QUAL É A CONFIGURAÇÃO DO ELÉTRON EXTERNO? - QUÍMICA - 2025

A configuração eletrônica, também chamada de estrutura eletrônica, é o arranjo dos elétrons em níveis de energia ao redor de um núcleo atômico. De acordo com o antigo modelo atômico de Bohr, os elétrons ocupam vários níveis nas órbitas ao redor do núcleo, desde a primeira camada mais próxima do núcleo, K, até a sétima camada, Q, que é a mais distante do núcleo.

Em termos de um modelo de mecânica quântica mais refinado, as camadas KQ são subdivididas em um conjunto de orbitais, cada um dos quais pode ser ocupado por, no máximo, um par de elétrons.

Comumente, a configuração eletrônica é usada para descrever os orbitais de um átomo em seu estado fundamental, mas também pode ser usada para representar um átomo que se ionizou em um cátion ou ânion, compensando a perda ou ganho de elétrons em seus respectivos orbitais.

Muitas das propriedades físicas e químicas dos elementos podem ser correlacionadas às suas configurações eletrônicas exclusivas. Os elétrons de valência, os elétrons da camada mais externa, são o fator determinante para a química única do elemento.

Noções básicas de configurações eletrônicas

Antes de atribuir os elétrons de um átomo aos orbitais, deve-se familiarizar-se com os conceitos básicos das configurações eletrônicas. Cada elemento da Tabela Periódica consiste em átomos, que são formados por prótons, nêutrons e elétrons.

Os elétrons exibem uma carga negativa e são encontrados ao redor do núcleo do átomo nos orbitais do elétron, definidos como o volume do espaço no qual o elétron pode ser encontrado com 95% de probabilidade.

Os quatro tipos diferentes de orbitais (s, p, d e f) têm formas diferentes e um orbital pode conter no máximo dois elétrons. Os orbitais p, d e f têm subníveis diferentes, portanto, podem conter mais elétrons.

Conforme indicado, a configuração eletrônica de cada elemento é única para sua posição na tabela periódica. O nível de energia é determinado pelo período e o número de elétrons é dado pelo número atômico do elemento.

Orbitais em diferentes níveis de energia são semelhantes uns aos outros, mas ocupam áreas diferentes no espaço.

O orbital 1s e o orbital 2s têm as características de um orbital s (nós radiais, probabilidades de volume esférico, eles podem conter apenas dois elétrons, etc.). Mas, como estão em diferentes níveis de energia, ocupam diferentes espaços ao redor do núcleo. Cada orbital pode ser representado por blocos específicos na tabela periódica.

O bloco s é a região dos metais alcalinos incluindo o hélio (Grupos 1 e 2), o bloco d são os metais de transição (Grupos 3 a 12), o bloco p são os elementos do grupo principal dos Grupos 13 a 18, E o bloco f é a série de lantanídeos e actinídeos.

Figura 1: Elementos da tabela periódica e seus períodos que variam de acordo com os níveis de energia dos orbitais.

Princípio Aufbau

Aufbau vem da palavra alemã "Aufbauen" que significa "construir". Em essência, ao escrever configurações eletrônicas, estamos construindo orbitais de elétrons à medida que nos movemos de um átomo para outro.

Enquanto escrevemos a configuração eletrônica de um átomo, preencheremos os orbitais em ordem crescente de número atômico.

O princípio de Aufbau se origina do princípio de exclusão de Pauli, que diz que não há dois férmions (por exemplo, elétrons) em um átomo. Eles podem ter o mesmo conjunto de números quânticos, portanto, precisam se "empilhar" em níveis de energia mais elevados.

Como os elétrons se acumulam é uma questão de configurações eletrônicas (Princípio de Aufbau, 2015).

Os átomos estáveis ​​têm tantos elétrons quanto os prótons no núcleo. Os elétrons se reúnem ao redor do núcleo em orbitais quânticos seguindo quatro regras básicas chamadas de princípio de Aufbau.

1. Não há dois elétrons no átomo que compartilham os mesmos quatro números quânticos n, l, m e s.
2. Os elétrons ocuparão primeiro os orbitais de menor nível de energia.
3. Os elétrons sempre preencherão os orbitais com o mesmo número de spin. Quando os orbitais estiverem cheios, ele começará.
4. Os elétrons preencherão os orbitais pela soma dos números quânticos n e l. Orbitais com valores iguais de (n + l) serão preenchidos primeiro com os valores n inferiores.

A segunda e a quarta regras são basicamente as mesmas. Um exemplo de regra quatro seriam os orbitais 2p e 3s.

Um orbital 2p é n = 2 e l = 2 e um orbital 3s é n = 3 e l = 1. (N + l) = 4 em ambos os casos, mas o orbital 2p tem a menor energia ou menor valor n e preencherá antes do camada 3s.

Felizmente, o diagrama de Moeller mostrado na Figura 2 pode ser usado para fazer o preenchimento de elétrons. O gráfico é lido executando as diagonais de 1s.

Figura 2: Diagrama de Moeller de preenchimento da configuração eletrônica.

A Figura 2 mostra os orbitais atômicos e as setas seguem o caminho a seguir.

Agora que se sabe que a ordem dos orbitais foi preenchida, a única coisa que resta é memorizar o tamanho de cada orbital.

Os orbitais S têm 1 valor possível de _ml para conter 2 elétrons

Orbitais P têm 3 valores possíveis de _ml para conter 6 elétrons

Os orbitais D têm 5 valores possíveis de _µl para conter 10 elétrons

Os orbitais F têm 7 valores possíveis de _ml para conter 14 elétrons

Isso é tudo o que é necessário para determinar a configuração eletrônica de um átomo estável de um elemento.

Por exemplo, pegue o elemento nitrogênio. O nitrogênio tem sete prótons e, portanto, sete elétrons. O primeiro orbital a preencher é o orbital 1s.

Um orbital s tem dois elétrons, então restam cinco elétrons. O próximo orbital é o orbital 2s e contém os dois próximos. Os três elétrons finais irão para o orbital 2p, que pode conter até seis elétrons (Helmenstine, 2017).

Importância da configuração eletrônica externa

As configurações de elétrons desempenham um papel importante na determinação das propriedades dos átomos.

Todos os átomos do mesmo grupo têm a mesma configuração eletrônica externa, com exceção do número atômico n, que é o motivo pelo qual eles têm propriedades químicas semelhantes.

Alguns dos principais fatores que influenciam as propriedades atômicas incluem o tamanho dos maiores orbitais ocupados, a energia dos orbitais de alta energia, o número de vagas orbitais e o número de elétrons nos orbitais de alta energia.

A maioria das propriedades atômicas pode estar relacionada ao grau de atração entre os elétrons mais externos para o núcleo e o número de elétrons na camada de elétrons mais externa, o número de elétrons de valência.

Os elétrons da camada externa são os que podem formar ligações químicas covalentes, são os que têm a capacidade de se ionizar para formar cátions ou ânions e são os que dão o estado de oxidação aos elementos químicos.

Eles também determinarão o raio atômico. À medida que n fica maior, o raio atômico aumenta. Quando um átomo perde um elétron, haverá uma contração do raio atômico devido à diminuição da carga negativa ao redor do núcleo.

Os elétrons da camada externa são aqueles que são levados em consideração pela teoria das ligações de valência, teoria do campo cristalino e teoria dos orbitais moleculares para obter as propriedades das moléculas e as hibridizações das ligações.

Referências

1. Princípio de Aufbau. (2015, 3 de junho). Obtido de chem.libretexts: chem.libretexts.org.
2. Bozeman Science. (2013, Agoto 4). Configuração de elétrons. Retirado do youtube: youtube.com.
3. Configurações de elétrons e propriedades dos átomos. (SF). Retirado de oneonta.edu: oneonta.edu.
4. Encyclopædia Britannica. (2011, 7 de setembro). Configuração eletronica. Retirado da britannica: britannica.com.
5. Faizi, S. (2016, 12 de julho). Configurações eletrônicas. Retirado de chem.libretexts: chem.libretexts.org.
6. Helmenstine, T. (2017, 7 de março). O Princípio Aufbau - Estrutura Eletrônica e o Princípio Aufbau. Retirado de Thoughtco: Thoughtco.com.
7. Khan, S. (2014, 8 de junho). Elétrons de valência e ligações. Retirado de khanacademy: khanacademy.org.