Configuração de elétrons e orbitais
A tabela periódica faz muito mais do que apenas nos dizer o número atômico de um átomo. Na verdade, podemos usá-lo para nos ajudar a descobrir como as diferentes substâncias reagirão em determinadas circunstâncias. Por exemplo, elementos na mesma coluna costumam se ligar de maneira semelhante. Vemos isso mais claramente à extrema direita com os gases nobres, que não se ligam bem a outros. No entanto, saber quais elétrons estão livres em um determinado átomo pode nos ajudar a descobrir como o resto dos elementos reagirão uns aos outros.
Uma maneira fácil de descobrir como os elementos se ligam é por meio da configuração de elétrons , um sistema que determina quantos elétrons estão presentes em cada orbital de um átomo. Lembre-se de que um orbital é a órbita que os elétrons podem tomar em torno do núcleo. Nesta lição, aprenderemos como usar a configuração eletrônica para descrever os primeiros trinta e seis átomos da tabela periódica para que você se sinta confortável em usá-la mais tarde para descrever átomos maiores.
S Orbital
Os orbitais mais próximos do núcleo são os orbitais s . Os orbitais s também são os menores e só podem ter dois elétrons em órbita. Portanto, todos os elétrons do hidrogênio e do hélio cabem no primeiro orbital. Escrevemos isso como 1s ^ 1 para o hidrogênio, já que ele está no orbital s e tem um elétron. Enquanto isso, o escrevemos como 1s ^ 2 para o hélio, uma vez que existem dois elétrons lá.
Mas há um problema. A próxima camada fora do orbital 1s é o orbital 2s. Como todos os outros orbitais s , só há espaço para dois elétrons. Então, o que isso significa para o lítio, que tem três elétrons? O primeiro orbital, 1s, está completamente cheio. Como tal, escrevemos 1s ^ 2. Mas ainda não terminamos. Também temos outro elétron, o que significa que aumentamos o nível de energia. Como ainda estamos no orbital 2s, escrevemos 2s ^ 1, já que há apenas um elétron lá. No entanto, ainda colocamos 1s ^ 2 lá, então o lítio tem uma configuração eletrônica de 1s ^ 2 2s ^ 1.
Mas espere, e os níveis de energia? Cada coeficiente representa um aumento no nível de energia. Pense nisso assim. Os elétrons não precisam trabalhar tanto para ficar perto do núcleo, mas precisam se mover muito rápido em órbita quanto mais longe vão. Como tal, os elétrons aumentam de energia à medida que se afastam do núcleo.
Orbital P
Você provavelmente já deve adivinhar que o berílio, com quatro elétrons, tem uma configuração eletrônica de 1s ^ 2 2s ^ 2. Mas e o boro com cinco elétrons? Para isso, usamos um conjunto completamente diferente de orbitais, os orbitais p . Orbitais P são grupos de três orbitais, o que significa que eles podem ter seis elétrons no total. Você os escreve da mesma forma que os orbitais s, mas nunca com 1. Isso porque o nível de energia de 1 é muito baixo para os orbitais p . Por exemplo, isso significaria que o boro teria uma configuração eletrônica de 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 1. O carbono seria 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 2, com um elétron adicional, e o oxigênio seria 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 4, já que tem dois elétrons a mais do que o carbono. O terceiro nível de energia também tem apenas s e p orbitais, o que significa que você tem todas as ferramentas de que precisa para chegar ao argônio.
Na mesa
Antes de continuar, quero que você pare e dê uma olhada na tabela periódica. Ele realmente pode ser dividido em quatro partes gerais. As duas primeiras colunas à esquerda sempre terão os orbitais s como seu nível de energia mais alto. Enquanto isso, as seis colunas à direita sempre terão orbitais p como seu nível de energia mais alto. Observe uma tendência? A largura de cada seção também descreve quantos elétrons estão presentes no último orbital, com o hidrogênio sempre tendo um e o neon sempre tendo todos os seis pontos p preenchidos. Mas e todos aqueles metais intermediários? Eles obtêm seu próprio novo conjunto de orbitais, os orbitais d , como seus orbitais mais externos.
Além disso, caso você esteja se perguntando, os átomos com os números 53-71 e 89-103 também têm seu próprio conjunto, rotulado como f, mas vamos nos preocupar com eles mais tarde. Por enquanto, vamos aprender sobre os orbitais d .
D Orbital
Depois de passar do número 18 na tabela periódica, você encontra todos os metais do meio. Então, como você usa os orbitais d ? Primeiro, adivinhe quantos elétrons podem caber neste conjunto de orbitais. Se você acertou dez, porque a seção tem dez elementos na tabela periódica, você acertou! Com duas grandes exceções, esta seção funciona da mesma forma que a seção p .
Primeiro, ele tem dez slots de elétrons em vez de seis. Lembre-se de que cada orbital s pode conter dois elétrons, cada orbital p pode conter seis elétrons e cada orbital d pode conter dez elétrons. Lembre-se também de que todos os orbitais s e p devem ser preenchidos com um determinado nível de energia antes de passarmos para os orbitais d .
Em segundo lugar, começa com um nível de energia mais baixo. Isso significa que, para que existam orbitais d , deve haver um orbital s com um nível de energia mais alto que tenha pelo menos um elétron. Se você tomasse a configuração eletrônica do cálcio, com vinte elétrons, obteria 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2. Lembre-se de que sempre que você passar para um novo nível de energia, o orbital s deve ser preenchido primeiro. No entanto, no segundo que você passa para o ferro, com mais seis elétrons, precisa colocar esses seis elétrons no terceiro slot. Como resultado, a configuração eletrônica do ferro é 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 6.
Resumo da lição
Nesta lição, aprendemos como configurar elétrons de elementos com números atômicos abaixo de 36. Começamos aprendendo sobre os orbitais s , que contêm dois elétrons cada um e estão mais próximos do núcleo. Em seguida, passamos para os orbitais pe d . Lembre-se de que os orbitais p contêm seis elétrons, enquanto os orbitais d contêm dez. Vimos como o coeficiente do maior orbital era o nível de energia e como cada seção da tabela periódica referenciava um orbital particular.