Estrutura Eletrônica dos Átomos (Teoria)

Estrutura Eletrônica dos Átomos (Teoria)

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Estrutura Eletrônica do átomo

Modelo da mecânica quântica

Conforme o modelo atômico atual, o átomo é composto por duas regiões:

  • Região do Núcleo: onde se encontra as partículas de carga positiva, os prótons, e as partículas sem carga, os nêutrons, e quase a totalidade da massa do átomo.

  • Região Extranuclear (Eletrosfera): onde está distribuída toda a carga negativa, os elétrons.

Segundo o modelo atômico atual, denominado de Modelo da Mecânica Quântica ou Modelo Ondulatório, não se admite mais a existência de órbitas circulares e nem de órbitas elípticas, para os elétrons. O que existem são regiões de máxima probabilidade de se encontrar o elétron no seu movimento ao redor do núcleo central. Essas regiões são denominadas de orbitais.

Os orbitais correspondem aos estados individuais que podem ser ocupados por um elétron em um átomo. Cada orbital no átomo pode acomodar no máximo 2 elétrons, um com spin numa direção e o outro na direção oposta, e quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital são ditos emparelhados e possuem spins opostos ou antiparalelos.

A nova teoria da mecânica quântica proposta por De Broglie, Heisenberg e Schröndiger, estudos esses realizados independentemente um do outro, nos forneceu um procedimento mais geral para o tratamento de partículas de qualquer sistema microscópico, dando origem a um novo modelo atômico segundo os seguintes conceitos:

1. O Princípio de De Broglie

Em 1924, o francês Louis De Broglie introduziu a idéia de que o elétron deveria ser considerado não apenas como uma partícula, mas também como uma vibração ou onda ao redor do núcleo do átomo, ou seja, propôs um modelo em que o elétron é uma partícula-onda, o princípio da Dualidade, no qual o elétron torna-se uma entidade que ora comporta-se como partícula ora comporta-se como onda.

Foi essa mudança de concepção que se originou o modelo de átomo atualmente aceito.

Qual a vantagem dessa idéia?

Assumindo a concepção de que os elétrons podem se comportar como partículas e como onda, tornou-se possível aplicar a esse comportamento a Mecânica Ondulatória, que é à parte da física que estuda o movimento envolvendo vibrações ou ondas. Isso permitiria uma melhor explicação dos fenômenos físicos e químicos observados.

2. O Princípio da Incerteza de Heisenberg

Se pudermos ver uma pedra no chão é porque a luz, ao atingir a pedra, é refletida e, através dessa reflexão, que chega aos nossos olhos, conseguimos enxergar a pedra.

Entretanto, quando fazemos a luz incidir em partículas muito pequenas, como é o caso do elétron, não conseguimos saber sua localização, porque a própria luz o fará se deslocar constantemente. Porque isto ocorre? A razão é que a luz tem muita energia, se comparada á do elétron, por ser este tão pequeno. Essa energia, então, provoca o constante deslocamento do elétron, alterando não só sua posição como sua velocidade (*). Isso significa que não podemos determinar com precisão nem a velocidade e nem a localização do elétron.

* O efeito da luz sobre um elétron poderia ser comparado a um esguicho forte de água, que ao incidir sobre uma pedra pequena, a desloca continuamente.

Essa impossibilidade é conhecida como o Princípio da Incerteza de Heisenberg, e foi enunciada em 1927 pelo físico alemão Werner Heisenberg. Tal princípio pode ser enunciado como: É impossível determinar simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron no átomo em um dado instante”.

Em outras palavras, é impossível conhecer simultaneamente e com certeza a posição e o momento (produto da massa vezes a velocidade) de uma pequena partícula, tal como um elétron, ou seja, qualquer que seja o modelo da estrutura eletrônica do átomo, ele não poderá com precisão simultânea localizar o elétron, e descrever o seu movimento.

A partir deste princípio, modificou-se a proposta de órbitas de Bohr (caminhos definidos por onde o elétron se movimenta) e passou a trabalhar com o conceito de orbital.

3. Orbital: A região mais provável de se encontrar o elétron

O Orbital corresponde à região do espaço de maior manifestação eletrônica, ou seja, é a região ao redor do núcleo mais provável de localizar um elétron e não significa a forma de sua trajetória, como aconteceria com a órbita de Bohr.

Em 1926, o físico austríaco Erwin Schrödinger deu uma grande contribuição à mecânica quântica propondo uma equação chamada de equação de onda () para descrever o elétron num átomo de hidrogênio, a qual possibilitou o cálculo das regiões de maior densidade eletrônica, ou seja, uma equação matemática que determina a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron.

Schrödinger propôs a partir de sua equação de onda, que para caracterizar um orbital seriam necessários três números quânticos, ou seja, um elétron pode ser descrito por três números quânticos, o principal (n), o secundário ou azimutal (l) e o magnético (m ou ml). Estes definem os estados de energia e os orbitais disponíveis para o elétron.

Os Orbitais e os Números Quânticos

No modelo atual, utilizam-se os chamados números quânticos para identificar o conjunto de localizações possíveis (camada, subcamada e orbital). Esse nome – números quânticos – se origina do fato de a energia do elétron ser quantizada, isto é, de apenas assumir determinados valores, separados entre si por “degraus”, e não quaisquer valores em gradação contínua.

Os números quânticos são quatro: principal, azimutal, magnético e spin. Vejamos o que cada um desses números expressa.

O número quântico principal (n)

  • O número quântico principal foi introduzido por Bohr. Ele, porém usava o conceito de órbita circular, diferindo-os pelos raios. Esse número corresponde às camadas K,L,M,N,O,P e Q do modelo de Bohr.

  • Este número designa a camada ou nível de energia em que o elétron se encontra, camadas essas designadas por meio do valor do número quântico principal, simbolizado pela letra “n”.

  • Os valores para “n” são números inteiros positivos: 1, 2, 3, 4, ... e está associado ás letras K, L, M, N, ...

Embora teoricamente n possa assumir qualquer valor inteiro e positivo, até hoje apenas são conhecidos átomos cujos valores de n vão até 7.

  • O valor de “n” corresponde ao que chamamos “nível energético principal”, e indica para o elétron sua distância média do núcleo, iniciando por n = 1, a camada mais próxima do núcleo. Quanto maior é n, mais distante o elétron está do núcleo.

  • O número máximo de elétrons em uma determinada camada vai depender do número total de orbitais desta camada e é dado por 2n2, onde “n” é o nível de energia. Exemplos:

(a) n = 2, temos 2 x 22 = 8 elétrons, (b) n = 4, temos 2 x 42 = 32 elétrons.

  • Cada camada é um agrupamento de subcamadas (ou subnível de energia), com exceção da camada K (n = 1) que têm apenas uma subcamada.

  • Todos os elétrons em uma dada camada estão na mesma distância média do núcleo. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons neles localizados, ou seja, quanto maior o valor de n, maior a energia do elétron. Em outras palavras, a energia do elétron é expressa principalmente pelo valor de n.

  • O tamanho do orbital também é determinado pelo valor de n. Quanto maior o valor de n, maior é o orbital.

Número Quântico Principal (n)

1

2

3

4

5

6

7

Designação por letra (Camada)

K

L

M

N

O

P

Q

Ordem crescente de energia

Distância crescente do núcleo

O número quântico azimutal (l)

  • Também chamado de número quântico secundário e é simbolizado pela letra “l”.

  • Este número especifica a subcamada ou subnível de energia e, assim, a forma do orbital.

  • As subcamadas são um subconjunto de energias eletrônicas no átomo, designados pelas letras s, p, d, f, g, h... ou pelo número quântico azimutal (“l”).

  • O número de subcamadas tem o mesmo valor do número quântico principal da camada correspondente.

  • De acordo com o valor de “n” podemos ter uma ou mais que uma forma de orbitais, ou seja, valores de “l”.

  • O “l” pode assumir valores inteiros de zero a n-1. Por exemplo, na camada K (n=1), temos apenas um subnível, l=0 (subnível s). Já na camada M (n=3), temos subníveis com l = 0, 1, 2 (subníveis s, p e d, respectivamente). Porém, tais valores são teóricos. Embora essa regra se aplique a todas as camadas (o que resultaria em sete números quânticos secundários, de 0 a 6), precisamos lembrar que só se conhecem, até o momento, átomos com orbitais s, p, d e f ocupados. Assim, na prática, l varia no máximo de 0 a 3.

energia crescente

Número quântico azimutal (l)

0

1

2

3

Tipo de subcamada ou subnível

s

p

d

f

Número de orbitais

1

3

5

7

Número máximo de elétrons

2

6

10

14

Até agora, portanto, temos dois números quânticos, indicados pelas letras n e l. Esses dois números bastam para escrever como cada camada e subcamada do átomo se acham ocupadas por elétrons. Por exemplo, a representação 4d1 indica que o subnível d da quarta camada está ocupada por um elétron.

4d1 número de elétrons contido no subnível

valor n letra correspondente ao subnível 2

(número quântico principal) (número quântico secundário)

Se em vez de um só elétron, esse subnível contivesse 5 ou 9 elétrons, teríamos as seguintes indicações: 4d5 para 5 elétrons e 4d9 para 9 elétrons.

O número quântico magnético (m)

Uma vez que cada subnível é constituído de um ou mais orbitais, falta-nos ainda dispor de um número que indique em qual orbital de um subnível o elétron está localizado. Isso é feito através do número quântico magnético que ésimbolizado por “m” ou “ml”.

Conforme já vimos, os orbitais de cada subnível podem ser representados por pequenos traços (__), quadrados (  ) ou círculos (  ). Cada um desses orbitais recebe um número que varia de –l a +l.

Vemos assim, que os valores de m dependem do número quântico secundário l. Mais exatamente m varia de –l até +l, passando por zero. Assim, por exemplo, no subnível p (l=1), existem três orbitais, cujos valores de m variam de –l até +l: m=-1, m=0 e m=+1.

O que o número quântico magnético de fato indica?

Enquanto o número quântico secundário l indica a forma do orbital, o número quântico magnético m indica a orientação do orbital no espaço em relação aos outros. Assim, por exemplo, o subnível p tem número quântico secundário l=1, o que indica que todos os seus orbitais possuem a mesma forma. Eles têm, porém, diferentes números quânticos magnéticos, quais sejam, m = 1, m = 0 e m = +1, que indicam as diferentes direções no espaço ao longo das quais esses orbitais (px, pye pz) estão orientados. Para l =2, temos as orientações: 3dxy , 3dxz , 3dyz , 3d z2, 3d x2y2

Fig 1: Os três orbitais p

O primeiro elétron a ocupar qualquer subnível irá sempre para o orbital com menor valor de m.

O termo magnético é relativo ao fato de que os orbitais de uma dada subcamada possuem diferentes energias quantizadas na presença de um campo magnético.

Valores de l

Subnível

Valores de m

Interpretação

0

s

0

Só existe 1 orbital

1

p

1 0 +1

Existem 3 orbitais

2

d

2 1 0 +1 +2

Existem 5 orbitais

3

f

3 2 1 0 +1 +2 +3

Existem 7 orbitais

4

g

43 2 1 0 +1 +2 +3 +4

Existem 9 orbitais

O número quântico spin (ms)

Como já dissemos, um orbital é uma região ao redor do núcleo do átomo onde é maior a probabilidade de se encontrar um elétron.

Essa definição nos conduz então a seguinte pergunta:

Qual é o número máximo de elétrons que poderiam permanecer em um

mesmo orbital.

Para responder a essa pergunta, vamos partir do fato de que os elétrons, possuindo cargas elétricas de mesmo sinal (negativo), exercem uma força de repulsão elétrica mútua. Devido a isso, dois elétrons que se aproximassem repeliam um ao outro e não poderiam permanecer no mesmo orbital.

Isso nos leva a concluir que em um mesmo orbital seria possível a permanência de no máximo um elétron por vez. Entretanto, em 1925, o austríaco Wolfang Pauli mostrou que, em um mesmo orbital, podem existir até dois elétrons.

Como isso é possível, se a força de repulsão elétrica entre eles deveria expulsá-los desta região ?

Ora, isso somente poderia ocorrer se existisse uma outra força de atração que fosse maior que a força de repulsão elétrica, essa força de fato existe.

O elétron além de se movimentar ao redor do núcleo do átomo, apresenta uma rotação em torno de seu próprio eixo (Figura 2), de certo modo semelhante ao giro de um pião. Essa rotação chamada spin, faz o elétron se comportar com um imã, criando, assim, um campo magnético ao seu redor. Esse campo magnético, por sua vez, irá atrair ou repelir outro elétron que venha a se aproximar. Essa atração ou repulsão dependerá do sentido de rotação de ambos:

  • Se os dois elétrons tiverem o mesmo sentido de rotação, dizemos que eles possuem spins paralelos. Nesse caso, é produzida uma força de repulsão magnética, impedindo que esses dois elétrons permaneçam num mesmo orbital.

  • Por outro lado, se os dois elétrons tiverem sentidos opostos de rotação, dizemos que eles possuem spins opostos ou antiparalelos. Nesse caso, é produzida uma força de atração magnética que os aproxima um do outro, permitindo que ocupem o mesmo orbital. Portanto, os dois elétrons que ocupam o mesmo orbital tem spin oposto.

(a) (b)

Figura 2: (a) Spin paralelos (b) Spins antiparalelos

O número quântico spin (representado por ms ou simplesmente s) pode ter apenas dois valores:  ½ e + ½. Esses valores são atribuídos conforme o elétron esteja girando num certo sentido ou no sentido oposto, ou seja, o spin é uma propriedade do elétron que descreve o movimento em torno do próprio eixo.

Portanto, o fato de dois elétrons permanecerem num mesmo orbital é conseqüência de a força de atração magnética (provocada pelos spins opostos) ser maior que a força de repulsão elétrica (provocada pelas cargas elétricas de mesmo sinal).

O primeiro elétron a ocupar um orbital terá sempre spin negativo ( ½), sendo representado como uma seta para cima.

Os spins dos elétrons contribuem para o comportamento magnético da matéria. Isto se dá porque qualquer objeto com spin ou que sofre rotação, possuindo carga elétrica, gera um campo magnético, isto é, atua como se fosse um imã. As substâncias que contêm átomos com orbitais que são semipreenchidos (pelo menos um elétron desemparelhado) são fracamente atraídos num campo magnético, isto é, “em direção de um imã”. Esta atração fraca é chamada de paramagnetismo e constitui prova da existência de elétrons não emparelhados numa substância. Uma atração muito mais forte num campo magnético é o ferromagnetismo, uma propriedade mostrada pelos elementos ferro, cobalto, níquel, assim como outras substâncias. Já as substâncias que contêm átomos com orbitais preenchidos (orbital com 2 elétrons) não são atraídas pelo campo magnético, essas substâncias possuem propriedade diamagnética.

As tabelas abaixo apresentam um resumo dos quatros números quânticos.

Nome

Símbolo

Característica específica

Informações

fornecidas

Valores possíveis

Principal

n

Camada

Distância média do núcleo

1, 2, 3, 4, 5,...

Azimutal

l

Subcamada

Forma do orbital

0, 1, 2, 3, ... (n-1)

Magnético

m

Orbital

Orientação do orbital

...2 1 0 +1 +2...

Spin

ms

Spin

Spin

½ , + ½

Número Máximo de Elétrons nos Subníveis e nas Camadas

subnível

s

p

d

f

Número de orbitais

1

3

5

7

Número máximo de elétrons em cada subnível

2

6

10

14

Camada

Subníveis em cada camada

Número máximo de elétrons em cada subnível

Número máximo de elétrons em cada camada

k

1s

2

2

l

2s 2p

2 + 6

8

m

3s 3p 3d

2 + 6 + 10

18

n

4s 4p 4d 4f

2 + 6 + 10 + 14

32

o

5s 5p 5d 5f

2 + 6 + 10 + 14

32

p

6s 6p 6d

2 + 6 + 10

18

q

7s

2

2

O Princípio da Exclusão de Pauli

(Parte 1 de 2)

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