1- Considere um átomo neutro de enxofre (S), que possui número atômico 16. De acordo com a distribuição eletrônica em subníveis de energia e a Regra de Hund, \
(a) Qual é a configuração eletrônica correta do enxofre em seu estado fundamental? \
(b) Explique, de acordo com a Regra de Hund, qual deve ser a carga mais estável para o átomo de enxofre isolado. \

Passo 1

O enunciado dá que o átomo de enxofre tem número atômico 16 (ou seja, 16 elétrons no átomo neutro) e pede duas coisas:
  • (a) qual é a configuração eletrônica correta do enxofre no estado fundamental;
  • (b) explicar, usando a Regra de Hund, qual carga (ou estado iônico) é a mais estável para o átomo de enxofre isolado.
Informações relevantes dadas:
  • número atômico =16 16 elétrons para distribuir;
  • deve aplicar a distribuição eletrônica em subníveis e a Regra de Hund para justificar a resposta.

Passo 2

Rápida revisão das regras que vou usar (cada ponto explicado de forma simples):
  • Princípio de Aufbau (preenchimento): os elétrons ocupam primeiro os subníveis de menor energia. A ordem de energia útil aqui é
1s < 2s < 2p < 3s < 3p.
  • Princípio de Pauli: cada orbital comporta no máximo 2 elétrons, e esses dois elétrons devem ter spins opostos (um “para cima” e outro “para baixo”).
  • Regra de Hund (explicação detalhada): quando existem vários orbitais degenerados (mesma energia), como os três orbitais p do mesmo nível, os elétrons ocupam primeiro cada orbital com um único elétron com spins paralelos (todos com o mesmo sentido, por exemplo \uparrow) antes de começar a emparelhar elétrons nesses orbitais. A ideia física é minimizar repulsões entre elétrons e maximizar o momento magnético total (maximizar o spin total), o que geralmente dá menor energia ao átomo.
Vou aplicar essas regras passo a passo para distribuir os 16 elétrons.

Passo 3

Distribuição dos 16 elétrons seguindo Aufbau e Pauli (contagem explícita):
  • Preenchemos o subnível 1s com 2 elétrons:
1s^2\quad(\text{já temos }2\text{ elétrons};\\ \text{restam }16-2=14).áé
  • Preenchemos 2s com 2 elétrons:
2s^2\quad(\text{já temos }2+2=4;\\ \text{restam }12).á
  • Preenchemos 2p; o subnível 2p comporta até 6 elétrons, então colocamos 6:
2p^6\quad(\text{já temos }4+6=10;\\ \text{restam }6).á
  • Preenchemos 3s com 2 elétrons:
3s^2\quad(\text{já temos }10+2=12;\\ \text{restam }4).á
  • Os 4 elétrons restantes vão no 3p, que comporta até 6. Assim:
3p^4.
Somando: 2+2+6+2+4=16 elétrons, ok.

Passo 4

Escrever a configuração final e a forma abreviada (notação com gás nobre):
  • Configuração completa:
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4.
  • Notação abreviada usando o gás nobre anterior ( \text{Ne}):
[\text{Ne}]\,3s^2\,3p^4.

Passo 5

Aplicando a Regra de Hund especificamente ao subnível 3p^4 (a parte que interessa para o estado magnético e para entender como os elétrons estão distribuídos):
  • O subnível p tem 3 orbitais degenerados ( p_x,p_y,p_z), cada um pode ter até 2 elétrons.
  • Pela Regra de Hund, colocamos primeiro um elétron com spin \uparrow em cada orbital: isso consome 3 elétrons:
3p:\\ \uparrow,\\ \uparrow,\\ \uparrow\quad(\text{ainda falta 1 elétron}).é
  • O quarto elétron deve entrar em um desses orbitais já ocupados, emparelhando-se com um dos que já estavam lá (por causa do limite de 2 elétrons/orbital). Então a distribuição final do 3p^4 é, por exemplo,
3p:\\ \uparrow\downarrow,\\ \uparrow,\\ \uparrow.
  • Consequência prática: há 2 elétrons desemparelhados (dois orbitais com um elétron cada) e um orbital com elétrons emparelhados. O spin total S é a soma dos spins dos elétrons desemparelhados; cada elétron desemparelhado tem spin +\tfrac{1}{2} (se assumirmos todos \uparrow para maximizar o spin), então
S = \tfrac{1}{2} + \tfrac{1}{2} = 1,
e a multiplicidade é 2S+1=3 (estado triplo). Isso explica por que o enxofre neutro tem dois elétrons desemparelhados no orbital 3p.

Passo 6

Agora a parte (b): qual carga é mais estável para o átomo de enxofre isolado, explicada com argumentos ligados à configuração eletrônica e à Regra de Hund (passo a passo e de forma qualitativa):
  • Objetivo químico geral: átomos tendem a adotar arranjos eletrônicos de menor energia. Dois caminhos comuns para se aproximarem de uma configuração eletrônica estável são:
    1. ganhar elétrons até completar a camada de valência (fechar o subnível p ou alcançar a configuração de gás nobre);
    2. perder elétrons até remover a camada de valência, também obtendo uma configuração mais estável (muito usada em metais).
  • Para o enxofre neutro temos valência em 3s^2\,3p^4. Completar o subnível 3p requer 2 elétrons a mais para chegar a 3p^6. Esse arranjo completo corresponde à configuração do argônio:
[\text{Ne}]\,3s^2\,3p^6 = [\text{Ar}],
que é muito estável (configuração de gás nobre).
  • Ganhar esses 2 elétrons transforma o átomo em S^{2-}. Esse íon tem subnível 3p preenchido, não tem elétrons desemparelhados na camada de valência e atinge uma configuração de baixa energia e alta estabilidade eletrônica.
  • Perder elétrons para formar cátions exigiria remover elétrons de 3p e 3s; para atingir uma configuração fechada por perda seria necessário, por exemplo, perder 6 elétrons para chegar a 1s^2\,2s^2\,2p^6 = [\text{Ne}], o que implica energias de ionização extremamente elevadas (muito desfavorável). Portanto perder muitos elétrons não é competitivo energeticamente.
  • A Regra de Hund entra na explicação de por que o 3p^4 tem dois elétrons desemparelhados e por que emparelhar dois elétrons adicionais (ao ganhar 2 elétrons) leva a uma situação muito mais estável: ao preencher 3p^6 elimina-se a necessidade de ocupar orbitais degenerados com elétrons desemparelhados, reduzindo a energia total do sistema ao alcançar uma camada completa.
  • Conclusão qualitativa (química comum): a carga mais estável que o enxofre tende a assumir em compostos e como tendência eletrônica é 2- (isto é, o íon \mathrm{S}^{2-}), porque completar o subnível 3p e atingir a configuração do gás nobre é energeticamente favorecido em comparação a formar cátions com muitas perdas de elétrons.

Passo 7

Observação prática e final (para não confundir):
  • Em fase gasosa isolada, a formação de ânions muito carregados pode ser desfavorável termodinamicamente por causa de repulsões e da energia necessária para acomodar elétrons extras sem ambiente estabilizante; porém, em sólidos, solventes ou na formação de compostos iônicos, o íon \mathrm{S}^{2-} é muito comum e estável. Para a maioria das questões de química básica e de provas, a resposta esperada para “qual carga mais estável” é \mathrm{S}^{2-}.

Resposta

(a) 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4 [\,\text{Ne}\,]\,3s^2\,3p^4
(b) A carga mais estável é 2- (íon \mathrm{S}^{2-}), pois ao ganhar dois elétrons o átomo atinge a configuração de gás nobre 3p^6, energeticamente muito favorável.

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