Configuração eletrônica explicada: princípio de Aufbau, exclusão de Pauli e regra de Hund

O formato da tabela periódica e a química de cada elemento se resumem à forma como os elétrons estão organizados dentro do átomo. Uma configuração eletrônica registra quais orbitais os elétrons de um átomo ocupam e quantos há em cada um. À primeira vista parece um código, mas três regras bastam para você mesmo escrever a configuração da maioria dos elementos.

Termos básicos: camadas, subcamadas e orbitais

O estado de um elétron é descrito por números quânticos. Para escrever configurações, você precisa de apenas algumas ideias.

• Camada (número quântico principal n): 1, 2, 3 e assim por diante. Camadas mais altas ficam mais longe do núcleo e têm energia maior.
• Subcamada (s, p, d, f): divisões dentro de uma camada conforme a forma do orbital. A camada n contém n tipos de subcamada: a camada 1 tem só 1s, a camada 2 tem 2s e 2p, a camada 3 tem 3s, 3p e 3d.
• Orbital: uma região onde é provável encontrar um elétron. Uma subcamada s tem um orbital, a p tem três, a d tem cinco e a f tem sete.

Cada orbital comporta no máximo dois elétrons, de modo que a ocupação máxima é 2 para s, 6 para p, 10 para d e 14 para f.

Uma configuração é escrita com o rótulo da subcamada seguido do número de elétrons em sobrescrito, como 1s² 2s² 2p⁴. Esse é o oxigênio, com oito elétrons: dois em 1s, dois em 2s e quatro em 2p.

Regra 1: o princípio de Aufbau

O princípio de Aufbau (do alemão “construção”) afirma que, num átomo no estado fundamental, os elétrons preenchem primeiro os orbitais de menor energia. O detalhe é que as energias dos orbitais não seguem exatamente o número da camada. Por exemplo, o 4s é preenchido antes do 3d.

A ordem de preenchimento habitual é:

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

Uma forma prática de lembrá-la é a regra n + l, também chamada regra de Madelung. Atribua a s, p, d e f os valores de l 0, 1, 2 e 3.

1. Preencha as subcamadas em ordem crescente de n + l.
2. Quando duas subcamadas têm o mesmo n + l, preencha primeiro a de menor n.

O 4s tem n + l = 4 + 0 = 4, enquanto o 3d tem 3 + 2 = 5, por isso o 4s vem primeiro. O 3d e o 4p (4 + 1 = 5) empatam, então o 3d, de menor n, vai antes. No Brasil, muitos livros didáticos mostram isso como o diagrama de Linus Pauling, com setas diagonais.

A própria tabela periódica codifica essa ordem. Lendo cada linha a partir do canto superior esquerdo, você passa pelo bloco s, depois pelo bloco f quando existe, depois pelo bloco d e por fim pelo bloco p, que é exatamente a sequência de preenchimento.

Regra 2: o princípio de exclusão de Pauli

O princípio de exclusão de Pauli diz que dois elétrons de um átomo não podem ter o mesmo conjunto de quatro números quânticos. Para as configurações, isso significa que um orbital comporta no máximo dois elétrons, e eles devem ter spins opostos. É por isso que uma “caixinha” de orbital cheia contém uma seta para cima (↑) e uma para baixo (↓).

Regra 3: a regra de Hund

A regra de Hund diz que, quando vários orbitais têm a mesma energia, os elétrons os ocupam um a um, com spins paralelos, antes que qualquer um forme par. Pense em passageiros entrando num ônibus com bancos duplos vazios: as pessoas ocupam um banco vazio só para si antes que alguém se sente ao lado de um desconhecido. Os elétrons se repelem, por isso espalhar-se por orbitais separados resulta numa energia menor.

Desenhando diagramas de caixas de orbitais

Tome o nitrogênio, com sete elétrons. Sua configuração é 1s² 2s² 2p³, e as caixinhas ficam assim:

• 1s: [↑↓]
• 2s: [↑↓]
• 2p: [↑ ] [↑ ] [↑ ]

Seguindo a regra de Hund, os três elétrons 2p ocupam caixas separadas com o mesmo spin, de modo que o nitrogênio tem três elétrons desemparelhados.

O oxigênio, com oito elétrons, é 1s² 2s² 2p⁴:

• 2p: [↑↓] [↑ ] [↑ ]

O quarto elétron 2p precisa formar par, restando dois elétrons desemparelhados. Esse elétron emparelhado é a razão de o nitrogênio ter energia de ionização maior que a do oxigênio, uma exceção discutida no guia de propriedades periódicas.

Notação abreviada de gás nobre

As configurações ficam longas nos átomos maiores. Escrito por extenso, o ferro (26 elétrons) é:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

A primeira parte, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, é idêntica à configuração do argônio (18 elétrons), por isso pode ser substituída pelo símbolo do gás nobre entre colchetes:

[Ar] 4s² 3d⁶

Essa é a notação de gás nobre. A parte entre colchetes representa os elétrons internos (do cerne), que raramente participam da química; o que vem depois são os elétrons de valência, que decidem o comportamento do elemento. Mais exemplos:

Alinhe as notações dos elementos de um mesmo grupo e a configuração externa se repete: o sódio é [Ne]3s¹, o potássio [Ar]4s¹ e o rubídio [Kr]5s¹. Essa repetição é o motivo de os elementos de um grupo se comportarem de forma parecida.

Há duas convenções para ordenar as subcamadas. Alguns as escrevem na ordem de preenchimento, [Ar] 4s² 3d⁶; outros na ordem do número da camada, [Ar] 3d⁶ 4s². Ambas descrevem a mesma configuração.

Exceções: cromo e cobre

Aplicar mecanicamente o princípio de Aufbau dá [Ar] 4s² 3d⁴ para o cromo (24 elétrons) e [Ar] 4s² 3d⁹ para o cobre (29). Os estados fundamentais medidos são diferentes:

• Cromo: [Ar] 4s¹ 3d⁵
• Cobre: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

Um elétron 4s passa para o 3d, deixando a subcamada d exatamente semipreenchida (d⁵) ou completamente cheia (d¹⁰). A explicação abreviada habitual é que subcamadas semipreenchidas e cheias são especialmente estáveis. Mais precisamente, o 4s e o 3d têm energias tão próximas que o ganho de energia de troca entre elétrons de mesmo spin, somado à menor repulsão, supera o custo de promover um elétron 4s.

O molibdênio ([Kr] 5s¹ 4d⁵), a prata ([Kr] 5s¹ 4d¹⁰) e o ouro ([Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s¹) mostram exceções semelhantes, e o paládio ([Kr] 4d¹⁰) não tem nenhum elétron s externo. As exceções se multiplicam nos elementos mais pesados, onde as energias dos orbitais se aglomeram e os efeitos relativísticos entram em jogo. Cromo e cobre são os mais cobrados em provas, mas lembre-se de que as regras de preenchimento são uma aproximação muito boa, e não uma lei sem exceções.

Configurações de íons

Para formar um cátion, retire elétrons primeiro da camada mais externa (maior n). Embora o 4s tenha sido preenchido antes do 3d, ele também se esvazia antes do 3d.

• Fe: [Ar] 3d⁶ 4s² → Fe²⁺: [Ar] 3d⁶ → Fe³⁺: [Ar] 3d⁵
• Cu: [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ → Cu⁺: [Ar] 3d¹⁰ → Cu²⁺: [Ar] 3d⁹

Para ânions, acrescente elétrons. O cloro ([Ne] 3s² 3p⁵) ganha um elétron e se torna Cl⁻ ([Ne] 3s² 3p⁶), a mesma configuração do argônio.

Prática: escreva a sua

Siga estes passos e você conseguirá escrever a configuração de quase qualquer elemento.

1. Use o número atômico para achar o número de elétrons do átomo neutro.
2. Encontre o gás nobre anterior e escreva seu símbolo entre colchetes.
3. Percorra a tabela periódica da casa seguinte a esse gás nobre até o seu elemento, preenchendo s, depois f, depois d e depois p à medida que atravessa cada bloco.
4. Verifique se o elemento é uma das exceções do tipo cromo ou cobre.

O selênio (34) é um bom exemplo. O gás nobre anterior é o argônio (18). Os 16 elétrons restantes vão 2 para o 4s, 10 para o 3d e 4 para o 4p, resultando em [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. O final 4p⁴ diz imediatamente que o selênio está no grupo 16, junto com o oxigênio. Compare suas respostas com as configurações mostradas na página de cada elemento para praticar.