O que são subníveis de energia e como eles são representados?

Os subníveis de energia no átomo são a maneira pela qual os elétrons são organizados nas camadas eletrônicas, sua distribuição na molécula ou átomo. Esses subníveis de energia são chamados orbitais.

A organização dos elétrons nos subníveis é o que permite combinações químicas de átomos diferentes e também define sua posição na Tabela Periódica dos Elementos.

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Os elétrons são dispostos nas camadas de elétrons do átomo de uma certa maneira por uma combinação de estados quânticos. No momento em que um desses estados é ocupado por um elétron, os outros elétrons devem estar localizados em um estado diferente.

1. Introdução

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Cada elemento químico da tabela periódica consiste em átomos, que por sua vez são compostos de nêutrons, prótons e elétrons. Os elétrons são partículas carregadas negativamente que são encontradas ao redor do núcleo de qualquer átomo, distribuídas nos orbitais dos elétrons.

Orbitais de elétrons são o volume de espaço em que um elétron tem 95% de chance de existir. Existem diferentes tipos de orbitais, com formas diferentes. No máximo dois elétrons podem ser localizados em cada orbital. O primeiro orbital de um átomo é onde existe a maior probabilidade de encontrar elétrons.

Os orbitais são designados com as letras s, p, dyf, que são Nítidas, Princípio, Difusa e Fundamental e combinam quando átomos são unidos para formar uma molécula maior. Em cada camada do átomo existem essas combinações de orbitais.

Por exemplo, na camada 1 do átomo estão os orbitais S, na camada 2 existem orbitais S e P, na camada 3 do átomo existem orbitais S, P e D e, finalmente, na camada 4 do átomo estão todos orbitais S, P, D e F.

Também nos orbitais encontramos diferentes subníveis, que por sua vez podem armazenar mais elétrons. Orbitais em diferentes níveis de energia são semelhantes entre si, mas ocupam áreas diferentes no espaço.

O primeiro orbital e o segundo orbital têm as mesmas características que um orbital S têm nós radiais, têm maior probabilidade de volume esférico e podem conter apenas dois elétrons. No entanto, eles estão localizados em diferentes níveis de energia e, portanto, ocupam diferentes espaços ao redor do núcleo.

Localização na tabela periódica de elementos

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Cada uma das configurações eletrônicas dos elementos é única, e é por isso que elas determinam sua posição na tabela periódica de elementos . Essa posição é definida pelo período de cada elemento e seu número atômico pela quantidade de elétrons que o átomo do elemento possui.

Portanto, usar a tabela periódica para determinar a configuração dos elétrons nos átomos é essencial. Os elementos são divididos em grupos de acordo com suas configurações eletrônicas, como a seguir:

Cada orbital é representado em blocos específicos dentro da tabela periódica de elementos. Por exemplo, o bloco orbital S é a região dos metais alcalinos, o primeiro grupo da tabela e onde são encontrados seis elementos Lítio (Li), Rubídio (Rb), Potássio (K), Sódio (Na), Francium ( Fr) e césio (Cs) e também hidrogênio (H), que não é um metal, mas um gás.

Esse grupo de elementos possui um elétron, que geralmente é facilmente perdido para formar um íon carregado positivamente. Eles são os metais mais ativos e mais reativos.

O hidrogênio, neste caso, é um gás, mas está dentro do grupo 1 da tabela periódica de elementos, uma vez que também possui apenas um elétron. O hidrogênio pode formar íons com uma única carga positiva, mas atingir seu único elétron requer muito mais energia do que remover elétrons de outros metais alcalinos. Ao formar compostos, o hidrogênio geralmente gera ligações covalentes.

No entanto, sob pressões muito altas, o hidrogênio se torna metálico e se comporta como o resto dos elementos de seu grupo. Isso ocorre, por exemplo, dentro do núcleo do planeta Júpiter.

O grupo 2 corresponde aos metais alcalino-terrosos, pois seus óxidos possuem propriedades alcalinas. Entre os elementos desse grupo, encontramos magnésio (Mg) e cálcio (Ca). Seus orbitais também pertencem ao nível S.

Os metais de transição, que correspondem aos grupos 3 a 12 da Tabela Periódica, têm orbitais do tipo D.

Os elementos que vão do grupo 13 a 18 na tabela correspondem aos orbitais P. E, finalmente, os elementos conhecidos como lantanídeos e actinídeos têm orbitais de nome F.

Localização do elétron nos orbitais

Os elétrons são encontrados nos orbitais do átomo como uma maneira de diminuir a energia. Portanto, se eles procuram aumentar a energia, os elétrons preencherão os principais níveis orbitais, afastando-se do núcleo do átomo.

Deve-se considerar que os elétrons têm uma propriedade intrínseca conhecida como spin. Este é um conceito quântico que determina, entre outras coisas, a rotação do elétron dentro do orbital. O que é essencial para determinar sua posição nos subníveis de energia.

As regras que determinam a posição dos elétrons nos orbitais do átomo são as seguintes:

  • Princípio de Aufbau: Os elétrons entram nos orbitais com menos energia primeiro. Este princípio é baseado nos diagramas dos níveis de energia de certos átomos.
  • Princípio de exclusão de Pauli: Um orbital atômico pode descrever pelo menos dois elétrons. Isso significa que apenas dois elétrons com rotação eletrônica diferente podem ocupar um orbital atômico.

Isso implica que um orbital atômico é um estado energético.

  • Regra de Hund: Quando os elétrons ocupam orbitais da mesma energia, os elétrons entram nos primeiros orbitais vazios. Isso significa que os elétrons preferem rotações paralelas em orbitais separados dos subníveis de energia.

Os elétrons preencherão todos os orbitais nos subníveis antes de encontrar rotações opostas.

Configurações eletrônicas especiais

Também existem átomos com casos especiais de subníveis de energia. Quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital, eles devem não apenas ter rotações diferentes (como indicado pelo princípio de exclusão de Pauli), mas o acoplamento dos elétrons aumenta levemente a energia.

No caso de subníveis de energia, um subnível meio cheio e cheio cheio reduz a energia do átomo. Isso leva o átomo a ter maior estabilidade.

Referências

  1. Configuração eletrônica Recuperado da Wikipedia.com.
  2. Introdução às Configurações Eletrônicas. Recuperado de chem.libretexts.org.
  3. Orbitais e Títulos. Recuperado de chem.fsu.edu.
  4. Tabela periódica, principais elementos do grupo. Recuperado de newworldencyclopedia.org.
  5. Princípios de configuração eletro. Recuperado de sartep.com.
  6. Configuração Eletrônica de Elementos. Recuperado de science.uwaterloo.ca.
  7. Electron Spin Recuperado de hyperphysics.phy-astr.gsu.edu.

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