Na mecânica quântica, a energia de um sistema confinado pode assumir apenas alguns valores quantizados. Um átomo (o núcleo e os elétrons) é um sistema quântico que segue essa regra; seus níveis de energia são discretos devido à natureza da mecânica quântica. Para qualquer átomo dado, existem apenas valores de energia permitidos específicos que seus elétrons podem ter, e diferentes átomos têm diferentes estados de energia.
A ideia de que os níveis de energia atômica são quantizados foi teorizada décadas antes do advento da mecânica quântica. Cientistas do século 19 notaram que a luz do sol continha linhas espectrais em energias distintas. A mecânica quântica moderna não foi formalizada até 1926.
O que são níveis de energia?
Os níveis de energia são valores de energia que um elétron em um átomo pode ter ou ocupar. O estado ou nível de energia mais baixo é chamado de estado fundamental. Como os elétrons são atraídos pelos prótons carregados positivamente no núcleo, eles geralmente preencherão primeiro os níveis de energia mais baixos. Os estados de excitação ocorrem quando os elétrons de energia mais baixa se movem para estados de energia mais alta, deixando "fendas" vazias abertas nos estados de energia mais baixa.
Dois ou mais níveis de energia são considerados "degenerados" se eles tiverem configurações eletrônicas diferentes, mas tiverem a mesma quantidade de energia. Estes são chamados de níveis de energia degenerados.
As diferenças de energia entre esses níveis são diferentes para diferentes elementos, o que permite que eles sejam identificados por sua impressão digital espectral única.
A mecânica quântica descreve a natureza quantizada ou discreta desses níveis.
O Modelo Bohr
O modelo de Bohr era uma extensão do modelo de Rutherford, que tratava os átomos como sistemas planetários. O modelo de Rutherford, no entanto, tinha uma falha fundamental: ao contrário dos planetas, os elétrons têm carga elétrica, o que significa que irradiariam energia ao orbitar o núcleo.
Perder energia dessa forma faria com que eles caíssem no núcleo, tornando impossível que os átomos permanecessem estáveis. Além disso, a energia que eles irradiavam "espalharia" o espectro eletromagnético, embora se soubesse que os átomos emitiam energia em linhas discretas.
O modelo de Bohr corrigido para isso. Mais especificamente, o modelo contém três postulados:
- Os elétrons são capazes de se mover em certas órbitas discretas e estáveis sem irradiar energia.
- As órbitas têm valores de momento angular que são múltiplos inteiros doreduzidoConstante de Planckħ.
- Os elétrons só podem ganhar ou perder quantidades muito específicas de energia saltando de uma órbita para outra em etapas discretas, absorvendo ou emitindo radiação de uma frequência específica.
O modelo fornece uma boa aproximação de primeira ordem dos níveis de energia para átomos simples, como o átomo de hidrogênio. Ele também determina que o momento angular de um elétron deve ser L = mvr = nħ. A variávelné chamado de número quântico principal.
O postulado de que o momento angular é quantizado explicava a estabilidade dos átomos e a natureza discreta de seus espectros, anos antes do advento da mecânica quântica. O modelo de Bohr é consistente com observações que levam à teoria quântica, como o efeito fotoelétrico de Einstein, ondas de matéria e a existência de fótons.
No entanto, existem certos efeitos quânticos que não pode explicar, como o efeito Zeeman ou estrutura fina e hiperfina em linhas espectrais. Ele também se torna menos preciso com núcleos maiores e mais elétrons.
Conchas e orbitais de elétrons
As camadas de elétrons representam essencialmente um nível de energia correspondente a um número quântico principaln. As cascas têm diferentes subtipos. O número de subshells =n.
Existem diferentes tipos de subcamadas, chamadas orbitais "s", orbitais "p", orbitais "d" e orbitais "f". Cada orbital pode conter no máximo dois elétrons, cada um com spin de elétron oposto; os elétrons podem ser "spin up" ou "spin down".
Por exemplo: o shell "n = 3" possui três subshells. Eles são chamados de 3s, 3p e 3d. A subcamada 3s tem um orbital, contendo dois elétrons. A sub camada 3p tem três orbitais, contendo seis elétrons no total. A subcamada 3d tem cinco orbitais, contendo 10 elétrons no total. A camada n = 3, portanto, tem 18 elétrons no total em nove orbitais que abrangem três sub-camadas.
A regra geral é que um shell pode conter até 2 (n2) elétrons.
Os orbitais podem ter apenas dois elétrons, um de cada spin do elétron, devido ao princípio de exclusão de Pauli, que afirma que dois ou mais elétrons não podem ocupar o mesmo estado quântico no mesmo sistema quântico ao mesmo Tempo. Por esse motivo, os átomos nunca terão elétrons com o mesmo número quântico principal e mesmo spin dentro do mesmo orbital.
Orbitais, na realidade, são volumes de espaço onde os elétrons são mais provavelmente encontrados. Cada tipo de orbital tem uma forma diferente. Um orbital "s" parece uma esfera simples; um orbital "p" parece dois lóbulos ao redor do centro. Os orbitais "d" e "f" parecem muito mais complicados. Essas formas representam distribuições de probabilidade para as localizações dos elétrons dentro delas.
Elétrons de valência
O nível de energia mais externo de um átomo é chamado de nível de energia de valência. Os elétrons neste nível de energia estão envolvidos em qualquer interação do átomo com outros átomos.
Se o nível de energia estiver cheio (dois elétrons para um orbital s, seis para um orbital p e assim por diante), então o átomo provavelmente não reagirá com outros elementos. Isso o torna muito estável ou "inerte". Elementos muito reativos podem ter apenas um ou dois elétrons em sua camada externa de valência. A estrutura da camada de valência determina muitas propriedades do átomo, incluindo sua reatividade e energia de ionização.
O átomo de hidrogênio
Compreender os níveis de energia do átomo de hidrogênio é o primeiro passo para entender como os níveis de energia funcionam em geral. O átomo de hidrogênio, que consiste em um único núcleo positivo carregado e um único elétron, é o mais simples dos átomos.
Para calcular a energia de um elétron em um nível de energia de hidrogênio, E = -13,6eV / n2, Ondené o número quântico principal.
O raio orbital também é bastante simples de calcular: r = r0n2onde r0 é o raio de Bohr (0,0529 nanômetros). O raio de Bohr vem do modelo de Bohr e é o raio da menor órbita que um elétron pode ter em torno de um núcleo em um átomo de hidrogênio e ainda ser estável.
O comprimento de onda do elétron, que vem da ideia da mecânica quântica de que os elétrons são ambos partículas e ondas, é simplesmente a circunferência de sua órbita, que é 2π vezes o raio calculado acima: λ = 2πr0n2.
Radiação eletromagnética e fótons
Os elétrons podem se mover para cima e para baixo no nível de energia, absorvendo ou emitindo um fóton de uma forma muito específica comprimento de onda (correspondendo a uma quantidade específica de energia igual à diferença de energia entre o níveis). Como resultado, átomos de diferentes elementos podem ser identificados por um espectro distinto de absorção ou emissão.
Os espectros de absorção são obtidos bombardeando um elemento com luz de muitos comprimentos de onda e detectando quais comprimentos de onda são absorvidos. Os espectros de emissão são obtidos aquecendo o elemento para forçar os elétrons a estados excitados e, em seguida, detectar quais comprimentos de onda de luz são emitidos conforme os elétrons voltam para estados de energia mais baixos. Esses espectros geralmente serão o inverso um do outro.
Espectroscopia é como os astrônomos identificam elementos em objetos astronômicos, como nebulosas, estrelas, planetas e atmosferas planetárias. Os espectros também podem dizer aos astrônomos a rapidez com que um objeto astronômico está se afastando ou em direção à Terra, em quanto o espectro de um determinado elemento é alterado para vermelho ou azul. (Esta mudança do espectro é devido ao efeito Doppler.)
Para encontrar o comprimento de onda ou frequência de um fóton emitido ou absorvido por meio de uma transição do nível de energia do elétron, primeiro calcule a diferença de energia entre os dois níveis de energia:
\ Delta E = -13,6 \ bigg (\ frac {1} {n_f ^ 2} - \ frac {1} {n_i ^ 2} \ bigg)
Essa diferença de energia pode então ser usada na equação para a energia do fóton,
\ Delta E = hf = \ frac {hc} {\ lambda}
Ondehé a constante de Planck,fé a frequência eλé o comprimento de onda do fóton sendo emitido ou absorvido, ecé a velocidade da luz.
Orbitais moleculares e níveis de energia vibracional
Quando os átomos estão ligados, novos tipos de níveis de energia são criados. Um único átomo tem apenas níveis de energia de elétrons; uma molécula tem níveis especiais de energia de elétrons moleculares, bem como níveis de energia vibracional e rotacional.
Como os átomos se ligam covalentemente, seus orbitais e níveis de energia afetam uns aos outros para criar um novo conjunto de orbitais e níveis de energia. Estes são chamadosUniãoeanticoagulanteorbitais moleculares, onde os orbitais de ligação têm níveis de energia mais baixos e os orbitais de anti-ligação têm níveis de energia mais altos. Para que os átomos em uma molécula tenham uma ligação estável, os elétrons da ligação covalente devem estar no orbital molecular de ligação inferior.
As moléculas também podem ter orbitais sem ligação, que envolvem os elétrons nas camadas externas dos átomos que não estão envolvidos no processo de ligação. Seus níveis de energia são os mesmos que seriam se o átomo não estivesse ligado a outro.
Quando os átomos estão ligados, essas ligações podem ser modeladas quase como molas. A energia contida no movimento relativo dos átomos ligados é chamada de energia vibracional e é quantizada da mesma forma que os níveis de energia dos elétrons. Os complexos moleculares também podem girar em relação uns aos outros por meio de ligações atômicas, criando níveis de energia rotacional quantizados.
Uma transição do nível de energia do elétron em uma molécula pode ser combinada com uma transição do nível de energia vibracional, no que é chamado detransição vibrônica. Combinações de níveis de energia vibracional e rotacional são chamadastransições vibracionais; uma transição que envolve todos os três tipos de níveis de energia é chamadarovibrônico. As diferenças de nível de energia são geralmente maiores entre as transições eletrônicas, depois as transições vibracionais e as menores nas transições rotacionais.
Átomos maiores e bandas de energia
Existem várias regras cada vez mais complexas para os estados em que os elétrons em átomos maiores podem estar, porque esses átomos têm um número maior de elétrons. Esses estados dependem de quantidades como spin, interações entre spins de elétrons, interações orbitais e assim por diante.
Os materiais cristalinos têm bandas de energia - um elétron neste tipo de sólido pode receber qualquer valor de energia dentro destes bandas pseudo-contínuas, enquanto a banda não estiver preenchida (há um limite de quantos elétrons uma determinada banda pode conter). Essas bandas, embora consideradas contínuas, são tecnicamente discretas; eles simplesmente contêm muitos níveis de energia que estão muito próximos para serem resolvidos separadamente.
As bandas mais importantes são chamadas deconduçãobanda evalênciabanda; a banda de valência é a faixa dos mais altos níveis de energia do material em que os elétrons estão presentes em temperatura zero absoluta, enquanto a banda de condução é a faixa mais baixa de níveis que contêm estados. Em semicondutores e isoladores, essas bandas são separadas por uma lacuna de energia, chamada degap de banda. Nos semimetais, eles se sobrepõem. Nos metais, não há distinção entre eles.