Cascas de Elétrons e o Modelo Bohr

Figure 1. O modelo Bohr.

Deve-se sublinhar que existe uma ligação entre o número de protões num elemento, o número atómico que distingue um elemento de outro, e o número de electrões que este possui. Em todos os átomos eletricamente neutros, o número de elétrons é o mesmo que o número de prótons. Assim, cada elemento, pelo menos quando eletricamente neutro, tem um número característico de elétrons igual ao seu número atômico.

Um modelo inicial do átomo foi desenvolvido em 1913 pelo cientista dinamarquês Niels Bohr (1885-1962). Neste modelo, os elétrons existem dentro das conchas principais. Um electrão existe normalmente na concha energética mais baixa disponível, que é a que se encontra mais próxima do núcleo. A energia de um fóton de luz pode elevá-lo a uma concha energética superior, mas esta situação é instável, e o electrão rapidamente se decompõe de volta ao estado de terra. No processo, um fóton de luz é liberado.

O modelo Bohr mostra o átomo como um núcleo central contendo prótons e nêutrons, com os elétrons em orbitais circulares a distâncias específicas do núcleo, como ilustrado na Figura 1. Estas órbitas formam conchas de elétrons ou níveis de energia, que são uma forma de visualizar o número de elétrons nas conchas mais externas. Estes níveis de energia são designados por um número e pelo símbolo “n.”. Por exemplo, 1n representa o primeiro nível energético localizado mais próximo do núcleo.

Eletrões preenchem orbitais numa ordem consistente: primeiro preenchem os orbitais mais próximos do núcleo, depois continuam a preencher orbitais de energia crescente mais longe do núcleo. Se houver múltiplas orbitais de igual energia, elas serão preenchidas com um elétron em cada nível de energia, antes que um segundo elétron seja adicionado. Os elétrons do nível energético mais externo determinam a estabilidade energética do átomo e sua tendência a formar ligações químicas com outros átomos para formar moléculas.

Em condições padrão, os átomos preenchem primeiro as conchas internas, resultando muitas vezes num número variável de elétrons na concha mais externa. A casca mais interna tem um máximo de dois elétrons, mas as duas cascas de elétrons seguintes podem ter um máximo de oito elétrons cada. Isto é conhecido como a regra do octeto, que declara, com excepção da concha interna, que os átomos são energeticamente mais estáveis quando têm oito electrões na sua concha de valência, a concha de electrões mais externa. Exemplos de alguns átomos neutros e suas configurações de elétrons são mostrados na Figura 2. Note que, nesta figura, o hélio tem um invólucro de electrões exterior completo, com dois electrões a preencherem o seu primeiro e único invólucro. Da mesma forma, o néon tem um invólucro externo completo de 2n contendo oito elétrons. Em contraste, cloro e sódio têm sete e um em suas conchas externas, respectivamente, mas teoricamente eles seriam mais estáveis energeticamente se seguissem a regra do octeto e tivessem oito.

Prática Pergunta

Figura 2. Diagramas de Bohr para hidrogênio, hélio, lítio, carbono, flúor, neônio, sódio, silício, cloro e argônio.

Diagramas de Bohr indicam quantos elétrons enchem cada concha principal. Os elementos do grupo 18 (hélio, néon e argônio são mostrados na Figura 2) têm uma concha externa, ou valência, completa. Uma concha de valência completa é a configuração eletrônica mais estável. Elementos em outros grupos têm conchas de valência parcialmente preenchidas e ganham ou perdem elétrons para alcançar uma configuração eletrônica estável.

Um átomo pode dar, tomar ou compartilhar elétrons com outro átomo para alcançar uma concha de valência completa, a configuração eletrônica mais estável. Olhando para esta figura, quantos elétrons os elementos do grupo 1 precisam perder para se obter uma configuração eletrônica estável? Quantos elétrons os elementos dos grupos 14 e 17 precisam ganhar para conseguir uma configuração estável?

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Elementos do grupo 1 precisam perder um elétron para conseguir uma configuração estável de elétrons. Os elementos dos grupos 14 e 17 precisam ganhar quatro e um elétron, respectivamente, para alcançar uma configuração estável.

Entendendo que a organização da tabela periódica é baseada no número total de prótons (e elétrons) nos ajuda a saber como os elétrons estão distribuídos entre o invólucro externo. A tabela periódica é organizada em colunas e linhas com base no número de elétrons e onde estes elétrons estão localizados. Veja mais de perto alguns dos elementos da coluna extrema direita da tabela periódica na Figura 3.

Figure 3. A tabela periódica mostra a massa atómica e o número atómico de cada elemento. O número atômico aparece acima do símbolo do elemento e a massa atômica aproximada aparece abaixo dele.

Os 18 átomos do grupo hélio (He), neônio (Ne) e árgon (Ar) têm todos conchas de elétrons externos preenchidos, tornando desnecessário que eles compartilhem elétrons com outros átomos para atingir a estabilidade; eles são altamente estáveis como átomos únicos. Sua não reatividade resultou em serem chamados de gases inertes (ou gases nobres). Compare isto com os elementos do grupo 1 na coluna da esquerda. Estes elementos, incluindo hidrogênio (H), lítio (Li) e sódio (Na), todos têm um elétron em suas conchas mais externas. Isso significa que eles podem alcançar uma configuração estável e uma concha externa preenchida doando ou compartilhando um elétron com outro átomo ou uma molécula como a água. O hidrogênio doará ou compartilhará seu elétron para alcançar esta configuração, enquanto o lítio e o sódio doarão seu elétron para se tornarem estáveis. Como resultado da perda de um elétron com carga negativa, eles se tornam íons com carga positiva. Os elementos do grupo 17, incluindo o flúor e o cloro, têm sete elétrons em suas conchas mais externas, portanto tendem a encher esta concha com um elétron de outros átomos ou moléculas, tornando-os íons com carga negativa. Os elementos do grupo 14, dos quais o carbono é o mais importante para os sistemas vivos, têm quatro elétrons em sua casca externa, permitindo-lhes fazer várias ligações covalentes (discutidas abaixo) com outros átomos. Assim, as colunas da tabela periódica representam o potencial estado compartilhado das conchas elétricas externas desses elementos que é responsável por suas características químicas semelhantes.

Electron Orbitals

Embora útil para explicar a reatividade e a ligação química de certos elementos, o modelo de Bohr do átomo não reflete com precisão como os elétrons estão distribuídos espacialmente em torno do núcleo. Eles não circundam o núcleo como a Terra orbita o Sol, mas são encontrados nas órbitas dos elétrons. Estas formas relativamente complexas resultam do fato de que os elétrons se comportam não só como partículas, mas também como ondas. As equações matemáticas da mecânica quântica conhecidas como funções de onda podem prever dentro de um certo nível de probabilidade onde um elétron pode estar em um determinado momento. A área onde um elétron é mais provável de ser encontrado é chamada de orbital.

Figure 4. Clique para uma imagem maior. As subcasas têm a forma de esferas. Tanto as conchas 1n como 2n principais têm uma s orbital, mas o tamanho da esfera é maior na 2n orbital. Cada esfera é uma única orbital. As subcascasas p são compostas por três orbitais em forma de dumbbell-. O shell principal 2n tem uma subesfera p, mas o shell 1 não.

Recorde que o modelo Bohr retrata a configuração do shell de elétrons de um átomo. Dentro de cada concha de electrões estão sub-conchas, e cada sub-concha tem um número especificado de orbitais contendo electrões. Embora seja impossível calcular exatamente onde um elétron está localizado, os cientistas sabem que ele provavelmente está localizado dentro do seu caminho orbital. As subcascasas são designadas pelas letras s, p, d e f. A subcasa s tem forma esférica e tem um orbital. A concha principal 1n tem apenas um único s orbital, que pode conter dois elétrons. A concha principal 2n tem uma concha s e uma concha p, e pode conter um total de oito elétrons. A subesfera p tem três orbitais em forma de haltere, como ilustrado na Figura 4. As subcascasas d e f têm formas mais complexas e contêm cinco e sete orbitais, respectivamente. Estes não são mostrados na ilustração. A concha principal 3n tem subconchas s, p, e d e pode conter 18 elétrons. A concha principal 4n tem s, p, d e f orbitais e pode conter 32 elétrons. Ao afastar-se do núcleo, o número de elétrons e orbitais encontrados nos níveis de energia aumenta. Passando de um átomo para o seguinte na tabela periódica, a estrutura dos elétrons pode ser trabalhada encaixando um elétron extra no próximo orbital disponível.

O orbital mais próximo do núcleo, chamado orbital 1s, pode conter até dois elétrons. Este orbital é equivalente à casca de electrões mais interna do modelo Bohr do átomo. É chamado o orbital 1s porque é esférico ao redor do núcleo. O orbital 1s é o orbital mais próximo do núcleo, e é sempre preenchido primeiro, antes de qualquer outro orbital poder ser preenchido. O hidrogênio tem um elétron; portanto, tem apenas um ponto dentro do orbital 1s ocupado. Este é designado como 1s1, em que o 1 sobrescrito se refere a um electrão dentro do orbital 1s. O hélio tem dois elétrons; portanto, pode preencher completamente o orbital 1s com os seus dois elétrons. Este é designado como 1s2, referindo-se aos dois elétrons de hélio no orbital do 1s. Na tabela periódica Figura 4, o hidrogênio e o hélio são os dois únicos elementos da primeira linha (período); isto porque só têm elétrons na sua primeira casca, o orbital 1s. O hidrogênio e o hélio são os únicos dois elementos que têm o 1s e nenhum outro orbital de elétrons no estado neutro eletricamente.

O segundo orbital de elétrons pode conter oito elétrons. Esta casca contém outro orbital esférico s e três orbitais p em forma de “dumbbell”, cada um dos quais pode conter dois elétrons, como mostrado na Figura 4. Após o orbital 1s ser preenchido, a segunda concha de elétrons é preenchida, primeiro preenchendo seu orbital 2s e depois seus três orbitais p. Ao encher as orbitais p, cada uma leva um único elétron; uma vez que cada orbital p tem um elétron, um segundo pode ser adicionado. O lítio (Li) contém três elétrons que ocupam a primeira e a segunda concha. Dois electrões preenchem o orbital 1s e o terceiro electrão preenche o orbital 2s. A sua configuração electrónica é 1s22s1. O néon (Neon), por outro lado, tem um total de dez elétrons: dois estão no seu interior orbital 1s e oito preenchem a sua segunda casca (dois nos 2s e três p orbitais); portanto, é um gás inerte e energeticamente estável como um único átomo que raramente formará uma ligação química com outros átomos. Os elementos maiores têm orbitais adicionais, formando a terceira casca de elétron. Enquanto os conceitos de conchas de elétrons e orbitais estão intimamente relacionados, os orbitais fornecem uma representação mais precisa da configuração eletrônica de um átomo porque o modelo orbital especifica as diferentes formas e orientações especiais de todos os lugares que os elétrons podem ocupar.

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