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A ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
1 - Os níveis eletrônicos de energia
Segundo a Mecânica Quântica a estrutura eletrônica dos átomos se deduz através um conjunto de níveis de energias quantizadas, que os elétrons podem possuir.
Orbitais: Os orbitais correspondem a regiões do átomo com maior probabilidade de se encontrar determinado elétron (maior manifestação eletrônica). Cada orbital acomoda no máximo dois elétrons e, quando os elétrons ocupam um mesmo orbital, são ditos emparelhados e devem possuir sentidos de rotação (spins) contrários.
Em uma terminologia química, dois elétrons com spins em direções opostas são ditos spins antiparalelos .
Subcamadas ou subníveis de energia:
Os orbitais em um átomo são agrupados em subcamadas e, na ausência de qualquer campo magnético aplicado externamente, todos os orbitais de uma mesma subcamada têm a mesma energia.
Em átomos no seu estado fundamental podem existir quatro tipos de subcamadas, designadas pelas letras s , p , d , f , que consistem em 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente. Costuma-se representar os orbitais nas subcamadas por quadrados como a ilustração abaixo:
Camadas ou níveis de energia:
Um agrupamento de subcamadas forma uma camada ou nível de energia . Todos os elétrons de uma camada estão a mesma distância média do núcleo do átomo. As camadas são numeradas a partir do núcleo (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7...) e podem ser representadas pelas letras K, L, M, N, O, P, Q... respectivamente.
2- Os números quânticos
Para designar a camada, a subcamada e o orbital de um elétron podemos utilizar os números quânticos . Esses números identificam cada elétron do átomo, porém, não existem dois elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos (princípio da exclusão de Pauli).
Número quântico principal (n) - O número quântico principal, representado por n , indica a camada em o elétron se encontra, e só pode assumir valores inteiros e positivos.
Número quântico secundário ou azimutal ( l ) (letra L)- O número quântico azimutal, representado por l , especifica a subcamada e, assim, a forma do orbital. Pode assumir os valores 0, 1, 2 e 3, correspondentes às subcamadas s , p , d , f
Número quântico magnético (m l ) - O número quântico magnético, representado por ml , fornece informações sobre a orientação de um orbital no espaço. Pode assumir valores inteiros de + l a - l (letra L). Por exemplo, para uma subcamada d ( l = 2), m pode ser igual a -2, -1, 0, +1 ou +2, cinco valores que correspondem aos cinco orbitais da subcamada d.
Número quântico spin ( m s ) - O número quântico spin, representado por ms , especifica o spin do elétron e possui valor + 1/2 ou - 1/2.
3- As configurações eletrônicas
Até hoje são conhecidas sete camadas eletrônicas, e suas subcamadas.
Os elétrons são distribuídos em um átomo segundo uma regra conhecida como regra de Hund : Ao ser preenchida uma subcamada, cada orbital dessa subcamada recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o último orbital dessa subcamada ter recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron.
Veja um exemplo: para o átomo de potássio (19K): 19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3s 1 Os números sobrescritos na letra correspondem ao número de elétrons existentes na subcamada. Fazendo a distribuição eletrônica nos orbitais para o potássio, teremos:
Cada seta indica um elétron. Perceba que, em cada orbital, quando existem dois elétrons, são sempre de spins opostos. Geralmente, os átomos se ligam uns aos outros, de modo a ter emparelhados todos os seus elétrons.
Nesse caso, o potássio pode perder seu elétron 3s, ficando assim com 5 subcamadas completas. O elétron de maior energia, chamado elétron de diferenciação, é o último elétron distribuído no preenchimento dos orbitais, de acordo com a regra de Hund.
4. O princípio da incerteza de Heinsenberg
O princípio da incerteza, desenvolvido pelo físico alemão Werner Heisenberg, estabelece que é impossível conhecer simultaneamente a posição e a energia de uma partícula tal como o elétron. Isso porque, para se estudar uma partícula, é preciso interagir de alguma maneira com esta partícula.
Nenhum instrumento pode "sentir" ou "ver" um elétron sem influenciar intensamente o seu movimento. Se, por exemplo, construíssemos um microscópio tão poderoso, capaz de localizar um elétron, teríamos de usar uma radiação com um comprimento de onda muito menor que o da luz. (Para que um objeto diminuto possa ser visto num microscópio, o comprimento da luz utilizado deve ser menor que o diâmetro do objeto.)
Esse supermicroscópio imaginário deveria, para isso, usar raios x ou raios g. Mas a energia destas radiações é tão grande que modificaria a velocidade e, consequentemente, o momento do elétron, numa quantidade grande e incerta.
O princípio da incerteza pode ser assim interpretado: quanto mais de perto tentarmos olhar uma partícula diminuta, tanto mais difusa se torna a visão da mesma.
5- A dualidade partícula-onda do elétron
O físico francês De Broglie tentou associar a natureza dualista da luz ao comportamento do elétron. Mais tarde essa hipótese foi demonstrada experimentalmente
Portanto, hoje, admite-se que assim como a luz, o elétron tem natureza dupla (dual): ora se comporta como partícula e ora se comporta como se fosse uma onda.
De acordo com a relação de De Broglie, todas as partículas deveriam ter propriedades ondulatórias. Os objetos relativamente grandes como bolas de futebol e automóveis provavelmente têm propriedades de ondas. Porém, estes objetos têm massas tão grandes que seus comprimentos de onda são extremamente pequenos, e seu caráter ondulatório é desprezível.
6- As equações de onda
É possível descrever qualquer movimento ondulatório por um tipo de equação matemática chamada equação de onda . O físico austríaco Erwin Schrödinger, em 1926, escreveu uma equação de onda para descrever o elétron num átomo de hidrogênio.
Essa equação ficou conhecida como equação de Schrödinger . Segundo Schrödinger, cada solução de uma equação de onda para o elétron em um átomo de hidrogênio, chamada função de onda , corresponde a um nível quantizado de energia, e o uso desta solução possibilita a determinação das propriedades ondulatórias do elétron naquele nível.
A função de onda é representada pela letra grega Ψ (psi). Frequentemente usamos um índice para sua identificação. Assim, por exemplo, Ψ2p representa a função de onda para um elétron da subcamada 2p.
O valor de Ψ corresponde à amplitude da onda do elétron. Porém, mais importante é o valor de Ψ2 , que de acordo com a mecânica quântica, representa a probabilidade de se encontrar um elétron numa estreita região específica do espaço. Essa probabilidade é dada por unidade de volume, sendo por isso, chamada densidade de probabilidade.
7- Os orbitais atômicos
Os orbitais s - Do gráfico da densidade de probabilidade Ψ21s em função da distância do núcleo, r , observamos que a probabilidade de se encontrar esse elétron é grande nas proximidades do núcleo e decresce com o aumento da distância ao núcleo.
A forma da curva da densidade de probabilidade para um elétron s independe da direção, isto é, a probabilidade de encontrar um elétron s diminui com a distância do núcleo, da mesma maneira, em todas as direções. Portanto, podemos dizer que a distribuição da densidade de probabilidade para um elétron s é esfericamente simétrica.
Os orbitais p - Como dissemos anteriormente, a subcamada p tem 3 orbitais. No átomo isolado, esses três orbitais têm a mesma energia e a mesma densidade de probabilidade para o elétron. Os orbitais p têm a forma de haltere, com dois lobos separados por um nó. Eles diferem entre si pela sua orientação no espaço. Usando um sistema de coordenadas tridimensionais cartesianas podemos representar os três como: px , py e pz.
Os orbitais d - A subcamada d consistem em cinco orbitais, representados por dx , dy , dz , dx2 - y2 e dz2 . No átomo isolado, todos eles têm energias equivalentes.
Os orbitais f - Os orbitais f são ainda mais complexos que os orbitais d. Eles são importantes apenas para a química dos elementos lantanóides e actinóides.
