Distribuição eletrônica é a representação de como os elétrons de um átomo se organizam nos níveis, subníveis e orbitais de energia ao redor do núcleo. Para fazê-la, é necessário conhecer o número atômico do elemento, seguir a ordem de preenchimento energético e respeitar a capacidade de cada subnível. Esse conteúdo ajuda a compreender a posição dos elementos na tabela periódica, a formação de íons e as ligações químicas.
O que é distribuição eletrônica
Todo átomo é formado por prótons, nêutrons e elétrons. Os prótons ficam no núcleo e determinam o número atômico, indicado pela letra Z. Em um átomo eletricamente neutro, o número de elétrons é igual ao número de prótons. Portanto, se o número atômico do oxigênio é 8, ele possui 8 elétrons quando está neutro.
A distribuição eletrônica, também chamada de configuração eletrônica, indica onde esses elétrons estão. Eles não ocupam posições aleatórias: distribuem-se em regiões de energia quantizada. De modo simplificado, essas regiões são organizadas em níveis ou camadas; com mais detalhe, em subníveis e orbitais.
Uma configuração pode ser escrita como 1s² 2s² 2p⁶. Os números 1 e 2 indicam o nível principal de energia, as letras s e p mostram os subníveis, e os expoentes revelam quantos elétrons há em cada subnível. Nesse exemplo, o total é 2 + 2 + 6, ou seja, 10 elétrons.
Ideia central: para um átomo neutro, use o número atômico como número total de elétrons. Depois, distribua esse total seguindo a ordem energética dos subníveis.
Níveis, camadas e subníveis
Os níveis principais de energia são identificados pelos números de 1 a 7. Também podem receber as letras K, L, M, N, O, P e Q, nessa mesma ordem. Quanto maior o número do nível, maior tende a ser sua energia e, em geral, maior é sua distância média em relação ao núcleo.
Cada nível apresenta um ou mais subníveis, representados pelas letras s, p, d e f. Eles possuem capacidades máximas diferentes. Essa capacidade deriva do número de orbitais disponíveis: o subnível s tem um orbital, p tem três, d tem cinco e f tem sete. Como cada orbital comporta até dois elétrons, obtêm-se os limites de ocupação.
| Subnível | Número de orbitais | Máximo de elétrons |
|---|---|---|
| s | 1 | 2 |
| p | 3 | 6 |
| d | 5 | 10 |
| f | 7 | 14 |
Nem todos os subníveis existem em todos os níveis. O primeiro nível possui apenas o subnível 1s. O segundo possui 2s e 2p. A partir do terceiro, surgem os subníveis d; e, a partir do quarto, os subníveis f. Assim, não existem 1p, 2d ou 3f, pois esses subníveis não são permitidos nesses níveis.
É útil diferenciar a distribuição por camadas da distribuição em subníveis. Para o sódio, de número atômico 11, a distribuição completa é 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. Ao reunir os elétrons por nível, obtém-se K = 2, L = 8 e M = 1. A camada mais externa, chamada de camada de valência, tem grande importância no comportamento químico do elemento.
Regras de preenchimento dos elétrons
A configuração eletrônica é construída com base em três princípios. Eles explicam tanto a sequência de ocupação dos subníveis quanto a forma de preencher os orbitais dentro deles.
Princípio da construção ou regra de Aufbau
Os elétrons ocupam primeiro os subníveis de menor energia. Para determinar a sequência, usa-se frequentemente o diagrama de Linus Pauling, também conhecido como diagrama das diagonais. A ordem inicial de preenchimento é:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d e 7p.
Observe que a sequência não acompanha apenas o número do nível. O subnível 4s, por exemplo, é preenchido antes do 3d porque, em átomos neutros, apresenta menor energia no início do preenchimento. Por isso, memorizar somente as camadas não basta para produzir a configuração completa.
Princípio da exclusão de Pauli
Em um mesmo orbital podem ficar, no máximo, dois elétrons, desde que apresentem spins opostos. Na escrita usual, esse princípio aparece como o limite de dois elétrons por orbital e, consequentemente, como a capacidade máxima de 2 elétrons do subnível s.
Regra de Hund
Quando há orbitais de mesma energia em um subnível, os elétrons ocupam inicialmente esses orbitais de modo separado. Só depois ocorre o emparelhamento. No subnível p, que contém três orbitais, três elétrons ficam inicialmente um em cada orbital. Essa regra é especialmente útil quando a questão pede diagramas de orbitais com setas.
- Preencha os subníveis na ordem de energia.
- Não ultrapasse a capacidade de s, p, d e f.
- Em orbitais de mesma energia, distribua um elétron em cada orbital antes de formar pares.
- Confira se a soma dos expoentes é igual ao número total de elétrons.
Como fazer a distribuição eletrônica
O procedimento pode ser aplicado a qualquer átomo neutro. Primeiro, localize o número atômico na tabela periódica. Em seguida, considere que esse valor corresponde ao total de elétrons. Por fim, distribua-os na ordem do diagrama energético, respeitando a lotação máxima de cada subnível.
Exemplo 1: nitrogênio
O nitrogênio tem número atômico 7. Logo, o átomo neutro tem 7 elétrons. O preenchimento ocorre assim: 1s² 2s² 2p³. A soma 2 + 2 + 3 é igual a 7. Por camadas, a distribuição é K = 2 e L = 5. Como há cinco elétrons na camada mais externa, o nitrogênio pertence ao grupo 15 da tabela periódica.
Exemplo 2: cálcio
O cálcio possui Z = 20 e, portanto, 20 elétrons no estado neutro. Seguindo a ordem energética: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s². Sua distribuição por camadas é 2, 8, 8, 2. A presença de dois elétrons no subnível 4s ajuda a explicar por que o cálcio, um metal alcalino-terroso, tende a formar o cátion Ca²⁺.
Uso da notação abreviada
Para átomos com muitos elétrons, pode-se usar o gás nobre anterior entre colchetes. O cálcio pode ser escrito como [Ar] 4s², pois o argônio possui 18 elétrons e sua configuração corresponde à parte inicial da configuração do cálcio. Essa forma economiza espaço, mas exige reconhecer as configurações dos gases nobres.
Em exercícios, a conferência final é indispensável: some todos os expoentes. Se o total não for igual ao número de elétrons da espécie estudada, a configuração está incompleta ou incorreta.
Íons e exceções importantes
Quando o átomo ganha ou perde elétrons, transforma-se em íon. O número de prótons não muda, mas o total de elétrons precisa ser ajustado antes de montar a distribuição. Um cátion tem carga positiva porque perdeu elétrons; um ânion tem carga negativa porque ganhou elétrons.
O cloro neutro, com Z = 17, apresenta configuração 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. O íon cloreto, Cl⁻, ganhou um elétron e passa a ter 18: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶. Já o magnésio, Z = 12, forma Mg²⁺ ao perder dois elétrons: sua configuração passa de 1s² 2s² 2p⁶ 3s² para 1s² 2s² 2p⁶.
Nos metais de transição, é preciso atenção. Embora o subnível 4s seja preenchido antes do 3d em átomos neutros, na formação de cátions os elétrons são retirados primeiro do nível mais externo. Assim, para formar Fe²⁺ a partir do ferro, removem-se inicialmente os elétrons do 4s, e não os do 3d.
Há ainda configurações de alguns átomos neutros que fogem ao preenchimento mais simples previsto pelo diagrama, como cromo e cobre. Essas situações se relacionam à estabilidade associada a subníveis d semipreenchidos ou completos. Em questões escolares, siga a orientação do enunciado e conheça as exceções mais cobradas, sem tratar o diagrama como uma regra absoluta para todos os casos.
Síntese para revisar
A distribuição eletrônica organiza os elétrons de acordo com a energia dos níveis, subníveis e orbitais. Para resolvê-la corretamente, comece pelo número atômico, determine a quantidade de elétrons e siga a sequência energética. Em espécies carregadas, ajuste o número de elétrons pela carga antes de iniciar o preenchimento.
- Átomo neutro: número de elétrons = número atômico.
- Capacidade dos subníveis: s = 2, p = 6, d = 10 e f = 14.
- Ordem inicial: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d.
- O último nível ocupado indica a camada de valência.
- Para íons, elétrons são perdidos ou ganhos conforme a carga.
Ao estudar, alterne a leitura da teoria com exercícios de elementos leves, íons e distribuição por camadas. Esse treino permite reconhecer padrões da tabela periódica e torna mais seguro o uso da configuração eletrônica em outros temas da Química.
