Como fazer a distribuição eletrônica (distribuir os elétrons em camadas eletrônicas)


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Linus Pauling, o inventor da teoria de distribuição eletrônica mais aceita atualmente, nasceu em 1901 nos Estados Unidos. Em seus 93 anos de vida construiu uma carreira científica brilhante. Mudou-se para a Europa em 1926 onde estudou física associada à química quântica, buscando compreender a estrutura das moléculas e como os átomos se unem. Publicou em 1939 o livro “A natureza das ligações químicas” que lhe rendeu o Prêmio Nobel de Química de 1954. A obra, que explica o mecanismo das ligações covalentes, foi muito importante para entender o comportamento da matéria em nível atômico e molecular.

Para aprender a distribuir os elétrons em camadas eletrônicas é necessário conhecer o modelo atômico de Bohr e o modelo atômico de orbital.

1) Modelo atômico de Niels Bohr

eletron bohr Como fazer a distribuição eletrônica (distribuir os elétrons em camadas eletrônicas)

O modelo atômico de Bohr foi proposto para elucidar dúvidas surgiram com o modelo de Rutherford:

  • Rutherford descobriu que o átomo possui duas regiões: um espaço praticamente vazio onde os estão os elétrons (a eletrosfera) e uma região central minúscula, o núcleo, que possui toda a carga positiva e toda a massa (prótons e nêutrons). Levando em consideração que cargas opostas se atraem, por que o elétron não cai sobre o núcleo?
  • Rutherford afirmou também que os elétrons percorrem órbitas circulares em volta do núcleo. Entretanto, de acordo com a física clássica, todo corpo em movimento perde energia. Por esse motivo, os elétrons deveriam perder energia à medida que giram ao redor do núcleo, caindo sobre este – o que, na pratica não ocorre e Rutherford não soube explicar a causa do fenômeno.

Bohr sabia que:

  • Em um arco-íris, cada cor corresponde a uma energia diferente, a uma posição diferente, e a faixas de freqüências luminosas diferentes.
  • O arco-íris possui um espectro luminoso contínuo, o que significa que não há como identificar o limite entre as freqüências.

A Teoria da Quantização da Energia proposta por Max Planck, fez com que Bohr soubesse que:

  • Os elétrons absorvem ou emitem energia em forma de ondas eletromagnéticas.
  • Quantum é a quantidade fixa de energia que um elétron perde ou ganha.

Munido com essas informações, Niels Bohr realizou um experimento utilizando uma ampola contendo em seu interior o gás hidrogênio, que é um átomo monoeletrônico (possui um elétron), acoplada a um gerador de corrente elétrica. Ao ligar o gerador, os átomos receberam energia. Quando o gerador foi desligado, apareceram feixes de luz. Diferentemente do arco-íris, a luz apresentava-se em um espectro descontínuo, ou seja, havia espaços vazios (raias) entre os feixes de luz. Conclusões:

  • As raias, também conhecidas como níveis de energia (ou estágios estacionários de energia) correspondem aos locais do átomo onde estão os elétrons.
  • O espectro descontínuo indica que o elétron só admite certos níveis de energia, ou seja, sua energia é quantizada.
  • Quando o elétron está em um desses estágios, ele não ganha nem perde energia.
  • O elétron apenas absorve ou emite energia quando passa de um nível para o outro.
  • Ao absorver um quantum o elétron salta para um nível mais externo. Ao emitir um fóton, o elétron retorna para um nível de energia mais interno.

Ao propor a existência de níveis nos quais os elétrons só podem estar se admitirem determinados valores de energia, o modelo atômico de Bohr respondeu a questão levantada pelo modelo de Rutherford: o elétron não cai sobre o núcleo porque esse é um dos intervalos de energia que o elétron não admite.

Desse modo, Bohr conseguiu determinar a presença de níveis de energia. Hoje se sabe que o número de níveis é infinito, todavia os mais conhecidos e o número máximo de elétrons que ocupa cada um desses estágios estacionários serão apresentados a seguir:

  • Nível 1 = K = 2 elétrons
  • Nível 2 = L = 8 elétrons
  • Nível 3 = = 18 elétrons
  • Nível 4 = N =32 elétrons
  • Nível 5 = O = 50 elétrons
  • Nível 6 = P = 72 elétrons
  • Nível 7 = Q = 98 elétrons
eletron1 Como fazer a distribuição eletrônica (distribuir os elétrons em camadas eletrônicas)

O número máximo de elétrons por nível é calculado com base na equação de Rydberg:

Nº elétrons por nível = 2n2

Entretanto, o maior átomo existente possui a seguinte configuração eletrônica:

2

8

18

32

32

18

2

2) Modelo atômico do orbital

eletron5 Como fazer a distribuição eletrônica (distribuir os elétrons em camadas eletrônicas)

Esse modelo é o mais aceito atualmente. Admite as postulações corretas dos modelos anteriores e agrega outras teorias para explicar a estrutura do átomo, dentre elas a Teoria do Orbital proposta por Schrödinger. De acordo essa teoria, o orbital é o local com maiores chances de se encontrar um elétron. Cada orbital possui um número máximo de 2 elétrons.

Cada nível de energia admite determinados subníveis (s, p, d, f, g)  e cada subnível possui um número máximo de elétrons:

Subnível s – 2 elétrons

Subnível p  6 elétrons

Subnível d – 10 elétrons

Subnível f – 14 elétrons

Subnível g – 18 elétrons

Portanto:

  • Nível 1 = K     (máximo de 2 elétrons) – 1s2
  • Nível 2 = L     (máximo de 8 elétrons) – 2s2 2p6
  • Nível 3 = M (máximo de 18 elétrons) – 3s2 3p6 3d10
  • Nível 4 = N (máximo de 32 elétrons) – 4s4p6 4d10 4f14
  • Nível 5 = O (máximo de 50 elétrons) – 5s2 5p6 5d10 5f14 5g18
  • Nível 6 = P (máximo de 72 elétrons) – 6s2 6p6 6d10 6f14 6g18 6h22
  • Nível 7 = Q (máximo de 98 elétrons) – 7s2 7p6 7d10 7f14 7g18 7h22 7i26
eletron3 Como fazer a distribuição eletrônica (distribuir os elétrons em camadas eletrônicas)

Atenção! É importante lembrar que os elétrons são adicionados ou retirados da camada de valência (última camada), que é a camada mais externa.

3) Distribuição eletrônica de Linus Pauling

linus Como fazer a distribuição eletrônica (distribuir os elétrons em camadas eletrônicas)

O Diagrama de Pauling distribui os elétrons por ordem energética. A energia de um elétron aumenta à proporção que ele se desloca para as camadas mais externas. Conseqüentemente, quando o elétron sair do átomo este estará ionizado. O conhecimento desse Diagrama é fundamental para a futura compreensão da dinâmica das ligações químicas. Agora que você já possui informações suficientes, vamos aos exemplos.

Atenção! A distribuição eletrônica nos orbitais obedece à regra de Hund: “Ao preencher um subnível, o número de elétrons deve ser máximo e sempre na mesma ordem de spin”.

Todo átomo procura a estabilidade, ou seja, possuir em sua camada de valência 8 elétrons em sua camada de valência ou terminar em 1s2, o que for mais fácil. Para tanto, é necessário que o átomo ganhe ou doe elétron, o que é possível por meio das ligações químicas.

Distribuição eletrônica do oxigênio:

8O 1s22s2 2p4

  • Nível 1 = K     1s2
  • Nível 2 = L     2s2 2p4 => O oxigênio possui, portanto, 6 elétrons em sua última camada. Para ficar estável, é mais fácil que ele receba de outro átomo dois elétrons do que perder 6 para que sua última camada termine em  1s2.

8O2- 1s22s2 2p6

  • Nível 1 = K     1s2
  • Nível 2 = L     2s2 2p6 => Agora o oxigênio, com 8 elétrons em sua camada de valência, está estável.

Distribuição eletrônica do cálcio:

20Ca 1s22s2 2p3s2 3p6 4s2

  • Nível 1 = K     1s2
  • Nível 2 = L     2s2 2p6
  • Nível 3 = M 3s2 3p6
  • Nível 4 = N 4s=> Se perder os 2 elétrons de sua última camada ficará com 8 elétrons na camada de valência.

20Ca2+ 1s22s2 2p3s2 3p6 4s0

  • Nível 1 = K     1s2
  • Nível 2 = L     2s2 2p6
  • Nível 3 = M 3s2 3p6
  • Nível 4 = N 4s=> Estável. Note que possui 8 elétrons na sua última camada (nível 3).

Continue praticando. E, para sua maior comodidade, faça distribuição eletrônica tendo sempre em mãos uma tabela periódica. Bons estudos!

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