Elétrons podem se comportar como ondas: o modelo quântico do átomo

Autor: 
Craig C. Freudenrich, Ph.D.

Embora o modelo de Bohr explicasse adequadamente como os espectros atômicos funcionavam, havia alguns problemas que ainda incomodavam os físicos e químicos:

  • por que os elétrons ficariam confinados apenas em níveis específicos de energia?
  • por que os elétrons não emitiam luz o tempo todo?
    • Já que os elétrons mudavam de direção em suas órbitas circulares (ou seja, aceleravam), eles deveriam emitir luz.
  • o modelo de Bohr conseguia explicar muito bem os espectros de átomos com um elétron na camada mais externa, mas não era muito bom para os que tinham mais de um elétron nessa camada.
  • por que somente dois elétrons ficariam na primeira camada e oito elétrons em cada camada após essa? Por que dois e oito especificamente?

Obviamente, o modelo de Bohr ainda não contava a história toda.

Em 1924, um físico francês chamado Louis de Broglie sugeriu que, assim como a luz, os elétrons podiam agir como partículas e ondas. A hipótese de Broglie logo foi confirmada por experimentos que mostraram que os feixes de elétrons podiam ser difratados ou curvados com sua passagem através de uma fenda, da mesma maneira que a luz. Assim, as ondas produzidas por um elétron confinado em sua órbita ao redor do núcleo definem uma onda estacionária (em inglês), com comprimento de onda, energia e freqüência específicas (os níveis de energia de Bohr), da mesma maneira que a corda de uma guitarra emite onda estacionária quando é puxada.

Outra questão rapidamente seguiu a idéia de De Broglie. Se um elétron viajava como uma onda, seria possível localizar a posição exata de um elétron dentro dessa onda? Um físico alemão, Werner Heisenberg, respondeu que não, com o que chamou de princípio da incerteza:

  • para ver um elétron em sua órbita, é preciso iluminá-lo com um comprimento de onda menor do que o comprimento de onda do elétron em si;
  • esse pequeno comprimento de onda de luz possui energia alta;
  • o elétron irá absorver essa energia;
  • a energia absorvida irá mudar a posição do elétron;

E nós nunca conseguiremos saber o momento e a posição de um elétron no átomo. Por isso, Heisenberg disse que não devemos imaginar os elétrons como se estivessem se movendo em órbitas bem definidas ao redor do núcleo.

Com a hipótese de Broglie e o princípio da incerteza de Heisenberg em mente, em 1926, um físico austríaco chamado Erwin Schrodinger criou uma série de equações ou funções de onda para os elétrons. De acordo com Schrodinger, os elétrons confinados em suas órbitas definiriam ondas estacionárias e se poderia descrever somente a probabilidade de onde um elétron estaria. As distribuições dessas probabilidades correspondiam às regiões de espaço formadas ao redor do núcleo que formam as regiões chamadas de orbitais. Os orbitais poderiam ser descritos como nuvens de densidade de elétrons. A área mais densa da nuvem é onde você tem a maior probabilidade de encontrar o elétron, e a área menos densa é onde você tem a menor probabilidade de encontrar o elétron.

A função de onda de cada elétron pode ser descrita como um conjunto de três números quânticos:

  • número principal (n) - descreve o nível de energia;
  • número azimutal (l) - a rapidez com que o elétron se move em sua órbita (momento angular), assim como a rapidez com que um CD gira (rpm). Isso se relaciona ao formato do orbital;
  • número magnético (m) - sua orientação no espaço;

Foi sugerido posteriormente que dois elétrons não poderiam estar no mesmo estado, sendo criado um quarto número quântico. Esse número se relacionava à direção em que o elétron gira enquanto se move em sua órbita (sentido horário ou anti-horário). Apenas dois elétrons poderiam compartilhar o mesmo orbital: um no sentido horário e outro girando no sentido anti-horário.

Os orbitais tinham formatos e números máximos diferentes em cada um dos níveis:

  • s (sharp) - esférico (máx. = 1)
  • p (principal) - formato de halteres (máx. = 3)
  • d (diffuse) - formato de quatro lóbulos (máx. = 5)
  • f (fundamental) - formato com seis lóbulos (máx. = 7)

Os nomes dos orbitais vieram de nomes das características espectrais atômicas antes de a mecânica quântica ter sido formalmente inventada. Cada orbital consegue conter somente dois elétrons. Além disso, os orbitais têm uma ordem específica de preenchimento, que geralmente é:

  • s
  • p
  • d
  • f

No entanto, há superposições (qualquer livro didático de química tem os detalhes).

O modelo resultante do átomo é chamado de modelo quântico do átomo.


Modelo quântico de um átomo de sódio.

O sódio tem 11 elétrons distribuídos nos seguintes níveis de energia:

  1. um orbital s - dois elétrons
  2. um orbital s - dois elétrons e três orbitais p (dois elétrons cada)
  3. um orbital s - um elétron

Atualmente, o modelo quântico é a visão mais realística da estrutura geral do átomo. Ele explica muito do que conhecemos sobre a química e a física. Veja alguns exemplos:


A moderna tabela periódica dos elementos (os elementos são organizados baseando-se em seu número atômico, em vez de na massa)
  • Química:
    • a tabela periódica - o padrão da tabela e sua organização refletem a organização dos elétrons no átomo.
      • Os elementos possuem diferentes números atômicos - o número de prótons ou elétrons aumenta com a tabela, já que os elétrons vão preenchendo as camadas.
      • Os elementos possuem massas atômicas diferentes - o número da soma de prótons e nêutrons vai aumentando de acordo com a tabela.
      • Linhas - os elementos de cada linha têm o mesmo número de níveis de energia (camadas).
      • Colunas - os elementos têm o mesmo número de elétrons na camada ou nível de energia mais externo (de um a oito).
    • Reações químicas - a troca de elétrons entre os diferentes átomos (dando, pegando ou compartilhando). A troca envolve elétrons no nível mais externo de energia em tentativas de preencher essa camada mais externa (ou seja, buscam atingir a forma mais estável do átomo).
  • Física
    • Radioatividade - mudanças no núcleo (decaimento) têm como consequência a emissão de partículas radioativas.
    • Reatores nucleares - dividindo o núcleo (fissão).
    • Bombas nucleares - dividindo o núcleo (fissão) ou formando um núcleo (fusão).
    • Espectros atômicos - causados por elétrons excitados que mudam de níveis de energia (absorção ou emissão de energia na forma de fótons de luz).