Quais são os subníveis de energia?

O subníveis de energia no átomo são a forma na qual os elétrons se organizam nas camadas eletrônicas, sua distribuição na molécula ou átomo. Esses subníveis de energia são chamados de orbitais.

A organização de elétrons em sub-níveis é o que permite combinações químicas de diferentes átomos e também define sua posição dentro da Tabela Periódica dos Elementos.

Os elétrons estão dispostos nas camadas eletrônicas do átomo de certa forma por uma combinação de estados quânticos. No momento em que um desses estados é ocupado por um elétron, os outros elétrons devem ser colocados em um estado diferente.

Introdução

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

Orbitais de elétrons são o volume de espaço onde um elétron tem 95% de chance de ser encontrado. Existem diferentes tipos de orbitais, com formas diferentes. Em cada orbital, um máximo de dois elétrons pode ser localizado. O primeiro orbital de um átomo é onde existe a maior probabilidade de encontrar elétrons.

Orbitais são designados com as letras s, d, p e F, isto é, afiadas, Princípio, difusas e Fundamentais e combinam quando os átomos estão ligados para formar uma molécula maior. Essas combinações de orbitais são encontradas em cada camada do átomo.

Por exemplo, uma camada de orbitais átomo de S está localizado na camada 2 lá orbitais S e P, dentro do átomo de camada 3 não orbitais S, P e D e, finalmente, no átomo de camada 4 são todos orbitais S, P, D e F.

Também nos orbitais encontramos diferentes sub-níveis, que por sua vez podem armazenar mais elétrons. Orbitais em diferentes níveis de energia são semelhantes entre si, mas ocupam diferentes áreas do espaço.

Os primeiro e segundo orbital têm as mesmas características orbitais como uma S orbitais têm nodos radiais, estão mais propensos dá volume e pode sustentar dois electrões. No entanto, eles estão localizados em diferentes níveis de energia e, portanto, ocupam diferentes espaços ao redor do núcleo.

Localização na tabela periódica dos elementos

Cada uma das configurações eletrônicas dos elementos é única, e é por isso que eles determinam sua posição na Tabela Periódica dos Elementos. Essa posição é definida pelo período de cada elemento e seu número atômico pelo número de elétrons que o átomo do elemento possui.

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

Cada orbital é representado em blocos específicos dentro da Tabela Periódica dos Elementos. Por exemplo, o bloco S orbital é a região de metais alcalinos, o primeiro grupo da tabela e que são seis lítio (Li), rubídio (Rb), potássio (K), sódio (Na), elementos francium ( Fr) e Césio (Cs) e também hidrogênio (H), que não é um metal, mas um gás.

Este grupo de elementos tem um elétron, que geralmente é facilmente perdido para formar um íon de carga positiva. Eles são os metais mais ativos e os mais reativos.

O hidrogênio, neste caso, é um gás, mas está dentro do grupo 1 da Tabela Periódica dos Elementos, uma vez que também possui apenas um elétron. O hidrogénio pode formar iões possuindo uma única carga positiva, mas sair o seu electrão único requer muito mais energia para remover electrões a partir 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 acontece, por exemplo, dentro do núcleo do planeta Júpiter.

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

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

Os elementos do grupo de 13 a 18 na tabela correspondem a P. orbital e, finalmente, elementos conhecidos lantanídeos e actinídeos ter o nome orbital F.

Localização do elétron nos orbitais

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

Devemos considerar que os elétrons têm uma propriedade intrínseca conhecida como spin. Este é um conceito quântico que determina, entre outras coisas, o spin 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 energia menor primeiro. Este princípio é baseado nos diagramas dos níveis de energia de certos átomos.

• Princípio da Exclusão de Pauli: Um orbital atômico pode descrever pelo menos dois elétrons. Isso significa que apenas dois elétrons com spin diferente de elétrons podem ocupar um orbital atômico.

Isto implica que um orbital atômico é um estado energético.

• Regra de Hund: Quando os elétrons ocupam orbitais da mesma energia, os elétrons entrarão primeiro nos orbitais vazios. Isso significa que os elétrons preferem os spins paralelos em orbitais separados dos subníveis de energia.

Os elétrons preencherão todos os orbitais nos subníveis antes de encontrarem spins opostos.

Configurações eletrônicas especiais

Há também átomos com casos especiais de subníveis de energia. Quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital, eles não devem ter apenas spins diferentes (como indicado pelo Princípio de Exclusão de Pauli), mas o acoplamento dos elétrons eleva levemente a energia.

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

Referências

1. Configuração de elétrons. Retirado da Wikipedia.com.
2. Introdução às configurações eletrônicas. Retirado de chem.libretexts.org.
3. Orbitais e Obrigações. Retirado de chem.fsu.edu.
4. Tabela periódica, elementos do grupo principal. Obtido em newworldencyclopedia.org.
5. Princípios de Configuração Eletro. Recuperado de sartep.com.
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