Orbital atômico - Atomic orbital

As formas dos primeiros cinco orbitais atômicos são: 1s, 2s, 2p x , 2p y e 2p z . As duas cores mostram a fase ou sinal da função de onda em cada região. Cada imagem é uma coloração de domínio de uma função ψ ( x ,  y ,  z ) que depende das coordenadas de um elétron. Para ver a forma alongada das funções ψ ( x ,  y ,  z ) 2 que mostram a densidade de probabilidade mais diretamente, veja as imagens dos orbitais d abaixo.

Na teoria atômica e na mecânica quântica , um orbital atômico é uma função matemática que descreve a localização e o comportamento de onda de um elétron em um átomo . Esta função pode ser usada para calcular a probabilidade de encontrar qualquer elétron de um átomo em qualquer região específica ao redor do núcleo do átomo . O termo orbital atômico também pode se referir à região física ou espaço onde o elétron pode ser calculado para estar presente, conforme previsto pela forma matemática particular do orbital.

Cada orbital em um átomo é caracterizado por um conjunto único de valores dos três números quânticos n , e m l , que correspondem respectivamente à energia do elétron , momento angular e um componente vetorial de momento angular (o número quântico magnético ). Cada um desses orbitais pode ser ocupado por no máximo dois elétrons, cada um com sua própria projeção de spin . Os nomes simples s orbital , p orbital , d orbital e f orbital referem-se a orbitais com número quântico de momento angular = 0, 1, 2 e 3, respectivamente. Esses nomes, junto com o valor de  n , são usados ​​para descrever as configurações eletrônicas dos átomos. Eles são derivados a partir da descrição por espectroscopistas precoces de determinadas séries de metais alcalino linhas espectroscópicas como s harp , p rincipal , d iffuse , e f undamental . Os orbitais para > 3 continuam em ordem alfabética, omitindo j (g, h, i, k, ...) porque alguns idiomas não fazem distinção entre as letras "i" e "j".

Orbitais atômicos são os blocos básicos de construção do modelo orbital atômico (alternativamente conhecido como nuvem de elétrons ou modelo de mecânica de onda), uma estrutura moderna para visualizar o comportamento submicroscópico dos elétrons na matéria. Neste modelo, a nuvem de elétrons de um átomo de vários elétrons pode ser vista como sendo construída (em aproximação) em uma configuração de elétrons que é um produto de orbitais atômicos semelhantes ao hidrogênio mais simples . A periodicidade de repetição dos blocos de 2, 6, 10 e 14 elementos dentro das seções da tabela periódica surge naturalmente do número total de elétrons que ocupam um conjunto completo de orbitais atômicos s , p , d e f , respectivamente, embora para valores mais altos do número quântico n , particularmente quando o átomo em questão carrega uma carga positiva, as energias de certas sub-camadas tornam-se muito semelhantes e, portanto, a ordem em que se diz serem povoadas por elétrons (por exemplo, Cr = [Ar ] 4s 1 3d 5 e Cr 2+ = [Ar] 3d 4 ) só podem ser racionalizados um tanto arbitrariamente.

Orbitais atômicos do elétron em um átomo de hidrogênio em diferentes níveis de energia. A probabilidade de encontrar o elétron é dada pela cor, conforme mostrado na legenda no canto superior direito.

Propriedades do elétron

Com o desenvolvimento da mecânica quântica e descobertas experimentais (como a difração de elétrons em duas fendas), descobriu-se que os elétrons em órbita ao redor de um núcleo não podiam ser totalmente descritos como partículas, mas precisavam ser explicados pela dualidade onda-partícula . Nesse sentido, os elétrons possuem as seguintes propriedades:

Propriedades de onda:

  1. Os elétrons não orbitam o núcleo da mesma forma que um planeta orbita o sol, mas existem como ondas estacionárias . Assim, a energia mais baixa possível que um elétron pode receber é semelhante à frequência fundamental de uma onda em uma corda. Os estados de energia mais alta são semelhantes aos harmônicos dessa frequência fundamental.
  2. Os elétrons nunca estão em um único ponto, embora a probabilidade de interagir com o elétron em um único ponto possa ser encontrada a partir da função de onda do elétron. A carga no elétron age como se fosse espalhada no espaço em uma distribuição contínua, proporcional em qualquer ponto à magnitude quadrada da função de onda do elétron .

Propriedades semelhantes a partículas:

  1. O número de elétrons orbitando o núcleo só pode ser um número inteiro.
  2. Os elétrons saltam entre orbitais como partículas. Por exemplo, se um único fóton atinge os elétrons, apenas um único elétron muda de estado em resposta ao fóton.
  3. Os elétrons retêm propriedades semelhantes a partículas, como: cada estado de onda tem a mesma carga elétrica que sua partícula de elétron. Cada estado de onda tem um único spin discreto (spin para cima ou para baixo) dependendo de sua superposição .

Assim, os elétrons não podem ser descritos simplesmente como partículas sólidas. Uma analogia pode ser a de uma "atmosfera" grande e freqüentemente de formato estranho (o elétron), distribuída em torno de um planeta relativamente pequeno (o núcleo atômico). Os orbitais atômicos descrevem exatamente a forma dessa "atmosfera" apenas quando um único elétron está presente em um átomo. Quando mais elétrons são adicionados a um único átomo, os elétrons adicionais tendem a preencher mais uniformemente um volume de espaço ao redor do núcleo, de modo que a coleção resultante (às vezes chamada de "nuvem de elétrons" do átomo) tende a uma zona geralmente esférica de probabilidade que descreve a localização do elétron, devido ao princípio da incerteza .

Definição formal da mecânica quântica

Os orbitais atômicos podem ser definidos mais precisamente na linguagem formal da mecânica quântica . Eles são uma solução aproximada para a equação de Schrodinger para os elétrons ligados ao átomo pelo campo elétrico do núcleo do átomo . Especificamente, na mecânica quântica, o estado de um átomo, ou seja, um autoestado do hamiltoniano atômico , é aproximado por uma expansão (ver expansão de interação de configuração e conjunto de base ) em combinações lineares de produtos anti-simetrizados ( determinantes de Slater ) de um funções de elétrons. Os componentes espaciais dessas funções de um elétron são chamados de orbitais atômicos. (Quando se considera também seu componente de spin , fala-se de orbitais de spin atômicos .) Um estado é na verdade uma função das coordenadas de todos os elétrons, de modo que seu movimento é correlacionado, mas isso é frequentemente aproximado por este modelo de partícula independente de produtos de funções de onda de um único elétron. (A força de dispersão de London , por exemplo, depende das correlações do movimento dos elétrons.)

Na física atômica , as linhas espectrais atômicas correspondem às transições ( saltos quânticos ) entre os estados quânticos de um átomo. Esses estados são rotulados por um conjunto de números quânticos resumidos no símbolo de termo e geralmente associados a configurações eletrônicas particulares, ou seja, por esquemas de ocupação de orbitais atômicos (por exemplo, 1s 2  2s 2  2p 6 para o estado fundamental do símbolo de neon : 1 S 0 ).

Essa notação significa que os determinantes de Slater correspondentes têm um peso claramente maior na expansão da interação de configuração . O conceito de orbital atômico é, portanto, um conceito chave para visualizar o processo de excitação associado a uma determinada transição . Por exemplo, pode-se dizer que para uma dada transição ela corresponde à excitação de um elétron de um orbital ocupado para um determinado orbital não ocupado. No entanto, deve-se ter em mente que os elétrons são férmions regidos pelo princípio de exclusão de Pauli e não podem ser distinguidos uns dos outros. Além disso, às vezes acontece que a expansão da interação de configuração converge muito lentamente e não se pode falar de função de onda simples de um determinante. Este é o caso quando a correlação eletrônica é grande.

Fundamentalmente, um orbital atômico é uma função de onda de um elétron, embora a maioria dos elétrons não exista em átomos de um elétron e, portanto, a visão de um elétron é uma aproximação. Ao pensar sobre orbitais, muitas vezes recebemos uma visualização orbital fortemente influenciada pela aproximação Hartree-Fock , que é uma forma de reduzir as complexidades da teoria orbital molecular .

Tipos de orbitais

Vistas 3D de alguns orbitais atômicos semelhantes ao hidrogênio mostrando densidade de probabilidade e fase ( orbitais g e superiores não são mostrados)

Os orbitais atômicos podem ser os "orbitais" semelhantes ao hidrogênio, que são soluções exatas para a equação de Schrödinger para um "átomo" semelhante ao hidrogênio (isto é, um átomo com um elétron). Alternativamente, orbitais atômicos referem-se a funções que dependem das coordenadas de um elétron (ou seja, orbitais), mas são usados ​​como pontos de partida para aproximar funções de onda que dependem das coordenadas simultâneas de todos os elétrons em um átomo ou molécula. Os sistemas de coordenadas escolhidos para orbitais atômicos são geralmente coordenadas esféricas ( r , θ, φ) em átomos e cartesianos (x, y, z) em moléculas poliatômicas. A vantagem das coordenadas esféricas (para átomos) é que uma função de onda orbital é um produto de três fatores, cada um dependente de uma única coordenada: ψ ( r , θ, φ) = R ( r ) Θ (θ) Φ (φ) . Os fatores angulares dos orbitais atômicos Θ (θ) Φ (φ) geram s, p, d, etc. funções como combinações reais de harmônicos esféricos Y ℓm (θ, φ) (onde e m são números quânticos). Normalmente existem três formas matemáticas para as funções radiais  R ( r ) que podem ser escolhidas como ponto de partida para o cálculo das propriedades de átomos e moléculas com muitos elétrons:

  1. Os orbitais atômicos semelhantes ao hidrogênio são derivados da solução exata da Equação de Schrödinger para um elétron e um núcleo, para um átomo semelhante ao hidrogênio . A parte da função que depende da distância r do núcleo possui nós (nós radiais) e decai como e - (constante × distância) .
  2. O orbital do tipo Slater (STO) é uma forma sem nós radiais, mas decai do núcleo como acontece com o orbital semelhante ao hidrogênio.
  3. A forma do orbital de tipo gaussiano (gaussianas) não possui nós radiais e decai como .

Embora orbitais semelhantes ao hidrogênio ainda sejam usados ​​como ferramentas pedagógicas, o advento dos computadores tornou os STOs preferíveis para átomos e moléculas diatômicas, uma vez que combinações de OSTs podem substituir os nós em orbitais atômicos semelhantes ao hidrogênio. Gaussianas são normalmente usadas em moléculas com três ou mais átomos. Embora não sejam tão precisas por si mesmas quanto os STOs, combinações de muitos gaussianos podem atingir a precisão de orbitais semelhantes ao hidrogênio.

História

O termo "orbital" foi cunhado por Robert Mulliken em 1932 como uma abreviatura para função de onda orbital de um elétron . No entanto, a ideia de que os elétrons podem girar em torno de um núcleo compacto com momento angular definido foi convincentemente argumentada pelo menos 19 anos antes por Niels Bohr , e o físico japonês Hantaro Nagaoka publicou uma hipótese baseada em órbita para o comportamento eletrônico já em 1904. Explicando o O comportamento dessas "órbitas" de elétrons foi uma das forças motrizes por trás do desenvolvimento da mecânica quântica .

Primeiros modelos

Com a descoberta do elétron por JJ Thomson em 1897, ficou claro que os átomos não eram os menores blocos de construção da natureza, mas sim partículas compostas. A estrutura recém-descoberta dentro dos átomos levou muitos a imaginar como as partes constituintes do átomo poderiam interagir umas com as outras. Thomson teorizou que múltiplos elétrons giravam em anéis semelhantes a órbitas dentro de uma substância gelatinosa carregada positivamente e, entre a descoberta do elétron e 1909, este " modelo de pudim de ameixa " foi a explicação mais amplamente aceita da estrutura atômica.

Pouco depois da descoberta de Thomson, Hantaro Nagaoka previu um modelo diferente para a estrutura eletrônica. Ao contrário do modelo do pudim de ameixa, a carga positiva no "Modelo Saturniano" de Nagaoka foi concentrada em um núcleo central, puxando os elétrons em órbitas circulares que lembram os anéis de Saturno. Poucas pessoas perceberam o trabalho de Nagaoka na época, e o próprio Nagaoka reconheceu um defeito fundamental na teoria, mesmo em sua concepção, a saber, que um objeto carregado clássico não pode sustentar o movimento orbital porque está acelerando e, portanto, perde energia devido à radiação eletromagnética. Não obstante, o modelo saturnino revelou ter mais em comum com a teoria moderna do que qualquer um de seus contemporâneos.

Átomo de Bohr

Em 1909, Ernest Rutherford descobriu que a maior parte da massa atômica estava fortemente condensada em um núcleo, que também tinha carga positiva. Tornou-se claro a partir de sua análise em 1911 que o modelo do pudim de ameixa não poderia explicar a estrutura atômica. Em 1913, o aluno de pós-doutorado de Rutherford, Niels Bohr , propôs um novo modelo do átomo, em que os elétrons orbitavam o núcleo com períodos clássicos, mas só podiam ter valores discretos de momento angular, quantizados em unidades h / 2π . Essa restrição permitia automaticamente apenas certos valores de energias eletrônicas. O modelo de Bohr do átomo corrigiu o problema da perda de energia da radiação de um estado fundamental (declarando que não havia estado abaixo deste) e, mais importante, explicou a origem das linhas espectrais.

O modelo de Rutherford-Bohr do átomo de hidrogênio.

Após o uso de Bohr da explicação de Einstein do efeito fotoelétrico para relacionar os níveis de energia nos átomos com o comprimento de onda da luz emitida, a conexão entre a estrutura dos elétrons nos átomos e os espectros de emissão e absorção dos átomos tornou-se uma ferramenta cada vez mais útil na compreensão de elétrons em átomos. A característica mais proeminente dos espectros de emissão e absorção (conhecidos experimentalmente desde meados do século 19), era que esses espectros atômicos continham linhas discretas. A importância do modelo de Bohr era que ele relacionava as linhas dos espectros de emissão e absorção com as diferenças de energia entre as órbitas que os elétrons podiam tomar em torno de um átomo. Isso, no entanto, não foi alcançado por Bohr dando aos elétrons algum tipo de propriedades ondulatórias, uma vez que a ideia de que os elétrons podiam se comportar como ondas de matéria só foi sugerida onze anos depois. Ainda assim, o uso do modelo de Bohr de momentos angulares quantizados e, portanto, níveis de energia quantizados foi um passo significativo para a compreensão dos elétrons nos átomos, e também um passo significativo para o desenvolvimento da mecânica quântica ao sugerir que as restrições quantizadas devem ser responsáveis ​​por todos os níveis de energia descontínua e espectros em átomos.

Com a sugestão de de Broglie da existência de ondas de elétron de matéria em 1924, e por um curto período antes do tratamento completo da equação de Schrödinger de 1926 para átomos semelhantes ao hidrogênio , um "comprimento de onda" do elétron de Bohr poderia ser visto como uma função de seu momento , e assim um elétron em órbita de Bohr foi visto orbitando em um círculo em um múltiplo de seu meio comprimento de onda. O modelo de Bohr por um curto período de tempo pode ser visto como um modelo clássico com uma restrição adicional fornecida pelo argumento 'comprimento de onda'. No entanto, esse período foi imediatamente substituído pela mecânica ondulatória tridimensional completa de 1926. Em nossa compreensão atual da física, o modelo de Bohr é chamado de modelo semiclássico por causa de sua quantização do momento angular, não principalmente por causa de sua relação com comprimento de onda do elétron, que apareceu em retrospectiva doze anos depois que o modelo de Bohr foi proposto.

O modelo de Bohr foi capaz de explicar os espectros de emissão e absorção do hidrogênio . As energias dos elétrons nos  estados n = 1, 2, 3, etc. no modelo de Bohr correspondem às da física atual. No entanto, isso não explica as semelhanças entre os diferentes átomos, conforme expresso pela tabela periódica, como o fato de o hélio (dois elétrons), o neônio (10 elétrons) e o argônio (18 elétrons) apresentarem inércia química semelhante. A mecânica quântica moderna explica isso em termos de camadas e subcamadas de elétrons, cada uma das quais pode conter um número de elétrons determinado pelo princípio de exclusão de Pauli . Assim, o  estado n = 1 pode conter um ou dois elétrons, enquanto o estado n = 2 pode conter até oito elétrons em subcamadas 2s e 2p. No hélio, todos os  estados n = 1 estão totalmente ocupados; o mesmo é verdadeiro para n  = 1 e n  = 2 em neon. No argônio, as subcamadas 3s e 3p são igualmente ocupadas por oito elétrons; a mecânica quântica também permite uma subcamada 3d, mas esta tem uma energia mais alta do que os 3s e 3p do argônio (ao contrário da situação no átomo de hidrogênio) e permanece vazia.

Concepções modernas e conexões com o princípio da incerteza de Heisenberg

Imediatamente após Heisenberg descobrir seu princípio de incerteza , Bohr observou que a existência de qualquer tipo de pacote de onda implica em incerteza na frequência e comprimento de onda, uma vez que uma difusão de frequências é necessária para criar o próprio pacote. Na mecânica quântica, em que todos os momentos das partículas estão associados às ondas, é a formação desse pacote de ondas que localiza a onda e, portanto, a partícula, no espaço. Nos estados em que uma partícula de mecânica quântica está ligada, ela deve ser localizada como um pacote de ondas, e a existência do pacote e seu tamanho mínimo implicam em uma propagação e um valor mínimo no comprimento de onda da partícula e, portanto, também momento e energia. Na mecânica quântica, como uma partícula está localizada em uma região menor no espaço, o pacote de onda compactado associado requer um intervalo cada vez maior de momentos e, portanto, maior energia cinética. Assim, a energia de ligação para conter ou prender uma partícula em uma região menor do espaço aumenta sem limites à medida que a região do espaço fica menor. As partículas não podem ser restritas a um ponto geométrico no espaço, pois isso exigiria um momento de partícula infinito.

Na química, Schrödinger , Pauling , Mulliken e outros notaram que a consequência da relação de Heisenberg era que o elétron, como um pacote de ondas, não podia ser considerado como tendo uma localização exata em seu orbital. Max Born sugeriu que a posição do elétron precisava ser descrita por uma distribuição de probabilidade conectada com a descoberta do elétron em algum ponto da função de onda que descrevia seu pacote de onda associado. A nova mecânica quântica não deu resultados exatos, mas apenas as probabilidades de ocorrência de uma variedade de tais resultados possíveis. Heisenberg sustentou que o caminho de uma partícula em movimento não tem significado se não pudermos observá-lo, como não podemos com os elétrons em um átomo.

Na imagem quântica de Heisenberg, Schrödinger e outros, o átomo de Bohr número  n para cada orbital tornou-se conhecido como uma n-esfera em um átomo tridimensional e foi retratado como a energia mais provável da nuvem de probabilidade do pacote de onda do elétron que cercou o átomo.

Nomes orbitais

Notação orbital e subshells

Os orbitais receberam nomes, que geralmente são fornecidos na forma:

onde X é o nível de energia correspondente ao número quântico principal n ; type é uma letra minúscula que denota a forma ou subcamada do orbital, correspondendo ao número quântico do momento angular   .

Por exemplo, o orbital 1s (pronunciado como os números e letras individuais: "'um' 'ess'") é o nível de energia mais baixo ( n = 1 ) e tem um número quântico angular de = 0 , denotado como s. Orbitais com = 1, 2 e 3 são denotados como p, d e f respectivamente.

O conjunto de orbitais para um dado n e é chamado de subcamada , denotado

.

O expoente y mostra o número de elétrons na sub camada. Por exemplo, a notação 2p 4 indica que a subcamada 2p de um átomo contém 4 elétrons. Esta sub camada tem 3 orbitais, cada um com n = 2 e = 1.

Notação de raios-x

Há também outro sistema menos comum ainda usado na ciência de raios-X, conhecido como notação de raios-X , que é uma continuação das notações usadas antes que a teoria orbital fosse bem compreendida. Nesse sistema, o número quântico principal recebe uma letra associada a ele. Para n = 1, 2, 3, 4, 5, ... , as letras associadas a esses números são K, L, M, N, O, ... respectivamente.

Orbitais semelhantes ao hidrogênio

Os orbitais atômicos mais simples são aqueles calculados para sistemas com um único elétron, como o átomo de hidrogênio . Um átomo de qualquer outro elemento ionizado até um único elétron é muito semelhante ao hidrogênio, e os orbitais assumem a mesma forma. Na equação de Schrödinger para este sistema de uma partícula negativa e uma positiva, os orbitais atômicos são os autoestados do operador hamiltoniano para a energia. Eles podem ser obtidos analiticamente, o que significa que os orbitais resultantes são produtos de uma série polinomial e funções exponenciais e trigonométricas. (ver átomo de hidrogênio ).

Para átomos com dois ou mais elétrons, as equações governantes só podem ser resolvidas com o uso de métodos de aproximação iterativa. Os orbitais de átomos multielétrons são qualitativamente semelhantes aos do hidrogênio e, nos modelos mais simples, eles têm a mesma forma. Para uma análise mais rigorosa e precisa, aproximações numéricas devem ser usadas.

Um determinado orbital atômico (semelhante ao hidrogênio) é identificado por valores únicos de três números quânticos: n , e m . As regras que restringem os valores dos números quânticos e suas energias (veja abaixo) explicam a configuração eletrônica dos átomos e a tabela periódica .

Os estados estacionários (estados quânticos ) dos átomos semelhantes ao hidrogênio são seus orbitais atômicos. No entanto, em geral, o comportamento de um elétron não é totalmente descrito por um único orbital. Os estados dos elétrons são melhor representados por "misturas" ( combinações lineares ) dependentes do tempo de orbitais múltiplos. Consulte Combinação linear de orbitais atômicos Método orbital molecular .

O número quântico n apareceu pela primeira vez no modelo de Bohr, onde determina o raio de cada órbita eletrônica circular. Na mecânica quântica moderna, entretanto, n determina a distância média do elétron do núcleo; todos os elétrons com o mesmo valor de n estão à mesma distância média. Por esta razão, orbitais com o mesmo valor de n são considerados uma " casca ". Orbitais com o mesmo valor de n e também o mesmo valor de  são ainda mais intimamente relacionados, e dizem que compreendem uma " subcamada ".

Números quânticos

Por causa da natureza mecânica quântica dos elétrons ao redor de um núcleo, os orbitais atômicos podem ser definidos exclusivamente por um conjunto de inteiros conhecidos como números quânticos. Esses números quânticos ocorrem apenas em certas combinações de valores, e sua interpretação física muda dependendo se versões reais ou complexas dos orbitais atômicos são empregadas.

Orbitais complexos

Níveis eletrônicos
Níveis energéticos e subníveis de átomos polieletrônicos.

Na física, as descrições orbitais mais comuns são baseadas nas soluções para o átomo de hidrogênio, onde os orbitais são dados pelo produto entre uma função radial e um harmônico esférico puro. Os números quânticos, juntamente com as regras que regem seus valores possíveis, são os seguintes:

O número quântico principal n descreve a energia do elétron e é sempre um número inteiro positivo . Na verdade, pode ser qualquer número inteiro positivo, mas pelos motivos discutidos abaixo, números grandes raramente são encontrados. Cada átomo tem, em geral, muitos orbitais associados a cada valor de n ; esses orbitais juntos às vezes são chamados de camadas de elétrons .

O número quântico azimutal descreve o momento angular orbital de cada elétron e é um número inteiro não negativo. Dentro de um shell onde n é algum inteiro n 0 , varia em todos os valores (inteiros) que satisfazem a relação . Por exemplo, a  camada n = 1 tem apenas orbitais com , e a  camada n = 2 tem apenas orbitais com , e . O conjunto de orbitais associados a um determinado valor de  às vezes são chamados coletivamente de subcamada .

O número quântico magnético , , descreve o momento magnético de um electrão em uma direcção arbitrária, e é também sempre um número inteiro. Dentro de uma subcamada onde é algum número inteiro , varia, assim,: .

Os resultados acima podem ser resumidos na tabela a seguir. Cada célula representa um subshell e lista os valores disponíveis nesse subshell. As células vazias representam subshells que não existem.

= 0 ( s ) = 1 ( p ) = 2 ( d ) = 3 ( f ) = 4 ( g ) ...
n = 1 ...
n = 2 0 -1, 0, 1 ...
n = 3 0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 ...
n = 4 0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 −3, −2, −1, 0, 1, 2, 3 ...
n = 5 0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 −3, −2, −1, 0, 1, 2, 3 −4, −3, −2, −1, 0, 1, 2, 3, 4 ...
... ... ... ... ... ... ...

Os subshells são geralmente identificados por seus valores - e -valores. é representado por seu valor numérico, mas é representado por uma letra da seguinte forma: 0 é representado por 's', 1 por 'p', 2 por 'd', 3 por 'f' e 4 por 'g'. Por exemplo, pode-se falar do subshell com e como um 'subshell 2s'.

Cada elétron também tem um número quântico de spin , s , que descreve o spin de cada elétron (spin para cima ou para baixo). O número s pode ser +1/2 ou -1/2.

O princípio de exclusão de Pauli afirma que dois elétrons em um átomo não podem ter os mesmos valores de todos os quatro números quânticos. Se houver dois elétrons em um orbital com valores dados para três números quânticos, ( n , , m ), esses dois elétrons devem diferir em seu spin.

As convenções acima implicam em um eixo preferencial (por exemplo, a direção z em coordenadas cartesianas) e também implicam em uma direção preferencial ao longo desse eixo preferencial. Caso contrário, não haveria sentido em distinguir m = +1 de m = −1 . Como tal, o modelo é mais útil quando aplicado a sistemas físicos que compartilham essas simetrias. O experimento Stern-Gerlach - onde um átomo é exposto a um campo magnético - fornece um exemplo.

Orbitais reais

Animação de superposições continuamente variáveis ​​entre os orbitais e.

Um átomo que está embutido em um sólido cristalino sente múltiplos eixos preferidos, mas freqüentemente nenhuma direção preferida. Em vez de construir orbitais atômicos a partir do produto de funções radiais e um único harmônico esférico , combinações lineares de harmônicos esféricos são normalmente usadas, projetadas de forma que a parte imaginária dos harmônicos esféricos se cancele. Esses orbitais reais são os blocos de construção mais comumente mostrados em visualizações orbitais.

Nos orbitais reais semelhantes ao hidrogênio, por exemplo, n e têm a mesma interpretação e significado que suas contrapartes complexas, mas m não é mais um bom número quântico (embora seu valor absoluto seja). Os orbitais recebem novos nomes com base em sua forma em relação a uma base cartesiana padronizada. Os orbitais p semelhantes ao hidrogênio reais são dados pelos seguintes

onde p 0 = R n  1 Y 1 0 , p 1 = R n  1 Y 1 1 e p −1 = R n  1 Y 1 −1 , são os orbitais complexos correspondentes a = 1 .

As equações para os orbitais p x e p y dependem da convenção de fase usada para os harmônicos esféricos. As equações acima supõem que os harmônicos esféricos são definidos por . No entanto, alguns físicos quânticos incluem um fator de fase (-1) m nessas definições, que tem o efeito de relacionar o orbital p x a uma diferença de harmônicos esféricos e o orbital p y à soma correspondente . (Para obter mais detalhes, consulte Harmônicos esféricos # Convenções ).

Formas de orbitais

Visão de nuvem transparente de um orbital de átomo de hidrogênio calculado 6s ( n = 6, = 0, m = 0) . Os orbitais s, embora esfericamente simétricos, têm nós de onda colocados radialmente para n > 1 . Apenas os orbitais s têm invariavelmente um anti-nó central; os outros tipos nunca o fazem.

Imagens simples mostrando formas orbitais têm o objetivo de descrever as formas angulares de regiões no espaço onde os elétrons que ocupam o orbital provavelmente serão encontrados. Os diagramas não podem mostrar toda a região onde um elétron pode ser encontrado, uma vez que, de acordo com a mecânica quântica, há uma probabilidade diferente de zero de encontrar o elétron (quase) em qualquer lugar do espaço. Em vez disso, os diagramas são representações aproximadas de limites ou superfícies de contorno em que a densidade de probabilidade | ψ ( r , θ, φ) | 2 tem um valor constante, escolhido de forma que haja uma certa probabilidade (por exemplo, 90%) de encontrar o elétron dentro do contorno. Embora | ψ | 2 como o quadrado de um valor absoluto é em todo lugar não negativo, o sinal da função de onda ψ ( r , θ, φ) é freqüentemente indicado em cada sub-região da imagem orbital.

Às vezes, a função ψ será representada graficamente para mostrar suas fases, em vez de | ψ ( r , θ, φ) | 2 que mostra a densidade de probabilidade, mas não tem fases (que foram perdidas no processo de obtenção do valor absoluto, uma vez que ψ ( r , θ, φ) é um número complexo). | ψ ( r , θ, φ) | 2 gráficos orbitais tendem a ter lóbulos menos esféricos e mais finos do que gráficos ψ ( r , θ, φ) , mas têm o mesmo número de lóbulos nos mesmos lugares e, de outra forma, são reconhecíveis. Este artigo, a fim de mostrar as fases da função de onda, mostra principalmente gráficos ψ ( r , θ, φ) .

Os lóbulos podem ser vistos como padrões de interferência de onda estacionária entre os dois modos de onda viajante ressonante em anel e contra-rotação " m " e " - m ", com a projeção do orbital no plano xy tendo comprimentos de onda " m " ressonantes em torno da circunferência . Embora raramente representadas, as soluções de ondas viajantes podem ser vistas como toros com faixas giratórias, com as faixas representando informações de fase. Para cada m existem duas soluções onda estacionária m ⟩ + ⟨- m e m ⟩-⟨- m . Para o caso em que m = 0, o orbital é vertical, a informação de rotação contrária é desconhecida e o orbital é o eixo z simétrico. Para o caso em que = 0, não há modos de contra-rotação. Existem apenas modos radiais e a forma é esfericamente simétrica. Para qualquer n dado , quanto menor , mais nós radiais existem. Para qualquer dado , quanto menor n é, menos nós radiais existem (zero para qualquer n primeiro tem esse orbital ). Falando livremente, n é energia, é análogo a excentricidade e m é orientação. No caso clássico, uma onda viajante ressonante em anel, por exemplo em uma linha de transmissão circular, a menos que ativamente forçada, decairá espontaneamente em uma onda estacionária ressonante em anel porque os reflexos se acumularão ao longo do tempo até mesmo na menor imperfeição ou descontinuidade.

De modo geral, o número n determina o tamanho e a energia do orbital para um dado núcleo: à medida que n aumenta, o tamanho do orbital também aumenta. Ao comparar elementos diferentes, a carga nuclear Z mais alta de elementos mais pesados ​​faz com que seus orbitais se contraiam em comparação com os mais leves, de modo que o tamanho total de todo o átomo permanece praticamente constante, mesmo que o número de elétrons em elementos mais pesados ​​( Z mais alto ) aumenta.

Orbitais de elétrons nucleares 1s e 2p com imagens experimentais de Sr, incluindo os efeitos de vibrações térmicas atômicas e ampliação de excitação, recuperados da espectroscopia de energia dispersiva de raios-X (EDX) em microscopia eletrônica de transmissão de varredura (STEM).

Também em termos gerais, determina a forma de um orbital e m sua orientação. No entanto, como alguns orbitais são descritos por equações em números complexos , a forma às vezes também depende de m . Juntos, todo o conjunto de orbitais para um dado e n preenche o espaço tão simetricamente quanto possível, embora com conjuntos cada vez mais complexos de lóbulos e nós.

Os orbitais s únicos ( ) têm a forma de esferas. Para n = 1 é aproximadamente uma bola sólida (é mais densa no centro e desvanece-se exponencialmente para fora), mas para n = 2 ou mais, cada orbital s único é composto de superfícies esfericamente simétricas que são cascas aninhadas (ou seja, a "estrutura de onda" é radial, seguindo também um componente radial sinusoidal). Veja a ilustração de uma seção transversal dessas cascas aninhadas, à direita. Os orbitais s para todos os números n são os únicos orbitais com um anti-nó (uma região de alta densidade de função de onda) no centro do núcleo. Todos os outros orbitais (p, d, f, etc.) têm momento angular e, portanto, evitam o núcleo (tendo um nó de onda no núcleo). Recentemente, tem havido um esforço para obter imagens experimentais dos orbitais 1s e 2p em um cristal de SrTiO 3 usando microscopia eletrônica de transmissão de varredura com espectroscopia de energia dispersiva de raios-X. Como a imagem foi conduzida usando um feixe de elétrons, a interação feixe-orbital de Coulombic que é freqüentemente denominada como o efeito do parâmetro de impacto é incluída no resultado final (veja a figura à direita).

As formas dos orbitais p, d e f são descritas verbalmente aqui e mostradas graficamente na tabela de orbitais abaixo. Os três orbitais p para n = 2 têm a forma de dois elipsóides com um ponto de tangência no núcleo (a forma de dois lóbulos é às vezes referida como um " haltere " - há dois lóbulos apontando em direções opostas um do outro ) Os três orbitais p em cada camada são orientados perpendicularmente uns aos outros, conforme determinado por suas respectivas combinações lineares de valores de  m . O resultado geral é um lóbulo apontando ao longo de cada direção dos eixos primários.

Quatro dos cinco orbitais d para n = 3 parecem semelhantes, cada um com quatro lóbulos em forma de pera, cada lóbulo tangente em ângulos retos a dois outros, e os centros de todos os quatro situados em um plano. Três desses planos são os planos xy-, xz- e yz - os lóbulos estão entre os pares de eixos primários - e o quarto tem o centro ao longo dos próprios eixos xey. O quinto e último orbital d consiste em três regiões de alta densidade de probabilidade: um toro entre duas regiões em forma de pêra colocadas simetricamente em seu eixo z. O total geral de 18 lóbulos direcionais aponta em cada direção do eixo primário e entre cada par.

Existem sete orbitais f, cada um com formas mais complexas do que os orbitais d.

Além disso, como é o caso com os orbitais s, os orbitais individuais p, d, f e g com n valores maiores do que o menor valor possível, exibem uma estrutura de nó radial adicional que é uma reminiscência de ondas harmônicas do mesmo tipo, em comparação com o modo mais baixo (ou fundamental) da onda. Tal como acontece com os orbitais s, este fenômeno fornece orbitais p, d, f e g no próximo valor mais alto possível de n (por exemplo, orbitais 3p vs. o 2p fundamental), um nó adicional em cada lóbulo. Valores ainda mais altos de n aumentam ainda mais o número de nós radiais, para cada tipo de orbital.

As formas dos orbitais atômicos no átomo de um elétron estão relacionadas a harmônicos esféricos tridimensionais . Estas formas não são exclusivos, e qualquer combinação linear é válido, como uma transformação para harmônicos cúbicos , na verdade, é possível gerar conjuntos onde todos os d's são a mesma forma, assim como o p x , p y , e p z são a mesma forma.

Os orbitais 1s, 2s e 2p de um átomo de sódio.

Embora orbitais individuais sejam mais freqüentemente mostrados independentes uns dos outros, os orbitais coexistem em torno do núcleo ao mesmo tempo. Além disso, em 1927, Albrecht Unsöld provou que se somarmos a densidade de elétrons de todos os orbitais de um determinado número quântico azimutal da mesma camada n (por exemplo, todos os três orbitais 2p, ou todos os cinco orbitais 3d), onde cada orbital é ocupado por um elétron ou cada um é ocupado por um par de elétrons, então toda dependência angular desaparece; ou seja, a densidade total resultante de todos os orbitais atômicos nessa subcamada (aqueles com o mesmo ) é esférica. Isso é conhecido como teorema de Unsöld .

Mesa orbitais

Esta tabela mostra todas as configurações orbitais para as funções de onda reais semelhantes ao hidrogênio até 7s e, portanto, cobre a configuração eletrônica simples para todos os elementos da tabela periódica até o rádio . Os gráficos "ψ" são mostrados com - e + fases da função de onda mostradas em duas cores diferentes (arbitrariamente vermelho e azul). O orbital p z é o mesmo que o orbital p 0 , mas p x e p y são formados tomando combinações lineares dos orbitais p +1 e p −1 (razão pela qual eles estão listados sob o rótulo m = ± 1 ) Além disso, o p 1 e p -1 não são a mesma forma como o p 0 , uma vez que eles são puros harmónicas esféricas .

s ( = 0 ) p ( = 1 ) d ( = 2 ) f ( = 3 )
m = 0 m = 0 m = ± 1 m = 0 m = ± 1 m = ± 2 m = 0 m = ± 1 m = ± 2 m = ± 3
s p z p x p y d z 2 d xz d yz d xy d x 2 - y 2 f z 3 f xz 2 f yz 2 f xyz f z ( x 2 - y 2 ) f x ( x 2 −3 y 2 ) f y (3 x 2 - y 2 )
n = 1 S1M0.png
n = 2 S2M0.png P2M0.png Px orbital.png Py orbital.png
n = 3 S3M0.png P3M0.png P3x.png P3y.png D3M0.png Dxz orbital.png Dyz orbital.png Dxy orbital.png Dx2-y2 orbital.png
n = 4 S4M0.png P4M0.png P4M1.png P4M-1.png D4M0.png D4xz.png D4yz2.png D4xy.png D4x2-y2.png F4M0.png Fxz2 orbital.png Fyz2 orbital.png Fxyz orbital.png Fz (x2-y2) orbital.png Fx (x2-3y2) orbital.png Fy (3x2-y2) orbital.png
n = 5 S5M0.png P5M0.png P5M1.png P5y.png D5M0.png D5xz.png D5yz.png D5xy.png D5x2-y2.png . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
n = 6 S6M0.png P6M0.png P6x.png P6y.png . . . . . . . . . . . . . . . . . . * . . . * . . . * . . . * . . . * . . . * . . . *
n = 7 S7M0.png . . . . . . . . . . . . * . . . * . . . * . . . * . . . * . . . * . . . * . . . * . . . * . . . * . . . * . . . *

* Nenhum elemento com este número quântico magnético foi descoberto ainda.

Os elementos com este número quântico magnético foram descobertos, mas sua configuração eletrônica é apenas uma previsão.

A configuração eletrônica dos elementos com este número quântico magnético só foi confirmada para um número quântico spin de +1/2 .

Compreensão qualitativa das formas

As formas dos orbitais atômicos podem ser entendidas qualitativamente considerando o caso análogo de ondas estacionárias em um tambor circular . Para ver a analogia, o deslocamento vibracional médio de cada bit da membrana do tambor do ponto de equilíbrio ao longo de muitos ciclos (uma medida da velocidade média da membrana do tambor e momentum nesse ponto) deve ser considerada em relação à distância desse ponto do centro do tambor cabeça. Se esse deslocamento for considerado análogo à probabilidade de encontrar um elétron a uma determinada distância do núcleo, então será visto que os muitos modos dos discos vibrantes formam padrões que traçam as várias formas dos orbitais atômicos. A razão básica para esta correspondência reside no fato de que a distribuição de energia cinética e momento em uma onda de matéria é preditiva de onde a partícula associada com a onda estará. Ou seja, a probabilidade de encontrar um elétron em um determinado local também é função do momento médio do elétron naquele ponto, uma vez que o momento elevado do elétron em uma determinada posição tende a "localizar" o elétron naquela posição, por meio das propriedades do elétron pacotes de ondas (consulte o princípio da incerteza de Heisenberg para detalhes do mecanismo).

Essa relação significa que certas características principais podem ser observadas nos modos de membrana do tambor e orbitais atômicos. Por exemplo, em todos os modos análogos aos  orbitais s (a linha superior na ilustração animada abaixo), pode ser visto que o próprio centro da membrana do tambor vibra mais fortemente, correspondendo ao antinodo em todos os  orbitais s em um átomo . Este antinodo significa que o elétron tem mais probabilidade de estar na posição física do núcleo (pelo qual passa direto sem espalhar ou atingi-lo), uma vez que está se movendo (em média) mais rapidamente naquele ponto, dando-lhe o momento máximo.

Uma imagem mental de "órbita planetária" mais próxima do comportamento dos elétrons nos  orbitais s , todos os quais não têm momento angular, pode talvez ser a de uma órbita Kepleriana com a excentricidade orbital de 1, mas um eixo principal finito, fisicamente impossível (porque partículas iriam colidir), mas pode ser imaginado como um limite de órbitas com eixos principais iguais, mas excentricidade crescente.

Abaixo, uma série de modos de vibração da membrana do tambor e as respectivas funções de onda do átomo de hidrogênio são mostrados. Uma correspondência pode ser considerada onde as funções de onda de uma cabeça de tambor vibrando são para um sistema de duas coordenadas ψ ( r , θ) e as funções de onda para uma esfera vibratória são de três coordenadas ψ ( r , θ, φ) .

Nenhum dos outros conjuntos de modos em uma membrana de tambor tem um antinodo central e em todos eles o centro do tambor não se move. Eles correspondem a um nó no núcleo para todos os orbitais não- s em um átomo. Todos esses orbitais têm algum momento angular e, no modelo planetário, correspondem a partículas em órbita com excentricidade menor que 1,0, de modo que não passam direto pelo centro do corpo primário, mas se mantêm um pouco afastados dele.

Além disso, os modos de tambor análogos aos modos p e d em um átomo mostram irregularidade espacial ao longo das diferentes direções radiais do centro do tambor, enquanto todos os modos análogos aos  modos s são perfeitamente simétricos na direção radial. As propriedades de não simetria radial de orbitais não s são necessárias para localizar uma partícula com momento angular e uma natureza de onda em um orbital onde ela deve tender a ficar longe da força de atração central, uma vez que qualquer partícula localizada no ponto de atração central não poderia ter momento angular. Para esses modos, as ondas na cabeça do tambor tendem a evitar o ponto central. Essas características enfatizam novamente que as formas dos orbitais atômicos são uma consequência direta da natureza ondulatória dos elétrons.

Energia orbital

Em átomos com um único elétron ( átomos semelhantes ao hidrogênio ), a energia de um orbital (e, conseqüentemente, de quaisquer elétrons no orbital) é determinada principalmente por . O orbital tem a energia mais baixa possível no átomo. Cada valor sucessivamente mais alto de tem um nível mais alto de energia, mas a diferença diminui à medida que aumenta. Para alto , o nível de energia torna-se tão alto que o elétron pode escapar facilmente do átomo. Em átomos de um único elétron, todos os níveis com diferenças dentro de um dado são degenerados na aproximação de Schrödinger e têm a mesma energia. Esta aproximação é quebrada ligeiramente na solução da equação de Dirac (onde a energia depende de ne outro número quântico j ), e pelo efeito do campo magnético do núcleo e efeitos eletrodinâmicos quânticos . O último induzir pequenas diferenças de energia de ligação especialmente para s  electrões que vão mais perto do núcleo, uma vez que estes se sentir uma carga nuclear muito ligeiramente diferente, mesmo em átomos de um electrão; veja mudança de cordeiro .

Em átomos com múltiplos elétrons, a energia de um elétron depende não apenas das propriedades intrínsecas de seu orbital, mas também de suas interações com os outros elétrons. Essas interações dependem do detalhe de sua distribuição de probabilidade espacial e, portanto, os níveis de energia dos orbitais dependem não apenas de, mas também de . Valores mais altos de estão associados a valores mais altos de energia; por exemplo, o estado 2p é mais alto do que o estado 2s. Quando , o aumento na energia do orbital torna-se tão grande que empurra a energia do orbital acima da energia do orbital s na próxima camada superior; quando a energia é empurrada para dentro da concha dois degraus acima. O preenchimento dos orbitais 3d não ocorre até que os orbitais 4s tenham sido preenchidos.

O aumento da energia para subcamadas de crescente momento angular em átomos maiores é devido aos efeitos de interação elétron-elétron e está especificamente relacionado à capacidade dos elétrons de baixo momento angular de penetrar mais efetivamente em direção ao núcleo, onde estão sujeitos a menos rastreio da carga de elétrons intervenientes. Assim, em átomos de maior número atômico, a quantidade de elétrons torna-se cada vez mais um fator determinante em sua energia, e os principais números quânticos de elétrons tornam-se cada vez menos importantes em seu posicionamento de energia.

A sequência de energia das primeiras 35 sub-camadas (por exemplo, 1s, 2p, 3d, etc.) é fornecida na tabela a seguir. Cada célula representa um subshell com e dado por seus índices de linha e coluna, respectivamente. O número na célula é a posição da subcamada na sequência. Para uma lista linear das subcamadas em termos de energias crescentes em átomos multielétrons, consulte a seção abaixo.

eu
n
s p d f g h
1 1
2 2 3
3 4 5 7
4 6 8 10 13
5 9 11 14 17 21
6 12 15 18 22 26 31
7 16 19 23 27 32 37
8 20 24 28 33 38 44
9 25 29 34 39 45 51
10 30 35 40 46 52 59

Nota: as células vazias indicam subníveis inexistentes, enquanto os números em itálico indicam subníveis que poderiam (potencialmente) existir, mas que não contêm elétrons em nenhum elemento atualmente conhecido.

Posicionamento de elétrons e a tabela periódica

Orbitais atômicos e moleculares de elétrons. O gráfico de orbitais (à esquerda ) é organizado pelo aumento da energia (ver regra de Madelung ). Observe que as órbitas atômicas são funções de três variáveis ​​(dois ângulos e a distância  r do núcleo). Essas imagens são fiéis ao componente angular do orbital, mas não inteiramente representativas do orbital como um todo.
Orbitais atômicos e construção de tabela periódica

Várias regras governam a colocação de elétrons em orbitais ( configuração eletrônica ). A primeira determina que dois elétrons em um átomo não podem ter o mesmo conjunto de valores de números quânticos (este é o princípio de exclusão de Pauli ). Esses números quânticos incluem os três que definem orbitais, bem como s , ou número quântico de spin . Assim, dois elétrons podem ocupar um único orbital, desde que tenham valores diferentes de  s . No entanto, apenas dois elétrons, por causa de seu spin, podem ser associados a cada orbital.

Além disso, um elétron sempre tende a cair para o estado de energia mais baixo possível. É possível que ele ocupe qualquer orbital, desde que não viole o princípio de exclusão de Pauli, mas se orbitais de baixa energia estiverem disponíveis, essa condição é instável. O elétron acabará por perder energia (ao liberar um fóton ) e cair no orbital inferior. Assim, os elétrons preenchem os orbitais na ordem especificada pela sequência de energia fornecida acima.

Este comportamento é responsável pela estrutura da tabela periódica . A tabela pode ser dividida em várias linhas (chamadas 'períodos'), numeradas começando com 1 no topo. Os elementos atualmente conhecidos ocupam sete períodos. Se um determinado período tiver o número i , ele consiste em elementos cujos elétrons mais externos caem na i- ésima camada. Niels Bohr foi o primeiro a propor (1923) que a periodicidade nas propriedades dos elementos poderia ser explicada pelo preenchimento periódico dos níveis de energia do elétron, resultando na estrutura eletrônica do átomo.

A tabela periódica também pode ser dividida em vários ' blocos ' retangulares numerados . Os elementos pertencentes a um dado bloco têm esta característica comum: seus elétrons de energia mais alta pertencem ao mesmo estado (mas o n associado a esse estado depende do período). Por exemplo, as duas colunas mais à esquerda constituem o 'bloco s'. Os elétrons mais externos de Li e Be, respectivamente, pertencem à subcamada 2s, e os de Na e Mg à subcamada 3s.

A seguir está a ordem de preenchimento dos orbitais "subcamadas", que também dá a ordem dos "blocos" na tabela periódica:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

A natureza "periódica" do preenchimento dos orbitais, bem como a emergência dos "blocos" s , p , d e f , é mais óbvia se esta ordem de preenchimento for dada em forma de matriz, com o aumento dos números quânticos principais começando no novas linhas ("pontos") na matriz. Em seguida, cada subcamada (composta dos dois primeiros números quânticos) é repetida quantas vezes forem necessárias para cada par de elétrons que possa conter. O resultado é uma tabela periódica compactada, com cada entrada representando dois elementos sucessivos:

1s
2s 2p 2p 2p
3s 3p 3p 3p
4s 3d 3d 3d 3d 3d 4p 4p 4p
5s 4d 4d 4d 4d 4d 5p 5p 5p
6s 4f 4f 4f 4f 4f 4f 4f 5d 5d 5d 5d 5d 6p 6p 6p
7s 5f 5f 5f 5f 5f 5f 5f 6d 6d 6d 6d 6d 7p 7p 7p

Embora esta seja a ordem geral de preenchimento orbital de acordo com a regra de Madelung, há exceções, e as energias eletrônicas reais de cada elemento também dependem de detalhes adicionais dos átomos (consulte a configuração de elétrons # Átomos: princípio de Aufbau e regra de Madelung ).

O número de elétrons em um átomo eletricamente neutro aumenta com o número atômico . Os elétrons na camada mais externa, ou elétrons de valência , tendem a ser responsáveis ​​pelo comportamento químico de um elemento. Elementos que contêm o mesmo número de elétrons de valência podem ser agrupados e exibir propriedades químicas semelhantes.

Efeitos relativísticos

Para elementos com alto número atômico Z , os efeitos da relatividade tornam-se mais pronunciados, e especialmente para os elétrons s, que se movem em velocidades relativísticas à medida que penetram nos elétrons de blindagem perto do núcleo dos átomos de Z alto . Este aumento relativístico no momento para elétrons de alta velocidade causa uma diminuição correspondente no comprimento de onda e contração dos orbitais 6s em relação aos orbitais 5d (em comparação com os elétrons s e d correspondentes em elementos mais leves na mesma coluna da tabela periódica); isso resulta em elétrons de valência 6s diminuindo sua energia.

Exemplos de resultados físicos significativos desse efeito incluem a temperatura de fusão mais baixa do mercúrio (que resulta da indisponibilidade de elétrons 6s para ligação de metal) e a cor dourada do ouro e do césio .

No Modelo de Bohr , um n = 1  elétron tem uma velocidade dada por , onde Z é o número atômico, é a constante de estrutura fina e c é a velocidade da luz. Na mecânica quântica não relativística, portanto, qualquer átomo com um número atômico maior que 137 exigiria que seus elétrons 1s viajassem mais rápido do que a velocidade da luz. Mesmo na equação de Dirac , que explica os efeitos relativísticos, a função de onda do elétron para átomos com é oscilatória e ilimitada . O significado do elemento 137, também conhecido como untriseptium , foi apontado pela primeira vez pelo físico Richard Feynman . O elemento 137 é às vezes informalmente chamado de feynmanium (símbolo Fy). No entanto, a aproximação de Feynman falhar para prever o valor crítico exacta de  Z devido à natureza não-ponto-carga do núcleo e muito pequeno raio orbital de electrões interno, resultando em um potencial visto pelos electrões interiores que é efectivamente menos do que Z . O  valor Z crítico , que torna o átomo instável no que diz respeito à quebra de alto campo do vácuo e produção de pares elétron-pósitron, não ocorre até que Z seja cerca de 173. Essas condições não são vistas, exceto transitoriamente em colisões de núcleos muito pesados tais como chumbo ou urânio em aceleradores, onde tal produção de elétron-pósitron a partir desses efeitos foi reivindicada para ser observada.

Não há nós nas densidades orbitais relativísticas, embora os componentes individuais da função de onda tenham nós.

hibridização pp (conjecturada)

Nos elementos do período 8 tardio , espera-se que exista um híbrido de 8p 3/2 e 9p 1/2 , onde "3/2" e "1/2" se referem ao número quântico total do momento angular . Este híbrido "pp" pode ser responsável pelo bloco p do período devido a propriedades semelhantes às subcamadas p em conchas de valência comuns . Os níveis de energia de 8p 3/2 e 9p 1/2 chegam perto devido aos efeitos spin-órbita relativísticos ; o subshell 9s também deve participar, já que se espera que esses elementos sejam análogos aos respectivos elementos 5p índio a xenônio .

Transições entre orbitais

Os estados quânticos vinculados têm níveis de energia discretos. Quando aplicado a orbitais atômicos, isso significa que as diferenças de energia entre os estados também são discretas. Uma transição entre esses estados (ou seja, um elétron absorvendo ou emitindo um fóton) só pode ocorrer se o fóton tiver uma energia correspondente à diferença exata de energia entre esses estados.

Considere dois estados do átomo de hidrogênio:

Estado 1) n = 1 , = 0 , m = 0 e s = +1/2

Estado 2) n = 2 , = 0 , m = 0 e s = +1/2

Pela teoria quântica, o estado 1 tem uma energia fixa de E 1 e o estado 2 tem uma energia fixa de E 2 . Agora, o que aconteceria se um elétron no estado 1 se movesse para o estado 2? Para que isso acontecesse, o elétron precisaria ganhar uma energia exatamente E 2 - E 1 . Se o elétron receber energia menor ou maior do que esse valor, ele não poderá saltar do estado 1 para o estado 2. Agora, suponha que irradiemos o átomo com um amplo espectro de luz. Os fótons que atingirem o átomo com energia exatamente E 2 - E 1 serão absorvidos pelo elétron no estado 1, e esse elétron saltará para o estado 2. No entanto, os fótons com energia maior ou menor não podem ser absorvidos pelo elétron, porque o elétron só pode saltar para um dos orbitais, ele não pode saltar para um estado entre os orbitais. O resultado é que apenas fótons de uma frequência específica serão absorvidos pelo átomo. Isso cria uma linha no espectro, conhecida como linha de absorção, que corresponde à diferença de energia entre os estados 1 e 2.

O modelo orbital atômico, portanto, prevê espectros de linha, que são observados experimentalmente. Esta é uma das principais validações do modelo orbital atômico.

O modelo orbital atômico é, no entanto, uma aproximação da teoria quântica completa, que só reconhece muitos estados de elétrons. As previsões de espectros de linha são qualitativamente úteis, mas não são quantitativamente precisas para átomos e íons que não sejam aqueles contendo apenas um elétron.

Veja também

Notas

Referências

links externos