Concha atômica

A camada de elétrons (cinza) do átomo de hélio (ampliado aproximadamente 400 milhões de vezes) com o núcleo atômico (ponto vermelho, mais uma vez ampliado 100 vezes). O núcleo é mostrado esquematicamente no canto superior direito, mais uma vez ampliado em 40 vezes. Na realidade, é esférico .

A camada atômica ou camada de elétron consiste nos elétrons que são ligados por um núcleo atômico e geralmente o rodeiam a uma distância da ordem de ^10-10  m ( raio atômico ). O núcleo atômico e a camada atômica juntas formam o átomo , sendo que o núcleo tem um diâmetro entre 20.000 e 150.000 vezes menor que a camada, dependendo do elemento químico , mas contém de 99,95% a 99,98% da massa atômica total . As propriedades do átomo que são acessíveis de fora são, portanto, além da massa, quase exclusivamente determinadas pela casca. Além do tamanho do átomo, isso inclui seus vários tipos possíveis de ligação química , as possibilidades de formação de uma molécula ou de um sólido cristalino , a emissão e absorção de radiação eletromagnética de certos comprimentos de onda no infravermelho , luz visível , ultravioleta e intervalos de raios-X . A física atômica , que lida em grande parte com esses fenômenos, é, portanto, em grande parte, uma física da camada atômica.

O número de elétrons na camada atômica de um átomo neutro é dado pelo tamanho da carga elétrica positiva no núcleo atômico. é também o número atômico químico do elemento ao qual o átomo pertence. Os átomos com mais ou menos elétrons têm carga negativa ou positiva e são chamados de íons . ${\ displaystyle Z}$${\ displaystyle Z}$${\ displaystyle Z}$

Vários modelos atômicos foram desenvolvidos para a estrutura da camada de elétrons . O primeiro modelo parcialmente bem-sucedido foi o modelo atômico de Bohr em 1913 (após Niels Bohr ), que ainda é a base para muitas representações populares hoje. A partir de 1925, foi substituído pelos modelos atômicos da mecânica quântica muito mais abrangentes e precisos , que ainda hoje constituem a base teórica da física atômica.

Propriedades de toda a concha

Energia de ligação

A camada atômica consiste em elétrons que estão ligados ao núcleo atômico positivo devido à sua carga elétrica negativa. A energia de ligação total dos elétrons na camada é aproximadamente (uma aproximação mais precisa ) para um átomo neutro . A energia de ligação média por elétron, portanto, aumenta com um número crescente de partículas , aumenta de em para em . Este comportamento contrasta com a situação no núcleo, onde a energia média de ligação por núcleo aumenta apenas acentuadamente com pequenos números de partículas até cerca de 16 núcleos ( ), mas permanece perto de 8 MeV no resto do mundo. Essas diferenças são explicadas pelas propriedades da interação prevalecente. No núcleo, tanto a força quanto a saturação efetiva da energia de ligação são baseadas na forte interação entre dois núcleos, que cria uma ligação comparativamente muito forte, mas também é de alcance muito curto, de modo que dificilmente vai além do vizinho direto nucleons podem atrair os outros nucleons. Em contrapartida, a camada é limitada pela atração eletrostática do núcleo, que aumenta proporcionalmente a , é comparativamente muito mais fraca do que as forças nucleares, mas devido ao seu longo alcance atinge todos os elétrons em todo o átomo. ${\ displaystyle Z}$${\ displaystyle 13 {,} 6 \; Z ^ {7/3} \ mathrm {eV}}$${\ displaystyle 13 {,} 6 \; Z ^ {7/3} \ left [1 + {\ tfrac {1} {2}} (1-Z ^ {- 1/3}) ^ {2} \ right ] \, \ mathrm {eV}}$${\ displaystyle Z ^ {4/3}}$${\ displaystyle 13 {,} 6 \, \ mathrm {eV}}$${\ displaystyle Z = 1}$${\ displaystyle 5 {,} 6 \, \ mathrm {keV}}$${\ displaystyle Z = 92}$${\ displaystyle Z = 8}$${\ displaystyle Z}$

No modelo mais simples da camada atômica, um aumento um pouco mais forte na energia de ligação por elétron seria esperado se alguém partir do modelo atômico de Bohr e assumir que, em primeiro lugar, cada elétron retém seus números quânticos quando mais elétrons são adicionados e, em segundo lugar, que nenhuma repulsão eletrostática mútua funciona. Porque cada um dos elétrons teria então uma energia de ligação crescente, porque não apenas a carga nuclear aumenta, mas sua órbita também está - vezes mais próxima do núcleo . O crescimento mais fraco com em vez de com é então aproximadamente explicado pelo fato de que com um número crescente de elétrons, as órbitas mais estreitamente ligadas de acordo com o princípio de Pauli já estão totalmente ocupadas e os elétrons recém-adicionados têm que ocupar os menos firmemente ligados. Em contraste, sua repulsão eletrostática mútua é menos importante. Um aumento na energia de ligação por elétron resulta do tratamento da camada de elétrons como um gás Fermi composto de elétrons que estão ligados em um poço de potencial estendido ( modelo de Thomas-Fermi ) e, além de uma repulsão eletrostática geral, não interagem com um outro. O fator de correção adicional da aproximação mais precisa especificada é essencialmente devido ao fato de que a ligação dos elétrons mais internos também é tratada separadamente. Eles estão localizados perto do potencial mínimo de pico no local central, o que é apenas insuficientemente levado em consideração no modelo de Thomas-Fermi. ${\ displaystyle Z ^ {2}}$${\ displaystyle Z}$${\ displaystyle Z}$${\ displaystyle Z ^ {2}}$${\ displaystyle Z}$${\ displaystyle Z}$${\ displaystyle Z ^ {4/3}}$${\ displaystyle Z ^ {2}}$${\ displaystyle Z ^ {4/3}}$

Forma e tamanho

A camada atômica não tem uma superfície bem definida, mas mostra uma diminuição aproximadamente exponencial na densidade do elétron na área externa. O tamanho e a forma do átomo são geralmente definidos pela menor área de superfície possível, que contém uma grande parte (por exemplo, 90%) da densidade total de elétrons. Esta superfície é quase esférica na maioria dos casos, exceto para átomos que são quimicamente ligados em uma molécula ou algumas redes cristalinas , ou após uma preparação especial na forma de um átomo de Rydberg . A casca inteira pode vibrar contra o núcleo, a frequência z. B. no átomo de xenônio com 54 elétrons está em torno de 10 ¹⁷ Hz (ou energia de excitação em torno de 100 eV).

Devido à borda difusa da camada atômica, o tamanho dos átomos não é claramente estabelecido (veja o raio atômico ). Os valores tabulados são obtidos a partir do comprimento da ligação , que é a distância energeticamente mais favorável entre os núcleos atômicos de uma ligação química. No geral, com o aumento do número atômico, há uma variação aproximadamente periódica no tamanho atômico, o que concorda bem com a variação periódica no comportamento químico. Na tabela periódica dos elementos, a regra geral é que dentro de um período, ou seja, uma linha do sistema, uma determinada tigela é preenchida. O tamanho dos átomos diminui da esquerda para a direita porque a carga nuclear aumenta e, portanto, todas as camadas são atraídas com mais força. Se uma certa camada é preenchida com elétrons fortemente ligados, o átomo pertence aos gases nobres . Com o próximo elétron, a camada começa a ser preenchida com a próxima energia superior, que está associada a um raio maior. Dentro de um grupo, ou seja, uma coluna da tabela periódica, o tamanho, portanto, aumenta de cima para baixo. Assim, o menor átomo é o átomo de hélio no final do primeiro período com um raio de 32 pm, enquanto um dos maiores átomos é o átomo de césio , o primeiro átomo do 5º período. Tem um raio de 225 pm.

densidade

Ao contrário de muitas representações populares, a camada atômica não é, de forma alguma, um espaço essencialmente vazio. Em vez disso, a densidade média de elétrons da camada varia entre 0,01 e 0,1 kg / m ^3, dependendo do elemento . Para efeito de comparação: o ar tem essa densidade a uma pressão entre 10 e 100 mbar. A ideia da casca como um espaço (quase) vazio resultaria se, em qualquer ponto do tempo, os elétrons fossem pontos de massa quase perfeitos em certos pontos do espaço. A ideia de elétrons localizados dessa forma no átomo é, entretanto, inadmissível de acordo com a mecânica quântica.

Momento angular

A casca atômica de um átomo livre tem um certo momento angular em todos os níveis de energia . É geralmente designado, sua quantidade pelo número quântico e o componente para um eixo z escolhido livremente pelo número quântico magnético com . Em camadas de elétrons com um número par de elétrons é um número inteiro , com um número ímpar de elétrons é meio- inteiro . A quantidade de momento angular é dada por, a componente z por . Aqui está o quantum reduzido de ação de Planck .${\ displaystyle {\ vec {J}}}$ ${\ displaystyle J}$ ${\ displaystyle m}$${\ displaystyle | m | \ leq J}$${\ displaystyle J}$${\ displaystyle J \ geq 0}$${\ displaystyle J \ geq {\ tfrac {1} {2}}}$${\ displaystyle {\ sqrt {\ langle J ^ {2} \ rangle}} = \ hbar {\ sqrt {J (J + 1)}}}$${\ displaystyle \ langle J_ {z} \ rangle = \ hbar m}$${\ displaystyle \ hbar}$

Métodos experimentais para estudar a camada atômica

O tamanho da camada atômica é determinado principalmente no contexto da teoria dos gases cinéticos e da análise da estrutura cristalina (ver raio atômico ). Os métodos para elucidar a estrutura da camada atômica são resumidos sob o termo métodos de física atômica . Eles são apresentados detalhadamente em seus próprios artigos. Os exemplos típicos são (embora a lista não seja exaustiva):

• Espectroscopia de fotoelétrons de raios X (XPS): A absorção de um quantum de raios X de alta energia no efeito fotoelétrico gera um elétron livre com uma energia cinética que resulta da diferença entre a energia do quantum absorvido e a energia de ligação que o elétron tinha anteriormente na camada. Elétrons com a energia cinética mais baixa tiveram a energia de ligação mais alta e vêm da camada K. Então, com uma energia de ligação de cerca das três energias de ligação adjacentes da casca L, etc. A estrutura da casca energética da casca é claramente mostrada, incluindo a divisão de acordo com a estrutura de acordo com o acoplamento jj .${\ displaystyle E_ {K}}$${\ displaystyle E_ {L} \ approx {\ tfrac {1} {4}} E_ {K}}$${\ displaystyle Z = 10}$

• Espectrometria de emissão atômica e espectrometria de absorção atômica : A investigação espectral da radiação eletromagnética emitida ou absorvida por camadas atômicas no que diz respeito ao seu comprimento de onda , especialmente nas áreas de luz visível , ultravioleta e infravermelho , fornece informações sobre as diferenças de energia entre os vários níveis de energia do átomo. Em muitos casos, essas energias podem ser interpretadas com a mudança de apenas um único elétron de um orbital para outro (elétron luminoso). Isso contribuiu significativamente para a exploração da camada atômica e, portanto, para a descoberta da mecânica quântica. Os espectros de emissão e absorção são característicos do elemento em questão e são usados ​​para análises químicas. Portanto, a espectroscopia óptica é o mais antigo dos métodos mencionados aqui. Outros resultados importantes das medições são a intensidade (especialmente em relação às diferentes linhas espectrais) e a polarização da radiação.

• Espectroscopia de raios-X : Como a espectroscopia óptica acima, mas na faixa de energia dos raios-X e, portanto, espectrômetros construídos de forma diferente. A força de absorção aumenta acentuadamente com o aumento da energia dos quanta de raios-X toda vez que a energia de ligação de um orbital é excedida ( borda de absorção ). Esta foi a primeira prova experimental do tamanho e quantificação das energias de ligação dos elétrons internos no átomo. A emissão de raios X desencadeada por absorção mostra um espectro de linha simples que é característico de cada elemento ( radiação de raios X característica , análise de fluorescência de raios X ). O fato de que só surge quando um elétron interno foi eliminado foi a primeira indicação de que um elétron mais fraco só pode saltar para um nível inferior se houver um espaço livre lá ("estado de buraco").

• Espectroscopia de elétrons Auger (AES): um átomo excitado pode emitir um elétron em vez de um fóton ( efeito Auger ) se a energia de excitação tornar isso possível. Então, o efeito Auger é geralmente ainda mais comum. Em detalhe, é baseado no fato de que um elétron está faltando em um nível com alta energia de ligação (estado de buraco) e que dois elétrons ligados mais fracos da camada fazem uma colisão por meio de sua repulsão eletrostática, de modo que um deles preenche o estado de buraco e a energia adquirida por ele são suficientes para deixar o átomo. A energia e a intensidade dos elétrons emitidos são medidas. Eles também são específicos de cada elemento e são usados ​​para análises químicas das camadas mais finas.

• Espalhamento de elétrons : Investigação da energia e intensidade dos elétrons emitidos por camadas atômicas após a colisão de um elétron energético.

Ideias de modelo para a camada atômica

(Veja também a lista de modelos atômicos e átomo de hidrogênio )

A divisão de um átomo em um núcleo atômico e uma camada atômica remonta a Ernest Rutherford , que mostrou em experimentos de espalhamento em 1911 que os átomos consistem em um núcleo minúsculo e compacto cercado por uma camada muito mais leve. Essa imagem estava em completo contraste com todos os outros modelos atômicos discutidos até aquele ponto. Após o sucesso do modelo atômico de Bohr em 1913, o modelo atômico foi entendido como um modelo da camada atômica.

Modelo atômico de Bohr e refinamentos em 1925

Ilustração do modelo de Bohr do átomo de hidrogênio (Z = 1) com um elétron saltando entre órbitas fixas e emitindo um fóton com uma certa frequência f.

Distribuição radial da densidade de elétrons para hélio (1 camada), néon (2 camadas), argônio (3 camadas)

Em 1913 , com base no modelo atômico de núcleo e casca de Rutherford, Niels Bohr foi capaz de explicar pela primeira vez como surgem as linhas espectrais nos espectros ópticos de elementos puros que são absolutamente características do respectivo elemento ( análise espectral segundo Robert Wilhelm Bunsen e Gustav Robert Kirchhoff 1859). Bohr presumiu que os elétrons só podem permanecer em certas órbitas circulares quantizadas, que são numeradas com o número quântico principal conforme o raio aumenta . Os elétrons também podem “pular” de uma dessas órbitas para a outra, mas não podem ficar entre elas. Durante o salto quântico de uma órbita externa para uma interna, o elétron precisa liberar uma certa quantidade de energia, que aparece como um quantum de luz de um determinado comprimento de onda. No experimento de Franck-Hertz em 1914 foi possível confirmar experimentalmente a absorção de energia quantizada e saída de átomos de mercúrio. No entanto, o modelo atômico de Bohr deu apenas resultados quantitativamente corretos para sistemas com apenas um elétron (hidrogênio e hélio ionizado). Embora tenha falhado fundamentalmente em camadas atômicas com vários elétrons, ele formou a base para uma série de refinamentos que levaram a uma compreensão qualitativa da estrutura das camadas de elétrons de todos os elementos ao longo da década seguinte. O modelo de Bohr do átomo, portanto, tornou-se a base da imagem popular do átomo como um pequeno sistema planetário.

Em 1915, Arnold Sommerfeld expandiu modelo atômico de Bohr no modelo atômico de Bohr-Sommerfeld . Levou em consideração a teoria da relatividade especial , também permitiu órbitas de Kepler elípticas e introduziu dois novos números quânticos: o número quântico secundário para distinguir entre órbitas de elétrons com o mesmo número quântico principal, mas com forma elíptica diferente , bem como o número quântico magnético , que é o número finito para as órbitas de um dado número quântico maior e menor. Número de orientações espaciais possíveis numeradas consecutivamente. Como a energia depende apenas fracamente dos dois novos números quânticos, isso explica a divisão das linhas espectrais, que no modelo de Bohr ainda eram determinadas por uma única energia. Ao mesmo tempo, surgiu a imagem de que as órbitas com o mesmo número quântico principal formam uma “concha”, por meio da qual diferentes camadas se penetram espacialmente. ${\ displaystyle \ ell}$ ${\ displaystyle m}$

Em 1916, Gilbert Newton Lewis tentou explicar a ligação química considerando a interação elétrica dos elétrons de dois átomos dentro da estrutura do modelo atômico de Bohr. A partir das observações dos raios X característicos, Walther Kossel deduziu que há apenas um certo número de lugares para os elétrons internos em cada átomo, a fim de explicar por que os elétrons de fora apenas saltam para um caminho interno quando um elétron é eliminado tinha havido. Devido às propriedades químicas periódicas dos elementos, ele ainda suspeitou em 1916 que existem “camadas de elétrons” que são “fechadas” depois que 8 elétrons foram absorvidos e então formam um gás nobre. Este número corresponde ao número dobrado de combinações diferentes de e para o mesmo número quântico principal . Isso foi posteriormente desenvolvido por Niels Bohr em 1921 no " princípio de construção ", segundo o qual, com o aumento do número atômico, cada elétron adicional é absorvido na camada de elétrons de menor energia da camada atômica que ainda tem espaços livres, sem os elétrons já presente sendo reorganizado significativamente. Isso levou Wolfgang Pauli à descoberta do princípio de exclusão de Paul em 1925 , segundo o qual cada órbita caracterizada pelos três números quânticos pode ser ocupada por no máximo dois elétrons. Após a descoberta do spin do elétron , para o qual foi introduzido um quarto número quântico com apenas dois valores possíveis, o princípio de Pauli foi especificado de forma que cada estado definido pelos quatro números quânticos só pudesse ser ocupado por um elétron. ${\ displaystyle \ ell}$${\ displaystyle m}$${\ displaystyle n}$${\ displaystyle m_ {s}}$

Modelos de mecânica quântica da camada atômica

Modelo orbital do átomo: Representação dos orbitais atômicos da primeira (2 elétrons) e da segunda (8 elétrons) camada de elétrons

Com base na onda de matéria postulada por Louis de Broglie em 1924 , Erwin Schrödinger desenvolveu a mecânica das ondas em 1926 . Ele descreve os elétrons não como pontos de massa em certas órbitas, mas como ondas tridimensionais que são deformadas por campos de força, por exemplo, o potencial eletrostático de um núcleo atômico. Como consequência desta descrição, é inadmissível, entre outras coisas, atribuir posição e momento a um elétron em um determinado momento com valores exatos. Este fato foi formulado em 1927 por Werner Heisenberg no princípio da incerteza . De acordo com isso, em vez do movimento em certas trajetórias, apenas distribuições de probabilidade para faixas de valores de posição e momento podem ser dadas, uma ideia que é difícil de ilustrar. Uma onda estacionária ou " orbital atômico " corresponde a uma órbita quantizada do modelo de Bohr , que está concentrada perto do núcleo atômico e descreve a distribuição da matéria. Um orbital atômico indica, entre outras coisas, a forma exata da probabilidade de o elétron estar no espaço.

O modelo foi desenvolvido inicialmente para uma camada atômica com apenas um elétron no campo de uma carga pontual ( problema do hidrogênio ). Forneceu as energias das órbitas de Bohr dependendo do número quântico principal e também dos números quânticos para o momento angular introduzido por Sommerfeld, este último com a contagem correta de zero para cima (em vez de começar com 1 como em Bohr). Em contraste com o modelo de Bohr-Sommerfeld, o modelo mecânico de onda poderia ser inequivocamente e com sucesso estendido para camadas atômicas com vários elétrons reformulando a proibição de Pauli em uma regra sobre a antissimetria da função de onda quando dois elétrons são trocados. A descrição das propriedades dos átomos foi muito melhor com isso do que com os modelos anteriores. Os elétrons são inicialmente classificados um após o outro nos orbitais, desprezando sua repulsão eletrostática, para o estado básico da camada atômica para aquele com as energias mais baixas, para os estados excitados um ou mais elétrons acima. A repulsão, embora seja uma força entre cada dois elétrons, é aproximada ao longo da placa levando-se em consideração a blindagem da nuvem de elétrons por um potencial eletrostático correspondentemente blindado. Como resultado, os orbitais têm limites mais fracos, quanto maior for o seu momento angular orbital. O resultado é uma divisão de energia dentro de cada camada principal de n = 2: A energia dos orbitais aumenta com o número quântico secundário. Por exemplo, se a camada 3p é preenchida (Z = 18, argônio), a camada 3d já está energeticamente acima da camada 4s e, portanto, só é preenchida com elétrons depois disso (de Z = 21, escândio) ( metais de transição 3d ). O modelo não só fornece uma explicação detalhada da tabela periódica, mas também uma imagem muito realista da distribuição espacial e energética dos elétrons na camada. Com exceção das duas camadas mais internas, as camadas não estão claramente separadas uma da outra no sentido espacial ou energético, mas mostram fortes sobreposições (veja a ilustração). A descrição da estrutura da camada atômica do ponto de vista espacial e energético também define as possibilidades exatas de formar estados que estão ligados à camada atômica de outros átomos. Portanto, o modelo orbital é amplamente utilizado para descrição em química . Todos os estados básicos e a maioria dos estados de excitação da casca podem ser bem representados, então o modelo também pode explicar os espectros ópticos, os espectros de raios-X e os espectros Auger .

No caso de um átomo com mais de um elétron, o modelo orbital pode ser descrito fisicamente como uma aproximação, porque cada elétron individual é atribuído a um orbital específico. Um estado da camada atômica formada dessa maneira é chamado de configuração pura . Na mecânica quântica, é um dos tipos mais simples de estados multipartículas. Modelos mais precisos levam em consideração que a casca também pode estar em um estado que consiste na superposição de diferentes configurações, ou seja, onde diferentes configurações de elétrons estão simultaneamente presentes com diferentes amplitudes de probabilidade, chamado de mistura de configuração. Este modelo permite cálculos mais precisos dos níveis de energia e das reações dos átomos. Refinamentos adicionais dizem respeito ao tratamento relativístico do elétron ( equação de Dirac ) e à consideração precisa do diâmetro finito do núcleo e seus momentos magnéticos e elétricos nucleares , bem como as correções de radiação de acordo com a eletrodinâmica quântica ( Lambshift ). Por causa do esforço matemático necessário para isso, modelos atômicos mais simples ainda são usados ​​sempre que possível. Deve-se mencionar aqui o modelo de Thomas-Fermi , no qual a camada de elétrons é tratada como um gás de elétron ideal ( gás de Fermi ) ligado ao poço de potencial , cuja densidade, por sua vez, determina a forma do poço de potencial.

A abordagem mais simples para a função de onda de uma configuração pura para um certo número de elétrons é obtida com o método Hartree-Fock . Ele permanece com a aproximação de partícula única, em que cada elétron é atribuído a um orbital específico, mas a forma dos orbitais é adequadamente modificada devido à presença de todos os outros elétrons. Para isso, procura-se aquelas formas para os orbitais com os quais a energia de toda a configuração atinge um mínimo, levando em consideração as forças repulsivas, que dependem da forma dos orbitais ocupados. Os orbitais são então determinados de maneira autoconsistente, de modo que resulta em uma configuração estável ao longo do tempo. O resultado ainda é uma configuração pura, apenas que os estados dos elétrons individuais que ocorrem nela são modificados em comparação com os orbitais conhecidos do problema do hidrogênio. ${\ displaystyle Z}$${\ displaystyle Z-1}$

A teoria do funcional da densidade leva ao mesmo tipo de solução aproximada autoconsistente . Aqui, começa-se com uma distribuição dependente da localização da densidade total dos elétrons e, a partir disso, forma-se uma equação de Schrödinger para um único elétron, na qual são dados os efeitos da antissimetria da função de onda de muitas partículas e da repulsão elétron-elétron. por um termo adicional que depende apenas da densidade total, pode ser levado em consideração em uma taxa aproximada. A densidade total é novamente calculada a partir dos orbitais dos elétrons individuais determinados dessa maneira. Se não concordar satisfatoriamente com a densidade total inicialmente definida, é variado para se chegar a uma melhor concordância.

Interpretação de algumas propriedades básicas dos átomos no contexto do modelo de casca

O modelo de casca é considerado aqui em sua forma mais simples e esférica simétrica, enquanto a dependência direcional da densidade do elétron é adicionada apenas no modelo orbital. Então, o modelo de casca nos permite entender a dependência da força e da distância das forças entre dois átomos. Eles são determinados praticamente exclusivamente pelas duas conchas. Entre outras coisas, esta é a base para a ligação química, bem como a mudança no estado físico e a estabilidade mecânica e muitas outras propriedades dos materiais macroscópicos.

atração

Em distâncias maiores, mais do que um diâmetro atômico, surgem forças de van der Waals fracamente atrativas porque as duas camadas atômicas se polarizam. Isso significa que as conchas e os núcleos se movem minimamente uns contra os outros, de modo que os dois átomos se tornam dipolos elétricos fracos que, se estiverem corretamente orientados, se atraem eletrostaticamente . No estado gasoso, essas forças atrativas geralmente causam apenas pequenos desvios do comportamento do gás ideal , mas também fazem com que um gás se condense em um líquido , isto é, uma mudança no estado físico .

rejeição

Ao se aproximar, assim que as camadas de dois átomos se sobrepõem visivelmente no espaço, surge uma forte força repulsiva. Baseia-se sobretudo no princípio de Pauli , que exclui os elétrons de um átomo de serem aceitos nos orbitais ocupados do outro átomo se já estiverem ocupados por um par de elétrons. Eles devem, portanto, ser acomodados em orbitais energeticamente mais elevados, o que requer um gasto de energia. Em contraste, a repulsão eletrostática das duas nuvens de elétrons negativos e dos dois núcleos positivos quase não desempenha nenhum papel. Essa força repulsiva pode explicar em grande parte a compressibilidade extremamente baixa da matéria condensada (líquidos e sólidos ).

Ligação química

O mínimo de sua energia potencial mútua está na distância bem definida em que a atração e a repulsão de dois átomos estão em equilíbrio (veja a Figura 1 aqui ). Isso explica a ligação química homeopolar que é típica entre os átomos do mesmo elemento (por exemplo, em um gás de 2 átomos). No caso de átomos de elementos diferentes que facilmente formam íons positivos ou negativos, uma curva de potencial semelhante se aplica entre os dois íons de carga oposta. Então a força atrativa é aumentada pela atração eletrostática dos íons, mas ao mesmo tempo a curva é elevada pela diferença entre a energia de ionização para o íon positivo e a afinidade eletrônica para o negativo. Se o mínimo da energia potencial permanecer negativo, há uma ligação iônica (por exemplo, Na ⁺ Cl ^- ). O modelo de casca simples não é suficiente para explicar outras sutilezas das ligações químicas. O modelo orbital deve então ser usado (por exemplo, para o arranjo espacial dos átomos em moléculas poliatômicas), se um cálculo mecânico quântico separado nem mesmo for necessário (por exemplo, para metais)

As moléculas também se atraem através das camadas de seus átomos. Um corpo sólido é criado quando muitas moléculas se ligam umas às outras e, por ser energeticamente favorável, mantêm um arranjo fixo. Se esse arranjo for regular, uma rede cristalina é formada . Como resultado dessa ligação, o corpo sólido não é apenas incompressível como um líquido, mas, em contraste com isso, é deformado com muito menos facilidade e, portanto, também resiliente à tensão . As peculiaridades dos sólidos metálicos, em particular sua deformabilidade mais fácil, alta condutividade elétrica e térmica , brilho metálico, só podem ser explicadas pela ligação metálica .

Explicação das propriedades atômicas no contexto do modelo orbital

As camadas de elétrons nas quais o modelo de camada se baseia resultam da quantização da energia de um único elétron no campo de força do núcleo atômico de acordo com as regras da mecânica quântica . Vários orbitais atômicos se formam ao redor do núcleo , que são distribuições de probabilidade difusas para possíveis estados espaciais dos elétrons. Devido ao princípio de Pauli, cada orbital pode ser preenchido com no máximo dois elétrons, o par de elétrons . Os orbitais, que teoricamente teriam a mesma energia se a repulsão mútua dos elétrons e a estrutura fina fossem desprezadas , formam uma camada. As camadas são numeradas consecutivamente com o número quântico principal ou consecutivamente rotuladas com as letras K, L, M, .... Medições mais precisas mostram que a partir da segunda camada em diante, nem todos os elétrons em uma camada têm a mesma energia. Neste caso, uma certa subcamada é identificada pelo número quântico secundário ou número quântico do momento angular .

Se os orbitais, começando com o nível de energia mais baixo, são preenchidos com elétrons a tal ponto que o número total de elétrons é igual ao número de prótons no núcleo, o átomo é neutro e está no estado fundamental. Se um ou mais elétrons em um átomo são movidos para orbitais com níveis de energia mais elevados, o átomo está em um estado excitado . As energias dos estados excitados têm valores bem definidos para cada átomo, que formam seu esquema de termos . Um átomo excitado pode liberar seu excesso de energia através de colisões com outros átomos, através da emissão de um dos elétrons ( efeito Auger ) ou através da emissão de um fóton , ou seja, através da geração de luz ou raios-X. Em temperaturas muito altas ou em descargas de gás, os átomos podem, por impacto, perder elétrons (ver ionização ), criando um plasma , tal. B. em uma chama quente ou em uma estrela.

Linhas de absorção no espectro do sol. A partir da luz incidente, que possui espectro contínuo, a radiação é absorvida em determinados comprimentos de onda, o que origina as linhas pretas.

Como as energias dos quanta da radiação emitida são diferentes dependendo do átomo ou molécula e dos dois estados envolvidos, o tipo de fonte geralmente pode ser claramente identificado por espectroscopia dessa radiação. Por exemplo, os átomos individuais em gases mostram seu espectro de linha óptica específico do elemento . A linha D do sódio é conhecida, por exemplo , uma linha dupla na faixa espectral amarela em 588,99 nm e 589,59 nm. Seu acendimento indica a presença de átomos de sódio excitados, seja ao sol ou sobre a chama do fogão na presença de sódio ou de seus sais. Como essa radiação também pode fornecer a mesma energia a um átomo por meio da absorção, as linhas espectrais dos elementos podem ser observadas tanto nos espectros de absorção quanto de emissão. Na figura ao lado, esse dubleto é denominado D-1 e indica a presença de átomos de sódio na fotosfera externa do sol. Essas linhas espectrais também podem ser usadas para medir frequências com muita precisão, por exemplo, para relógios atômicos .

Embora os elétrons se repelam eletrostaticamente, até dois elétrons adicionais podem ser ligados se houver orbitais com mais lugares livres na energia eletrônica mais ocupada (ver afinidade eletrônica ). Reações químicas , d. H. A conexão de vários átomos a uma molécula ou de um grande número de átomos a um sólido é explicada pelo fato de que um ou dois elétrons de um dos orbitais externos de um átomo ( elétrons de valência ) se movem completamente para um lugar livre em um orbital de um átomo vizinho ( ligação iônica ) ou há uma certa probabilidade de que você estará lá ( ligação covalente através de um par de elétrons ligado ). A eletronegatividade dos elementos determina em qual átomo os elétrons têm maior probabilidade de estar. Via de regra, as ligações químicas são formadas de tal forma que os átomos recebem a configuração eletrônica de um gás nobre ( regra dos gases nobres ). A forma e a ocupação de seus orbitais são decisivas para o comportamento químico do átomo. Uma vez que estes são determinados apenas pelo número de prótons, todos os átomos com o mesmo número de prótons, ou seja, os isótopos de um elemento, apresentam quase o mesmo comportamento químico.

Se dois átomos se aproximam ainda mais além da ligação química, os elétrons de um átomo têm que se mover para orbitais livres, mas energeticamente desfavoráveis, do outro átomo devido ao princípio de Pauli, o que resulta em um aumento na necessidade de energia e, portanto, em uma força repulsiva.

literatura

A camada de elétrons de um átomo é explicada em detalhes em muitos livros introdutórios à física atômica. Exemplos são:

• Wolfgang Demtröder: Experimental Physics 3 - Atoms, Molecules and Solids . 4ª edição. Springer, 2010, ISBN 978-3-642-03910-2 , doi : 10.1007 / 978-3-642-03911-9 . 
• Hermann hook e Hans C. Wolf: física atômica e quântica . 8ª edição. Springer, 2004, ISBN 3-540-02621-5 . 

Links da web

Evidência individual

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