Configuração eletrônica

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Em física atômica e química quântica , a configuração eletrônica é a distribuição de elétrons de um átomo ou molécula (ou outra estrutura física) em orbitais atômicos ou moleculares . [1] Por exemplo, a configuração eletrônica do átomo de neônio é 1s 2 2s 2 2p 6 , o que significa que as subcamadas 1s, 2s e 2p são ocupadas por 2, 2 e 6 elétrons, respectivamente.

As configurações eletrônicas descrevem cada elétron movendo-se independentemente em um orbital, em um campo médio criado por todos os outros orbitais. Matematicamente, as configurações são descritas por determinantes Slater ou funções de estado de configuração .

De acordo com as leis da mecânica quântica , para sistemas com apenas um elétron, um nível de energia está associado a cada configuração eletrônica e, em certas condições, os elétrons são capazes de passar de uma configuração para outra pela emissão ou absorção de um quantum de energia. , na forma de um fóton .

O conhecimento da configuração eletrônica de diferentes átomos é útil para entender a estrutura da tabela periódica dos elementos. Isso também é útil para descrever as ligações químicas que mantêm os átomos juntos. Em materiais a granel, essa mesma ideia ajuda a explicar as propriedades peculiares de lasers e semicondutores .

Shells e subshells

s ( l = 0) p ( l = 1)
m = 0 m = 0 m = ±1
s pz _ px _ p y
n = 1 Nuvem orbital atômica n1 l0 m0.png
n = 2 Nuvem orbital atômica n2 l0 m0.png Nuvem orbital atômica n2 l1 m0.png Nuvem orbital atômica n2 px.png Nuvem orbital atômica n2 py.png

A configuração eletrônica foi inicialmente concebida sob o modelo de átomo de Bohr , e ainda é comum falar de camadas e subcamadas apesar dos avanços na compreensão da natureza mecânica quântica dos elétrons.

Uma camada eletrônica é o conjunto de estados permitidos que compartilham o mesmo número quântico principal , n (o número antes da letra no rótulo orbital), que os elétrons podem ocupar. A n - ésima camada de elétrons de um átomo pode acomodar 2 n 2 elétrons, por exemplo, a primeira camada pode acomodar 2 elétrons, a segunda camada 8 elétrons, a terceira camada 18 elétrons e assim por diante. O fator de dois surge porque os estados permitidos são duplicados devido ao spin do elétron - cada orbital atômico admite até dois elétrons idênticos com spin oposto, um com spin + 12(geralmente indicado por uma seta para cima) e um com um spin de − 12 (com uma seta para baixo).

Uma subcamada é o conjunto de estados definidos por um número quântico azimutal comum , l , dentro de uma camada. O valor de l está no intervalo de 0 a n  − 1. Os valores l  = 0, 1, 2, 3 correspondem aos rótulos s, p, d e f, respectivamente. Por exemplo, a subcamada 3d tem n  = 3 e l  = 2. O número máximo de elétrons que podem ser colocados em uma subcamada é dado por 2(2 l + 1). Isso dá dois elétrons em um subnível s, seis elétrons em um subnível p, dez elétrons em um subnível ad e quatorze elétrons em um subnível f.

Os números de elétrons que podem ocupar cada camada e cada subcamada surgem das equações da mecânica quântica, [2] em particular do princípio de exclusão de Pauli , que afirma que dois elétrons no mesmo átomo não podem ter os mesmos valores dos quatro números quânticos. . [3]

Notação

Físicos e químicos usam uma notação padrão para indicar as configurações eletrônicas de átomos e moléculas. Para átomos, a notação consiste em uma sequência de rótulos de subcamadas atômicas (por exemplo, para fósforo a sequência 1s, 2s, 2p, 3s, 3p) com o número de elétrons atribuído a cada subcamada colocado como um sobrescrito. Por exemplo, o hidrogênio tem um elétron no orbital s da primeira camada, então sua configuração é escrita 1s 1 . O lítio tem dois elétrons no subnível 1s e um no subnível 2s (de maior energia), então sua configuração é escrita 1s 2  2s 1 (pronuncia-se "um-s-dois, dois-s-um"). Fósforo ( número atômico15) é a seguinte: 1s 2  2s 2  2p 6  3s 2  3p 3 .

Para átomos com muitos elétrons, essa notação pode se tornar longa e, portanto, uma notação abreviada é usada. A configuração eletrônica pode ser visualizada como os elétrons do núcleo , equivalentes ao gás nobre do período anterior , e os elétrons de valência : cada elemento em um período difere apenas pelas últimas subcamadas. O fósforo, por exemplo, está no terceiro período. Difere do neon de segundo período , cuja configuração é 1s 2  2s 2  2p 6 , apenas pela presença de uma terceira concha. A porção de sua configuração equivalente ao neônio é abreviada como [Ne], permitindo que a configuração do fósforo seja escrita como [Ne] 3s2  3p 3 em vez de escrever os detalhes da configuração do neon explicitamente. Essa convenção é útil, pois são os elétrons na camada mais externa que mais determinam a química do elemento.

Para uma dada configuração, a ordem de escrita dos orbitais não é completamente fixa, pois apenas as ocupações orbitais têm significado físico. Por exemplo, a configuração eletrônica do estado fundamental do titânio pode ser escrita como [Ar] 4s 2  3d 2 ou [Ar] 3d 2  4s 2 . A primeira notação segue a ordem baseada na regra de Madelung para as configurações dos átomos neutros; 4s é preenchido antes de 3d na sequência Ar, K, Ca, Sc, Ti. A segunda notação agrupa todos os orbitais com o mesmo valor de njuntos, correspondendo à ordem "espectroscópica" de energias orbitais que é o inverso da ordem em que os elétrons são removidos de um determinado átomo para formar íons positivos; 3d é preenchido antes de 4s na sequência Ti 4+ , Ti 3+ , Ti 2+ , Ti + , Ti.

O sobrescrito 1 para um subshell ocupado individualmente não é obrigatório; por exemplo , o alumínio pode ser escrito como [Ne] 3s 2  3p 1 ou [Ne] 3s 2  3p. Em átomos onde uma subcamada está desocupada apesar de subcamadas mais altas estarem ocupadas (como é o caso de alguns íons, bem como de certos átomos neutros que se desviam da regra de Madelung ), a subcamada vazia é denotada com um sobrescrito 0 ou completamente excluída. . Por exemplo, o paládio neutro pode ser escrito como [Kr] 4d 10 5s 0 ou simplesmente [Kr] 4d 10 , e o íon lantânio(III) pode ser escrito como[Xe] 4f 0 ou simplesmente [Xe]. [4]

É bastante comum ver as letras dos rótulos orbitais (s, p, d, f) escritas em tipo itálico ou inclinado, embora a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) recomende um tipo de letra normal (como usado aqui) . A escolha das letras se origina de um sistema agora obsoleto de categorizar linhas espectrais como "sharp", "principal", "difusa" e "fundamental" (ou "fina"), com base em sua estrutura fina observada : seu uso moderno indica orbitais com um número quântico azimutal , l , de 0, 1, 2 ou 3, respectivamente. Depois de f, a sequência continua em ordem alfabética g, h, i... ( l  = 4, 5, 6...), pulando j,embora orbitais desses tipos raramente sejam necessários. [5][6]

As configurações eletrônicas das moléculas são escritas de maneira semelhante, exceto que rótulos de orbitais moleculares são usados ​​em vez de rótulos de orbitais atômicos (veja abaixo).

Energia do estado fundamental e estados excitados

A energia associada a um elétron é a de seu orbital. A energia de uma configuração é muitas vezes aproximada como a soma da energia de cada elétron, desprezando as interações elétron-elétron. A configuração que corresponde à menor energia eletrônica é chamada de estado fundamental . Qualquer outra configuração é um estado excitado .

Como exemplo, a configuração do estado fundamental do átomo de sódio é 1s 2  2s 2  2p 6  3s 1 , conforme deduzido do princípio de Aufbau (veja abaixo). O primeiro estado excitado é obtido pela promoção de um elétron 3s para o orbital 3p, para obter a configuração 1s 2  2s 2  2p 6  3p 1 , abreviada como nível 3p. Os átomos podem se mover de uma configuração para outra absorvendo ou emitindo energia. Em uma lâmpada de vapor de sódio, por exemplo, os átomos de sódio são excitados para o nível 3p por uma descarga elétrica e retornam ao estado fundamental emitindo luz amarela de comprimento de onda de 589 nm.

Normalmente, a excitação de elétrons de valência (como 3s para sódio) envolve energias correspondentes a fótons de luz visível ou ultravioleta . A excitação dos elétrons do núcleo é possível, mas requer energias muito mais altas, geralmente correspondentes a fótons de raios-X . Este seria o caso, por exemplo, de excitar um elétron 2p de sódio para o nível 3s e formar a configuração excitada 1s 2  2s 2  2p 5  3s 2 .

O restante deste artigo trata apenas da configuração do estado fundamental, muitas vezes referida como "a" configuração de um átomo ou molécula.

História

Irving Langmuir foi o primeiro a propor em seu artigo de 1919 "The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules", no qual, com base na teoria do átomo cúbico de Gilbert N. Lewis e na teoria das ligações químicas de Walther Kossel , ele delineou sua "teoria concêntrica da estrutura atômica". [7] Langmuir desenvolveu seu trabalho sobre a estrutura atômica do elétron de outros químicos como é mostrado no desenvolvimento da História da tabela periódica e da regra do Octeto . Niels Bohr (1923) incorporou o modelo de Langmuir de que a periodicidade nas propriedades dos elementos pode ser explicada pela estrutura eletrônica do átomo.[8] Suas propostas foram baseadas no então atual modelo Bohr do átomo, no qual as camadas eletrônicas eram órbitas a uma distância fixa do núcleo. As configurações originais de Bohr pareceriam estranhas para um químico atual: o enxofre foi dado como 2.4.4.6 em vez de 1s 2  2s 2  2p 6  3s 2  3p 4 (2.8.6). Bohr usou 4 e 6 seguindo Alfred Wernerpapel de 1893. Na verdade, os químicos acreditavam nos átomos muito antes dos físicos. Langmuir começou seu artigo mencionado acima dizendo: “O problema da estrutura dos átomos foi atacado principalmente por físicos que deram pouca consideração às propriedades químicas que devem ser explicadas por uma teoria da estrutura atômica. O vasto estoque de conhecimento de propriedades e relações químicas, como é resumido pela Tabela Periódica, deve servir como uma base melhor para uma teoria da estrutura atômica do que os dados experimentais relativamente escassos ao longo de linhas puramente físicas... Esses elétrons se organizam em uma série de camadas concêntricas, a primeira camada contendo dois elétrons, enquanto todas as outras camadas tendem a conter oito”. Os elétrons de valência no átomo foram descritos por Richard Abeggem 1904. [9]

Em 1924, E. C. Stoner incorporou o terceiro número quântico de Sommerfeld na descrição das camadas eletrônicas e previu corretamente que a estrutura da camada do enxofre era 2.8.6. [10] No entanto, nem o sistema de Bohr nem o de Stoner podem descrever corretamente as mudanças nos espectros atômicos em um campo magnético (o efeito Zeeman ).

Bohr estava bem ciente dessa deficiência (e de outras), e escreveu a seu amigo Wolfgang Pauli pedindo sua ajuda para salvar a teoria quântica (o sistema agora conhecido como " antiga teoria quântica "). Pauli percebeu que o efeito Zeeman deve ser devido apenas aos elétrons mais externos do átomo, e foi capaz de reproduzir a estrutura de casca de Stoner, mas com a estrutura correta de subcamadas, por sua inclusão de um quarto número quântico e seu princípio de exclusão (1925) : [11]

Deve ser proibido que mais de um elétron com o mesmo valor do número quântico principal n tenha o mesmo valor para os outros três números quânticos k [ l ] , j [ ml ] em [ ms ] .

A equação de Schrödinger , publicada em 1926, deu três dos quatro números quânticos como consequência direta de sua solução para o átomo de hidrogênio: [2] esta solução produz os orbitais atômicos que são mostrados hoje em livros de química (e acima). O exame dos espectros atômicos permitiu que as configurações eletrônicas dos átomos fossem determinadas experimentalmente, e levou a uma regra empírica (conhecida como regra de Madelung (1936), [12] veja abaixo) para a ordem em que os orbitais atômicos são preenchidos com elétrons.

Átomos: princípio de Aufbau e regra de Madelung

O princípio aufbau (do alemão Aufbau , "construir, construir") foi uma parte importante do conceito original de configuração eletrônica de Bohr. Pode ser declarado como: [13]

um máximo de dois elétrons são colocados em orbitais na ordem crescente de energia orbital: as subcamadas de energia mais baixa são preenchidas antes que os elétrons sejam colocados em orbitais de energia mais alta.
A ordem aproximada de preenchimento dos orbitais atômicos, seguindo as setas de 1s a 7p. (Após 7p, a ordem inclui subshells fora do intervalo do diagrama, começando com 8s.)

O princípio funciona muito bem (para os estados fundamentais dos átomos) para os 118 elementos conhecidos, embora às vezes esteja um pouco errado. A forma moderna do princípio aufbau descreve uma ordem de energias orbitais dada pela regra de Madelung (ou regra de Klechkowski). Esta regra foi declarada pela primeira vez por Charles Janet em 1929, redescoberta por Erwin Madelung em 1936, [12] e posteriormente dada uma justificativa teórica por VM Klechkowski : [14]

  1. As subcamadas são preenchidas na ordem crescente de n  +  l .
  2. Onde duas subcamadas têm o mesmo valor de n  +  l , elas são preenchidas em ordem crescente de n .

Isso dá a seguinte ordem para preencher os orbitais:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, (8s, 5g, 6f, 7d, 8p, e 9s)

Nesta lista, as subcamadas entre parênteses não estão ocupadas no estado fundamental do átomo mais pesado agora conhecido ( Og , Z  = 118).

O princípio aufbau pode ser aplicado, de forma modificada, aos prótons e nêutrons no núcleo atômico , como no modelo de casca da física nuclear e da química nuclear .

Tabela periódica

Tabela de configuração de elétrons

A forma da tabela periódica está intimamente relacionada com a configuração eletrônica dos átomos dos elementos. Por exemplo, todos os elementos do grupo 2 têm uma configuração eletrônica de [E]  n s 2 (onde [E] é uma configuração de gás inerte ), e têm semelhanças notáveis ​​em suas propriedades químicas. Em geral, a periodicidade da tabela periódica em termos de blocos da tabela periódica é claramente devido ao número de elétrons (2, 6, 10, 14...) necessários para preencher as subcamadas s, p, d e f. Esses blocos aparecem como as seções retangulares da tabela periódica. A exceção é o hélio , que apesar de ser um átomo do bloco s é convencionalmente colocado com os outrosgases nobres no bloco p devido à sua inércia química, consequência de sua camada externa completa.

A camada eletrônica mais externa é muitas vezes referida como a "camada de valência" e (para uma primeira aproximação) determina as propriedades químicas. Deve-se lembrar que as semelhanças nas propriedades químicas foram observadas mais de um século antes da ideia de configuração eletrônica. [15] Não está claro até que ponto a regra de Madelung explica (em vez de simplesmente descrever) a tabela periódica, [16] embora algumas propriedades (como o estado de oxidação +2 comum na primeira linha dos metais de transição) seriam obviamente diferentes com uma ordem diferente de preenchimento orbital.

Deficiências do princípio aufbau

O princípio de aufbau repousa sobre um postulado fundamental de que a ordem das energias orbitais é fixa, tanto para um dado elemento como entre diferentes elementos; em ambos os casos, isso é apenas aproximadamente verdade. Considera os orbitais atômicos como "caixas" de energia fixa nas quais podem ser colocados dois elétrons e nada mais. No entanto, a energia de um elétron "em" um orbital atômico depende das energias de todos os outros elétrons do átomo (ou íon, ou molécula, etc.). Não há "soluções de um elétron" para sistemas de mais de um elétron, apenas um conjunto de soluções de muitos elétrons que não podem ser calculadas exatamente [17] (embora existam aproximações matemáticas disponíveis, como o método Hartree-Fock ).

O fato de que o princípio aufbau é baseado em uma aproximação pode ser visto pelo fato de que existe uma ordem de preenchimento quase fixa, que, dentro de uma dada camada, o orbital s é sempre preenchido antes dos orbitais p. Em um átomo semelhante ao hidrogênio , que tem apenas um elétron, o orbital s e os orbitais p da mesma camada têm exatamente a mesma energia, com uma aproximação muito boa na ausência de campos eletromagnéticos externos. (No entanto, em um átomo de hidrogênio real, os níveis de energia são ligeiramente divididos pelo campo magnético do núcleo e pelos efeitos eletrodinâmicos quânticos do deslocamento de Lamb .)

Ionização dos metais de transição

A aplicação ingênua do princípio aufbau leva a um paradoxo bem conhecido (ou aparente paradoxo) na química básica dos metais de transição . O potássio e o cálcio aparecem na tabela periódica antes dos metais de transição, e têm configurações eletrônicas [Ar] 4s 1 e [Ar] 4s 2 respectivamente, ou seja, o orbital 4s é preenchido antes do orbital 3d. Isso está de acordo com a regra de Madelung, pois o orbital 4s tem n  +  l  = 4 ( n  = 4, l  = 0) enquanto o orbital 3d tem n  +  l  = 5 ( n  = 3, l = 2). Depois do cálcio, a maioria dos átomos neutros da primeira série de metais de transição ( escândio a zinco ) tem configurações com dois elétrons 4s, mas há duas exceções. O cromo e o cobre têm configurações eletrônicas [Ar] 3d 5  4s 1 e [Ar] 3d 10  4s 1 respectivamente, ou seja, um elétron passou do orbital 4s para um orbital 3d para gerar um subnível meio preenchido ou preenchido. Neste caso, a explicação usual é que "subcamadas semipreenchidas ou completamente preenchidas são arranjos de elétrons particularmente estáveis". No entanto, isso não é apoiado pelos fatos, pois o tungstênio (W) tem um d de seguimento de Madelungconfiguração 4  s 2 e não d 5  s 1 , e o nióbio (Nb) tem uma configuração anômala d 4  s 1 que não lhe dá uma subcamada meio preenchida ou completamente preenchida. [18]

O aparente paradoxo surge quando os elétrons são removidos dos átomos do metal de transição para formar íons . Os primeiros elétrons a serem ionizados não vêm do orbital 3d, como seria de esperar se fosse "maior em energia", mas do orbital 4s. Esse intercâmbio de elétrons entre 4s e 3d é encontrado para todos os átomos da primeira série de metais de transição. [19] As configurações dos átomos neutros (K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, ...) geralmente seguem a ordem 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, ...; no entanto os estágios sucessivos de ionização de um determinado átomo (como Fe 4+ , Fe 3+ , Fe 2+ , Fe + , Fe) geralmente seguem a ordem 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, .. .

Este fenômeno só é paradoxal se for assumido que a ordem de energia dos orbitais atômicos é fixa e não afetada pela carga nuclear ou pela presença de elétrons em outros orbitais. Se fosse esse o caso, o orbital 3d teria a mesma energia que o orbital 3p, como tem no hidrogênio, mas claramente não tem. Não há nenhuma razão especial para que o íon Fe 2+ tenha a mesma configuração eletrônica que o átomo de cromo, dado que o ferro tem mais dois prótons em seu núcleo do que o cromo, e que a química das duas espécies é muito diferente. Melrose e Eric Scerri analisaram as mudanças de energia orbital com ocupações orbitais em termos das integrais de repulsão de dois elétrons do método Hartree-Fockde cálculo da estrutura atômica. [20] Mais recentemente, Scerri argumentou que, ao contrário do que é afirmado na grande maioria das fontes, incluindo o título de seu artigo anterior sobre o assunto, orbitais 3d em vez de 4s são de fato ocupados preferencialmente. [21]

Em ambientes químicos, as configurações podem mudar ainda mais: Th 3+ como um íon nu tem uma configuração de [Rn] 5f 1 , mas na maioria dos compostos Th III o átomo de tório tem uma configuração 6d 1 . [22] [23] Principalmente, o que está presente é mais uma superposição de várias configurações. [18] Por exemplo, o metal cobre é mal descrito por um [Ar] 3d 10  4s 1 ou um [Ar] 3d 9  4s 2configuração, mas é bastante bem descrito como uma contribuição de 90% da primeira e uma contribuição de 10% da segunda. De fato, a luz visível já é suficiente para excitar elétrons na maioria dos metais de transição, e eles frequentemente “fluem” continuamente através de diferentes configurações quando isso acontece (o cobre e seu grupo são uma exceção). [24]

Configurações semelhantes a íon 3d x  4s 0 ocorrem em complexos de metal de transição, conforme descrito pela teoria de campo de cristal simples , mesmo que o metal tenha estado de oxidação  0. Por exemplo, o hexacarbonil de cromo pode ser descrito como um átomo de cromo (não íon) cercado por seis ligantes de monóxido de carbono . A configuração eletrônica do átomo de cromo central é descrita como 3d 6 com os seis elétrons preenchendo os três orbitais d de energia mais baixa entre os ligantes. Os outros dois orbitais d estão em maior energia devido ao campo cristalino dos ligantes. Esta imagem é consistente com o fato experimental de que o complexo édiamagnético , o que significa que não tem elétrons desemparelhados. No entanto, em uma descrição mais precisa usando a teoria dos orbitais moleculares , os orbitais semelhantes a d ocupados pelos seis elétrons não são mais idênticos aos orbitais d do átomo livre.

Outras exceções à regra de Madelung

Existem várias outras exceções à regra de Madelung entre os elementos mais pesados ​​e, à medida que o número atômico aumenta, torna-se cada vez mais difícil encontrar explicações simples, como a estabilidade de subcamadas semipreenchidas. É possível prever a maioria das exceções pelos cálculos de Hartree-Fock, [25] que são um método aproximado para levar em conta o efeito dos outros elétrons nas energias orbitais. Qualitativamente, por exemplo, podemos ver que os elementos 4d têm a maior concentração de anomalias de Madelung, porque a lacuna 4d–5s é menor que as lacunas 3d–4s e 5d–6s. [26]

Para os elementos mais pesados, também é necessário levar em conta os efeitos da relatividade especial nas energias dos orbitais atômicos, pois os elétrons da camada interna estão se movendo a velocidades próximas à velocidade da luz . Em geral, esses efeitos relativísticos [27] tendem a diminuir a energia dos orbitais s em relação aos outros orbitais atômicos. [28] Esta é a razão pela qual se prevê que os elementos 6d não tenham anomalias de Madelung além do laurencium (para o qual os efeitos relativísticos estabilizam o orbital p 1/2 também e causam sua ocupação no estado fundamental), pois a relatividade intervém para fazer os orbitais 7s têm menos energia do que os 6d.

A tabela abaixo mostra as configurações dos átomos do bloco f (verde) e do bloco d (azul). Ele mostra a configuração do estado fundamental em termos de ocupação orbital, mas não mostra o estado fundamental em termos da sequência de energias orbitais determinadas espectroscopicamente. Por exemplo, nos metais de transição, o orbital 4s é de energia mais alta do que os orbitais 3d; e nos lantanídeos, o 6s é maior que o 4f e o 5d. Os estados fundamentais podem ser vistos nas configurações eletrônicas dos elementos (página de dados) . No entanto, isso também depende da carga: um átomo de cálcio tem 4s menos energia do que 3d, mas um átomo de Ca 2+cátion tem 3d menor em energia do que 4s. Na prática, as configurações previstas pela regra de Madelung são pelo menos próximas do estado fundamental mesmo nesses casos anômalos. [29] Os orbitais f vazios em lantânio, actínio e tório contribuem para a ligação química, [30] [31] assim como os orbitais p vazios em metais de transição. [32]

Os orbitais s, d e f vagos foram mostrados explicitamente, como é feito ocasionalmente, [33] para enfatizar a ordem de preenchimento e esclarecer que mesmo orbitais desocupados no estado fundamental (por exemplo, lantânio 4f ou paládio 5s) podem ser ocupados e se ligarem. em compostos químicos. (O mesmo também é verdade para os orbitais p, que não são mostrados explicitamente porque eles são ocupados apenas por laurêncio em estados fundamentais da fase gasosa.)

Escudos de elétrons preenchidos em violação da regra de Madelung [34] (vermelho)
Previsões para elementos 109–112 [35]
Período 4   Período 5   Período 6   Período 7
Elemento Z Configuração de elétrons   Elemento Z Configuração de elétrons   Elemento Z Configuração de elétrons   Elemento Z Configuração de elétrons
        Lantânio 57 [ Xe ] 6s 2 4f 0 5d 1   Actínio 89 [ Rn ] 7s 2 5f 0 6d 1
        Cério 58 [ Xe ] 6s 2 4f 1 5d 1   Tório 90 [ Rn ] 7s 2 5f 0 6d 2
        Praseodímio 59 [ Xe ] 6s 2 4f 3 5d 0   Protactínio 91 [ Rn ] 7s 2 5f 2 6d 1
        Neodímio 60 [ Xe ] 6s 2 4f 4 5d 0   Urânio 92 [ Rn ] 7s 2 5f 3 6d 1
        Promécio 61 [ Xe ] 6s 2 4f 5 5d 0   Neptúnio 93 [ Rn ] 7s 2 5f 4 6d 1
        Samário 62 [ Xe ] 6s 2 4f 6 5d 0   Plutônio 94 [ Rn ] 7s 2 5f 6 6d 0
        Európio 63 [ Xe ] 6s 2 4f 7 5d 0   Amerício 95 [ Rn ] 7s 2 5f 7 6d 0
        Gadolínio 64 [ Xe ] 6s 2 4f 7 5d 1   Curium 96 [ Rn ] 7s 2 5f 7 6d 1
        Térbio 65 [ Xe ] 6s 2 4f 9 5d 0   Berquélio 97 [ Rn ] 7s 2 5f 9 6d 0
        Disprósio 66 [ Xe ] 6s 2 4f 10 5d 0   Californium 98 [ Rn ] 7s 2 5f 10 6d 0
        Hólmio 67 [ Xe ] 6s 2 4f 11 5d 0   Einsteinium 99 [ Rn ] 7s 2 5f 11 6d 0
        Érbio 68 [ Xe ] 6s 2 4f 12 5d 0   Férmio 100 [ Rn ] 7s 2 5f 12 6d 0
        Túlio 69 [ Xe ] 6s 2 4f 13 5d 0   Mendelévio 101 [ Rn ] 7s 2 5f 13 6d 0
        Itérbio 70 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 0   Nobélio 102 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 0
Escândio 21 [ Ar ] 4s 2 3d 1   Ítrio 39 [ Kr ] 5s 2 4d 1   Lutécio 71 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 1   Lourenço 103 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 0 7p 1
Titânio 22 [ Ar ] 4s 2 3d 2   Zircônio 40 [ Kr ] 5s 2 4d 2   Háfnio 72 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 2   Rutherfordium 104 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 2
Vanádio 23 [ Ar ] 4s 2 3d 3   Nióbio 41 [ Kr ] 5s 1 4d 4   Tântalo 73 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 3   Dúbnio 105 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 3
Cromo 24 [ Ar ] 4s 1 3d 5   Molibdênio 42 [ Kr ] 5s 1 4d 5   Tungstênio 74 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 4   Seaborgium 106 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 4
Manganês 25 [ Ar ] 4s 2 3d 5   Tecnécio 43 [ Kr ] 5s 2 4d 5   Rênio 75 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 5   Bohrium 107 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 5
Ferro 26 [ Ar ] 4s 2 3d 6   Rutênio 44 [ Kr ] 5s 1 4d 7   Ósmio 76 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 6   Hássio 108 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 6
Cobalto 27 [ Ar ] 4s 2 3d 7   Ródio 45 [ Kr ] 5s 1 4d 8   Irídio 77 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 7   Meitnério 109 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 7
Níquel 28 [ Ar ] 4s 2 3d 8 ou
[ Ar ] 4s 1 3d 9 ( disputado ) [36]
  Paládio 46 [ Kr ] 5s 0 4d 10   Platina 78 [ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 9   Darmstádio 110 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 8
Cobre 29 [ Ar ] 4s 1 3d 10   Prata 47 [ Kr ] 5s 1 4d 10   Ouro 79 [ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 10   Roentgenium 111 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 9
Zinco 30 [ Ar ] 4s 2 3d 10   Cádmio 48 [ Kr ] 5s 2 4d 10   Mercúrio 80 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 10   Copérnico 112 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 10

As várias anomalias descrevem os átomos livres e não necessariamente predizem o comportamento químico. Assim, por exemplo, o neodímio normalmente forma o estado de oxidação +3, apesar de sua configuração [Xe] 4f 4 5d 0 6s 2 que, se interpretada ingenuamente, sugeriria um estado de oxidação +2 mais estável correspondente à perda apenas dos elétrons 6s. Ao contrário, o urânio como [Rn] 5f 3 6d 1 7s 2 também não é muito estável no estado de oxidação +3, preferindo +4 e +6. [37]

A configuração da camada eletrônica de elementos além do hássio ainda não foi verificada empiricamente, mas espera-se que sigam a regra de Madelung sem exceções até o elemento 120 . O elemento 121 deve ter a configuração anômala [ Og ] 8s 2 5g 0 6f 0 7d 0 8p 1 , tendo um elétron ap em vez de ag. As configurações eletrônicas além disso são provisórias e as previsões diferem entre os modelos, [38] mas espera-se que a regra de Madelung seja quebrada devido à proximidade na energia dos orbitais 5g, 6f, 7d e 8p 1/2 . [35]Dito isto, prevê-se que a sequência de enchimento 8s, 5g, 6f, 7d, 8p se mantenha aproximadamente, com perturbações devido à enorme divisão da órbita de spin das conchas 8p e 9p, e a enorme estabilização relativística da concha 9s. [39]

Cascas abertas e fechadas

No contexto dos orbitais atômicos , uma camada aberta é uma camada de valência que não está completamente preenchida com elétrons ou que não forneceu todos os seus elétrons de valência através de ligações químicas com outros átomos ou moléculas durante uma reação química. Por outro lado, uma camada fechada é obtida com uma camada de valência completamente preenchida. Esta configuração é muito estável. [40]

Para moléculas, "casca aberta" significa que existem elétrons desemparelhados. Na teoria dos orbitais moleculares , isso leva a orbitais moleculares que são ocupados individualmente. Em implementações de química computacional da teoria dos orbitais moleculares, as moléculas de casca aberta têm que ser tratadas pelo método Hartree-Fock de casca aberta restrita ou pelo método Hartree-Fock irrestrito . Por outro lado, uma configuração de camada fechada corresponde a um estado em que todos os orbitais moleculares estão duplamente ocupados ou vazios (um estado singleto ). [41] Moléculas de casca aberta são mais difíceis de estudar computacionalmente [42]

Configuração de gás nobre

A configuração dos gases nobres é a configuração eletrônica dos gases nobres. A base de todas as reações químicas é a tendência dos elementos químicos adquirirem estabilidade. Os átomos do grupo principal geralmente obedecem à regra do octeto , enquanto os metais de transição geralmente obedecem à regra dos 18 elétrons . Os gases nobres ( He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn ) são menos reativos que outros elementos porque já possuem uma configuração de gás nobre. Oganesson está previstoser mais reativo devido a efeitos relativísticos para átomos pesados.

Período Elemento Configuração
1 Ele 1s 2
2 Não 1s 2 2s 2 2p 6
3 Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
4 Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6
5 Xe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6
6 Rn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6
7 Og 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6

Todo sistema tem a tendência de adquirir o estado de estabilidade ou estado de energia mínima, e assim os elementos químicos participam de reações químicas para adquirir uma configuração eletrônica estável semelhante à do seu gás nobre mais próximo . Um exemplo dessa tendência são dois átomos de hidrogênio (H) reagindo com um átomo de oxigênio (O) para formar água (H 2 O). O hidrogênio atômico neutro possui 1 elétron na camada de valência e, na formação da água, adquire uma parte de um segundo elétron proveniente do oxigênio, de modo que sua configuração é semelhante à do gás nobre hélio mais próximo.com 2 elétrons na camada de valência. Da mesma forma, o oxigênio atômico neutro tem 6 elétrons na camada de valência e adquire uma parcela de dois elétrons dos dois átomos de hidrogênio, de modo que sua configuração é semelhante à de seu gás nobre néon mais próximo com 8 elétrons na camada de valência.

Configuração eletrônica em moléculas

Nas moléculas , a situação se torna mais complexa, pois cada molécula possui uma estrutura orbital diferente. Os orbitais moleculares são rotulados de acordo com sua simetria , [43] em vez dos rótulos dos orbitais atômicos usados ​​para átomos e íons monoatômicos: portanto, a configuração eletrônica da molécula de dioxigênio , O 2 , é escrita 1σ g 2  1σ u 2  2σ g 2  2σ u 2  3σ g 2  1π u 4  1π g 2 , [44] [45]ou equivalentemente 1σ g 2  1σ u 2  2σ g 2  2σ u 2  1π u 4  3σ g 2  1π g 2 . [1] O termo 1π g 2 representa os dois elétrons nos dois orbitais π* degenerados (antiligantes). Pelas regras de Hund , esses elétrons têm spins paralelos no estado fundamental e, portanto, o dioxigênio tem um momento magnético líquido (é paramagnético ). A explicação do paramagnetismo do dioxigênio foi um grande sucesso para a teoria dos orbitais moleculares.

A configuração eletrônica de moléculas poliatômicas pode mudar sem absorção ou emissão de um fóton por meio de acoplamentos vibrônicos .

Configuração eletrônica em sólidos

Em um sólido , os estados de elétrons se tornam muito numerosos. Eles deixam de ser discretos e se misturam efetivamente em faixas contínuas de estados possíveis (uma banda de elétrons ). A noção de configuração eletrônica deixa de ser relevante e cede à teoria de bandas .

Aplicativos

A aplicação mais difundida das configurações eletrônicas é na racionalização de propriedades químicas, tanto na química inorgânica quanto na orgânica. Com efeito, as configurações eletrônicas, juntamente com alguma forma simplificada da teoria dos orbitais moleculares , tornaram-se o equivalente moderno do conceito de valência , descrevendo o número e o tipo de ligações químicas que um átomo pode formar.

Essa abordagem é levada adiante na química computacional , que normalmente tenta fazer estimativas quantitativas de propriedades químicas. Por muitos anos, a maioria desses cálculos baseou-se na aproximação de " combinação linear de orbitais atômicos " (LCAO), usando um conjunto de bases cada vez maior e mais complexo de orbitais atômicos como ponto de partida. O último passo em tal cálculo é a atribuição de elétrons entre os orbitais moleculares de acordo com o princípio de Aufbau. Nem todos os métodos em química de cálculo dependem da configuração eletrônica: a teoria do funcional da densidade (DFT) é um exemplo importante de um método que descarta o modelo.

Para átomos ou moléculas com mais de um elétron, o movimento dos elétrons é correlacionado e tal imagem não é mais exata. Um número muito grande de configurações eletrônicas é necessário para descrever exatamente qualquer sistema multieletrônico, e nenhuma energia pode ser associada a uma única configuração. No entanto, a função de onda eletrônica é geralmente dominada por um número muito pequeno de configurações e, portanto, a noção de configuração eletrônica permanece essencial para sistemas multieletrônicos.

Uma aplicação fundamental das configurações eletrônicas é na interpretação de espectros atômicos . Nesse caso, é necessário complementar a configuração eletrônica com um ou mais símbolos de termos , que descrevem os diferentes níveis de energia disponíveis para um átomo. Símbolos de termo podem ser calculados para qualquer configuração eletrônica, não apenas para a configuração do estado fundamental listada nas tabelas, embora nem todos os níveis de energia sejam observados na prática. É através da análise de espectros atômicos que as configurações eletrônicas do estado fundamental dos elementos foram determinadas experimentalmente.

Veja também

Notas

  1. ^ a b IUPAC , compêndio de terminologia química , ò ed. (o "Livro de Ouro") (1997). Versão corrigida online: (2006–) " configuração (eletrônica) ". doi : 10.1351/goldbook.C01248
  2. ^ a b Em termos formais, os números quânticos n , l e m l surgem do fato de que as soluções para a equação de Schrödinger independente do tempo para átomos semelhantes ao hidrogênio são baseadas em harmônicos esféricos .
  3. ^ IUPAC , compêndio de terminologia química , ò ed. (o "Livro de Ouro") (1997). Versão corrigida online: (2006–) " Princípio de exclusão de Pauli ". doi : 10.1351/goldbook.PT07089
  4. ^ Rayner-Canham, Geoff; Overton, Tina (2014). Química Inorgânica Descritiva (6 ed.). Macmillan Educação. págs. 13–15. ISBN 978-1-319-15411-0.
  5. ^ Weisstein, Eric W. (2007). "Orbital de elétrons" . volfrâmio .
  6. ^ Ebbing, Darrell D.; Gammon, Steven D. (12 de janeiro de 2007). Química Geral . pág. 284. ISBN 978-0-618-73879-3.
  7. ^ Langmuir, Irving (junho de 1919). "O Arranjo de Elétrons em Átomos e Moléculas" . Jornal da Sociedade Americana de Química . 41 (6): 868-934. doi : 10.1021/ja02227a002 .
  8. ^ Bohr, Niels (1923). "Über die Anwendung der Quantumtheorie auf den Atombau. I". Zeitschrift für Physik . 13 (1): 117. Bibcode : 1923ZPhy...13..117B . doi : 10.1007/BF01328209 . S2CID 123582460 . 
  9. ^ Abegg, R. (1904). "Die Valenz und das periodische System. Versuch einer Theorie der Molekularverbindungen" [Valência e o sistema periódico. Tentativa de uma teoria dos compostos moleculares]. Zeitschrift für Anorganische Chemie . 39 (1): 330–380. doi : 10.1002/zaac.19040390125 .
  10. ^ Stoner, EC (1924). "A distribuição de elétrons entre os níveis atômicos". Revista Filosófica . 6ª Série. 48 (286): 719–36. doi : 10.1080/14786442408634535 .
  11. ^ Pauli, Wolfgang (1925). "Über den Einfluss der Geschwindigkeitsabhändigkeit der elektronmasse auf den Zeemaneffekt". Zeitschrift für Physik . 31 (1): 373. Bibcode : 1925ZPhy...31..373P . doi : 10.1007/BF02980592 . S2CID 122477612 . Tradução para o inglês de Scerri, Eric R. (1991). "O Modelo de Configuração de Elétrons, Mecânica Quântica e Redução" (PDF) . O Jornal Britânico para a Filosofia da Ciência . 42 (3): 309–25. doi : 10.1093/bjps/42.3.309 .
  12. ^ a b Madelung, Erwin (1936). Mathematische Hilfsmittel des Physikers . Berlim: Springer.
  13. ^ IUPAC , compêndio de terminologia química , ò ed. (o "Livro de Ouro") (1997). Versão corrigida online: (2006–) " princípio aufbau ". doi : 10.1351/goldbook.AT06996
  14. ^ Wong, D. Pan (1979). "Justificação teórica da regra de Madelung". Revista de Educação Química . 56 (11): 714–18. Bibcode : 1979JChEd..56..714W . doi : 10.1021/ed056p714 .
  15. As semelhanças nas propriedades químicas e a relação numérica entre os pesos atômicos do cálcio , estrôncio e bário foram observadas pela primeira vez por Johann Wolfgang Döbereiner em 1817.
  16. ^ Scerri, Eric R. (1998). "Quão boa é a explicação mecânica quântica do sistema periódico?" (PDF) . Revista de Educação Química . 75 (11): 1384-85. Bibcode : 1998JChEd..75.1384S . doi : 10.1021/ed075p1384 . Ostrovsky, VN (2005). "Na discussão recente sobre a justificação quântica da tabela periódica dos elementos". Fundamentos da Química . 7 (3): 235–39. doi : 10.1007/s10698-005-2141-y . S2CID  93589189 .
  17. Os elétrons são partículas idênticas , um fato que às vezes é chamado de "indistinguibilidade dos elétrons". Uma solução de um elétron para um sistema de muitos elétrons implicaria que os elétrons poderiam ser distinguidos uns dos outros, e há fortes evidências experimentais de que eles não podem ser. A solução exata de um sistema de muitos elétrons é um problema de n corpos com n  ≥ 3 (o núcleo conta como um dos "corpos"): tais problemas escaparam da solução analítica pelo menos desde o tempo de Euler .
  18. ^ a b Scerri, Eric (2019). "Cinco ideias em educação química que devem morrer". Fundamentos da Química . 21 : 61-69. doi : 10.1007/s10698-018-09327-y . S2CID 104311030 . 
  19. Existem alguns casos na segunda e terceira séries em que o elétron permanece em um orbital s.
  20. ^ Melrose, Melvyn P.; Scerri, Eric R. (1996). "Por que o orbital 4s está ocupado antes do 3d". Revista de Educação Química . 73 (6): 498–503. Bibcode : 1996JChEd..73..498M . doi : 10.1021/ed073p498 .
  21. Scerri, Eric (7 de novembro de 2013). "O problema com o princípio aufbau" . Educação em Química . Vol. 50, não. 6. Sociedade Real de Química . págs. 24–26. Arquivado a partir do original em 21 de janeiro de 2018 . Recuperado em 12 de junho de 2018 .
  22. ^ Langeslay, Ryan R.; Fieser, Megan E.; Ziller, Joseph W.; Furche, Philip; Evans, William J. (2015). "Síntese, estrutura e reatividade de complexos moleculares cristalinos do ânion {[C 5 H 3 (SiMe 3 ) 2 ] 3 Th} 1− contendo tório no estado de oxidação formal +2" . Química Sci . 6 (1): 517-521. doi : 10.1039/C4SC03033H . PMC 5811171 . PMID 29560172 .  
  23. ^ Wickleder, Mathias S.; Fourest, Blandine; Dorhout, Peter K. (2006). "Tório". Em Morss, Lester R.; Edelstein, Norman M.; Fuger, Jean (eds.). A Química dos Elementos Actinide e Transactinide (PDF) . Vol. 3 (3ª edição). Dordrecht, Holanda: Springer. págs. 52–160. doi : 10.1007/1-4020-3598-5_3 . Arquivado a partir do original (PDF) em 7 de março de 2016.
  24. ^ Ferrão, Luiz; Machado, Francisco Bolívar Correto; Cunha, Leonardo dos Anjos; Fernandes, Gabriel Freire Sanzovo. "A Ligação Química na Tabela Periódica: Parte 1 – Primeira Linha e Metais Simples" . doi : 10.26434/chemrxiv.11860941 . {{cite journal}}: Cite journal requer |journal=( ajuda )
  25. ^ Manso, Terry L.; Allen, Leland C. (2002). "Irregularidades de configuração: desvios da regra de Madelung e inversão dos níveis de energia orbital". Letras de Física Química . 362 (5–6): 362–64. Bibcode : 2002CPL...362..362M . doi : 10.1016/S0009-2614(02)00919-3 .
  26. ^ Kulsha, Andrey (2004). "Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева" [sistema periódico de DI Mendeleev dos elementos químicos] (PDF) . primefan.ru (em russo) . Recuperado em 17 de maio de 2020 .
  27. ^ IUPAC , compêndio de terminologia química , ò ed. (o "Livro de Ouro") (1997). Versão corrigida online: (2006–) " efeitos relativísticos ". doi : 10.1351/goldbook.RT07093
  28. ^ Pyykkö, Pekka (1988). "Efeitos relativísticos em química estrutural". Revisões Químicas . 88 (3): 563–94. doi : 10.1021/cr00085a006 .
  29. ^ Veja as tabelas do NIST
  30. ^ Glotzel, D. (1978). "Propriedades do estado fundamental de metais da banda f: lantânio, cério e tório". Jornal de Física F: Física de Metais . 8 (7): L163–L168. Bibcode : 1978JPhF....8L.163G . doi : 10.1088/0305-4608/8/7/004 .
  31. ^ Xu, Wei; Ji, Wen-Xin; Qiu, Yi-Xiang; Schwarz, WH Eugen; Wang, Shu-Guang (2013). "Na estrutura e ligação de trifluoretos lantanóides LnF 3 (Ln = La para Lu)". Físico Químico Físico Químico . 2013 (15): 7839–47. Bibcode : 2013PCCP...15.7839X . doi : 10.1039/C3CP50717C . PMID 23598823 . 
  32. ^ Exemplo para platina
  33. ^ Veja, por exemplo , este pôster da tabela periódica russa por AV Kulsha e TA Kolevich
  34. ^ Miessler, GL; Tarr, DA (1999). Química Inorgânica (2ª ed.). Prentice-Hall. pág. 38.
  35. ^ a b Hoffman, Darleane C.; Lee, Diana M.; Pershina, Valéria (2006). "Transactinides e os elementos futuros". Em Morss; Edelstein, Norman M.; Fuger, Jean (eds.). A Química dos Elementos Actinídeos e Transactinídeos (3ª ed.). Dordrecht, Holanda: Springer Science+Business Media . ISBN 978-1-4020-3555-5.
  36. ^ Scerri, Eric R. (2007). A tabela periódica: sua história e seu significado . Imprensa da Universidade de Oxford. págs.  239-240 . ISBN 978-0-19-530573-9.
  37. ^ Jørgensen, Christian K. (1988). "Influência de terras raras na compreensão química e classificação". Manual de Física e Química de Terras Raras . Vol. 11. pp. 197-292. doi : 10.1016/S0168-1273(88)11007-6 . ISBN 9780444870803.
  38. ^ Umemoto, Koichiro; Saito, Susumu (1996). "Configurações Eletrônicas de Elementos Superpesados" . Jornal da Sociedade Física do Japão . 65 (10): 3175-9. Bibcode : 1996JPSJ...65.3175U . doi : 10.1143/JPSJ.65.3175 . Recuperado em 31 de janeiro de 2021 .
  39. ^ Pyykkö, Pekka (2016). A Tabela Periódica está correta ("PT OK")? (PDF) . Simpósio Nobel NS160 – Química e Física de Elementos Pesados ​​e Superpesados.
  40. ^ "Tabela periódica" . Arquivado a partir do original em 3 de novembro de 2007 . Recuperado em 1 de novembro de 2007 .
  41. ^ "Capítulo 11. Interação de configuração" . www.semichem.com .
  42. ^ "Laboratório para Estudos Teóricos de Estrutura Eletrônica e Espectroscopia de Open-Shell e Espécies Eletronicamente Excitadas - iOpenShell" . iopenshell.usc.edu .
  43. ^ Os rótulos são escritos em letras minúsculas para indicar que correspondem a funções de um elétron. Eles são numerados consecutivamente para cada tipo de simetria ( representação irredutível na tabela de caracteres do grupo de pontos para a molécula), a partir do orbital de menor energia para aquele tipo.
  44. ^ Levine IN Quantum Chemistry (4ª ed., Prentice Hall 1991) p.376 ISBN 0-205-12770-3 
  45. ^ Miessler GL e Tarr DA Química Inorgânica (2ª ed., Prentice Hall 1999) p.118 ISBN 0-13-841891-8 

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