Configuração eletrônica


Na física atômica e na 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 néon é 1s 2 2s 2 2p 6 , o que significa que as subcamadas 1s, 2s e 2p são ocupadas por dois, dois e seis elétrons, respectivamente.
Configurações eletrônicas descrevem cada elétron movendo-se independentemente em um orbital , em um campo médio criado pelos núcleos e todos os outros elétrons. Matematicamente, configurações são descritas por determinantes de Slater ou funções de estado de configuração .
De acordo com as leis da mecânica quântica , um nível de energia está associado a cada configuração eletrônica. Em certas condições, os elétrons são capazes de se mover 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 , para descrever as ligações químicas que mantêm os átomos juntos e para entender as fórmulas químicas dos compostos e as geometrias das moléculas . Em materiais a granel, essa mesma ideia ajuda a explicar as propriedades peculiares dos lasers e semicondutores .
Conchas e subconchas
s ( l = 0) | p ( eu = 1) | |||
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m = 0 | m = 0 | m = ±1 | ||
e | p z | p x | p e | |
n = 1 | ![]() |
|||
n = 2 | ![]() |
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A configuração eletrônica foi inicialmente concebida sob o modelo de Bohr do átomo , 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 , que os elétrons podem ocupar. Em cada termo de uma configuração eletrônica, n é o inteiro positivo que precede cada letra orbital ( a configuração eletrônica do hélio é 1s 2 , portanto n = 1, e o orbital contém dois elétrons). A camada eletrônica n de um átomo pode acomodar 2 n 2 elétrons. Por exemplo, a primeira camada pode acomodar dois elétrons, a segunda camada oito elétrons, a terceira camada dezoito, e assim por diante. O fator de dois surge porque o número de estados permitidos dobra com cada camada sucessiva devido ao spin do elétron — cada orbital atômico admite até dois elétrons idênticos com spin oposto, um com spin + 1 ⁄ 2 (geralmente denotado por uma seta para cima) e um com spin de − 1 ⁄ 2 (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 uma subcamada s, seis elétrons em uma subcamada ap, dez elétrons em uma subcamada ad e quatorze elétrons em uma subcamada f.
Os números de elétrons que podem ocupar cada camada e cada subcamada surgem das equações da mecânica quântica, [a] em particular do princípio de exclusão de Pauli , que afirma que nenhum elétron no mesmo átomo pode ter os mesmos valores dos quatro números quânticos . [2]
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 atribuídos 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 na subcamada 1s e um na subcamada 2s (de maior energia), então sua configuração é escrita 1s 2 2s 1 (pronuncia-se "um-s-dois, dois-s-um"). O fósforo ( número atômico 15) é o 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. Ele difere do neônio do segundo período , cuja configuração é 1s 2 2s 2 2p 6 , apenas pela presença de uma terceira camada. A parte de sua configuração que é equivalente ao neônio é abreviada como [Ne], permitindo que a configuração do fósforo seja escrita como [Ne] 3s 2 3p 3 em vez de escrever os detalhes da configuração do neônio 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 significância física. 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 de 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 n , correspondendo à ordem "espectroscópica" de energias orbitais que é o inverso da ordem em que os elétrons são removidos de um dado 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 uma subcamada ocupada 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 certos átomos neutros mostrados para desviar da regra de Madelung ), a subcamada vazia é denotada com um sobrescrito 0 ou omitida completamente. 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]. [3]
É bastante comum ver as letras dos rótulos orbitais (s, p, d, f) escritas em itálico ou em fonte inclinada, embora a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) recomende uma fonte normal (como a usada aqui). A escolha das letras se origina de um sistema agora obsoleto de categorização de linhas espectrais como " sharp ", " p rincipal ", " d iffuse " e " fundamental " (ou " fino "), 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 alfabeticamente g, h, i... ( l = 4, 5, 6...), pulando j, embora orbitais desses tipos raramente sejam necessários. [4] [5]
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 frequentemente aproximada como a soma da energia de cada elétron, negligenciando 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 promovendo um elétron 3s para a subcamada 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 de 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, frequentemente chamada de "a" configuração de um átomo ou molécula.
História
Irving Langmuir foi o primeiro a propor em seu artigo de 1919 "O arranjo de elétrons em átomos e moléculas" no qual, com base na teoria do átomo cúbico de Gilbert N. Lewis e na teoria da ligação química de Walther Kossel , ele delineou sua "teoria concêntrica da estrutura atômica". [6] Langmuir desenvolveu seu trabalho sobre a estrutura atômica do elétron a partir 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 poderia ser explicada pela estrutura eletrônica do átomo. [7] Suas propostas foram baseadas no modelo de Bohr do átomo então vigente, no qual as camadas de elétrons 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 o artigo de Alfred Werner de 1893. Na verdade, os químicos aceitaram o conceito de átomos muito antes dos físicos. Langmuir começou seu artigo referenciado acima dizendo:
«…O problema da estrutura dos átomos tem sido 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 químicas e relacionamentos, 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 Abegg em 1904. [8]
Em 1924, E. C. Stoner incorporou o terceiro número quântico de Sommerfeld na descrição das camadas de elétrons e previu corretamente que a estrutura da camada do enxofre seria 2,8,6. [9] No entanto, nem o sistema de Bohr nem o de Stoner conseguiram 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 ao seu amigo Wolfgang Pauli em 1923 para pedir sua ajuda para salvar a teoria quântica (o sistema agora conhecido como " velha teoria quântica "). Pauli levantou a hipótese com sucesso de que o efeito Zeeman pode ser explicado como dependendo apenas da resposta dos elétrons mais externos (ou seja, de valência) do átomo. Pauli foi capaz de reproduzir a estrutura de camada de Stoner, mas com a estrutura correta de subcamadas, por sua inclusão de um quarto número quântico e seu princípio de exclusão (1925): [10]
Deveria ser proibido que mais de um elétron com o mesmo valor do número quântico principal n tivesse o mesmo valor para os outros três números quânticos k [ l ], j [ m l ] e m [ m s ].
A equação de Schrödinger , publicada em 1926, deu três dos quatro números quânticos como uma consequência direta de sua solução para o átomo de hidrogênio: [a] esta solução produz os orbitais atômicos que são mostrados hoje em livros didáticos 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), [11] 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 , "construção") foi uma parte importante do conceito original de configuração eletrônica de Bohr . Pode ser declarado como: [12]
- no máximo dois elétrons são colocados em orbitais na ordem de energia orbital crescente: as subcamadas de menor energia são preenchidas antes que os elétrons sejam colocados em orbitais de maior energia.

O princípio funciona muito bem (para os estados fundamentais dos átomos) para os 118 elementos conhecidos, embora às vezes esteja ligeiramente 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, [11] e posteriormente recebeu uma justificação teórica por VM Klechkowski : [13]
- As subcamadas são preenchidas na ordem crescente de n + l .
- Quando 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 conhecido atualmente ( Og , Z = 118).
O princípio de aufbau pode ser aplicado, de forma modificada, aos prótons e nêutrons no núcleo atômico , como no modelo de camada da física nuclear e da química nuclear .
Tabela periódica
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A forma da tabela periódica está intimamente relacionada à configuração eletrônica atômica de cada elemento. Por exemplo, todos os elementos do grupo 2 (segunda coluna da tabela) têm uma configuração eletrônica de [E] n s 2 (onde [E] é uma configuração de gás nobre ) e têm semelhanças notáveis em suas propriedades químicas. A periodicidade da tabela periódica em termos de blocos da tabela periódica é devido ao número de elétrons (2, 6, 10 e 14) necessários para preencher as subcamadas s, p, d e f. Esses blocos aparecem como seções retangulares da tabela periódica. A única exceção é o hélio , que apesar de ser um átomo do bloco s é convencionalmente colocado com os outros gases nobres no bloco p devido à sua inércia química, uma consequência de sua camada externa completa (embora haja discussão na literatura contemporânea sobre se essa exceção deve ser mantida).
Os elétrons na camada de valência (mais externa) determinam amplamente as propriedades químicas de cada elemento . As similaridades nas propriedades químicas foram notadas mais de um século antes da ideia da configuração eletrônica. [b]
Deficiências do princípio aufbau
O princípio aufbau repousa sobre um postulado fundamental de que a ordem das energias orbitais é fixa, tanto para um dado elemento quanto entre diferentes elementos; em ambos os casos, isso é apenas aproximadamente verdadeiro. Ele considera 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 [c] (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 há 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, para 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 paradoxo aparente) na química básica dos metais de transição . Potássio e 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 na primeira série de metais de transição ( escândio até 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 uma subcamada meio preenchida ou preenchida. Neste caso, a explicação usual é que "subcamadas meio preenchidas ou completamente preenchidas são arranjos particularmente estáveis de elétrons". No entanto, isso não é apoiado pelos fatos, pois o tungstênio (W) tem uma configuração d 4 s 2 seguindo Madelung e não d 5 s 1 , e o nióbio (Nb) tem uma configuração d 4 s 1 anômala que não lhe dá uma subcamada meio preenchida ou completamente preenchida. [14]
O paradoxo aparente surge quando elétrons são removidos dos átomos de metais de transição para formar íons . Os primeiros elétrons a serem ionizados não vêm do orbital 3d, como seria de se esperar se ele fosse "mais energético", mas do orbital 4s. Essa troca de elétrons entre 4s e 3d é encontrada para todos os átomos da primeira série de metais de transição. [d] As configurações dos átomos neutros (K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, ...) geralmente seguem a ordem 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, ...; entretanto, os estágios sucessivos de ionização de um dado átomo (como Fe 4+ , Fe 3+ , Fe 2+ , Fe + , Fe) geralmente seguem a ordem 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, ...
Este fenômeno é apenas 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 esse fosse o caso, o orbital 3d teria a mesma energia que o orbital 3p, como acontece no hidrogênio, mas claramente não tem. Não há nenhuma razão especial pela qual o íon Fe 2+ deva ter a mesma configuração eletrônica que o átomo de cromo, dado que o ferro tem dois prótons a mais 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-Fock de cálculo de estrutura atômica. [15] 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. [16]
Em ambientes químicos, as configurações podem mudar ainda mais: Th 3+ como um íon puro tem uma configuração de [Rn] 5f 1 , mas na maioria dos compostos Th III o átomo de tório tem uma configuração 6d 1 em vez disso. [17] [18] Na maioria das vezes, o que está presente é uma superposição de várias configurações. [14] Por exemplo, o metal cobre é mal descrito por uma configuração [Ar] 3d 10 4s 1 ou uma configuração [Ar] 3d 9 4s 2 , mas é bem descrito como uma contribuição de 90% da primeira e uma contribuição de 10% da segunda. Na verdade, 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 (cobre e seu grupo são uma exceção). [19]
Configurações semelhantes a íons 3d x 4s 0 ocorrem em complexos de metais de transição , conforme descrito pela teoria do campo cristalino 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 menor energia 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 é diamagnético , o que significa que não tem elétrons desemparelhados. No entanto, em uma descrição mais precisa usando a teoria dos orbitais moleculares , os orbitais do tipo 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 meio preenchidas. É possível prever a maioria das exceções pelos cálculos de Hartree–Fock, [20] que são um método aproximado para levar em conta o efeito dos outros elétrons nas energias orbitais. Qualitativamente, por exemplo, os elementos 4d têm a maior concentração de anomalias de Madelung, porque a lacuna 4d–5s é maior do que as lacunas 3d–4s e 5d–6s. [21]
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 que se aproximam da velocidade da luz . Em geral, esses efeitos relativísticos [22] tendem a diminuir a energia dos orbitais s em relação aos outros orbitais atômicos. [23] Esta é a razão pela qual se prevê que os elementos 6d não tenham anomalias de Madelung além do laurêncio (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 tornar os orbitais 7s mais baixos em energia do que os 6d.
A tabela abaixo mostra as configurações dos átomos do bloco f (verde) e do bloco d (azul). Ela mostra a configuração do estado fundamental em termos de ocupação orbital, mas não mostra o estado fundamental em termos da sequência de energias orbitais conforme determinado espectroscopicamente. Por exemplo, nos metais de transição, o orbital 4s tem uma energia maior do que os orbitais 3d; e nos lantanídeos, o 6s é maior do 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 a menos em energia do que 3d, mas um cátion Ca 2+ tem 3d a menos 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. [24] Os orbitais f vazios no lantânio, actínio e tório contribuem para a ligação química, [25] [26] assim como os orbitais p vazios nos metais de transição. [27]
Os orbitais s, d e f vagos foram mostrados explicitamente, como é feito ocasionalmente, [28] para enfatizar a ordem de preenchimento e esclarecer que mesmo orbitais desocupados no estado fundamental (por exemplo, lantânio 4f ou paládio 5s) podem estar ocupados e se ligando em compostos químicos. (O mesmo também é verdadeiro para os orbitais p, que não são mostrados explicitamente porque eles são realmente ocupados apenas para o laurêncio em estados fundamentais da fase gasosa.)
Período 4 | Período 5 | Período 6 | Período 7 | |||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
Elemento | Z | Configuração eletrônica | Elemento | Z | Configuração eletrônica | Elemento | Z | Configuração eletrônica | Elemento | Z | Configuração eletrônica | |||
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 | Cúrio | 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 | Laurêncio | 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 | Rutherfórdio | 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 | Seabórgio | 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 | Bóvrium | 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 ) [31] |
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 | Roentgênio | 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 | Copernício | 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 tipicamente 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, correspondendo 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. [32]
A configuração da camada eletrônica de elementos além do hássio ainda não foi verificada empiricamente, mas espera-se que eles 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 um ag. As configurações eletrônicas além disso são provisórias e as previsões diferem entre os modelos, [33] mas espera-se que a regra de Madelung se quebre devido à proximidade em energia dos orbitais 5g, 6f, 7d e 8p 1/2 . [30] Dito isso, prevê-se que a sequência de preenchimento 8s, 5g, 6f, 7d, 8p se mantenha aproximadamente, com perturbações devido à enorme divisão spin-órbita das camadas 8p e 9p, e a enorme estabilização relativística da camada 9s. [34]
Conchas abertas e fechadas
No contexto de orbitais atômicos , uma camada aberta é uma camada de valência que não está completamente preenchida com elétrons ou que não cedeu todos os seus elétrons de valência por meio 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 . [35]
Para moléculas, "camada aberta" significa que há elétrons desemparelhados . Na teoria orbital molecular , isso leva a orbitais moleculares que são ocupados individualmente. Em implementações de química computacional da teoria orbital molecular, moléculas de camada aberta devem ser manipuladas pelo método Hartree–Fock de camada 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 ). [36] Moléculas de camada aberta são mais difíceis de estudar computacionalmente. [37]
Configuração de gás nobre
A configuração de gás nobre é a configuração eletrônica de gases nobres . A base de todas as reações químicas é a tendência dos elementos químicos de adquirir estabilidade . Átomos do grupo principal geralmente obedecem à regra do octeto , enquanto metais de transição geralmente obedecem à regra dos 18 elétrons . Os gases nobres ( He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn ) são menos reativos do que outros elementos porque já têm uma configuração de gás nobre. Oganesson é previsto para ser 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 um 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 tem um elétron em sua camada de valência , e na formação da água ele adquire uma parte de um segundo elétron vindo do oxigênio, de modo que sua configuração é semelhante à do seu gás nobre mais próximo, o hélio (He), com dois elétrons em sua camada de valência. Da mesma forma, o oxigênio atômico neutro tem seis elétrons em sua camada de valência, e adquire uma parte de dois elétrons dos dois átomos de hidrogênio, de modo que sua configuração é semelhante à do seu gás nobre mais próximo, o néon, com oito elétrons em sua camada de valência.
Configuração eletrônica em moléculas
A configuração eletrônica em moléculas é mais complexa do que a configuração eletrônica de átomos, pois cada molécula tem uma estrutura orbital diferente . Os orbitais moleculares são rotulados de acordo com sua simetria , [e] em vez dos rótulos 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 , [38] [39] 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 então o dioxigênio tem um momento magnético líquido (é paramagnético ). A explicação do paramagnetismo do dioxigênio foi um grande sucesso para a teoria orbital molecular .
A configuração eletrônica de moléculas poliatômicas pode mudar sem absorção ou emissão de um fóton através de acoplamentos vibrônicos .
Configuração eletrônica em sólidos
Em um sólido , os estados de elétrons se tornam muito numerosos. Eles deixam de ser discretos e efetivamente se misturam em faixas contínuas de estados possíveis (uma banda de elétrons ). A noção de configuração eletrônica deixa de ser relevante e cede lugar à teoria de bandas .
Aplicações
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 algumas formas simplificadas da teoria orbital molecular , tornaram-se o equivalente moderno do conceito de valência , descrevendo o número e o tipo de ligações químicas que se espera que um átomo forme.
Essa abordagem é levada mais adiante na química computacional , que normalmente tenta fazer estimativas quantitativas de propriedades químicas. Por muitos anos, a maioria desses cálculos se baseou na aproximação de " combinação linear de orbitais atômicos " (LCAO), usando um conjunto de base 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 aufbau. Nem todos os métodos em química computacional se baseiam na configuração eletrônica: a teoria 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 está na interpretação de espectros atômicos . Neste caso, é necessário suplementar a configuração eletrônica com um ou mais símbolos de termos , que descrevem os diferentes níveis de energia disponíveis para um átomo. Símbolos de termos podem ser calculados para qualquer configuração eletrônica, não apenas a configuração do estado fundamental listada nas tabelas, embora nem todos os níveis de energia sejam observados na prática. É por meio da análise de espectros atômicos que as configurações eletrônicas do estado fundamental dos elementos foram determinadas experimentalmente.
Veja também
- Aproximação de Born–Oppenheimer
- d contagem de elétrons
- Configurações eletrônicas dos elementos (página de dados)
- Tabela periódica estendida – discute os limites da tabela periódica
- Grupo (tabela periódica)
- HOMO/LUMO
- Símbolo do termo molecular
- Regra do octeto
- Tabela periódica (configurações eletrônicas)
- Harmônicos esféricos
- Elétron desemparelhado
- Concha de valência
Notas
- ^ ab 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 .
- ^ As semelhanças nas propriedades químicas e a relação numérica entre os pesos atômicos do cálcio , estrôncio e bário foram notadas pela primeira vez por Johann Wolfgang Döbereiner em 1817.
- ^ Elétrons são partículas idênticas , um fato que às vezes é chamado de "indistinguibilidade de 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 têm escapado à solução analítica desde pelo menos a época de Euler .
- ^ Há alguns casos na segunda e terceira séries em que o elétron permanece em um orbital s.
- ^ 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), começando do orbital de menor energia para aquele tipo.
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Links externos
- Como é um átomo? Configuração em 3D