Distribuição eletrônica

Com os aperfeiçoamentos feitos na Tabela Periódica ao longo dos anos, e com o aumento de elementos químicos conhecidos, passou-se a utiliza-la de modo a prever o comportamento dos elementos nela contidos no que diz respeito às suas propriedades e características, contudo, existem exceções, tornando a tabela falível nas previsões de propriedades desses elementos. Por esse motivo iniciou-se estudos quânticos relacionados aos elementos, os átomos e principalmente sobre o posicionamento dos elétrons na eletrosfera.

A distribuição eletrônica, ou como também é conhecida, princípio da configuração eletrônica nada mais é que a disposição dos elétrons de forma que o átomo fique em seu estado fundamental.

O estado fundamental de um átomo é aquele onde todos os seus elétrons estão dispostos nos níveis mais baixos de energia que estão disponíveis. O estado fundamental também é conhecido como estado estacionário, e nesse estado o átomo possui os seus elétrons em um estado de mínima energia possível.

Camadas eletrônicas

A partir do modelo atômico de Bohr, que é um aperfeiçoamento do modelo atômico de Rutherford, tornou-se possível a compreensão de alguns fenômenos que os modelos atômicos anteriores não conseguiam explicar com eficácia. Através de um experimento que se baseou na emissão de luz utilizando átomos de apenas um elétron, o postulado de Bohr mostrou que os elétrons estão confinados em determinados níveis de energia quando em seu estado estacionário, e cada estado estacionário está relacionado à um nível de energia, descrito pelo número quântico principal (n) que varia de 1 a 7, também chamados de camadas K, L, M, N, O, P e Q, e representado por uma órbita localizada ao redor do núcleo do átomo. Para que o elétron migre de um nível para o outro é necessário que haja absorção de energia.

Cada camada comporta uma quantidade máxima de elétrons, como podemos verificar a seguir:

A partir dessas informações, podemos distribuir os elétrons de qualquer elemento da tabela periódica com facilidade, por exemplo:

Hidrogênio (H):

Número atômico = 1

Carbono (C):

Número atômico = 6

Cálcio (Ca):
Número atômico = 20

Subníveis de Energia – Diagrama de Linus Pauling

O modelo de Bohr não corresponde com a realidade do que ocorre com a entrada de elétrons nos níveis de energia da eletrosfera. Através de estudos quânticos, Linus Pauling criou um diagrama que facilita o entendimento de como os elétrons ocupam os orbitais. Normalmente os elétrons ocupam quatro principais orbitais eletrônicos que são identificados pelas letras s, p, d e pela letra f, em ordem crescente de energia. Para cada nível de energia (n= 1 a 7), existem os subníveis de energia que estão diretamente ligados a um dos orbitais. Este método foi criado pelo físico alemão Erwin Madelung e aperfeiçoado por Linus Pauling, por esse motivo, na literatura é comum citar somente o diagrama de Linus Pauling, ou apenas diagrama de Pauling.

Quando um elétron está localizado no nível 1 por exemplo, representa-se o mesmo como 1s, pois este encontra-se no nível 1 e no orbital s, e assim sucessivamente com os demais níveis e orbitais.

O princípio básico do diagrama de Linus Pauling consiste em facilitar o entendimento de como os elétrons se distribuem nos níveis e subníveis de energia até a sua camada de valência.

A camada de valência é a que acomoda os elétrons com maior energia, que são responsáveis pela ocorrência das reações químicas, pois os elétrons contidos nela estão instáveis e buscando outros elétrons para que possam se tornar estáveis conforme a Teoria do Octeto.

Como vimos anteriormente, os átomos comumente ocupam 7 níveis de energia, cada nível com seus subníveis associados ao tipo de orbital em que o elétron se encaixa. Cada orbital possui no máximo dois elétrons, por esse motivo, eles podem ser distribuídos nos subníveis de energia.

Vejamos abaixo o esquema de como funciona o diagrama de Pauling, que permite realizar a distribuição eletrônica de todos os elementos químicos da tabela periódica e em seguida alguns exemplos de como realizar a distribuição eletrônica utilizando esse modelo. Para compreender o diagrama, é preciso primeiramente entender a simbologia presente nele:

Diagrama de Pauling

Desse modo temos a sequência energética da seguinte maneira:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7p⁶

Vejamos agora um exemplo prático de como aplicar o diagrama de Pauling com alguns elementos químicos:

Rubídio (Rb):

₃₇Rb = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s¹

Camada de Valência: 5s¹ – 1 elétron na última camada

Titânio (Ti):

₂₂Ti = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d²

Camada de Valência: 3d² – 2 elétrons na última camada

Sódio (Na):

₁₁Na = 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Camada de Valência: 3s¹ – 1 elétron na última camada

Cálcio (Ca):

₂₀Ca = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

Camada de Valência: 4s2 – 2 elétrons na última camada

Para íons também podemos utilizar o diagrama de Pauling para realizar a distribuição eletrônica:

Cálcio (Ca²⁺):

₂₀Ca²⁺ = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Camada de Valência: 3s² e 3p⁶ – 8 elétrons na última camada

Flúor (F^-):

₉F^- = 1s² 2s² 2p⁶

Camada de Valência: 2s² e 2p⁶ – 8 elétrons na última camada

Cloro (Cl^-):

₁₇Cl- = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Camada de Valência: 3s² e 3p⁶ – 8 elétrons na última camada

Conforme podemos observar nos exemplos acima, quando realizamos a distribuição eletrônica de íons, partimos da distribuição do elemento químico em seu estado neutro, ou seja, partimos do átomo neutro e depois acrescentamos ou retiramos os elétrons de acordo com a carga do íon, desse modo, para cátions (elemento que perdeu elétron (s), portanto com carga positiva) retiramos a quantidade de elétrons de acordo com a carga do íon e para ânions (elemento que ganhou elétron (s), portanto com carga negativa) acrescentamos a quantidade de elétrons de acordo com a carga do íon.

Na tabela periódica os elementos são agrupados de acordo com suas propriedades, e considerando que a distribuição eletrônica é feita com base no preenchimento dos orbitais, podemos representar que a tabela periódica é dividida da seguinte forma:

Fonte: Roshan220195 / Wikimedia Commons / CC-BY-SA 3.0

Distribuição de todos os elementos da Tabela Periódica

Referências:

SANTOS, W. L. P.dos.; MOL, G. de S. Química Cidadã: Volume 1: Ensino Médio. 2. ed. São Paulo: AJS, 2013.
FONSECA, M.R.M. da. Química 1. 1. ed. São Paulo: Ática, 2013

http://qgt-uniban.orgfree.com/teoria/QGT3.pdf