Química Geral VII- Estrutura eletrônica dos Atomos

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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 4s 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 formade 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.