A Configuração Eletronica

                Números quânticos

Na aula anterior vimos que:

Os elétrons se organizam em torno do núcleo em camadas que correspondem ao estado de energia. Cada camada é caracterizada por um numero quântico e é constituída por subcamadas. Cada subcamada é constituída por orbitais com orientações espaciais diferentes.

Porem, aquele modelo atômico apresentado só descreve com exatidão o átomo de hidrogênio, ou He+ pois só possui um elétron. Para um modelo ter utilidade então, este deve ser aplicado a todos os outros átomos. E todos os outros átomos possuem mais de um elétron em seus níveis eletrônicos.

As energias e o preenchimento dos orbitais

Uma das coisas que precisamos saber é: como ocorre a distribuição eletrônica nos átomos com vários elétrons?

Quando temos apenas um elétron no orbital, todos os outros que não possuem elétrons apresentam a mesma energia. Dizemos que estes estão degenerados

Orbitais degenerados são orbitais que apresentam mesma energia.

Porém, ao adicionarmos um ou mais elétrons nos orbitais, a energia destes muda devido a efeitos de repulsão entre estes elétrons. Os orbitais não são mais ditos degenerados. Em um átomo polieletrônico, para certo valor de n, a energia do orbital aumenta com o valor de l.[pic 1]

[pic 2][pic 3]

Figura 1: Orbitais degenerados (a) e não degenerados (b). (atente para o fato de que, os 3 orbitais p, e os 5 orbitais d em ambos os casos são degenerados (possuem a mesma energia). Porem, analisando o mesmo nível eletrônico (n) os orbitais de átomos multieletrônicos perdem a degenerescência (figura b).

O preenchimento dos orbitais deve obedecer a ordem de energia destes, começando sempre do orbital de menor energia. Sendo assim, primeiro preenche-se os orbitais do nível 1, seguidos dos orbitais do nível 2 e assim por diante. Dentro de cada nível, os elétrons são colocados nas subcamadas em ordem crescente de energia.

Atividade 1: Escreva a ordem de energia dos orbitais de nível n=1 até o nível n=6.

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O spin do elétron

Os números quânticos n, l e ml, nos permitem descrever os orbitais que o elétron se encontra e o explica satisfatoriamente o comportamento do átomo de hidrogênio. Podemos ainda, usar orbitais semelhantes para descrever os orbitais e suas energias de átomos polieletrônicos, como vimos anteriormente. Porem, como os elétrons ocupam estes orbitais disponíveis?

Para responder esta pergunta e descrever de forma completa os estados dos elétrons em átomos multieletrônicos, é necessária a introdução de mais um número quântico. Este é o numero quântico de spin do elétron, simbolizado por ms.

A informação que conduziu a esta proposição foi que, as linhas observadas nos espectros de raias, para os átomos com muitos elétrons não tinham exatamente a mesma freqüência prevista por Schrodinger, através de sua equação. Em 1925, dois cientistas, Goudsmit e Uhlembeck, propuseram uma explicação para isso. Para eles, os elétrons se comportavam como esferas que giram em torno de si, parecido com um planeta em torno de si mesmo. Esta propriedade foi chamada de spin.

De acordo com a mecânica quântica, ao todo tem-se dois estados de spin, representado pelas setas ↑ e ↓ ou pelas letras gregas α e β. Pode-se imaginar o elétron girando no sentido anti-horário (seta pra cima) a uma dada velocidade, ou no sentido horário (seta pra baixo) a mesma velocidade. O numero quântico de spin só pode possuir dois valores +½ ↑ e –½ ↓.

Quando um elétron esta num orbital, ele pode assumir qualquer uma das duas configurações, ou seja, qualquer um dos dois valores de ms. O hidrogênio, que possui apenas um elétron é paramagnético. Porém, verificamos experimentalmente que o He, que possui dois elétrons no mesmo orbital 1s, é diamagnético. Para explicar esta observação admitimos que os elétrons que estão num mesmo orbital, possuem orientações diferentes, com spins opostos. Dizemos que os respectivos spins estão emparelhados. Com isso, o campo magnético de um spin é cancelado pelo campo magnético do outro.

Lembre que: o paramagnetismo ocorre para substâncias constituídas por íons ou átomos com elétrons desemparelhados. Os átomos em que todos os elétrons estão emparelhados, são diamagnéticos.

Atividade 2: Descreva os 4 possíveis números quânticos para o elétron do átomo de hidrogênio:

Resposta: Uma forma bastante conveniente de representarmos os orbitais é desenhando-os como caixas e os elétrons como setas. Embora esta representação possa levar a conceitos equivocados acerca da forma e orientação dos orbitais, esta simplifica bastante nossa forma de representar os orbitais.

Consideremos o elétron do átomo de H. este elemento possui apenas um elétron num orbital 1s. Sendo assim, este elétron pode ser representado por:[pic 4]

Elétron no orbital 1s

Conjunto de números quânticos: __________________________________

Elétron no orbital 1s [pic 5]

Conjunto de números quânticos: __________________________________

O princípio de exclusão de Pauli e a Regra de Hund

Uma informação importante que devemos ter em mente é que, o preenchimento dos orbitais deve obedecer a ordem de energia destes, começando sempre do orbital de menor energia. Sendo assim, primeiro preenche-se os orbitais do nível 1, seguidos dos orbitais do nível 2 e assim por diante. Dentro de cada nível, os elétrons são colocados nas subcamadas em ordem crescente de energia.

Em 1925 o físico austríaco Wolfgang Pauli, através do Princípio de exclusão de Pauli obteve os princípios que governava a distribuição dos elétrons em átomos multieletrônicos.

Ele diz: Em um átomo, dois elétrons quaisquer não podem ter o mesmo conjunto dos quatro números quânticos (n, l ml, ms). Este princípio leva a outra conclusão importante: nenhum orbital atômico pode conter mais do que dois elétrons.

Para um dado orbital, 1s, 2p, por exemplo, os 3 números quânticos são iguais (n, l, m) logo, a inserção de um segundo elétron deve apresentar o quarto número quântico distinto, ou seja, spin +½ ou –½.