Química Básica - Estrutura - Departamento de Química ...

Fig. 17 - Diagrama energias dos orbitais no átomo de hidrogênio.
Com se pode notar, a equação Schrödinger possibilitou realizar um
tratamento matemático completo do átomo de hidrogênio o que levou a resultados
bastante coerentes com os dados experimentais. Além do tratamento do átomo de
hidrogênio ter sido um importante teste para a mecânica quântica, as informações
obtidas para o sistema atômico mais simples (o átomo de hidrogênio) serviram
para discutir e prever o comportamento dos elétrons em sistemas mais
complicados (átomos multieletrônicos).
Por outro lado, nos átomos multieletrônicos ocorre um desdobramento da
energia dos orbitais com o mesmo valor de “n” (Fig. 18) pelas razões discutidas a
seguir.
Átomos Multieletrônicos
A Fig. 18 mostra os níveis de energia obtidos experimentalmente para o
átomo Li. Nota-se que, ao contrário do átomo de hidrogênio, os orbitais com o
mesmo valor de “n” não têm a mesma energia (2s < 2p, 3s < 3p < 3d, etc). Além
disso, o terceiro elétron do Li se encontra num orbital com n = 2 (2s) apesar do
orbital 1s possuir menor energia (não ilustrada na Fig. 18). Diante desse fato Pauli
propôs, em 1925, o princípio de exclusão de Pauli que estabelece:
“dois elétrons em um átomo não podem ter todos os números
quânticos iguais”. Portanto, isto limita a dois o número máximo de elétrons que
podem ocupar o mesmo orbital, pois do contrário haveria uma repulsão magnética
gerada por dois spins paralelos além de uma maior repulsão intereletrônica.
30