Química Geral — Configuração Eletrônica e Tabela Periódica

Dos números quânticos à organização dos elementos

1 — Motivação

"Por que o lítio é um metal macio e reativo, enquanto o hélio é um gás inerte?"

• Para prever a reatividade de um elemento → precisamos saber como seus elétrons estão distribuídos
• Para entender a tabela periódica → precisamos reconhecer que ela é um mapa da configuração eletrônica
• Para projetar materiais → precisamos relacionar a estrutura eletrônica com propriedades como condutividade, magnetismo e cor

A configuração eletrônica é o código de identidade química de cada elemento — determina suas ligações, suas propriedades e sua posição na tabela periódica.

2 — O Modelo Quântico Simplificado

O modelo de Bohr (órbitas circulares definidas) funciona apenas para o hidrogênio. Para átomos com mais elétrons, usa-se o modelo quântico:

Orbital: região do espaço onde há ≥ 90% de probabilidade de encontrar o elétron. Cada orbital comporta no máximo 2 elétrons com spins opostos.

3 — Números Quânticos

Equação de Schroedinger para o átomo de hidrogênio:

\[\frac{-\hbar}{2m}\nabla\Psi(x) - \frac{e^2}{r}\Psi(x) = E\Psi(x)\]

Com energias:

\[E(n) = -\frac{13.6 \textrm{eV}}{n^2}\]

O estado de cada elétron é descrito por quatro números quânticos:

Exemplo: para $n = 3$:

O número máximo de elétrons na camada $n$ é $2n^2$: camada 1 → 2, camada 2 → 8, camada 3 → 18, camada 4 → 32.

4 — Forma dos Orbitais

Cada tipo de subnível tem uma geometria característica:

Orbital s:       Orbitais p:           Orbitais d:
                   z                     z
  ( · )          __|__                 __|__
  (   )         /  ·  \              /  ·  \──── x
  ( · )        (   ·   ) ── x      (   ·   )
                \__·__/              \__·__/
              (pz, px, py)         (5 orientações)

Os orbitais s são esféricos e não possuem direção preferencial. Os orbitais p estão orientados ao longo dos três eixos cartesianos. Os orbitais d e f possuem geometrias mais complexas, importantes para a química dos metais de transição.

5 — Regras de Preenchimento dos Orbitais

Três princípios governam como os elétrons preenchem os orbitais:

Ilustração da regra de Hund para o nitrogênio (N, Z = 7):

2p:  [↑] [↑] [↑]     ← CORRETO (Hund): 3 elétrons desemparelhados
     px  py  pz

2p:  [↑↓] [↑] [ ]    ← ERRADO: emparelhou antes de preencher todos
     px   py  pz

6 — Diagrama de Pauling: Ordem de Preenchimento

A ordem crescente de energia dos subníveis não segue simplesmente a ordem de $n$. O diagrama de Pauling fornece a sequência correta:

  1s
  2s  2p
  3s  3p  3d
  4s  4p  4d  4f
  5s  5p  5d  5f
  6s  6p  6d
  7s  7p

  Leia ao longo das diagonais (↗):

  1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p →
  6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p

Capacidade acumulada por nível:

Atenção: o subnível 4s tem energia menor que o 3d — por isso é preenchido antes. Contudo, ao ionizar, os elétrons do 4s são removidos primeiro (maior $n$).

7 — Configuração Eletrônica: Exemplos Passo a Passo

Exemplo 1: Carbono (C, Z = 6 → 6 elétrons)

\[\text{C}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^2\]

1s: [↑↓]   2s: [↑↓]   2p: [↑] [↑] [ ]
                        px  py  pz

Pela regra de Hund, os 2 elétrons em 2p ocupam orbitais diferentes com spins paralelos. O carbono tem 4 elétrons de valência (camada $n = 2$).

Exemplo 2: Oxigênio (O, Z = 8 → 8 elétrons)

\[\text{O}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^4\]

1s: [↑↓]   2s: [↑↓]   2p: [↑↓] [↑] [↑]
                         px   py  pz

6 elétrons de valência. O oxigênio tende a ganhar 2 elétrons para completar o octeto → forma O²⁻.

Exemplo 3: Potássio (K, Z = 19 → 19 elétrons)

\[\text{K}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\ 4s^1\]

O 19º elétron entra no 4s (não no 3d!) pelo diagrama de Pauling. K tem 1 elétron de valência → forma K⁺.

Exemplo 4: Ferro (Fe, Z = 26 → 26 elétrons)

\[\text{Fe}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\ 4s^2\ 3d^6\]

3d: [↑↓] [↑] [↑] [↑] [↑]    ← 4 elétrons desemparelhados (Hund)

Elemento de transição (bloco d). Os 4 elétrons desemparelhados explicam o ferromagnetismo do ferro.

8 — Notação Abreviada com Gás Nobre

Para simplificar configurações longas, usamos o gás nobre anterior como núcleo:

Exemplos com notação abreviada:

9 — Exceções Notáveis: Cromo e Cobre

Alguns elementos do bloco d apresentam configurações que divergem do diagrama de Pauling por razões de estabilidade:

Estabilidade extra: subníveis $d^5$ (semi-preenchido) e $d^{10}$ (completo) têm simetria máxima e menor repulsão eletrônica, conferindo energia mais baixa.

Outros elementos com comportamento similar: Mo (Z = 42), Ag (Z = 47), Au (Z = 79).

10 — Configuração Eletrônica de Íons

Ao formar íons, a ordem de remoção dos elétrons difere da ordem de preenchimento:

Regra: elétrons do subnível de maior $n$ são removidos primeiro.

No Fe, os elétrons do 4s (maior $n = 4$) são removidos antes dos elétrons do 3d ($n = 3$), mesmo que o 4s tenha sido preenchido primeiro.

Mais exemplos:

11 — Elétrons de Valência e a Tabela Periódica

A configuração eletrônica determina a posição de cada elemento na tabela periódica:

Os blocos da tabela periódica:

         1   2                            13  14  15  16  17  18
       ┌───┬───┐                        ┌───┬───┬───┬───┬───┬───┐
       │   │   │   BLOCO s              │   │   │   │   │   │   │ BLOCO p
       │ s¹│ s²│   (grupos 1-2)         │p¹ │p² │p³ │p⁴ │p⁵ │p⁶ │ (grupos 13-18)
       └───┴───┘                        └───┴───┴───┴───┴───┴───┘

                  3   4   5   6   7   8   9  10  11  12
                ┌───┬───┬───┬───┬───┬───┬───┬───┬───┬───┐
                │d¹ │d² │d³ │d⁴ │d⁵ │d⁶ │d⁷ │d⁸ │d⁹ │d¹⁰│ BLOCO d
                └───┴───┴───┴───┴───┴───┴───┴───┴───┴───┘  (grupos 3-12)

         BLOCO f  (lantanídeos: 4f¹ → 4f¹⁴ ; actinídeos: 5f¹ → 5f¹⁴)

Exemplos de leitura da tabela periódica:

12 — Famílias Importantes e suas Configurações

Regra do octeto: átomos dos grupos principais tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons para atingir a configuração de gás nobre (8 elétrons na camada de valência).

13 — Magnetismo e Configuração Eletrônica

A presença de elétrons desemparelhados determina o comportamento magnético:

Exemplos:

O ferro, o cobalto e o níquel possuem tantos elétrons desemparelhados que apresentam ferromagnetismo — uma forma intensa e permanente de magnetismo.

14 — Aplicações em Engenharia

Exemplo: a cor azul do sulfato de cobre (\ce{CuSO4}) vem do íon Cu²⁺ ($[\text{Ar}]\ 3d^9$), que absorve luz na região vermelha/amarela do espectro.

15 — Mapa Conceitual da Aula

               MODELO QUÂNTICO
                     │
            NÚMEROS QUÂNTICOS
          (n, ℓ, mℓ, ms)
                     │
          ┌──────────┴──────────┐
          │                     │
    NÍVEIS (n)           SUBNÍVEIS (ℓ)
    = camadas            = forma do orbital
          │              (s, p, d, f)
          │                     │
          │              ORBITAIS (mℓ)
          │              = orientação
          │                     │
          └──────────┬──────────┘
                     │
          REGRAS DE PREENCHIMENTO
          ┌──────────┼──────────┐
          │          │          │
       Aufbau      Pauli      Hund
    (menor E)   (máx. 2 e⁻)  (desemparelha)
          │
          ▼
    CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
          │
    ┌─────┴──────┐
    │            │
  VALÊNCIA    BLOCO (s,p,d,f)
  (grupo)     da tabela periódica
    │            │
    ▼            ▼
 REATIVIDADE  TABELA PERIÓDICA
 (octeto)     (período = n máx;
               grupo = e⁻ valência)
                     │
              PROPRIEDADES
              (magnetismo, cor,
               condutividade)

16 — Resumo e Conexões

17 — Exercícios Propostos

1. Faça a configuração eletrônica completa e abreviada (com gás nobre) dos seguintes elementos e indique o número de elétrons de valência:

• (a) N (Z = 7)
• (b) Si (Z = 14)
• (c) K (Z = 19)
• (d) Mn (Z = 25)

2. O cálcio (Ca, Z = 20) é um metal essencial para estruturas ósseas e para a construção civil (cal, cimento).

• (a) Escreva a configuração eletrônica completa e abreviada do Ca.
• (b) Qual íon o Ca tende a formar? Escreva a configuração eletrônica desse íon.
• (c) O íon formado é isoeletrônico de qual gás nobre?

3. Determine o número de elétrons na camada de valência e identifique o bloco (s, p, d ou f) da tabela periódica para:

• (a) S (Z = 16)
• (b) Ti (Z = 22)
• (c) Ge (Z = 32)

4. O cromo (Cr, Z = 24) apresenta uma configuração eletrônica que difere do previsto pelo diagrama de Pauling.

• (a) Qual seria a configuração esperada pelo diagrama de Pauling?
• (b) Qual é a configuração real? Por que essa configuração é mais estável?
• (c) Escreva a configuração do íon Cr³⁺ e indique quantos elétrons desemparelhados possui.

5. Classifique as espécies abaixo como paramagnéticas ou diamagnéticas, justificando com a configuração eletrônica:

• (a) Zn (Z = 30)
• (b) Co (Z = 27)
• (c) Ca²⁺ (Z = 20)

18 — Gabarito dos Exercícios

1.

• (a) $\text{N}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^3 = [\text{He}]\ 2s^2\ 2p^3$ → 5 elétrons de valência
• (b) $\text{Si}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^2 = [\text{Ne}]\ 3s^2\ 3p^2$ → 4 elétrons de valência
• (c) $\text{K}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\ 4s^1 = [\text{Ar}]\ 4s^1$ → 1 elétron de valência
• (d) $\text{Mn}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\ 4s^2\ 3d^5 = [\text{Ar}]\ 4s^2\ 3d^5$ → 7 elétrons de valência (2 do 4s + 5 do 3d — metal de transição)

2.

• (a) $\text{Ca}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\ 4s^2 = [\text{Ar}]\ 4s^2$
• (b) Ca tende a perder 2 elétrons → Ca²⁺. $\text{Ca}^{2+}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6 = [\text{Ar}]$
• (c) Ca²⁺ é isoeletrônico do argônio (Ar) — ambos possuem 18 elétrons.

3.

• (a) $\text{S}: [\text{Ne}]\ 3s^2\ 3p^4$ → 6 elétrons de valência, bloco p
• (b) $\text{Ti}: [\text{Ar}]\ 4s^2\ 3d^2$ → 4 elétrons de valência (2 do 4s + 2 do 3d), bloco d
• (c) $\text{Ge}: [\text{Ar}]\ 4s^2\ 3d^{10}\ 4p^2$ → 4 elétrons de valência (4s² + 4p²), bloco p

4.

• (a) Esperado: $[\text{Ar}]\ 4s^2\ 3d^4$
• (b) Real: $[\text{Ar}]\ 4s^1\ 3d^5$. O subnível 3d semi-preenchido ($d^5$) possui simetria máxima — todos os 5 orbitais contêm 1 elétron com spins paralelos, minimizando a repulsão eletrônica e estabilizando a configuração.
• (c) $\text{Cr}^{3+}: [\text{Ar}]\ 3d^3$ (perde 1 elétron do 4s e 2 do 3d) → 3 elétrons desemparelhados

5.

• (a) $\text{Zn}: [\text{Ar}]\ 4s^2\ 3d^{10}$ → todos os elétrons emparelhados → diamagnético
• (b) $\text{Co}: [\text{Ar}]\ 4s^2\ 3d^7$ → 3d: [↑↓][↑↓][↑][↑][↑] → 3 elétrons desemparelhados → paramagnético
• (c) $\text{Ca}^{2+}: [\text{Ar}]$ → todos os elétrons emparelhados → diamagnético

Fim da aula — QG101 | Química Geral

Folha de exercícios (PDF)