Configuração eletrônica dos metais de transição

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".