Estrutura de eletrosfera

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Estrutura de eletrosfera: disposição eletrônica e radiação 
 
As primeiras evidências experimentais sobre a estrutura interna dos átomos surgiram em 1897, 
com os experimentos de Thomson envolvendo raios catódicos, que culminaram na descoberta 
do elétron. Em 1904, Thomson propôs um modelo no qual os elétrons estavam distribuídos em 
anéis dentro de uma esfera positiva. Em 1911, Rutherford demonstrou a existência de um núcleo 
com carga positiva, ao redor do qual os elétrons circulavam em órbitas. Em 1913, Bohr introduziu 
o conceito de níveis de energia quantizados, explicando os espectros atômicos do hidrogênio 
e relacionando a disposição dos elétrons à emissão de radiação. Embora esses modelos tenham 
contribuído significativamente para o entendimento da estrutura atômica, mostraram-se limitados 
para átomos polieletrônicos. Em 1926, o modelo de Schrödinger, baseado na mecânica 
quântica, passou a descrever a eletrosfera como uma região de distribuição probabilística dos 
elétrons, estabelecendo o modelo moderno da estrutura atômica. 
 
Radiação, transições eletrônicas e espectros atômicos 
Quando um elétron é submetido a uma fonte de energia adequada, pode ser promovido a um 
nível energético mais elevado (estado excitado). Como esse estado é instável, o elétron libera 
a energia absorvida sob a forma de radiação eletromagnética, retornando ao nível de energia 
inicial (estado fundamental). 
Essas transições ocorrem de forma quantizada, como demonstrado por Max Planck em seus 
estudos sobre a radiação do corpo negro: a energia é absorvida ou emitida em pacotes discretos, 
chamados quanta, proporcionalmente à frequência da radiação (E=h⋅v). A energia liberada 
corresponde exatamente à diferença entre os níveis envolvidos, evidenciando a natureza 
quantizada da interação entre matéria e radiação. 
Quando a radiação emitida por elétrons excitados atravessa um prisma ou uma rede de difração, 
decompõe-se em linhas espectrais, cada uma associada a um comprimento de onda específico. 
O conjunto dessas linhas forma o espectro de emissão atômico, característico de cada 
elemento. 
Em 1913, Niels Bohr forneceu uma explicação ao propor que os elétrons orbitam o núcleo em 
níveis fixos de energia e realizam saltos entre esses níveis ao absorver ou emitir radiação com 
energia exatamente igual a diferença de energia entre os dois níveis envolvidos. Bohr expressou 
a energia dos níveis eletrônicos do hidrogênio pela fórmula En= -Rhc/n2, onde n é o número 
quântico principal, R a constante de Rydberg, h a constante de Planck e c a velocidade da luz. 
Essa equação permitiu explicar as posições das linhas espectrais nas séries de Lyman 
(ultravioleta), Balmer (visível) e Paschen (infravermelho). 
Apesar de suas contribuições, o modelo de Bohr não se aplicava adequadamente a átomos 
polieletrônicos. Posteriormente, a mecânica quântica foi capaz de descrever os fenômenos 
eletrônicos de forma mais abrangente. 
 
3. Modelo Quântico da Eletrosfera 
O modelo quântico da estrutura atômica, formulado por Erwin Schrödinger em 1926, transformou 
a compreensão da eletrosfera ao substituir a noção de órbitas definidas por uma abordagem 
probabilística. Schrödinger propôs uma equação diferencial parcial cuja solução é a função de 
onda (ψ), que descreve o estado quântico de uma partícula, como o elétron. 
A função de onda fornece o contorno da nuvem eletrônica, e o quadrado de seu módulo, ψ², 
representa a densidade de probabilidade eletrônica, isto é, a chance de encontrar o elétron 
em uma determinada região do espaço por unidade de volume. Essa interpretação, proposta por 
Max Born, fundamenta a transição do modelo clássico, determinista, para o modelo probabilístico 
da mecânica quântica. 
Cada função de onda associada a um elétron é chamada de orbital atômico, e descreve uma 
região do espaço onde há alta probabilidade de localização do elétron. 
 
4. Números quânticos e organização da eletrosfera 
A abordagem de Schrödinger requer três números quânticos — n, l e mₗ — para caracterizar 
completamente a função de onda de um elétron em um átomo. Esses números quânticos 
fornecem informações sobre a energia do elétron, a forma da nuvem de probabilidade (ou 
orbital) e sua orientação espacial. 
• n (número quântico principal): valores inteiros positivos (1, 2, 3...), define o tamanho e a 
energia do orbital. Quanto maior n, maior a energia e o afastamento do elétron em 
relação ao núcleo. 
• l (número quântico secundário): vai de 0 a (n – 1) e também é relacionado à energia e 
determina o formato do orbital. É representado por s (0), p (1), d (2) e f (3). 
• ml (número quântico magnético): vai de -l a +l e indica a orientação do orbital no espaço. 
Além desses três (n, l e mₗ), há um quarto número quântico, o número quântico de spin (mₛ). 
Esse número não está relacionado à solução da equação de Schrödinger, mas foi introduzido a 
partir de observações experimentais, como o experimento de Stern-Gerlach. O spin assume 
dois valores possíveis, +½ ou –½, correspondentes a dois estados distintos de uma propriedade 
quantizada intrínseca do elétron, associada ao seu momento angular interno. 
Orbitais com o mesmo valor de n formam uma camada eletrônica (designadas por K, L, M, 
N..., correspondendo a n = 1, 2, 3, 4...). Aqueles com os mesmos n e l pertencem a uma 
subcamada (ou subnível), nomeada pelo número de n e a letra correspondente a l (ex.: 3d). 
Para representar, por exemplo, que há um elétron no subnível d do nível 3, utiliza-se 3d1, se há 
2 elétrons, 3d2 e assim por diante. 
Cada subnível comporta orbitais e elétrons da seguinte forma: 
• s: 1 orbital → 2 elétrons 
• p: 3 orbitais → 6 elétrons 
• d: 5 orbitais → 10 elétrons 
• f: 7 orbitais → 14 elétrons 
Assim, a capacidade máxima de elétrons por camada, em função dos subníveis que a 
caracterizam, é dada por: 
• n = 1 → subnível 1s → comporta até 2 elétrons 
• n = 2 → subníveis 2s e 2p → comporta até 8 elétrons 
• n = 3 → subníveis 3s, 3p e 3d → comporta até 18 elétrons 
• n = 4 → subníveis 4s, 4p, 4d e 4f → comporta até 32 elétrons 
• n = 5 → subníveis 5s, 5p, 5d e 5f → comporta até 32 elétrons 
• n = 6 → subníveis 6s, 6p e 6d → comporta até 18 elétrons 
• n = 7 → subníveis 7s e 7p → comporta até 8 elétrons 
5. Distribuição eletrônica e regras de preenchimento 
A distribuição dos elétrons nos orbitais de um átomo obedece a três princípios fundamentais que 
determinam a ordem e a forma como esses orbitais são ocupados. 
O princípio da exclusão de Pauli estabelece que dois elétrons em um mesmo orbital devem ter 
spins opostos. Isso significa que nenhum par de elétrons em um átomo pode ter os quatro 
números quânticos iguais. Como o spin pode assumir apenas os valores +1/2 e -1/2, um terceiro 
elétron no orbital inevitavelmente teria o mesmo valor de spin que um dos outros dois. Spins com 
o mesmo valor causam maior repulsão, enquanto spins opostos minimizam a repulsão entre as 
cargas negativas dos elétrons. Por isso, um orbital pode comportar no máximo dois elétrons, 
desde que tenham spins opostos. 
A regra de Hund afirma que, ao distribuir elétrons em orbitais de mesma energia (orbitais 
degenerados), eles ocupam primeiro os orbitais vazios com spins paralelos, evitando o 
emparelhamento sempre que possível. Isso reduz a repulsão entre elétrons e resulta em uma 
configuração mais estável. 
O princípio da construção (ou princípio de Aufbau) determina que os elétrons ocupam primeiro 
os orbitais de menor energia disponível, seguindo uma ordem crescente de energia. Essa 
sequência pode ser representada pelo diagrama de Linus Pauling: 
1s²2p⁶ 3s² 3p³