H2: Orbitais Atômicos, Números Quânticos e Propriedades Periódicas

1. Orbitais Atômicos e Números Quânticos

O Modelo Mecânico Quântico do Átomo

Ideias fundamentais da mecânica quântica: A primeira consequência do Princípio da Incerteza é que é impossível estabelecer com precisão a trajetória do elétron no espaço.

Orbitais Atômicos e Números Quânticos

Cada orbital atômico é descrito pelos valores de três números quânticos e possui um valor de energia característico, obtido a partir da Equação de Schrödinger. Ao colocar os elétrons nos orbitais, obtemos o que é chamado de Configuração Eletrônica.

Os Números Quânticos

Os números quânticos $n$, $l$, e $m_l$ são derivados da resolução da equação de onda, enquanto $m_s$ (spin) foi introduzido posteriormente para explicar anomalias no espectro do hidrogênio. Cada combinação de valores de $n$, $l$ e $m_l$ descreve um único orbital atômico.

Número Quântico Principal ($n$)

• Indica o nível de energia em que o elétron se encontra.
• Valores: $n = 1, 2, 3, 4, \dots$
• Está relacionado com a distância do elétron ao núcleo (o tamanho do orbital).
• Quanto maior o valor de $n$, maior a distância do elétron ao núcleo e, consequentemente, maior o orbital.

Número Quântico Secundário ou Azimutal ($l$)

Também conhecido como número quântico do momento angular. Indica a forma dos orbitais e o número e tipos de subníveis de energia que podem existir para um dado nível $n$.

• Valores: $l = 0, 1, 2, \dots, (n-1)$.
• Associações:
  • $l = 0 \implies$ orbital $s$
  • $l = 1 \implies$ orbital $p$
  • $l = 2 \implies$ orbital $d$
  • $l = 3 \implies$ orbital $f$

Número Quântico Magnético ($m_l$)

Indica as possíveis orientações espaciais que um dado orbital pode assumir. Os valores que $m_l$ pode assumir (de $-l$ a $+l$, incluindo zero) informam quantos orbitais existem para um determinado tipo de subcamada. O número total de orbitais em uma subcamada é dado por $(2l + 1)$.

Número Quântico de Spin Magnético ($m_s$)

Indica as duas únicas orientações possíveis que o campo magnético criado pelo elétron (ao girar sobre si mesmo) pode assumir. Os valores são $m_s = -1/2$ ou $m_s = +1/2$. Os elétrons comportam-se como pequenos ímãs.

2. Tipos e Distribuição dos Orbitais Atômicos

Distribuição dos Orbitais

É essencial especificar os tipos de orbitais existentes e como eles se distribuem em cada nível de energia, bem como a energia relativa dos diferentes orbitais. Estes aspectos permitem escrever a configuração eletrônica de um átomo.

1. Cada camada eletrônica (nível de energia) contém vários subníveis ou tipos de orbitais ($s, p, d, f$).
2. Para cada valor de $l$, os valores permitidos de $m_l$ fornecem o número de orbitais em cada subnível.
3. Cada tipo de subnível tem a mesma energia dentro do mesmo nível principal, mas a energia aumenta em relação ao nível anterior.

Forma dos Orbitais Atômicos

Orbitais não possuem uma forma geométrica definida, nem fronteiras ou limites rígidos. No entanto, é conveniente representá-los por figuras geométricas específicas:

• Orbitais $s$ possuem simetria esférica.
• Orbitais $p, d, f$ consistem em lóbulos.

O centro geométrico de qualquer orbital coincide com a posição do núcleo. Podemos resumir que:

• A forma dos orbitais depende do valor do número quântico secundário ($l$).
• O tamanho do orbital é uma função do valor do número quântico principal ($n$).

Energia dos Orbitais

1. A energia dos orbitais atômicos, e consequentemente a sua instabilidade, aumenta à medida que aumenta o valor da soma $n + l$.
2. Quando dois orbitais têm a mesma soma $n + l$, o orbital com o maior valor de $n$ possui maior energia.

Orbitais com igual energia são chamados orbitais degenerados. Esta igualdade de energia é quebrada pela presença de um campo magnético e pela diferente orientação espacial dos orbitais $p$ e $d$, fazendo com que suas interações com o campo magnético e, portanto, seus conteúdos energéticos se tornem diferentes. Isso é conhecido como Efeito Zeeman, que causa o aparecimento de novos níveis de energia e linhas adicionais no espectro atômico, aumentando o número de transições eletrônicas possíveis.

3. Configurações Eletrônicas

Uma configuração eletrônica é a distribuição dos elétrons de um átomo ou íon em seus respectivos orbitais. Quando esta distribuição corresponde à menor energia possível, é chamada de estado fundamental. O nível de energia mais externo é denominado camada de valência.

Princípio da Exclusão de Pauli

Em um único átomo, não podem existir dois elétrons com os mesmos quatro números quânticos ($n, l, m_l, m_s$).

As consequências imediatas são:

1. Cada orbital pode conter um máximo de dois elétrons.
2. Esses dois elétrons devem ter spins opostos (diz-se que os spins estão emparelhados).

O Diagrama de Ocupação de Orbitais (representação por caixas e setas) permite obter a configuração eletrônica de um átomo ou íon em seu estado fundamental.

Princípio da Máxima Multiplicidade de Hund

Este princípio resolve a questão de qual configuração é mais estável quando há orbitais degenerados disponíveis. O princípio afirma:

Sempre que em um subnível existirem vários orbitais de energia disponíveis, os elétrons tendem a ocupar o número máximo desses orbitais individualmente e, além disso, com spins paralelos.

Princípio da Construção Progressiva (Aufbau)

Ao passar de um elemento para o próximo na Tabela Periódica, adiciona-se um próton e um elétron. O novo elétron (chamado elétron diferenciador) ocupa os orbitais em uma ordem específica (regra de $n+l$).

Este princípio possui algumas exceções que se referem à estabilidade adicional adquirida quando um elemento possui um subnível semi-ocupado ou totalmente ocupado.

Estabilidade Adicional (Subnível Meio Cheio ou Cheio)

A estabilidade conferida por uma subcamada meio cheia ou cheia está relacionada ao Princípio de Hund, que favorece a presença do número máximo de elétrons desemparelhados.

Configurações Eletrônicas de Íons

Para obter a configuração de um íon, deve-se adicionar ou subtrair o número de elétrons indicado pela carga:

• Ânion: Adiciona-se elétrons.
• Cátion: Subtrai-se elétrons (geralmente dos orbitais de maior $n$).

Propriedades Magnéticas: Diamagnetismo e Paramagnetismo

As propriedades magnéticas dos átomos dependem da presença de elétrons desemparelhados:

• Uma substância é paramagnética quando é atraída por um ímã fraco (possui elétrons desemparelhados).
• Uma substância é diamagnética quando não é atraída por um ímã (todos os elétrons estão emparelhados).

4. Histórico e Propriedades Periódicas

Desenvolvimento do Sistema Periódico

O desenvolvimento da classificação dos elementos químicos passou por etapas importantes:

• J. Dobereiner (1829): Fez a primeira classificação, agrupando elementos em Tríades. O peso atômico do elemento central era aproximadamente a média aritmética das massas atômicas dos outros dois.
• J. Newlands (1866): Formulou a Lei das Oitavas: Se os elementos forem ordenados em ordem crescente de seus pesos atômicos, o oitavo elemento a partir de um dado elemento terá propriedades físico-químicas semelhantes a este. Newlands começou a estabelecer a periodicidade das propriedades e a noção de grupos.

Propriedades Periódicas

Para sistematizar o estudo das propriedades periódicas, consideramos, em primeira aproximação, que os elétrons externos são atraídos pelo núcleo por forças eletrostáticas regidas pela Lei de Coulomb. A intensidade destas forças depende:

• Da Carga Nuclear ($Z$): Quanto maior seu valor, mais forte a atração do núcleo sobre o elétron mais externo.
• Da Distância: Quanto mais perto o elétron estiver do núcleo, maior a atração nuclear.

Carga Nuclear Efetiva ($Z_{ef}$) e Efeito de Blindagem

Muitas anomalias nas propriedades periódicas são devidas ao Efeito de Blindagem (ou Efeito de Escudo) e à Carga Nuclear Efetiva ($Z_{ef}$).

O efeito de blindagem ocorre porque os elétrons internos (de camadas mais próximas ao núcleo) reduzem a atração que o núcleo exerce sobre os elétrons mais externos. A carga nuclear efetiva é a carga nuclear real ($Z$) menos o efeito de blindagem.

Raio Atômico e Raio Iônico

O Raio Atômico é definido como a metade da distância entre os núcleos de dois átomos adjacentes (em um metal sólido) ou entre os núcleos de átomos idênticos em uma molécula covalente.

Tendências no Sistema Periódico:

1. Em um Grupo (Família): O raio aumenta de cima para baixo, devido ao aumento do número de camadas eletrônicas.
2. Em um Período: O raio aumenta da direita para a esquerda, pois ao mover-se para a esquerda, a carga nuclear efetiva ($Z_{ef}$) diminui.

Raio Iônico

• O raio de um cátion (íon positivo) é menor que o de seu átomo neutro correspondente.
• O raio de um ânion (íon negativo) é maior que o de seu átomo neutro correspondente.
• Em um mesmo grupo, o raio iônico (tanto catiônico quanto aniônico) aumenta para baixo, devido à adição de uma camada eletrônica.

Energia de Ionização ($E_i$)

A Energia de Ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo neutro no estado gasoso e em seu estado fundamental. É geralmente expressa em kJ/mol.

A remoção de um elétron de um átomo neutro para formar um íon positivo (cátion) resulta na diminuição da repulsão intereletrônica, tornando o íon mais estável. Consequentemente, mais energia é necessária para remover o elétron seguinte (segunda energia de ionização, $E_{i2}$).

Tendências Periódicas:

1. Em um Grupo: A energia de ionização aumenta de baixo para cima.
2. Em um Período: A energia de ionização aumenta da esquerda para a direita (devido ao aumento da $Z_{ef}$).