O orbital s tem forma esférica. Os
orbitais p têm forma de duplo ovóide e são perpendiculares
entre si (estão dirigidos segundo três eixos ortogonais x, y e z.
7- Spin
Spin é o movimento de rotação do elétron
em torno de seu eixo. Pode ser paralelo ou antiparalelo. A cada um
deles foi atribuído um número quântico: + 1/2 e -1/2.
8- Princípio da
exclusão de Pauli
Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com
quatro números quânticos iguais.
Como conseqüência desse princípio, dois elétrons de um mesmo orbital
têm spins opostos.
Um orbital semicheio contém um elétron desemparelhado; um orbital
cheio contém dois elétrons emparelhados (de spins opostos).
9- Regra de Hund
Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse
subnível recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o
último orbital desse subnível 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): 1s2
2s2 2p6 3s2 3p6
3s1
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.
Elétron de maior energia ou elétron de
diferenciação é o último elétron distribuído no preenchimento da
eletrosfera, de acordo com as regras estudadas.
10- 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.
11- 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.
12- 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.
13- 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.
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