Distribuição Eletrônica

1. A Eletrosfera e os Níveis de Energia

Já vimos no capítulo anterior que o modelo atômico atual descreve os elétrons como distribuídos ao redor do núcleo em uma região chamada eletrosfera.

Essa região não é uniforme; os elétrons estão organizados em diferentes níveis de energia.

Bohr definiu que a eletrosfera possuía sete níveis de energia. 

Cada nível, identificado pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, pode abrigar uma quantidade máxima de elétrons:

• K (nível 1): até 2 elétrons.
• L (nível 2): até 8 elétrons.
• M (nível 3): até 18 elétrons.
• N (nível 4): até 32 elétrons, e assim por diante.

Essa quantidade máxima de elétrons é definida por $2n^2$, sendo "n" o nível de energia. 

A organização dos elétrons nos níveis obedece a regras bem definidas.

E são essas regras que garantem que cada elétron fique em uma região de menor energia possível, chamada estado fundamental.

2. Subníveis de Energia

Dentro de cada nível de energia, existem subníveis que determinam como os elétrons se organizam.

Sommerfeld propôs que cada nível n de energia possui n subníveis. 

Ou seja, o primeiro nível, ou nível K, possui um subnível.

O segundo nível, ou nível L, possui dois subníveis.

E assim por diante. 

Esses subníveis são chamados de s, p, d e f, e cada um tem uma capacidade máxima de elétrons:

• s: comporta até 2 elétrons.
• p: comporta até 6 elétrons.
• d: comporta até 10 elétrons.
• f: comporta até 14 elétrons.

A divisão em subníveis é como se cada nível tivesse "gavetas" específicas para acomodar os elétrons.

Teoricamente, o quinto nível (O) deveria possuir cinco subníveis: s, p, d, f e g. 

Porém, nenhum elemento químico atual possui elétrons suficientes para preencher todos os quatro subníveis e completar os níveis mais altos.

Portanto, o quinto e os demais subníveis, atualmente, é apenas teórico. 

3. O Diagrama de Linus Pauling

Organizar os elétrons nos subníveis pode parecer complicado, mas o Diagrama de Linus Pauling nos ajuda a lembrar a ordem correta de preenchimento dos subníveis.

Ele segue o princípio de que os elétrons ocupam primeiro os subníveis de menor energia.

A ordem é:

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

Se a gente preencher todos os subníveis com o máximo de elétrons que eles podem possuir, teremos a distribuição eletrônica de 118 elétrons, que fica assim:

$1s^22p^63s^23p^64s^23d^{10}4p^65s^24d^{10}5p^6$

$6s^24f^{14}5d^{10}6p^67s^25f^{14}6d^{10}7p^6$.

4. Como lembrar a ordem dos subníveis: Um bizu prático!

Muitas pessoas têm dificuldade em memorizar a sequência de preenchimento dos subníveis de energia.

Eu gosto de usar o seguinte bizu:

Sol, Sol

Pôr do Sol, Pôr do Sol

Depois do Pôr do Sol, Depois do Pôr do Sol

Foi Depois do Pôr do Sol, Foi Depois do Pôr do Sol

O segredo está nas letras iniciais de cada frase:

S, S → P, S, P, S → D, P, S, D, P, S → F, D, P, S, F, D, P, S.

Essa sequência representa a ordem dos subníveis:

s → p → d → f.

Para saber onde cada subnível começa em relação ao nível de energia, basta lembrar:

O primeiro subnível s começa no nível 1, então 1s,

O segundo subnível p no nível 2, então 2p,

Consequentemente, o subnível d no 3d,

E o subnível f no 4f.

Pratique até que escrever a sequência inteira se torne natural. 

5. Distribuição Eletrônica em Átomos Neutros

Vamos aplicar o diagrama na prática. Para distribuir elétrons em um átomo neutro:

1️⃣ Determine o número de elétrons com base no número atômico do elemento.

2️⃣ Preencha os subníveis seguindo a ordem de Pauling, respeitando os limites máximos de cada subnível.

Exemplo 1: Hidrogênio ($_{1}$H)

O hidrogênio tem 1 elétron. A distribuição será:

• $1s^1$.

Exemplo 2: Oxigênio ($_{8}$O)

O oxigênio tem 8 elétrons. A distribuição será:

• $1s^22s^22p^4$.

Perceba que eu só passo para um novo subnível quando todos os "espaços" do subnível atual já estão preenchidos pelos elétrons. 

6. Distribuição Eletrônica em Íons

Quando um átomo ganha ou perde elétrons, ele se torna um íon.

A distribuição eletrônica dos íons também segue o diagrama de Linus Pauling, mas há algumas particularidades:

• Para cátions (íons positivos), os elétrons são retirados da camada mais externa (maior nível).
• Para ânions (íons negativos), os elétrons são adicionados seguindo a ordem energética.

Exemplo: Cátion Sódio (Na⁺)

O sódio ($_{11}$Na) possui 11 elétrons. Como o Na⁺ perdeu 1 elétron, sua distribuição será:

• Na: 1s² 2s² 2p⁶3s¹.
• Na⁺: 1s² 2s² 2p⁶.

Exemplo: Ânion Cloro (Cl⁻)

O cloro ($_{17}$Cl) possui 17 elétrons. Como o Cl⁻ ganhou 1 elétron, sua distribuição será:

• Cl: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵.
• Cl⁻:1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶.

7. Exceções à Regra de Linus Pauling

Alguns elementos, como cobre (Cu), prata (Ag) e ouro (Au), apresentam distribuições eletrônicas que fogem à regra esperada.

Exemplo: Cobre ($_{29}$Cu)

• Configuração esperada: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹.
• Configuração observada: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰.

Embora essas exceções possam parecer complexas, elas seguem um padrão:

Elementos como o cobre buscam maior estabilidade ao preencher completamente ou semipreencher os orbitais d.

Esses elementos preferem ter um subnível d completamente preenchido (com 10 elétrons) ou semipreenchido (com 5 elétrons), 

ao invés de deixá-los "batendo na trave", com apenas 4 ou 9 elétrons. 

Sendo assim, quando esse cenário acontece, o ajuste se torna: retirar um elétron do subnível “s” anterior e doá-lo para o subnível “d” à sua frente. 

Exemplo: Prata ($_{47}$Ag)

Configuração esperada: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d⁹.

Configuração observada: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s¹ 4d¹⁰.

Exemplo: Cromo ($_{24}$Cr)

Configuração esperada: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴.

Configuração observada: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵.

Sempre que você encontrar um elemento do bloco “d” na Tabela Periódica, especialmente aqueles no meio da série de transição,

considere verificar se há esse tipo de ajuste em sua configuração eletrônica.

Com isso, entendemos como os elétrons se organizam ao redor do núcleo, formando a base para os fenômenos químicos e físicos.

No próximo capítulo, exploraremos os números quânticos, que detalham ainda mais as posições e os estados dos elétrons nos orbitais.