Átomos e Estrutura Atômica — Modelo Quântico
Limitações do Modelo de Bohr
O modelo de Bohr acerta a Figura do hidrogênio, mas falha para:
- Átomos polieletrônicos (interação e⁻–e⁻ ignorada)
- Intensidades de linhas espectrais
- Efeito Zeeman (divisão de linhas em campo magnético)
- Estrutura fina espectral
A mecânica quântica (Schrödinger, 1926) resolve isso substituindo órbitas definidas por orbitais — funções de onda Ψ.
Equação de Schrödinger e Orbitais
- : operador Hamiltoniano (energia cinética + potencial)
- : função de onda
- : autovalor de energia
- : densidade de probabilidade de encontrar o elétron
Números Quânticos
| Número | Símbolo | Domínio | Significado |
|---|---|---|---|
| Principal | n | 1, 2, 3, ... | Nível de energia / tamanho do orbital |
| Azimutal | ℓ | 0 a n–1 | Forma do orbital (s, p, d, f) |
| Magnético | mℓ | –ℓ a +ℓ | Orientação espacial |
| Spin | ms | ±½ | Spin do elétron |
Formas dos Orbitais
- s (ℓ=0): esférico, 1 orientação
- p (ℓ=1): halteres, 3 orientações (px, py, pz) — nó angular planar
- d (ℓ=2): 5 orientações, formas variadas — crucial em metais de transição
- f (ℓ=3): 7 orientações — lantanídeos e actinídeos
Princípios de Preenchimento
Princípio de Aufbau
Preenche orbitais de menor energia primeiro. Ordem ditada pela soma (n + ℓ):
Quando n + ℓ são iguais, o de menor n é preenchido primeiro.
Princípio de Exclusão de Pauli
Em um dado átomo, dois elétrons não podem ter os 4 números quânticos iguais. Logo, um orbital acomoda no máximo 2 elétrons com spins opostos.
Regra de Hund
Entre orbitais de mesma energia (degenerados), os elétrons ocupam orbitais diferentes com spins paralelos antes de emparelhar.
Razão: Elétrons paralelos (mesmo spin) respeitam a correlação de Fermi — tendem a se afastar, reduzindo a repulsão coulombiana.
Exceções Notáveis na Configuração Eletrônica
Orbitais semi-preenchidos e completamente preenchidos têm estabilidade extra:
| Elemento | Esperado | Real |
|---|---|---|
| Cr (Z=24) | [Ar] 4s² 3d⁴ | [Ar] 4s¹ 3d⁵ |
| Cu (Z=29) | [Ar] 4s² 3d⁹ | [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ |
| Mo (Z=42) | [Kr] 5s² 4d⁴ | [Kr] 5s¹ 4d⁵ |
Energia de Ionização e Descontinuidades
- Aumenta ao longo do período (Z efetivo cresce)
- Diminui descendo no grupo (elétrons mais distantes, blindados)
Descontinuidades importantes:
- IE₁(O) < IE₁(N): em O, o 4° elétron 2p emparelha em orbital já ocupado → repulsão extra → mais fácil remover
- IE₁(B) < IE₁(Be): elétron 2p de B é mais fácil de remover que 2s de Be
Carga Nuclear Efetiva (Zeff)
Elétrons internos blindam elétrons externos do campo nuclear total.
onde σ é a constante de blindagem de Slater (ou calculada por regras de Slater).
- Explica por que raio atômico cresce descendo no grupo (mais camadas, maior blindagem)
- Explica por que raio atômico decresce ao longo do período (Z cresce, Zeff aumenta, atrai e⁻ mais forte)
TIP
No ITA aparecem questões pedindo para comparar energia de ionização ou raio atômico usando apenas a estrutura eletrônica. Sempre justifique via Zeff + blindagem, não apenas memorizando tendências.