2- O cobre é um elemento químico com número atômico 29. No estado fundamental, os elétrons do cobre são distribuídos em subníveis de energia de acordo com a Regra de Hund e o princípio da exclusão de Pauli. Considerando essas regras, determine a configuração eletrônica do cobre. Além disso, justifique por que o cobre apresenta uma configuração eletrônica excepcional em seu último subnível de energia.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas claras:
  • Determinar a configuração eletrônica do cobre, sabendo que o número atômico é 29.
  • Justificar por que o cobre apresenta uma configuração eletrônica “excepcional” no seu último subnível de energia.
Informações relevantes dadas:
  • Número atômico do cobre: Z=29 (logo o átomo neutro tem 29 elétrons).
  • Deve-se considerar a Regra de Hund e o Princípio de Exclusão de Pauli ao distribuir esses elétrons nos subníveis.

Passo 2

Vamos revisar, devagar e com calma, as regras que usamos para montar uma configuração eletrônica (essa é a parte “aula” mastigada que vale ouro na prova).
Princípio de Aufbau (ordem de preenchimento)
  • A ideia: colocamos elétrons nos orbitais de menor energia primeiro. Uma prática útil é decorar a ordem aproximada:
1s,\;2s,\;2p,\;3s,\;3p,\;4s,\;3d,\;4p,\;5s,\;4d,\;\ldots
  • Atenção: o 4s aparece antes do 3d na ordem de preenchimento, mas uma vez que os orbitais estão preenchidos, a energia relativa pode mudar — isso explica as exceções.
Princípio de Pauli (exclusão)
  • Em cada orbital (por exemplo 1s, 3d_{m}, etc.) cabem no máximo dois elétrons, com spins opostos. Em notação: cada orbital pode ter ocupação 0, 1 ou 2 elétrons.
Regra de Hund
  • Quando houver orbitais degenerados (mesma energia, por exemplo os cinco orbitais 3d), primeiro coloca-se um elétron em cada orbital com spins paralelos antes de emparelhar elétrons. Isso maximiza o número de spins paralelos e reduz a energia por troca.
O que significa subnível e notação
  • Notação típica: n\ell^{x}, onde n é o nível (principal), \ell é a letra do subnível ( s,p,d,f) e x é o número de elétrons nesse subnível. Ex.: 3d^{10} indica que o subnível 3d contém 10 elétrons.

Passo 3

Aplicando as regras para contar até 29 elétrons passo a passo.
  1. Começamos preenchendo segundo a ordem de Aufbau escrita antes:
1s,\;2s,\;2p,\;3s,\;3p
Esses níveis correspondem ao gás nobre \mathrm{[Ar]} que contém 18 elétrons. Em conta:
\underbrace{1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}}_{\text{total }18} \equiv \mathrm{[Ar]}.
  1. Restam
29-18=11
elétrons para colocar depois de \mathrm{[Ar]}.
  1. Seguindo a ordem de preenchimento “padrão” colocamos primeiro em 4s:
4s^{2}\quad(\text{2 elétrons})é
Agora foram alocados 2 dos 11, sobrando 9.
  1. Colocamos os 9 restantes no subnível 3d:
3d^{9}\quad(\text{9 elétrons})é
Somando: 18+2+9=29. Assim a configuração prevista pelo preenchimento simples seria
\mathrm{[Ar]}\,4s^{2}3d^{9}.
Observação: isso é o que o “Aufbau estrito” dá. Mas fique comigo — é aqui que surge a exceção do cobre.

Passo 4

Por que o resultado real difere do \mathrm{[Ar]}\,4s^{2}3d^{9}? Vamos entender qualitativamente a razão física (sem contas complicadas) — ponto essencial para a prova.
Energia relativa 4s versus 3d
  • Ao arrancar ou ao formar o átomo neutro, as energias relativas dos orbitais mudam um pouco. Os orbitais 3d e 4s têm energias muito próximas.
  • Depois que o átomo está montado, os elétrons 3d passam a ter, frequentemente, energia igual ou menor que o 4s. Ou seja, um elétron do 4s pode “preferir” ocupar o 3d se isso reduzir a energia total do átomo.
Estabilização por configuração cheia
  • Um subnível d completamente preenchido, 3d^{10}, é particularmente estável (menor energia total) por motivos de estabilização eletrônica:
    • redução energética pela melhor acomodação das cargas (menor repulsão total),
    • energia de troca: ocupar orbitais com spins paralelos e completar uma camada confere estabilidade adicional.
  • Assim, promover um elétron de 4s para 3d (transformando 4s^{2}3d^{9} em 4s^{1}3d^{10}) pode diminuir a energia total do átomo — mesmo que, isoladamente, mover um elétron costume parecer “promover” para nível de maior energia, o balanço total (repulsões + energia de troca + energia orbital) favorece 3d^{10}.
Exemplificando com palavras simples
  • Pense assim: manter 4s^{2}3d^{9} é ter um 3d “quase cheio”. Se trocar um elétron do 4s pelo 3d, ganha-se a grande estabilidade de um 3d cheio ( 3d^{10}), e isso compensa o custo energético de retirar um elétron do 4s. Resultado: o estado de menor energia (estado fundamental) do cobre tem configuração com 3d^{10} e apenas um elétron em 4s.
Observação experimental e outras exceções
  • Essa conclusão não é só teoria abstrata: medidas espectroscópicas mostram que o cobre neutro tem de fato \mathrm{[Ar]}\,4s^{1}3d^{10}.
  • Outro átomo que apresenta exceção similar é o cromo: \mathrm{[Ar]}\,4s^{1}3d^{5} (metade cheia 3d^{5} é também estável). Então é um padrão: meios cheios ou totalmente cheios de d geram estabilidade extra.

Passo 5

Aplicando tudo isso de forma prática, na prova faça assim:
  • Escreva o núcleo \mathrm{[Ar]} para os primeiros 18 elétrons.
  • Distribua os 11 restantes considerando a ordem de preenchimento, mas cheque se ao completar ou meio-completar o subnível d a energia total melhora.
  • Para Z=29 você encontrará que a configuração de menor energia observada experimentalmente é:
\mathrm{[Ar]}\,4s^{1}3d^{10}.
  • Ao justificar, mencione sempre a proximidade energética entre 4s e 3d e a estabilidade extra de um subnível d completamente preenchido (energia de troca / menor repulsão total).

Resposta

\mathrm{[Ar]}\,4s^{1}3d^{10}
Porque os orbitais 4s e 3d têm energias muito próximas e a configuração com o subnível 3d completamente preenchido ( 3d^{10}) oferece estabilização extra (energia de troca e menor energia total), o que compensa a remoção de um elétron do 4s, tornando \mathrm{[Ar]}\,4s^{1}3d^{10} a configuração de menor energia.

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