a) Qual a configuração eletrônica do He , \mathrm{Li}, \mathrm{Na}, \mathrm{O}, \mathrm{Cl}, \mathrm{Na}^{+}, \mathrm{Ca}, \mathrm{Ca}^{2+}, \mathrm{Cl}^{-}e \mathrm{Al}^{3+} ?
B) Explique a formação do NaCl na proporção de 1: 1 e do \mathrm{CaCl}_{2} na proporção de 1:2, tomando como base suas configurações eletrônicas.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas:
  • (a) Determinar a configuração eletrônica dos seguintes átomos e íons: \mathrm{He}, \mathrm{Li}, \mathrm{Na}, \mathrm{O}, \mathrm{Cl}, \mathrm{Na}^{+}, \mathrm{Ca}, \mathrm{Ca}^{2+}, \mathrm{Cl}^{-} e \mathrm{Al}^{3+}.
  • (b) Explicar por que o cloreto de sódio forma-se na proporção 1:1 (ou seja, \mathrm{NaCl}) e por que o cloreto de cálcio forma-se na proporção 1:2 (ou seja, \mathrm{CaCl}_2), tomando como base as configurações eletrônicas desses elementos.
Informações relevantes que vou usar (contadas do enunciado e da tabela periódica):
  • Número de elétrons neutros = número atômico Z de cada elemento: \mathrm{He}: Z=2, \mathrm{Li}: Z=3, \mathrm{O}: Z=8, \mathrm{Na}: Z=11, \mathrm{Cl}: Z=17, \mathrm{Ca}: Z=20, \mathrm{Al}: Z=13.
  • Íons têm número de elétrons igual a Z menos (ou mais) a carga: ex. \mathrm{Na}^{+} tem 11-1=10 elétrons, \mathrm{Ca}^{2+} tem 20-2=18, \mathrm{Cl}^{-} tem 17+1=18, \mathrm{Al}^{3+} tem 13-3=10.

Passo 2

Relembrando as regras para montar configurações eletrônicas (resumão didático):
  • Princípio de Aufbau (ordem de preenchimento): os orbitais são preenchidos na ordem de energia aproximada
1s \rightarrow 2s \rightarrow 2p \rightarrow 3s \rightarrow 3p \rightarrow 4s \rightarrow 3d \rightarrow \dots
Isto significa que, para os elementos até o cálcio, normalmente conseguimos preencher até 4s sem mexer em 3d.
  • Princípio de exclusão de Pauli: cada orbital comporta no máximo dois elétrons, com spins opostos. Escrevemos isso como expoente: 1s^2 significa dois elétrons no orbital 1s.
  • Regra de Hund: ao preencher orbitais degenerados (ex.: os três orbitais 2p), primeiro coloca-se um elétron em cada orbital com spins paralelos antes de começar a emparelhar. Ex.: para 2p^3 teremos um elétron em cada um dos três orbitais p.
  • Notação: escreverei as configurações no formato padrão, por exemplo \;1s^2\,2s^2\,2p^6. Também usarei a forma abreviada com gás nobre quando for conveniente, por exemplo [Ne] para 1s^2 2s^2 2p^6.
Como usar isso na prova (dica prática rápida):
  • Conte o número de elétrons igual a Z.
  • Preencha os orbitais seguindo a ordem do Aufbau e aplicando Hund/Pauli.
  • Para íons, remova elétrons (se cátions) ou adicione (se ânions). Ao remover elétrons de metais que têm elétrons em 4s, os elétrons de 4s saem antes dos de 3d (ou seja, remove-se do orbital com maior n primeiro).

Passo 3

Montando as configurações dos átomos neutros (vou explicar a contagem em cada caso).
  • \mathrm{He} ( Z=2): dois elétrons ocupam o 1s.
    Configuração: \;1s^2.
  • \mathrm{Li} ( Z=3): preenche-se 1s^2 (dois elétrons) e sobra 1 elétron que vai para 2s.
    Configuração: \;1s^2\,2s^1.
  • \mathrm{O} ( Z=8): preenche-se 1s^2\,2s^2 (quatro elétrons) e restam 4 elétrons para os orbitais 2p. Como 2p comporta até 6, a configuração é
    \;1s^2\,2s^2\,2p^4.
    (Aplicando Hund: nos três orbitais 2p colocamos um elétron em cada até 2p^3; o quarto elétron emparelha um dos orbitais.)
  • \mathrm{Na} ( Z=11): preencher até 2p^6 (que totalizam 10 elétrons) e o elétron 11 vai para 3s.
    Configuração: \;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1. (Forma abreviada: [Ne]\,3s^1.)
  • \mathrm{Cl} ( Z=17): preencher até 3s^2 e em 3p colocar 5 elétrons (pois 3p comporta 6). Assim:
    \;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5. (Abreviado: [Ne]\,3s^2\,3p^5.)
  • \mathrm{Ca} ( Z=20): preenche-se até [Ar] (que é 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6, total 18 elétrons) e sobram 2 elétrons que ocupam 4s. Assim:
    \;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2. (Abreviado: [Ar]\,4s^2.)

Passo 4

Como obter as configurações dos íons a partir das neutras (regra prática): para cátions de metais, os elétrons são retirados primeiro do nível com maior número quântico principal n (por exemplo 4s antes de 3d). Para ânions, simplesmente acrescenta-se elétrons no próximo orbital disponível seguindo Hund/Aufbau.
Aplicando a regra aos íons pedidos:
  • \mathrm{Na}^{+}: \mathrm{Na} tem Z=11; \mathrm{Na}^{+} tem 11-1=10 elétrons. Os 10 elétrons correspondem à configuração do neônio:
    \;1s^2\,2s^2\,2p^6. (Abreviado: [Ne].)
  • \mathrm{Ca}^{2+}: \mathrm{Ca} tem Z=20; \mathrm{Ca}^{2+} tem 20-2=18 elétrons. Removendo os dois elétrons do 4s (que são os de maior n na configuração neutra [Ar]\,4s^2), sobra a configuração do argônio:
    \;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6. (Abreviado: [Ar].)
  • \mathrm{Cl}^{-}: \mathrm{Cl} tem Z=17; \mathrm{Cl}^{-} tem 17+1=18 elétrons. Adicionando um elétron ao \mathrm{Cl} neutro ( 3p^5 3p^6) obtemos a configuração do argônio:
    \;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6. (Abreviado: [Ar].)
  • \mathrm{Al}^{3+}: \mathrm{Al} tem Z=13; \mathrm{Al}^{3+} tem 13-3=10 elétrons. Removendo três elétrons da configuração neutra [Ne]\,3s^2\,3p^1 (remove-se 3p^1 e 3s^2), o íon fica com a configuração do neônio:
    \;1s^2\,2s^2\,2p^6. (Abreviado: [Ne].)

Passo 5

Explicação da formação de compostos iônicos com base nas configurações eletrônicas (a parte conceitual que responde (b), passo a passo e com exemplos):
  1. Ideia central — Regra do octeto/noble-gas: átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons de modo a atingir uma configuração eletrônica estável semelhante à de um gás nobre (configuração com octeto no nível mais externo: s^2 p^6 quando aplicável). Para metais é energeticamente favorável perder elétrons (formando cátions); para não-metais é favorável ganhar elétrons (formando ânions).
  2. Caso \mathrm{Na} e \mathrm{Cl}:
  • \mathrm{Na} (neutro) tem configuração [Ne]\,3s^1. Perder um elétron do 3s \mathrm{Na}^{+} com configuração [Ne], estável.
    Reação de ionização (esquemática): \mathrm{Na} \rightarrow \mathrm{Na}^{+} + e^{-}.
  • \mathrm{Cl} (neutro) tem configuração [Ne]\,3s^2\,3p^5. Ganhar um elétron completa o 3p e forma \mathrm{Cl}^{-} com configuração [Ar]: \mathrm{Cl} + e^{-} \rightarrow \mathrm{Cl}^{-}.
  • Como \mathrm{Na}^{+} tem carga +1 e \mathrm{Cl}^{-} tem carga -1, a atração eletrostática entre eles dá um sólido iônico neutro em proporção 1:1: \mathrm{Na}^{+} + \mathrm{Cl}^{-} \rightarrow \mathrm{NaCl}.Ou seja, para neutralizar a carga +1 de um \mathrm{Na}^{+} precisa-se de exatamente um \mathrm{Cl}^{-}; daí a estequiometria 1:1.
  1. Caso \mathrm{Ca} e \mathrm{Cl}:
  • \mathrm{Ca} (neutro) tem configuração [Ar]\,4s^2. Perder dois elétrons (os dois do 4s) forma \mathrm{Ca}^{2+} com configuração [Ar]: \mathrm{Ca} \rightarrow \mathrm{Ca}^{2+} + 2e^{-}.Assim \mathrm{Ca}^{2+} tem carga +2.
  • Cada \mathrm{Cl} aceita um elétron formando \mathrm{Cl}^{-} (carga -1) como no item anterior.
  • Para neutralizar a carga +2 de um \mathrm{Ca}^{2+} são necessários dois íons \mathrm{Cl}^{-} (cada um com -1), resultando na razão 1:2: \mathrm{Ca}^{2+} + 2\,\mathrm{Cl}^{-} \rightarrow \mathrm{CaCl}_2.Essa é a explicação da estequiometria: equilíbrio de cargas (soma das cargas do cátion mais das cargas dos ânions = zero).
  1. Observação energética (curta e prática): a tendência de um átomo perder ou ganhar elétrons depende da energia necessária para remover elétrons (energia de ionização) e da energia liberada ao ganhar elétrons (afinidade eletrônica). Metais alcalinos como \mathrm{Na} têm baixa energia de ionização para o elétron 3s, não custando muito formar \mathrm{Na}^{+}. O cloro tem afinidade eletrônica alta o suficiente para formar \mathrm{Cl}^{-}. Essas características, juntas com a busca pelo octeto, explicam porque a transferência de elétrons e a formação de compostos iônicos ocorrem.

Passo 6

Resumo prático para a prova (como responder rapidamente):
  • Escreva as configurações pedidas seguindo os passos que usei.
  • Para justificar fórmulas iônicas, escreva as configurações dos íons envolvidos e mostre a neutralização das cargas (ex.: \mathrm{Na}^{+} + \mathrm{Cl}^{-} \to \mathrm{NaCl}; \mathrm{Ca}^{2+} + 2\,\mathrm{Cl}^{-} \to \mathrm{CaCl}_2 ).

Resposta

\mathrm{He}:\;1s^2
\mathrm{Li}:\;1s^2\,2s^1
\mathrm{Na}:\;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1 (abreviado: [Ne]\,3s^1)
\mathrm{O}:\;1s^2\,2s^2\,2p^4
\mathrm{Cl}:\;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5 (abreviado: [Ne]\,3s^2\,3p^5)
\mathrm{Na}^{+}:\;1s^2\,2s^2\,2p^6 (abreviado: [Ne])
\mathrm{Ca}:\;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2 (abreviado: [Ar]\,4s^2)
\mathrm{Ca}^{2+}:\;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6 (abreviado: [Ar])
\mathrm{Cl}^{-}:\;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6 (abreviado: [Ar])
\mathrm{Al}^{3+}:\;1s^2\,2s^2\,2p^6 (abreviado: [Ne])
NaCl: proporção 1:1 porque \mathrm{Na} forma \mathrm{Na}^{+} (carga +1) e \mathrm{Cl} forma \mathrm{Cl}^{-} (carga -1); uma unidade de cada neutraliza a carga.
CaCl _2: proporção 1:2 porque \mathrm{Ca} forma \mathrm{Ca}^{2+} (carga +2) e cada \mathrm{Cl} forma \mathrm{Cl}^{-} (carga -1); são necessários dois \mathrm{Cl}^{-} para neutralizar um \mathrm{Ca}^{2+}.

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