O QUE SÃO SUBNÍVEIS DE ENERGIA E COMO SÃO REPRESENTADOS? - CIÊNCIA - 2025

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

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

Os elétrons são organizados nas camadas eletrônicas 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 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. Os elétrons são partículas carregadas negativamente que se encontram em torno do núcleo de qualquer átomo, distribuídas nos orbitais dos elétrons.

Orbitais de elétrons são o volume do espaço onde um elétron tem 95% de chance de se encontrar. Existem diferentes tipos de orbitais, com diferentes formas. Um máximo de dois elétrons podem estar localizados em cada orbital. O primeiro orbital de um átomo é onde existe a maior probabilidade de encontrar elétrons.

Os orbitais são designados pelas letras s, p, d e f, ou seja, Sharp, Principle, Diffuse e Fundamental, e eles se combinam quando os átomos se unem para formar uma molécula maior. Em cada camada do átomo estão essas combinações de orbitais.

Por exemplo, na camada 1 do átomo existem os orbitais S, na camada 2 existem orbitais S e P, dentro da camada 3 do átomo existem orbitais S, P e D e finalmente na camada 4 do átomo existem todos os 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 uns aos outros, mas ocupam áreas diferentes no espaço.

O primeiro orbital e o segundo orbital têm as mesmas características de um orbital S, eles 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

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

Portanto, 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 da seguinte forma:

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

Este grupo de elementos possui um elétron, que muitas vezes se perde facilmente para formar um íon carregado positivamente. 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, pois também possui apenas um elétron. O hidrogênio pode formar íons com uma única carga positiva, mas extrair 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 extremamente 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 deste 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 na Tabela Periódica, têm orbitais do tipo D.

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

Localização do elétron em orbitais

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

Deve-se considerar que os elétrons possuem 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 primeiro nos orbitais de menor energia. Este princípio é baseado em 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 spin de elétrons diferentes podem ocupar um orbital atômico.

Isso implica que um orbital atômico é um estado de energia.

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

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

Configurações eletrônicas especiais

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

No caso de subníveis de energia, um subnível meio cheio e um subnível cheio reduzem a energia do átomo. Isso faz com que o átomo tenha maior estabilidade.

Referências

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