Configuração eletrónica

Como ler a notação

Em 1s² 2s² 2p⁶, o número indica a camada principal, a letra o subnível e o sobrescrito o número de eletrões nesse subnível. As capacidades resultam do número de orbitais: s tem 1 orbital, p tem 3, d tem 5 e f tem 7. Como cada orbital pode conter no máximo dois eletrões, as ocupações máximas são 2, 6, 10 e 14.

Como os eletrões ocupam os orbitais

A configuração do estado fundamental é a disposição de menor energia disponível para o átomo. Três ideias atuam em conjunto: os orbitais de menor energia são ocupados primeiro; dois eletrões do mesmo átomo não podem ter o mesmo conjunto completo de números quânticos; e os orbitais de igual energia são ocupados individualmente antes de começar o emparelhamento.

No oxigénio, 1s²2s²2p⁴ não significa que os três orbitais 2p sejam preenchidos como ↑↓, ↑↓, vazio. A disposição de menor energia é ↑↓, ↑, ↑: um par e dois eletrões desemparelhados. Esse pormenor tem consequências experimentais porque os eletrões desemparelhados afetam o magnetismo.

Notação abreviada com gás nobre, iões e a questão 4s/3d

O sódio é 1s²2s²2p⁶3s¹, ou [Ne]3s¹. O cloro é [Ne]3s²3p⁵. A notação abreviada não é um modelo diferente; apenas substitui um cerne interno inalterado pelo símbolo do gás nobre anterior.

Nos catiões dos grupos principais, os eletrões são geralmente removidos primeiro da camada principal ocupada com maior n. Na transforma-se em Na⁺ ao perder 3s¹. Nos metais de transição, a sequência de preenchimento normalmente ensinada pode induzir em erro: o orbital 4s é ocupado antes de 3d em K e Ca, mas depois de o subnível 3d começar a ser preenchido as energias orbitais relativas reorganizam-se. Por isso, os catiões de metais de transição perdem normalmente eletrões ns antes dos eletrões (n−1)d.

O crómio e o cobre também mostram que o diagrama simples de Aufbau é uma aproximação: Cr é [Ar]3d⁵4s¹ e Cu é [Ar]3d¹⁰4s¹. A razão mais profunda é que 3d e 4s têm energias próximas, pelo que as interações eletrão–eletrão podem alterar o estado fundamental preferido. «Subníveis semipreenchidos são magicamente estáveis» é uma mnemónica, não uma explicação completa.

Informação química codificada nas configurações

As configurações de valência organizam a tabela periódica. Os elementos na mesma coluna dos grupos principais têm configurações externas análogas, razão pela qual Li e Na formam ambos iões +1 e F e Cl formam frequentemente iões −1. Os blocos da tabela periódica correspondem ao tipo de subnível que está a ser preenchido.

As configurações também se ligam aos espetros atómicos, ao magnetismo e à ligação química. Uma configuração eletrónica excitada difere do estado fundamental porque um eletrão foi promovido para um orbital de maior energia. A espetroscopia pode revelar essas diferenças energéticas, enquanto o número de eletrões desemparelhados ajuda a prever se um átomo ou ião isolado é paramagnético.

Uma configuração é, portanto, um modelo com consequências experimentais e não apenas uma forma de contabilização.

A espetroscopia fotoeletrónica testa a configuração

As configurações eletrónicas podem ser verificadas experimentalmente por espetroscopia fotoeletrónica (PES). Os fotões ejetam eletrões de um átomo ou molécula e as energias cinéticas medidas revelam quão fortemente estavam ligados. Picos a diferentes energias de ligação correspondem a diferentes camadas e subníveis ocupados.

Num átomo simples como o néon, os eletrões 1s aparecem a uma energia de ligação muito maior do que 2s ou 2p porque o orbital 1s está próximo do núcleo e sofre muito menos blindagem. As áreas relativas dos picos também refletem quantos eletrões ocupam cada subnível. Assim, a notação 1s²2s²2p⁶ prevê um padrão experimental em vez de apenas resumir uma regra.

A PES mostra também por que motivo «todos os eletrões de uma camada têm a mesma energia» é falso em átomos multieletrónicos: 2s e 2p têm energias de ligação diferentes porque a sua penetração e blindagem diferem.

Configuração, valência e identidade química

Duas espécies com o mesmo número de eletrões podem ter configurações semelhantes mas química diferente porque os seus núcleos diferem. Ne, Na⁺ e F⁻ têm todos 10 eletrões, mas os seus tamanhos e energias de ionização diferem porque a mesma disposição eletrónica é mantida por cargas nucleares diferentes.

Em sentido inverso, os elementos de um mesmo grupo repetem configurações de valência análogas, embora as configurações completas se tornem mais longas. Li é [He]2s¹, Na é [Ne]3s¹ e K é [Ar]4s¹. Esse padrão ns¹ recorrente é quimicamente mais informativo do que memorizar cada eletrão interno.

As configurações não são estados multieletrónicos completos

Uma notação como 2p² indica qual o subnível ocupado, mas não especifica de forma única todas as maneiras possíveis de esses eletrões acoplarem os seus momentos angulares orbital e de spin. A espetroscopia atómica mais avançada distingue termos e níveis dentro da mesma configuração. As regras de Hund ajudam então a ordenar esses níveis.

Na química introdutória, a configuração é o nível de descrição adequado. Identifica os orbitais ocupados e os eletrões desemparelhados; a estrutura mais fina torna-se importante ao interpretar espetros de alta resolução e estados de metais de transição.

Exercícios

Enxofre

Escreva a configuração do estado fundamental do enxofre, Z = 16, e conte os eletrões da camada externa.

Ião cálcio

Escreva Ca²⁺ a partir de Ca neutro = [Ar]4s².

Ferro(III)

O Fe neutro é [Ar]3d⁶4s². Escreva Fe³⁺.