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6.5: Estrutura eletrônica dos átomos (configurações eletrônicas)

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    Objetivos de

    Ao final desta seção, você poderá:

    • Derive as configurações eletrônicas preditas dos átomos no estado fundamental
    • Identifique e explique exceções às configurações eletrônicas previstas para átomos e íons
    • Relacione as configurações eletrônicas às classificações de elementos na tabela periódica

    Tendo introduzido os fundamentos da estrutura atômica e da mecânica quântica, podemos usar nossa compreensão dos números quânticos para determinar como os orbitais atômicos se relacionam entre si. Isso nos permite determinar quais orbitais são ocupados por elétrons em cada átomo. O arranjo específico dos elétrons nos orbitais de um átomo determina muitas das propriedades químicas desse átomo.

    Energias orbitais e estrutura atômica

    A energia dos orbitais atômicos aumenta à medida que o número quântico principal, n, aumenta. Em qualquer átomo com dois ou mais elétrons, a repulsão entre os elétrons faz com que as energias das subcamadas com valores diferentes de l sejam diferentes, de modo que a energia dos orbitais aumente dentro de uma camada na ordem s < p < d < f. A Figura 6.24 mostra como essas duas tendências no aumento de energia se relacionam. O orbital de 1 s na parte inferior do diagrama é o orbital com elétrons de menor energia. A energia aumenta à medida que subimos para os orbitais de 2 s e depois 2 p, 3 s e 3 p, mostrando que o aumento do valor n tem mais influência na energia do que o aumento do valor l para átomos pequenos. No entanto, esse padrão não vale para átomos maiores. O orbital 3 d tem maior energia do que o orbital 4 s. Essas sobreposições continuam ocorrendo com frequência à medida que subimos no gráfico.

    Uma tabela intitulada “Capacidade eletrônica subcamada” é mostrada. No lado esquerdo da mesa, uma seta apontando para cima chamada “E” é desenhada. A tabela inclui três colunas. A primeira coluna é estreita e é rotulada como “2". O segundo é um pouco mais largo e é rotulado como “6". O terceiro ainda é um pouco mais largo e está rotulado como “10". O quarto é o mais largo e é rotulado como “14". A primeira coluna começa na parte inferior com um segmento de linha horizontal rotulado como “1 s”. Segmentos de linha uniformemente espaçados continuam até 7 s perto da parte superior da coluna. Na segunda coluna, um segmento de linha tracejada horizontal chamado “2 p” aparece em um nível entre os níveis de 2 s e 3 s. Da mesma forma, 3 p aparece em um nível entre 3 s e 4 s, 4 p aparece logo abaixo de 5 s, 5 p aparece logo abaixo de 6 s e 6 p aparece logo abaixo de 7 s. Na terceira coluna, uma linha tracejada chamada “3 d” aparece logo abaixo do nível de 4 p. Da mesma forma, 4 d aparece logo abaixo de 5 p e 5 d aparece logo abaixo de 6 p. Seis d no entanto aparece acima dos níveis de 6 p e 7 s. As entradas da coluna mais à direita começam com uma linha tracejada chamada “4 f”, posicionada em um nível logo abaixo de 5 d. Da mesma forma, um segundo segmento de linha tracejada aparece logo abaixo do nível de 6 d, que é rotulado como “5 f”.
    Figura 6.24 Diagrama generalizado do nível de energia para orbitais atômicos em um átomo com dois ou mais elétrons (sem escala).

    Elétrons em átomos sucessivos na tabela periódica tendem a preencher primeiro os orbitais de baixa energia. Assim, muitos estudantes acham confuso que, por exemplo, os orbitais de 5 p sejam preenchidos imediatamente após os 4 d e imediatamente antes dos 6 s. A ordem de preenchimento é baseada nos resultados experimentais observados e foi confirmada por cálculos teóricos. À medida que o número quântico principal, n, aumenta, o tamanho do orbital aumenta e os elétrons passam mais tempo longe do núcleo. Assim, a atração pelo núcleo é mais fraca e a energia associada ao orbital é maior (menos estabilizada). Mas esse não é o único efeito que devemos levar em consideração. Dentro de cada camada, à medida que o valor de l aumenta, os elétrons são menos penetrantes (o que significa que há menos densidade eletrônica encontrada perto do núcleo), na ordem s > p > d > f. Os elétrons que estão mais próximos do núcleo repelem levemente os elétrons que estão mais distantes, compensando ligeiramente as atrações elétron-núcleo mais dominantes (lembre-se de que todos os elétrons têm -1 cargas, mas os núcleos têm cargas + Z). Esse fenômeno é chamado de blindagem e será discutido com mais detalhes na próxima seção. Os elétrons em orbitais que experimentam mais blindagem são menos estabilizados e, portanto, têm maior energia. Para orbitais pequenos (1 s a 3 p), o aumento na energia devido a n é mais significativo do que o aumento devido a l; no entanto, para orbitais maiores, as duas tendências são comparáveis e não podem ser simplesmente previstas. Discutiremos métodos para lembrar a ordem observada.

    A disposição dos elétrons nos orbitais de um átomo é chamada de configuração eletrônica do átomo. Descrevemos uma configuração eletrônica com um símbolo que contém três informações (Figura 6.25):

    1. O número da camada quântica principal, n,
    2. A letra que designa o tipo orbital (a subcamada, l) e
    3. Um número sobrescrito que designa o número de elétrons nessa subcamada específica.

    Por exemplo, a notação 2 p 4 (leia-se “dois—p—quatro”) indica quatro elétrons em uma subcamada p (l = 1) com um número quântico principal (n) de 2. A notação 3 d 8 (leia-se “três-d—oito”) indica oito elétrons na subcamada d (ou seja, l = 2) da camada principal para a qual n = 3.

    Um hemisfério azul claro é rotulado H. Em um local a meio caminho entre o centro e a borda externa do hemisfério, é mostrada uma pequena esfera amarelo-laranja rotulada com um sinal negativo. À direita deste diagrama está a configuração eletrônica 1 s sobrescrita 1. O sobrescrito é mostrado em um pequeno círculo amarelo-laranja. Esse sobrescrito é rotulado como “Número de elétrons na subcamada” e o s é rotulado como “Subcamada”.
    Figura 6.25 O diagrama de uma configuração eletrônica especifica a subcamada (valor n e l, com símbolo de letra) e o número sobrescrito de elétrons.

    O Princípio de Aufbau

    Para determinar a configuração eletrônica de qualquer átomo em particular, podemos “construir” as estruturas na ordem dos números atômicos. Começando com o hidrogênio e continuando pelos períodos da tabela periódica, adicionamos um próton por vez ao núcleo e um elétron à subcamada adequada até descrevermos as configurações eletrônicas de todos os elementos. Esse procedimento é chamado de princípio de Aufbau, da palavra alemã Aufbau (“construir”). Cada elétron adicionado ocupa a subcamada de menor energia disponível (na ordem mostrada na Figura 6.24), sujeita às limitações impostas pelos números quânticos permitidos de acordo com o princípio de exclusão de Pauli. Os elétrons entram nas subcamadas de maior energia somente depois que as subcamadas de baixa energia são preenchidas até a capacidade máxima. A Figura 6.26 ilustra a maneira tradicional de lembrar a ordem de preenchimento dos orbitais atômicos. Como a disposição da tabela periódica é baseada nas configurações eletrônicas, a Figura 6.27 fornece um método alternativo para determinar a configuração eletrônica. A ordem de preenchimento simplesmente começa no hidrogênio e inclui cada subcamada à medida que você avança na ordem Z crescente. Por exemplo, depois de preencher o bloco de 3 p até Ar, vemos que o orbital será 4s (K, Ca), seguido pelos orbitais de 3 d.

    Esta figura inclui um gráfico usado para ordenar o preenchimento de elétrons em átomos. Na parte superior, há um círculo azul chamado “1 s”. Em uma linha abaixo desse círculo, há 6 círculos azuis adicionais rotulados de “2 s” a “7 s”. Uma coluna à direita começa logo à direita de 2 s e contém círculos rosa rotulados de 2 p a 7 p. Uma coluna à direita começa logo à direita de 3 p e contém círculos amarelos rotulados de 3 d a 6 d. Nenhum círculo é colocado à direita dos círculos de 7 s e 7 p. A coluna final à direita começa à direita de 4 d. Ela inclui círculos cinza rotulados com “4 f” e “5 f”. Nenhum círculo é colocado à direita de 6 d. Através desses círculos, as setas são incluídas na figura apontando para baixo e para a esquerda. A primeira seta começa no canto superior direito e passa por 1 s. A segunda seta começa logo abaixo e passa por 2 s. A terceira seta passa por 2 p e 3 s. A quarta seta passa por 3 p e 4 s. Esse padrão de setas paralelas apontando para baixo para a esquerda continua em todos os círculos completando o padrão 1 s 2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p 5 s 4 d 5 p 6 s 4 f 5 d 6 s 4 f 5 f 6 d 7 p.
    Figura 6.26 Este diagrama mostra a ordem de energia para orbitais atômicos e é útil para derivar configurações de elétrons no estado fundamental.
    Nesta figura, é mostrada uma tabela periódica intitulada “Tabela de configuração eletrônica”. Abaixo da tabela, um quadrado para o elemento hidrogênio é mostrado ampliado para fornecer detalhes. O símbolo do elemento, H, é colocado no canto superior esquerdo. No canto superior direito está o número de elétrons, 1. A porção central inferior do quadrado do elemento contém a subcamada, 1s. O hélio e os elementos dos grupos 1 e 2 são sombreados em azul. Nessa região, as linhas são rotuladas de 1s a 7s movendo-se para baixo na tabela. Os grupos 3 a 12 são sombreados de laranja e as linhas são rotuladas de 3d a 6d, movendo-se para baixo na tabela. Os grupos 13 a 18, exceto hélio, são sombreados de rosa e são rotulados de 2p a 6p descendo pela mesa.
    Figura 6.27 Esta tabela periódica parcial mostra as configurações eletrônicas para as subcamadas de valência dos átomos. Ao “construir” a partir do hidrogênio, essa tabela pode ser usada para determinar a configuração eletrônica dos átomos da maioria dos elementos na tabela periódica. (As configurações eletrônicas dos lantanídeos e actinídeos não são previstas com precisão por essa abordagem simples. Veja a Figura 6.29

    Agora construiremos a configuração eletrônica do estado fundamental e o diagrama orbital para uma seleção de átomos no primeiro e segundo períodos da tabela periódica. Os diagramas orbitais são representações pictóricas da configuração eletrônica, mostrando os orbitais individuais e o arranjo de emparelhamento de elétrons. Começamos com um único átomo de hidrogênio (número atômico 1), que consiste em um próton e um elétron. Referindo-se à Figura 6.26 ou Figura 6.27, esperaríamos encontrar o elétron no orbital de 1 s. Por convenção, oms=+12ms=+12o valor geralmente é preenchido primeiro. A configuração eletrônica e o diagrama orbital são:

    Nesta figura, o símbolo do elemento H é seguido pela configuração eletrônica é 1 s sobrescrito 1. É fornecido um diagrama orbital que consiste em um único quadrado. O quadrado é rotulado abaixo como “1 s”. Ele contém uma única meia seta apontando para cima.

    Após o hidrogênio está o gás nobre hélio, que tem um número atômico de 2. O átomo de hélio contém dois prótons e dois elétrons. O primeiro elétron tem os mesmos quatro números quânticos que o elétron do átomo de hidrogênio (n = 1, l = 0, m l = 0,ms=+12ms=+12). O segundo elétron também entra no orbital de 1 s e preenche esse orbital. O segundo elétron tem os mesmos números quânticos n, l e m l, mas deve ter o número quântico de spin oposto,ms=−12.ms=−12.Isso está de acordo com o princípio de exclusão de Pauli: dois elétrons no mesmo átomo não podem ter o mesmo conjunto de quatro números quânticos. Para diagramas orbitais, isso significa que duas setas entram em cada caixa (representando dois elétrons em cada orbital) e as setas devem apontar em direções opostas (representando spins emparelhados). A configuração eletrônica e o diagrama orbital do hélio são:

    Nesta figura, o símbolo do elemento H e é seguido pela configuração eletrônica, “1 s sobrescrito 2”. É fornecido um diagrama orbital que consiste em um único quadrado. O quadrado é rotulado abaixo como “1 s”. Ele contém um par de meias setas: uma apontando para cima e outra para baixo.

    A camada n = 1 está completamente preenchida em um átomo de hélio.

    O próximo átomo é o metal alcalino lítio com um número atômico de 3. Os dois primeiros elétrons no lítio preenchem o orbital de 1 s e têm os mesmos conjuntos de quatro números quânticos que os dois elétrons do hélio. O elétron restante deve ocupar o orbital da próxima energia mais baixa, o orbital de 2 s (Figura 6.26 ou Figura 6.27). Assim, a configuração eletrônica e o diagrama orbital do lítio são:

    Nesta figura, o símbolo do elemento L i é seguido pela configuração eletrônica, “1 s sobrescrito 2 2 s sobrescrito 1”. É fornecido um diagrama orbital que consiste em dois quadrados individuais. O primeiro quadrado é rotulado abaixo como “1 s”. O segundo quadrado tem a mesma denominação “2 s”. O primeiro quadrado contém um par de meias setas: uma apontando para cima e outra para baixo. O segundo quadrado contém uma única seta apontando para cima.

    Um átomo do metal alcalino-terroso berílio, com um número atômico de 4, contém quatro prótons no núcleo e quatro elétrons ao redor do núcleo. O quarto elétron preenche o espaço restante no orbital de 2 s.

    Nesta figura, o símbolo do elemento B e é seguido pela configuração eletrônica, “1 s sobrescrito 2 2 s sobrescrito 2”. É fornecido um diagrama orbital que consiste em dois quadrados individuais. O primeiro quadrado é rotulado abaixo como “1 s”. O segundo quadrado tem a mesma denominação “2 s”. Ambos os quadrados contêm um par de meias setas: uma apontando para cima e outra para baixo.

    Um átomo de boro (número atômico 5) contém cinco elétrons. A camada n = 1 é preenchida com dois elétrons e três elétrons ocuparão a camada n = 2. Como qualquer subcamada s pode conter apenas dois elétrons, o quinto elétron deve ocupar o próximo nível de energia, que será um orbital de 2p. Existem três orbitais degenerados de 2 p (m l = −1, 0, +1) e o elétron pode ocupar qualquer um desses orbitais p. Ao desenhar diagramas orbitais, incluímos caixas vazias para representar quaisquer orbitais vazios na mesma subcamada que estamos preenchendo.

    Nesta figura, o símbolo do elemento B é seguido pela configuração eletrônica, “1 s sobrescrito 2 2 s sobrescrito 2 2 p sobrescrito 1”. O diagrama orbital consiste em dois quadrados individuais seguidos por 3 quadrados conectados em uma única linha. O primeiro quadrado é rotulado abaixo como “1 s”. O segundo é rotulado de forma semelhante, “2 s”. Os quadrados conectados são rotulados abaixo como “2 p”. Todos os quadrados não conectados contêm um par de meias setas: uma apontando para cima e outra para baixo. O primeiro quadrado do grupo de 3 contém uma única seta apontando para cima.

    O carbono (número atômico 6) tem seis elétrons. Quatro deles preenchem os orbitais de 1 s e 2 s. Os dois elétrons restantes ocupam a subcamada de 2 p. Agora temos a opção de preencher um dos orbitais 2p e emparelhar os elétrons ou deixar os elétrons desemparelhados em dois orbitais p diferentes, mas degenerados. Os orbitais são preenchidos conforme descrito pela regra de Hund: a configuração de menor energia para um átomo com elétrons dentro de um conjunto de orbitais degenerados é aquela com o número máximo de elétrons desemparelhados. Assim, os dois elétrons nos orbitais de carbono 2 p têm números quânticos n, l e m s idênticos e diferem em seu número quântico m l (de acordo com o princípio de exclusão de Pauli). A configuração eletrônica e o diagrama orbital do carbono são:

    Nesta figura, o símbolo do elemento C é seguido pela configuração eletrônica, “1 s sobrescrito 2 2 s sobrescrito 2 2 p sobrescrito 2”. O diagrama orbital consiste em dois quadrados individuais seguidos por 3 quadrados conectados em uma única linha. O primeiro quadrado azul é rotulado abaixo como “1 s”. O segundo é rotulado de forma semelhante, “2 s”. Os quadrados conectados são rotulados abaixo como “2 p”. Todos os quadrados não conectados entre si contêm um par de meias setas: uma apontando para cima e outra para baixo. Cada um dos dois primeiros quadrados do grupo de 3 contém uma única seta apontando para cima.

    O nitrogênio (número atômico 7) preenche as subcamadas 1 s e 2 s e tem um elétron em cada um dos três orbitais de 2 p, de acordo com a regra de Hund. Esses três elétrons têm spins não pareados. O oxigênio (número atômico 8) tem um par de elétrons em qualquer um dos orbitais 2p (os elétrons têm spins opostos) e um único elétron em cada um dos outros dois. O flúor (número atômico 9) tem apenas um orbital de 2 p contendo um elétron não pareado. Todos os elétrons do néon de gás nobre (número atômico 10) estão emparelhados e todos os orbitais nas camadas n = 1 e n = 2 são preenchidos. As configurações eletrônicas e os diagramas orbitais desses quatro elementos são:

    Esta figura inclui configurações eletrônicas e diagramas orbitais para quatro elementos, N, O, F e N e. Cada diagrama consiste em dois quadrados individuais seguidos por 3 quadrados conectados em uma única linha. O primeiro quadrado é rotulado abaixo como “1 s”. O segundo é rotulado de forma semelhante, “2 s”. Os quadrados conectados são rotulados abaixo como “2 p”. Todos os quadrados não conectados entre si contêm um par de meias setas: uma apontando para cima e outra para baixo. Para o elemento N, a configuração eletrônica é 1 s sobrescrito 2 2 s sobrescrito 2 2 p sobrescrito 3. Cada um dos quadrados no grupo de 3 contém uma única seta apontando para cima para esse elemento. Para o elemento O, a configuração eletrônica é 1 s sobrescrito 2 2 s sobrescrito 2 2 p sobrescrito 4. O primeiro quadrado do grupo dos 3 contém um par de setas e os dois últimos quadrados contêm setas únicas apontando para cima. Para o elemento F, a configuração eletrônica é 1 s sobrescrito 2 2 s sobrescrito 2 2 p sobrescrito 5. Cada um dos dois primeiros quadrados do grupo de 3 contém um par de setas e o último quadrado contém uma única seta apontando para cima. Para o elemento N e, a configuração eletrônica é 1 s sobrescrito 2 2 s sobrescrito 2 2 p sobrescrito 6. Cada quadrado do grupo de 3 contém um par de flechas.

    O metal alcalino de sódio (número atômico 11) tem um elétron a mais que o átomo de néon. Esse elétron deve entrar na subcamada de menor energia disponível, o orbital 3 s, fornecendo uma configuração de 1 s 2 2 2 p 6 3 s 1. Os elétrons que ocupam o (s) orbital (s) da camada mais externa (valor mais alto de n) são chamados de elétrons de valência, e aqueles que ocupam os orbitais da camada interna são chamados de elétrons centrais (Figura 6.28). Como as camadas de elétrons centrais correspondem às configurações de elétrons de gás nobre, podemos abreviar as configurações de elétrons escrevendo o gás nobre que corresponde à configuração do elétron central, junto com os elétrons de valência em um formato condensado. Para nosso exemplo de sódio, o símbolo [Ne] representa elétrons centrais (1 s 2 2 s 2 2 p 6) e nossa configuração abreviada ou condensada é [Ne] 3 s 1.

    Esta figura inclui o símbolo do elemento N a, seguido pela configuração eletrônica do elemento. A primeira parte da configuração eletrônica, 1 s sobrescrito 2 2 s sobrescrito 2 2 p sobrescrito 6, é sombreada em roxo e é rotulada como “elétrons centrais”. A última parte, 3 s sobrescrito 1, é sombreada em laranja e é rotulada como “elétron de valência”. À direita dessa configuração está a palavra “Abreviação” seguida por [N e] 3 s sobrescrito 1.
    Figura 6.28 Uma configuração eletrônica abreviada por núcleo (à direita) substitui os elétrons centrais pelo símbolo do gás nobre cuja configuração corresponde à configuração do elétron central do outro elemento.

    Da mesma forma, a configuração abreviada do lítio pode ser representada como [He] 2 s 1, onde [He] representa a configuração do átomo de hélio, que é idêntica à da camada interna preenchida de lítio. Escrever as configurações dessa maneira enfatiza a semelhança das configurações de lítio e sódio. Ambos os átomos, que estão na família dos metais alcalinos, têm apenas um elétron em uma subcamada de valência, fora de um conjunto preenchido de camadas internas.

    Lábio:[ Ele ]2s1Não:[ Ne ]3s1Lábio:[ Ele ]2s1Não:[ Ne ]3s1

    O metal alcalino-terroso magnésio (número atômico 12), com seus 12 elétrons em uma configuração [Ne] 3 s 2, é análogo ao berílio de seu membro da família, [He] 2 s 2. Ambos os átomos têm uma subcamada s preenchida fora de suas camadas internas preenchidas. O alumínio (número atômico 13), com 13 elétrons e a configuração eletrônica [Ne] 3 s 2 3 p 1, é análogo ao boro de seu membro familiar, [He] 2 s 2 2 p 1.

    As configurações eletrônicas de silício (14 elétrons), fósforo (15 elétrons), enxofre (16 elétrons), cloro (17 elétrons) e argônio (18 elétrons) são análogas nas configurações eletrônicas de suas camadas externas às de seus membros familiares correspondentes carbono, nitrogênio, oxigênio, flúor e néon, respectivamente, exceto que o número quântico principal da camada externa dos elementos mais pesados aumentou em um para n = 3. A Figura 6.29 mostra a menor configuração eletrônica de energia, ou estado fundamental, para esses elementos, bem como para átomos de cada um dos elementos conhecidos.

    Uma tabela periódica, intitulada “Tabela de configuração eletrônica” é mostrada. A tabela inclui as informações de configuração do elétron externo, números atômicos e símbolos de elementos para todos os elementos. Um quadrado para o elemento hidrogênio é retirado abaixo da mesa para fornecer detalhes. O quadrado sombreado em azul inclui o número atômico no canto superior esquerdo, que é 1; o símbolo do elemento, H, no canto superior direito; e a configuração eletrônica externa na parte inferior central do quadrado. Para H, isso é 1s sobrescrito 1.
    Figura 6.29 Esta versão da tabela periódica mostra a configuração eletrônica da camada externa de cada elemento. Observe que, em cada grupo, a configuração geralmente é semelhante.

    Quando chegarmos ao próximo elemento na tabela periódica, o metal alcalino potássio (número atômico 19), podemos esperar que comecemos a adicionar elétrons à subcamada 3 d. No entanto, todas as evidências químicas e físicas disponíveis indicam que o potássio é como o lítio e o sódio, e que o próximo elétron não é adicionado ao nível de 3 d, mas, em vez disso, é adicionado ao nível de 4 s (Figura 6.29). Conforme discutido anteriormente, o orbital 3D sem nós radiais tem maior energia porque é menos penetrante e mais protegido do núcleo do que o 4s, que tem três nós radiais. Assim, o potássio tem uma configuração eletrônica de [Ar] 4 s 1. Portanto, o potássio corresponde a Li e Na em sua configuração de concha de valência. O próximo elétron é adicionado para completar a subcamada 4 s e o cálcio tem uma configuração eletrônica de [Ar] 4 s 2. Isso dá ao cálcio uma configuração eletrônica da camada externa correspondente à do berílio e do magnésio.

    Começando com o metal de transição escândio (número atômico 21), elétrons adicionais são adicionados sucessivamente à subcamada 3 d. Essa subcamada é preenchida até sua capacidade com 10 elétrons (lembre-se de que para l = 2 [d orbitais], existem 2 l + 1 = 5 valores de m l, o que significa que existem cinco orbitais d que têm uma capacidade combinada de 10 elétrons). A subcamada 4 p é preenchida em seguida. Observe que para três séries de elementos, escândio (Sc) através de cobre (Cu), ítrio (Y) até prata (Ag) e lutécio (Lu) até ouro (Au), um total de 10 elétrons d são adicionados sucessivamente à camada (n — 1) próxima à camada n para trazer que (n — 1) ) concha de 8 a 18 elétrons. Para duas séries, lantânio (La) através de lutécio (Lu) e actínio (Ac) através de lawrencium (Lr), 14 elétrons f (l = 3, 2 l + 1 = valores de 7 m l; assim, sete orbitais com uma capacidade combinada de 14 elétrons) são adicionados sucessivamente ao ( n — 2) concha para trazer essa camada de 18 elétrons para um total de 32 elétrons.

    Exemplo 6.10

    Números quânticos e configurações eletrônicas

    Qual é a configuração eletrônica e o diagrama orbital de um átomo de fósforo? Quais são os quatro números quânticos do último elétron adicionado?

    Solução

    O número atômico do fósforo é 15. Assim, um átomo de fósforo contém 15 elétrons. A ordem de preenchimento dos níveis de energia é 1 s, 2 s, 2 p, 3 s, 3 p, 4 s,. Os 15 elétrons do átomo de fósforo preencherão até o orbital 3p, que conterá três elétrons: Esta figura fornece a configuração eletrônica 1 s sobrescrito 2 2 s sobrescrito 2 2 p sobrescrito 6 3 s sobrescrito 2 3 p sobrescrito 3. Inclui um diagrama com dois quadrados individuais seguidos por 3 quadrados conectados, um único quadrado e outro grupo conectado de 3 quadrados, tudo em uma única linha. O primeiro quadrado é rotulado abaixo como “1 s”. O segundo é rotulado de forma semelhante, “2 s”. O primeiro grupo de quadrados conectados é rotulado abaixo como “2 p”. O quadrado a seguir é rotulado como “3 s”, e o grupo final de três quadrados é rotulado como “3 p”. Todos os quadrados, exceto o último grupo de três quadrados, têm um par de meias setas: uma apontando para cima e outra para baixo. Cada um dos quadrados no último grupo de 3 contém uma única seta apontando para cima.

    O último elétron adicionado é um elétron de 3 p. Portanto, n = 3 e, para um orbital do tipo p, l = 1. O valor m l pode ser —1, 0 ou +1. Os três orbitais p são degenerados, então qualquer um desses valores de m l está correto. Para elétrons não pareados, a convenção atribui o valor de+12+12para o número quântico de spin; portanto,ms=+12.ms=+12.

    Verifique seu aprendizado

    Identifique os átomos a partir das configurações eletrônicas dadas:

    (a) [Ar] 4 s 2 3 x 5

    (b) [Kr] 5 s 2 4 x 10 5 p 6

    Resposta:

    (a) Homem (b) Xe

    A tabela periódica pode ser uma ferramenta poderosa para prever a configuração eletrônica de um elemento. No entanto, encontramos exceções à ordem de preenchimento dos orbitais mostradas na Figura 6.26 ou na Figura 6.27. Por exemplo, as configurações eletrônicas (mostradas na Figura 6.29) dos metais de transição cromo (Cr; número atômico 24) e cobre (Cu; número atômico 29), entre outros, não são as que esperaríamos. Em geral, essas exceções envolvem subcamadas com energia muito semelhante, e pequenos efeitos podem levar a mudanças na ordem de preenchimento.

    No caso de Cr e Cu, descobrimos que subcamadas meio preenchidas e completamente preenchidas aparentemente representam condições de estabilidade preferencial. Essa estabilidade é tal que um elétron muda do orbital 4 s para o orbital 3 d para obter a estabilidade extra de uma subcamada 3 d meio cheia (em Cr) ou uma subcamada 3 d preenchida (em Cu). Outras exceções também ocorrem. Por exemplo, prevê-se que o nióbio (Nb, número atômico 41) tenha a configuração eletrônica [Kr] 5 s 2 4 d 3. Experimentalmente, observamos que sua configuração eletrônica no estado fundamental é na verdade [Kr] 5 s 1 4 d 4. Podemos racionalizar essa observação dizendo que as repulsões elétron-elétron experimentadas pelo emparelhamento dos elétrons no orbital de 5 s são maiores do que a lacuna de energia entre os orbitais de 5 s e 4 d. Não existe um método simples para prever as exceções para átomos em que a magnitude das repulsões entre elétrons é maior do que as pequenas diferenças de energia entre as subcamadas.

    Configurações eletrônicas e a tabela periódica

    Conforme descrito anteriormente, a tabela periódica organiza os átomos com base no aumento do número atômico para que elementos com as mesmas propriedades químicas se repitam periodicamente. Quando suas configurações eletrônicas são adicionadas à tabela (Figura 6.29), também vemos uma recorrência periódica de configurações eletrônicas semelhantes nas camadas externas desses elementos. Por estarem nas camadas externas de um átomo, os elétrons de valência desempenham o papel mais importante nas reações químicas. Os elétrons externos têm a maior energia dos elétrons em um átomo e são mais facilmente perdidos ou compartilhados do que os elétrons centrais. Os elétrons de valência também são o fator determinante em algumas propriedades físicas dos elementos.

    Elementos em qualquer grupo (ou coluna) têm o mesmo número de elétrons de valência; os metais alcalinos lítio e sódio têm, cada um, apenas um elétron de valência, os metais alcalino-terrosos berílio e magnésio têm dois, e os halogênios flúor e cloro têm sete elétrons de valência. A semelhança nas propriedades químicas entre elementos do mesmo grupo ocorre porque eles têm o mesmo número de elétrons de valência. É a perda, ganho ou compartilhamento de elétrons de valência que define como os elementos reagem.

    É importante lembrar que a tabela periódica foi desenvolvida com base no comportamento químico dos elementos, muito antes de qualquer ideia de sua estrutura atômica estar disponível. Agora podemos entender por que a tabela periódica tem o arranjo que tem - o arranjo coloca elementos cujos átomos têm o mesmo número de elétrons de valência no mesmo grupo. Esse arranjo é enfatizado na Figura 6.29, que mostra em forma de tabela periódica a configuração eletrônica da última subcamada a ser preenchida pelo princípio de Aufbau. As seções coloridas da Figura 6.29 mostram as três categorias de elementos classificados pelos orbitais que estão sendo preenchidos: grupo principal, transição e elementos de transição interna. Essas classificações determinam quais orbitais são contados na camada de valência, ou orbitais de maior nível de energia de um átomo.

    1. Os elementos do grupo principal (às vezes chamados de elementos representativos) são aqueles nos quais o último elétron adicionado entra em um orbital s ou p na camada mais externa, mostrado em azul e vermelho na Figura 6.29. Esta categoria inclui todos os elementos não metálicos, bem como muitos metais e os metalóides. Os elétrons de valência para os elementos do grupo principal são aqueles com o nível n mais alto. Por exemplo, o gálio (Ga, número atômico 31) tem a configuração eletrônica [Ar] 4 s 2 3 d 10 4 p 1, que contém três elétrons de valência (sublinhados). Os orbitais d completamente preenchidos contam como elétrons centrais, não valência.
    2. Elementos de transição ou metais de transição. São elementos metálicos nos quais o último elétron adicionado entra em um orbital d. Os elétrons de valência (aqueles adicionados após a última configuração de gás nobre) nesses elementos incluem os elétrons ns e (n — 1) d. A definição oficial da IUPAC de elementos de transição especifica aqueles com orbitais d parcialmente preenchidos. Assim, os elementos com orbitais completamente preenchidos (Zn, Cd, Hg, bem como Cu, Ag e Au na Figura 6.29) não são tecnicamente elementos de transição. No entanto, o termo é frequentemente usado para se referir a todo o bloco d (colorido em amarelo na Figura 6.29), e adotaremos esse uso neste livro didático.
    3. Elementos de transição interna são elementos metálicos nos quais o último elétron adicionado ocupa um orbital f. Eles são mostrados em verde na Figura 6.29. As camadas de valência dos elementos de transição interna consistem nas subcamadas (n — 2) f, (n — 1) d e ns. Há duas séries de transição interna:
      1. A série dos lantanídeos: lantânio (La) até lutécio (Lu)
      2. A série dos actinídeos: actínio (Ac) até lawrencium (Lr)

    O lantânio e o actínio, por causa de suas semelhanças com os outros membros da série, são incluídos e usados para nomear a série, embora sejam metais de transição sem elétrons f.

    Configurações eletrônicas de íons

    Os íons são formados quando átomos ganham ou perdem elétrons. Um cátion (íon com carga positiva) se forma quando um ou mais elétrons são removidos de um átomo pai. Para elementos do grupo principal, os elétrons que foram adicionados por último são os primeiros elétrons removidos. Para metais de transição e metais de transição internos, no entanto, os elétrons no orbital s são mais fáceis de remover do que os elétrons d ou f e, portanto, os elétrons ns mais altos são perdidos e, em seguida, os elétrons ns mais altos são perdidos e, em seguida, os (n — 1) d ou (n — 2) f) Os elétrons são removidos. Um ânion (íon carregado negativamente) se forma quando um ou mais elétrons são adicionados a um átomo pai. Os elétrons adicionados preenchem a ordem prevista pelo princípio de Aufbau.

    Exemplo 6.11

    Prevendo configurações eletrônicas de íons

    Qual é a configuração eletrônica de:

    (a) Na +

    (b) P 3—

    (c) Todos os 2+

    (d) Fe 2+

    (e) Sm 3+

    Solução

    Primeiro, escreva a configuração eletrônica para cada átomo pai. Optamos por mostrar as configurações completas e não abreviadas para fornecer mais prática aos alunos que desejam, mas listar as configurações eletrônicas abreviadas por núcleo também é aceitável.

    Em seguida, determine se um elétron foi ganho ou perdido. Lembre-se de que os elétrons estão carregados negativamente, então os íons com carga positiva perderam um elétron. Para os elementos do grupo principal, o último orbital ganha ou perde o elétron. Para metais de transição, o último orbital s perde um elétron antes dos orbitais d.

    (a) Na: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1. O cátion sódio perde um elétron, então Na +: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 = Na +: 1 s 2 2 s 2 p 6.

    (b) P: 1 s 2 2 2 p 6 3 s 2 3 s 2 3 p 3. O triânion de fósforo ganha três elétrons, então P 3−: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6.

    (c) Todos: 1 s 2 2 2 p 6 3 s 2 3 s 2 3 p 1. A dicação de alumínio perde dois elétrons Al 2+: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 1 =

    Todos 2+: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1.

    (d) Fe: 1 s 2 2 2 p 6 3 s 2 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 6. O ferro (II) perde dois elétrons e, por ser um metal de transição, eles são removidos do orbital de 4 s Fe 2+: 1 s 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 6 = 1 s 2 2 2 p 6 3 s 2 3 s 2 3 p 6 3 d 6.

    (e). Sm: 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10 4 p 6 5 s 2 4 d 10 5 p 6 6 s 2 4 de 6. A tricação do samário perde três elétrons. Os dois primeiros serão perdidos do orbital 6 s e o último será removido do orbital 4f. Sm 3+: 1 s 2 2 2 p 6 3 s 2 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10 4 p 6 5 s 2 4 d 10 5 p 6 6 s 2 4 f 6 = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10 4 p 6 5 s 2 4 d 10 5 p 6 4 f 5.

    Verifique seu aprendizado

    Qual íon com uma carga +2 tem a configuração eletrônica 1 s 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10 4 p 6 4 x 5? Qual íon com carga de +3 tem essa configuração?

    Resposta:

    Tc 2+, Execute 3+