Configuração Eletrônica de Átomos com Múltiplos Elétrons

O metal alcalino sódio (número atómico 11) tem mais um eletrão do que o átomo de néon. Este eletrão deve entrar na subcamada de energia mais baixa disponível, a orbital 3s, obtendo uma configuração 1s²2s²2p⁶3s¹. Os eletrões que ocupam a camada mais externa das orbitais (valor mais elevado de n) são denominados eletrões de valência e os que ocupam a camada interior das orbitais são denominados eletrões centrais. Como as camadas de eletrões centrais correspondem a configurações eletrónicas de gases nobres, podemos abreviar configurações eletrónicas escrevendo o gás nobre que corresponde à configuração de eletrões centrais, juntamente com os eletrões de valência em um formato condensado. Para o sódio, o símbolo [Ne] representa os eletrões centrais (1s²2s²2p⁶) e a configuração abreviada ou condensada é [Ne]3s¹.

Da mesma forma, a configuração abreviada do lítio pode ser representada como [He]2s¹, onde [He] representa a configuração do átomo de hélio, que é idêntica à da camada interna cheia do lítio. Escrever as configurações desta forma enfatiza a semelhança das configurações do lítio e sódio. Ambos os átomos, que estão na família de metais alcalinos, têm apenas um eletrão em uma subcamada de valência s por fora de um conjunto de camadas internas cheias.

Li: [He]2s¹

Na: [Ne]3s¹

O metal alcalinoterroso magnésio (número atómico 12), com os seus 12 eletrões em uma configuração [Ne]3s², é análogo ao seu membro de família berílio, [He]2s². Ambos os átomos têm uma subcamada de s cheia por fora das suas camadas internas cheias. O alumínio (número atómico 13), com 13 eletrões e a configuração eletrónica [Ne]3s²3p¹, é análogo ao seu membro de família boro, [He]2s²2p¹.

As configurações eletrónicas do silício (14 eletrões), fósforo (15 eletrões), enxofre (16 eletrões), cloro (17 eletrões), e árgon (18 eletrões) são análogas nas configurações eletrónicas das suas camadas exteriores aos seus correspondentes membros de família, carbono, azoto, oxigénio, flúor, e néon, respectivamente, excepto que o número quântico principal da camada exterior dos elementos mais pesados aumenta em um para n = 3.

Quando chegamos ao elemento seguinte da tabela periódica, o metal alcalino potássio (número atómico 19), esperaríamos começar a adicionar eletrões à subcamada 3d. No entanto, todas as provas físicas e químicas disponíveis indicam que o potássio é como o lítio e o sódio, e que a eleição seguinte não é adicionada ao nível 3d mas é, em vez disso, adicionada ao nível 4s. Como discutido anteriormente, a orbital 3d sem nós radiais tem energia superior porque é menos penetrante e mais protegida do núcleo do que as 4s, que tem três nós radiais. Assim, o potássio tem uma configuração eletrónica de [Ar]4s¹. Portanto, o potássio corresponde a Li e Na na sua configuração de camada de valência. O eletrão seguinte é adicionado para completar a subcamada 4s e o cálcio tem uma configuração eletrónica de [Ar]4s². Isto dá ao cálcio uma configuração eletrónica de camada exterior correspondente à do berílio e do magnésio.

No caso de Cr e Cu, vemos que subcamadas semi-cheias e completamente cheias representam aparentemente condições de estabilidade preferencial. Esta estabilidade é tal que o eletrão muda de orbital 4s para 3d para ganhar a estabilidade extra de uma subcamada 3d semi-cheia (em Cr) ou de uma subcamada 3d cheia (em Cu). Outras excepções também ocorrem. Por exemplo, prevê-se que o nióbio (Nb, número atómico 41) tenha a configuração eletrónica [Kr]5s²4d³. Experimentalmente, observamos que a sua configuração eletrónica em estado fundamental é na verdade [Kr]5s¹4d ⁴. Podemos racionalizar essa observação dizendo que as repulsões eletrão-eletrão experienciadas pelo emparelhamento dos eletrões na orbital 5s são maiores do que o intervalo de energia entre as orbitais 5s e as orbitais 4d. Não há um método simples para prever as excepções para átomos onde a magnitude das repulsões entre eletrões é maior do que as pequenas diferenças de energia entre subcamadas.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 6.4: Electronic Structure of Atoms.