 2S + 1 = 4 en un estado cuartete, S = 3/2 debido a tres electrones desapareados. Para un estado S, L = 0 por lo que J solo puede ser 3/2 y por lo tanto solo hay un único nivel incluso cuando la multiplicidad es 4.
