Conteúdo principal
Biblioteca de Química
Curso: Biblioteca de Química > Unidade 7
Lição 4: Configurações eletrônicas- Níveis, subníveis e orbitais
- Introdução às configurações eletrônicas
- Configuração de um gás nobre
- Configuração eletrônica para o primeiro período
- Configuração eletrônica para o segundo período
- Configuração eletrônica para o terceiro e quarto períodos
- Configuração eletrônica dos metais de transição
- Configurações eletrônicas
- Paramagnetismo e diamagnetismo
- O princípio de Aufbau
- Elétrons de valência
- Elétrons de valência e compostos iônicos
- Elétrons de valência e compostos iônicos
- Estrutura atômica e configuração eletrônica
- Introdução à espectroscopia de fotoelétrons
- Espectroscopia de fotoelétrons
- Espectroscopia de fotoelétrons
© 2023 Khan AcademyTermos de usoPolítica de privacidadeAviso de cookies
Configuração eletrônica dos metais de transição
O Princípio de Aufbau prevê que o orbital 4s seja sempre preenchido antes dos orbitais 3d, mas isso não acontece para a maioria dos elementos! Do Sc em diante, os orbitais 3d têm energia mais baixa que o orbital 4s, o que quer dizer que os elétrons entram primeiro no orbital 3d. Neste vídeo vamos discutir isso em mais profundidade e ver todas as configurações eletrônicas dos metais de transição 3d.
. Versão original criada por Jay.Quer participar da conversa?
- Não entendi, ele disse que não devemos pensar que os orbitais 4s são preenchidos antes que os d...mas é o que acontece(1 voto)
- Olha a configuração do Cobre (Cu) em08:25
O orbital 3d está toda preenchida, e só tem um elétron na orbital 4s, ou seja, a orbital 3d foi preenchida primeiro, depois veio a 4s.
Já o Ferro (Fe) tem sua orbital 4s toda preenchida mas a 3d está incompleta, ou seja, a 4s foi preenchida antes da 3d.
Então, em se tratando dos metais de transição, parece que nem todos seguem um mesmo padrão de configuração eletrônica, em alguns a orbital 3d é preenchida primeiro, em outros, a 4s.
Bem lokão mêmo(1 voto)
Transcrição de vídeo
RKA6GM No vídeo passado, realizamos a configuração eletrônica
do potássio (K) e do cálcio (Ca). Mas não custa nada dar uma relembrada
e fazer aqui novamente, não é? Até porque a configuração eletrônica deles vai interferir na forma como vamos entender a
configuração eletrônica de todos esses orbitais "d" aqui. Então, novamente, para realizar
a configuração eletrônica do potássio (K) vamos utilizar a notação do gás nobre. Então, lembrando aqui: que o gás nobre imediatamente
anterior ao potássio (K) é o argônio (Ar), então, escrevendo essa configuração eletrônica aqui, utilizando a notação do gás nobre,
nós temos aqui o argônio (Ar), então vamos colocar aqui o argônio (Ar). E como o argônio (Ar) tem 18 elétrons,
mas o potássio (K) tem 19, temos 1 elétron a mais aqui
para posicionar em algum dos orbitais, certo? E aí, neste caso aqui, observando os níveis de energia,
o orbital 4s é menos energético que o orbital 3d. Então vamos colocar esse elétron a mais
aqui neste orbital "4s". Então, a configuração eletrônica
do potássio (K) será igual à configuração eletrônica
do argônio (Ar) mais esse 4s¹, ou seja, 1 elétron no orbital "s",
no quarto nível de energia. Vamos novamente realizar
esta configuração eletrônica do cálcio (Ca), e utilizando a notação do gás nobre para isso. Então vamos ter aqui o argônio (Ar), que é o gás nobre
imediatamente anterior ao cálcio (Ca). E, novamente, lembrando aqui, que o argônio (Ar)
tem 18 elétrons, mas o cálcio (Ca) tem 20 elétrons. Então esses 2 elétrons a mais aqui do cálcio (Ca),
nós também vamos colocar nesse orbital "4s", emparelhando os spins aqui, neste caso. Então teremos aqui uma configuração eletrônica
para o cálcio (Ca) igual à configuração eletrônica
do argônio (Ar) mais 4s². Agora, podemos aproveitar este momento
para observar o íon do cálcio (Ca) 2⁺, ou seja, para obtermos este íon deste cálcio (Ca),
é necessário que ele perca 2 elétrons, certo? Então, neste caso, esses 2 elétrons
que este cálcio (Ca) vai perder serão esses 2 elétrons aqui de valência,
que são estes aqui. E aí, neste caso, quando tivermos
este íon de cálcio (Ca) aqui, a configuração eletrônica para ele será igualzinha
à da configuração eletrônica aqui do argônio (Ar). Então, como vimos aqui, se estamos observando
os elementos aqui deste quarto período, quando a gente estiver falando
do potássio (K) aqui, precisamos nos preocupar apenas com este 1 elétron
para realizar a configuração eletrônica, já que, aqui temos uma configuração eletrônica
igual à do argônio (Ar). Quando estamos falando do cálcio (Ca) nós precisamos
nos preocupar apenas com esses 2 elétrons aqui, que são posteriores a essa configuração eletrônica
aqui do argônio (Ar). Então vamos seguir agora para o próximo elemento
da tabela periódica, que é o escândio (Sc), certo? E com o escândio (Sc),
nós temos que nos preocupar apenas com 3 elétrons, já que vamos colocar aqui apenas
a configuração eletrônica do argônio (Ar), E aí esses 3 elétrons aqui a mais. Ok! O problema é que, aqui, as coisas começam
a ficar um pouco complicadas. Por quê? Até o cálcio (Ca) aqui,
este 4s era menos energético que estes orbitais 3d. Só que, aqui, a coisa inverte. Agora, o orbital 4s é mais energético, se a gente estiver aqui falando desses níveis de energia,
que os orbitais 3d. E aí, você poderia simplesmente falar para mim: "Ok! Já que temos 3 elétrons aqui, podemos colocar esses elétrons através destes níveis
de energia utilizando a regra de Hund, certo?". Então, por exemplo, o primeiro elétron colocaria aqui, o segundo colocaria aqui e o terceiro colocaria aqui, sem emparelhar esses elétrons, ok? Então, a gente poderia pensar exatamente dessa forma. O problema é que não é isso que acontece. A gente precisa tirar estes 2 elétrons daqui
e colocar estes 2 elétrons aqui, neste orbital 4s, colocando o primeiro elétron aqui, com esse spin, emparelhando outro elétron aqui, neste orbital 4s. Então esta daqui seria a configuração eletrônica
para este escândio (Sc), 4s² e 3d¹. Então a gente poderia colocar aqui 4s² e o 3d¹. Ou também poderíamos colocar aqui 3d¹, 4s², lembrando que aqui atrás nós temos uma configuração
eletrônica ainda do argônio (Ar), certo? Então esta daqui, na verdade,
qualquer uma das duas poderia servir para a configuração eletrônica aqui
do escândio (Sc). Tudo bem, eu sei que você pode estar achando
isso daqui um pouco confuso, não é? Afinal, por que esses 2 elétrons têm que ir
para um nível de energia mais elevado? E, na verdade, a resposta não é muito simples. Você não tem uma explicação muito simples
para a gente falar neste vídeo aqui agora. E eu poderia falar para você que um dos motivos,
por exemplo, é que a carga nuclear aumenta, já que este escândio (Sc)
tem 1 próton a mais em seu núcleo. Mas neste vídeo aqui, a gente não vai falar
exatamente todos os motivos do porquê isso ocorre, mas uma coisa é fato: é essa configuração eletrônica
que nós observamos para o escândio (Sc). Agora, como é que sabemos realmente que esse orbital 4s é mais energético que esse orbital 3d aqui para o átomo de escândio (Sc)? Para gente saber isso, a gente pode realizar
um processo de ionização. Por exemplo, se a gente ionizar este escândio (Sc) aqui,
fazendo com que ele perca 1 elétron, ele vai perder 1 desses elétrons aqui
desse orbital 4s. Então teríamos uma configuração eletrônica aqui
dessa forma: 4s¹ e 3d¹, ou, simplesmente, 3d¹ e 4s¹. E esse é o motivo que a gente sabe que esse orbital 4s é mais energético, já que em um processo de ionização, normalmente, aquele elétron que está no nível
de energia mais acima costuma sair desse átomo, já que é muito mais fácil realizar o processo
de ionização arrancando esse elétron mais energético. Então, observando esse processo de ionização é que
a gente chega à conclusão de que esse orbital 4s aqui é mais energético que esse orbital 3d. E isso não costuma aparecer nos livros de Química. Talvez pelo fato de que, se você observar...
Por exemplo, se num teste, você quisesse realizar
a configuração eletrônica do escândio (Sc), poderia simplesmente
colocar aqui 4s² e 3d¹, certo? Isso aqui daria para você a configuração eletrônica
correta para o escândio (Sc), ou seja, você teria o argônio (Ar),
mais o 4s² e o 3d¹, certo? O problema é que, fazendo isso, simplesmente
não te leva a perceber esses níveis de energia, que, por exemplo, o orbital 3d aqui
é menos energético que o orbital 4s. Imagine que, no teste, por exemplo, fosse pedido a você para realizar a configuração eletrônica aqui do titânio. Você poderia utilizar a notação do gás nobre, usando
o argônio (Ar), da mesma forma que a gente fez antes. A gente coloca aqui o argônio (Ar),
e depois você tem o 4, certo? 4s¹, 4s². Então, a gente coloca aqui 4s²,
e depois aqui 3d¹ e 3d². Também poderíamos trocar aqui
sem problema nenhum, certo? Mais uma vez, isso daqui dá uma ideia
de que os elétrons precisam ocupar os orbitais "d" após ocupar orbital "s", certo? Uma coisa que não é verdade. Mas, de qualquer forma, você consegue obter
a resposta certa dessa configuração eletrônica, certo? Então é útil pensar sobre essas duas coisas,
ou seja, pensar os níveis de energia corretamente, mas também pensar no seu objetivo, que é obter
a configuração eletrônica para esse elemento, certo? E para fazer isso, você pode fazer o que eu fiz aqui para
obter essa resposta de uma forma bem mais rápida. Ou seja, observando a tabela periódica
e vendo uma forma mais fácil de conseguir isso, pode ser a melhor maneira de fazer
isso em um teste, por exemplo. Mas, além do escândio (Sc) e do titânio (Ti), vamos ver
os outros elementos desse bloco aqui também? Então vamos observar esses outros elementos para a gente trabalhar com a configuração eletrônica deles, ok? E já fizemos aqui com o escândio (Sc)
e com o titânio (Ti). Por exemplo, aqui com o escândio (Sc),
nós vimos que temos o orbital 4s² e o 3d¹. Então, nós tivemos aqui esse primeiro elétron,
que a gente colocou aqui nesse orbital, certo? 3d, e depois esses 2 elétrons
que colocamos aqui no orbital 4s. A mesma coisa acontece com o titânio (Ti). Como a
gente já colocou esses 2 elétrons aqui, nesse orbital 4s, vamos continuar completando esse orbital aqui 3d
utilizando a regra de Hund, certo? A gente coloca aqui
sem emparelhar com esse outro elétron. A mesma coisa aqui com vanádio (V), aqui nós temos 3 elétrons, então temos esses 2 elétrons aqui nesse 4s, e esses outros elétrons aqui,
que a gente vai colocar-nos orbitais 3d. Então, até o vanádio (V), não tivemos nenhum problema, afinal de contas, utilizamos a regra de Hund, e conseguimos realizar a configuração eletrônica desses elementos aqui. O problema é quando a gente chega aqui no cromo (Cr),
aí as coisas ficam realmente complicadas, ficam estranhas inclusive. Por exemplo, se a gente fosse pensar aqui no cromo (Cr), tendo 1 elétron a mais aqui que o vanádio (V), a gente poderia pensar em colocar esse elétron
a mais aqui, nesse espaço, aqui no orbital "d", certo? E aí, teríamos uma configuração
igual a 4s², 3d⁴, não é? Mas não é isso que acontece. Se a gente observar aqui a configuração eletrônica do cromo (Cr), a gente tem aqui 4s¹ e 3d⁵.
E isso é algo realmente estranho se pensar. Quando a gente está construindo um átomo, os elétrons
vão se ajustando de acordo com os níveis de energia, do nível mais baixo para o nível mais alto. Mas ficaria muito complicado pensar aqui
em relação aos níveis de energia. Então vamos pensar apenas de uma forma
para facilitar a configuração eletrônica, ou seja, facilitar para você realizar
a configuração eletrônica, pensando que esse elétron aqui, desse orbital 4s, vai migrar para aquele espaço vazio
que tem ali no orbital 3d. Então, por esse motivo,
nós vamos ter aqui para o cromo (Cr), uma configuração eletrônica igual à do argônio (Ar)
e mais esses outros elétrons aqui, 4s¹, já que só vai ter 1 elétron aqui
nesse orbital 4s, e 3d⁵, já que vamos ter 5 elétrons aqui
nesses orbitais "d". Algumas pessoas podem falar que nós precisamos
completar essa subcamada aqui, certo? A real explicação para isso é um pouco complicada
para a gente falar aqui neste vídeo, tudo bem? Então vamos apenas pensar que,
quando chegar nesse cromo (Cr) aqui, como nós temos apenas um espaço sobrando aqui, nós vamos pegar 1 elétron e levar ele para lá
para completar essa subcamada aqui, ok? Partindo para o próximo elemento aqui, que
é o manganês (Mn), a coisa fica tranquila novamente. Afinal, aqui, como podemos observar, temos 6 elétrons além desse argônio (Ar) aqui para o cromo (Cr), e para o manganês (Mn), nós vamos ter
7 elétrons, aqui, neste caso. E a configuração eletrônica para o manganês (Mn) é algo bem parecido com as configurações eletrônicas
que já vimos anteriormente. Por exemplo, 4s¹, 4s², 3d¹, 3d², 3d³, 3d⁴ e 3d⁵. Então, a gente chega
a essa configuração aqui: 4s² e 3d⁵. E esse elétron a mais vai ocupar essa posição aqui, 4s,
a que estava faltando anteriormente aqui, certo? Indo agora para o ferro (Fe), é a mesma coisa,
só que a gente vai parar aqui, no 3d⁶. Então temos aqui o 4s² e o 3d⁶. E agora, já começamos a ter elétrons emparelhados,
da mesma forma que vimos anteriormente também. A mesma coisa vai acontecer com o cobalto (Co): 4s², 3d⁷, outro elétron emparelhado
aqui no orbital "d". E o mesmo com o níquel (Ni): 4s², 3d⁸,
tendo outro elétron emparelhado aqui. Então, até o níquel (Ni), tudo é muito tranquilo. Agora, quando a gente chega ao cobre (Cu),
novamente nós vamos ter um problema. A gente poderia simplesmente pensar que,
como cobre (Cu) tem 1 elétron a mais que o níquel (Ni), a gente poderia simplesmente
emparelhar esse elétron aqui, não é? Tendo uma configuração eletrônica 4s², 3d⁹. Mas, novamente, não é isso que acontece. A gente tem 1 elétron aqui se movendo
deste orbital lá para a última posição. E aí, neste caso, a gente tem esta configuração aqui
igual a 4s¹ e 3d¹⁰. Tendo novamente esse espaço vago aqui
neste orbital 4s. E, quando, a gente chega ao zinco (Zn),
a coisa volta ao normal aqui, tendo todos os elétrons ocupando estes orbitais,
tanto 4s quanto 3d aqui. E aí, a gente pode pensar nessa configuração eletrônica da mesma forma como vimos anteriormente. Por exemplo, aqui tendo o argônio (Ar),
depois o 4s², certo? Depois todos esses orbitais "d", ou seja, 3d¹, 3d², 3d³, 3d⁴, 3d⁵,
3d⁶, 3d⁷, 3d⁸, 3d⁹ e 3d¹⁰. Conforme temos aqui
essa nossa configuração eletrônica. Eu sei que esse tópico é um pouco complicado, mas eu espero que este vídeo
tenha clareado um pouco a sua mente e te ajudado a entender um pouco mais sobre como funciona essa configuração eletrônica do bloco "d".