Dados os átomos a seguir: a) \mathrm{Li}, \mathrm{Na}, \mathrm{K}, \mathrm{Rb}, \mathrm{b}) \mathrm{Mg}, \mathrm{Be}, \mathrm{Ca} \mathrm{c}) \mathrm{Br}, \mathrm{Cl}, \mathrm{I}, \mathrm{F}.
a) Faça a distribuição eletrônica e indique quantos elétrons de valencia tem cada elemento
b) Faça a distribuição eletrônica indicando o core (núcleo) do gás nobre correspondente.
c) Escreva a distribuição eletrônica dos íons: \mathrm{Li}^{+}, \mathrm{Rb}^{+}, \mathrm{Be}^{2+}, \mathrm{Cl}^{-}e \mathrm{F}^{-}
d) Indique que compostos iônicos poderão ser formados a partir desses elementos: \mathrm{Na} ; \mathrm{Cl} ; \mathrm{Ca} ; \mathrm{Mg}, \mathrm{Br}, \mathrm{F}. Escreva as estruturas de Lewis e as fórmulas mínimas.
e) Coloque os átomos em ordem crescente (por grupos de elementos) com relação a: eletronegatividade, potencial de ionização e raio atômico. (explicar)

Passo 1

Você me deu três conjuntos de átomos e pediu várias coisas. Vou listar com clareza o que o enunciado pede e quais elementos aparecem:
  • Conjuntos de átomos:
    • a) \mathrm{Li},\\ \mathrm{Na},\\ \mathrm{K},\\ \mathrm{Rb}
    • b) \mathrm{Mg},\\ \mathrm{Be},\\ \mathrm{Ca}
    • c) \mathrm{Br},\\ \mathrm{Cl},\\ \mathrm{I},\\ \mathrm{F}
  • Perguntas que o enunciado faz:
    1. (a) Fazer a distribuição eletrônica de cada elemento do item (a) e indicar quantos elétrons de valência tem cada um.
    2. (b) Fazer a distribuição eletrônica dos elementos do item (b) indicando explicitamente o “core” (o núcleo eletrônico) correspondente ao gás nobre.
    3. (c) Escrever a distribuição eletrônica dos íons: \mathrm{Li}^+,\\ \mathrm{Rb}^+,\\ \mathrm{Be}^{2+},\\ \mathrm{Cl}^-,\\ \mathrm{F}^-.
    4. (d) Indicar quais compostos iônicos podem ser formados a partir destes elementos: \mathrm{Na},\\ \mathrm{Cl},\\ \mathrm{Ca},\\ \mathrm{Mg},\\ \mathrm{Br},\\ \mathrm{F}; escrever as fórmulas mínimas e as estruturas de Lewis (mostrar a transferência de elétrons).
    5. (e) Para cada grupo de elementos (os três conjuntos acima), colocar os átomos em ordem crescente quanto a (i) eletronegatividade, (ii) potencial de ionização e (iii) raio atômico, e explicar por que (tudo com justificativa didática).
  • Informações relevantes dadas (implícitas no enunciado):
    • Todos os átomos são de elementos principais (bloco s e p), então podemos usar regras usuais de distribuição eletrônica (aufbau, Pauli, Hund) e contar valência pelas camadas externas.
    • Precisamos fornecer explicações didáticas passo a passo para que você entenda como chegar às respostas na prova.

Passo 2

Pequena revisão didática (essencial para não pular etapas):
  • Número atômico e elétrons: o número atômico Z de um elemento indica quantos elétrons neutros o átomo tem. Para montar uma distribuição eletrônica, colocamos Z elétrons nos orbitais seguindo regras.
  • Regras básicas para distribuir elétrons:
    • Regra de Aufbau (ordem de enchimento): orbitais são preenchidos aproximadamente na ordem: 1s,\;2s,\;2p,\;3s,\;3p,\;4s,\;3d,\;4p,\;5s,\ldots. Eu vou usar esta ordem pra escrever as configurações.
    • Princípio de exclusão de Pauli: cada orbital comporta no máximo 2 elétrons com spins opostos.
    • Regra de Hund: ao preencher orbitais degenerados (por exemplo os três 2p), primeiro colocamos um elétron em cada orbital com spins paralelos antes de parear.
  • Capacidade dos subníveis: s comporta 2 elétrons, p comporta 6, d comporta 10.
  • Síntese prática: para elementos do bloco s e p (como os do enunciado), a valência costuma ser o número de elétrons nas camadas mais externas (camada de maior n), e isso coincide com o grupo da tabela periódica (por ex. metais alcalinos têm 1 elétron de valência).
  • Notação com gás nobre (core): em vez de escrever toda a configuração, substituímos os elétrons internos pelo símbolo do gás nobre imediatamente anterior entre colchetes, por exemplo [\mathrm{He}],\\ [\mathrm{Ne}],\\ [\mathrm{Ar}],\\ [\mathrm{Kr}]. Isso mostra o “core” que fica inerte em muitas reações iônicas.

Passo 3

Como contar elétrons de valência (explicação prática):
  • Para elementos do bloco s e p, os elétrons de valência são os elétrons em todos os orbitais com maior número quântico principal n. Ex.: para \mathrm{Na} (configuração termina em 3s^1), a valência é 1 (o elétron no 3s).
  • Em íons de metais, ao formar cátions removemos elétrons primeiro da camada de maior n (por exemplo o 4s antes do 3d em elementos mais pesados); para os itens do enunciado apenas precisamos remover elétrons s externos para formar os cátions indicados.

Passo 4

Vou dar a distribuição completa (quando útil) e também a notação com gás nobre. Lembre-se: todos os símbolos químicos e expoentes estarão em TeX.
  • \mathrm{Li} ( Z=3):
    • Distribuição: \;1s^2\,2s^1.
    • Notação com gás nobre: [\mathrm{He}]\,2s^1.
    • Elétrons de valência: \;1 (apenas o elétron 2s^1).
  • \mathrm{Na} ( Z=11):
    • Distribuição: \;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1.
    • Notação com gás nobre: [\mathrm{Ne}]\,3s^1.
    • Elétrons de valência: \;1 (o 3s^1).
  • \mathrm{K} ( Z=19):
    • Distribuição: \;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^1.
    • Notação com gás nobre: [\mathrm{Ar}]\,4s^1.
    • Elétrons de valência: \;1 (o 4s^1).
  • \mathrm{Rb} ( Z=37):
    • Distribuição: \;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2\,3d^{10}\,4p^6\,5s^1.
    • Notação com gás nobre: [\mathrm{Kr}]\,5s^1.
    • Elétrons de valência: \;1 (o 5s^1).
(Nesta parte todos são metais alcalinos; fica claro que cada um tem exatamente \;1 elétron de valência.)

Passo 5

Para os elementos do item (b) vamos escrever a configuração usando explicitamente o gás nobre que representa o core.
  • \mathrm{Be} ( Z=4):
    • Notação com gás nobre: [\mathrm{He}]\,2s^2.
    • Aqui o core [\mathrm{He}] significa os elétrons internos 1s^2.
  • \mathrm{Mg} ( Z=12):
    • Notação com gás nobre: [\mathrm{Ne}]\,3s^2.
    • Aqui o core [\mathrm{Ne}] representa 1s^2\,2s^2\,2p^6.
  • \mathrm{Ca} ( Z=20):
    • Notação com gás nobre: [\mathrm{Ar}]\,4s^2.
    • Aqui o core [\mathrm{Ar}] representa 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6.
Explicação rápida: o “core” corresponde ao gás nobre do período anterior e contém os elétrons internos que, em química inorgânica simples, normalmente não participam diretamente da formação de ligações iônicas.

Passo 6

Regra prática: ao formar cátions de metais retiramos elétrons da camada de maior n; para ânions (haletos) adiciona-se elétron(s) ao orbital externo.
  • \mathrm{Li}^+: átomo neutro tem 3 elétrons; ao perder 1 elétron sobra 2.
    • Configuração: \;1s^2.
    • Notação com gás nobre: [\mathrm{He}].
  • \mathrm{Rb}^+: átomo neutro \mathrm{Rb} tem configuração [\mathrm{Kr}]\,5s^1; perde o 5s^1.
    • Configuração: [\mathrm{Kr}].
  • \mathrm{Be}^{2+}: átomo neutro \mathrm{Be} é [\mathrm{He}]\,2s^2; perdendo 2 elétrons fica com 2 elétrons totais.
    • Configuração: [\mathrm{He}].
  • \mathrm{Cl}^-: átomo neutro \mathrm{Cl} tem Z=17 com configuração [\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^5; ao ganhar um elétron fica com 18 elétrons.
    • Configuração: [\mathrm{Ar}].
  • \mathrm{F}^-: átomo neutro \mathrm{F} ( Z=9) tem [\mathrm{He}]\,2s^2\,2p^5; ao ganhar um elétron fica com 10 elétrons.
    • Configuração: [\mathrm{Ne}].
Observação didática: veja que muitos íons simples alcançam a configuração do gás nobre mais próximo — por isso a estabilidade iônica.

Passo 7

Princípio: metais tendem a perder elétrons formando cátions com cargas positivas típicas (Na \to +1, Mg \to +2, Ca \to +2); halogênios ganham elétrons formando ânions com carga -1 (Cl ^-, Br ^-, F ^-). Combinando cargas obtém-se fórmulas mínimas elétroneutralas.
Possíveis compostos entre os elementos fornecidos:
  • Sódio com halogênios:
    • \mathrm{NaCl}, \mathrm{NaBr}, \mathrm{NaF}.
  • Magnésio com halogênios:
    • \mathrm{MgCl}_2, \mathrm{MgBr}_2, \mathrm{MgF}_2.
  • Cálcio com halogênios:
    • \mathrm{CaCl}_2, \mathrm{CaBr}_2, \mathrm{CaF}_2.
Agora as estruturas de Lewis (mostrando a transferência de elétrons). Vou representar cátions como [\mathrm{X}^{+}] ou [\mathrm{X}^{2+}] e ânions com dois pontos : para indicar pares de elétrons; por exemplo :\mathrm{Cl}^-: mostra os oito elétrons ao redor de \mathrm{Cl}^-.
  • Para \mathrm{NaCl}:
    • Transferência: \mathrm{Na} \longrightarrow \mathrm{Na}^+ + e^- e \mathrm{Cl} + e^- \longrightarrow \mathrm{Cl}^-.
    • Lewis iônico (simplificado): [\mathrm{Na}^+]\;:\mathrm{Cl}^-:.
    • Fórmula mínima: \mathrm{NaCl}.
  • Para \mathrm{MgCl}_2:
    • Transferência: \mathrm{Mg} \longrightarrow \mathrm{Mg}^{2+} + 2e^-; 2\!\times\!(\mathrm{Cl} + e^- \longrightarrow \mathrm{Cl}^-).
    • Lewis iônico (simplificado): [\mathrm{Mg}^{2+}]\;:\mathrm{Cl}^-:\;:\mathrm{Cl}^-:.
    • Fórmula mínima: \mathrm{MgCl}_2.
  • Para \mathrm{CaF}_2:
    • Transferência: \mathrm{Ca} \longrightarrow \mathrm{Ca}^{2+} + 2e^-; 2\!\times\!(\mathrm{F} + e^- \longrightarrow \mathrm{F}^-).
    • Lewis iônico (simplificado): [\mathrm{Ca}^{2+}]\;:\mathrm{F}^-:\;:\mathrm{F}^-:.
    • Fórmula mínima: \mathrm{CaF}_2.
Você pode formar análogos iguais trocando os halogênios (Cl ↔ Br ↔ F) mantendo as mesmas estequiometrias. Em provas normalmente basta mostrar um exemplo de cada tipo (metal monovalente com haleto; metal divalente com dois haletos).

Passo 8

Primeiro, regras gerais (didático e simples):
  • Eletronegatividade ( \chi): tendência de um átomo atrair elétrons numa ligação. Na tabela periódica, \chi aumenta para a direita e para cima (o top-right é mais eletronegativo). Em um mesmo grupo, a eletronegatividade diminui ao descer o grupo (porque os elétrons adicionados ficam mais afastados do núcleo e o efeito de atração é menor).
  • Energia de ionização ( E_i): energia necessária para remover um elétron do átomo no estado gasoso. Geralmente aumenta para a direita e para cima; portanto, dentro de um grupo, E_i diminui ao descer.
  • Raio atômico ( r): distância típica do núcleo até a “nuvem” eletrônica externa. Em um grupo, o raio aumenta ao descer (novo nível n mais externo); em um período, diminui para a direita. Assim, em um grupo, a ordem crescente é do topo para baixo.
Agora as ordens pedidas (colocadas de forma crescente, ou seja do menor para o maior, com uma curta justificativa).
  • Grupo a) \mathrm{Li},\\ \mathrm{Na},\\ \mathrm{K},\\ \mathrm{Rb} (alcalinos):
    • Eletronegatividade (crescente): \mathrm{Rb} < \mathrm{K} < \mathrm{Na} < \mathrm{Li}.
      • Justificativa: desce-se o grupo aumenta-se o tamanho e aumenta o blindamento, então menor atração por elétrons → menor \chi.
    • Potencial de ionização (crescente): \mathrm{Rb} < \mathrm{K} < \mathrm{Na} < \mathrm{Li}.
      • Justificativa: mais fácil remover elétron quando ele está mais longe do núcleo; portanto E_i diminui ao descer.
    • Raio atômico (crescente): \mathrm{Li} < \mathrm{Na} < \mathrm{K} < \mathrm{Rb}.
      • Justificativa: cada elemento abaixo tem um nível quântico principal maior n, então maior raio.
  • Grupo b) \mathrm{Be},\\ \mathrm{Mg},\\ \mathrm{Ca} (alcalino-terrosos):
    • Eletronegatividade (crescente): \mathrm{Ca} < \mathrm{Mg} < \mathrm{Be}.
    • Potencial de ionização (crescente): \mathrm{Ca} < \mathrm{Mg} < \mathrm{Be}.
    • Raio atômico (crescente): \mathrm{Be} < \mathrm{Mg} < \mathrm{Ca}.
    • (As justificativas seguem a mesma lógica de blindagem e número quântico principal n.)
  • Grupo c) \mathrm{F},\\ \mathrm{Cl},\\ \mathrm{Br},\\ \mathrm{I} (halogênios) — note: você listou na pergunta \mathrm{Br},\mathrm{Cl},\mathrm{I},\mathrm{F}; eu ordeno aqui de forma clara:
    • Eletronegatividade (crescente): \mathrm{I} < \mathrm{Br} < \mathrm{Cl} < \mathrm{F}.
      • Justificativa: flúor é o mais eletronegativo (topo do grupo), iodeto está mais abaixo e é menos eletronegativo.
    • Potencial de ionização (crescente): \mathrm{I} < \mathrm{Br} < \mathrm{Cl} < \mathrm{F}.
      • Justificativa: elétrons externos mais afastados tornam mais fácil removê-los; portanto E_i é menor para baixo do grupo.
    • Raio atômico (crescente): \mathrm{F} < \mathrm{Cl} < \mathrm{Br} < \mathrm{I}.
      • Justificativa: cada halogênio abaixo tem níveis eletrônicos com maior n, logo maior raio.

Resposta

a) \mathrm{Li}:\;1s^2\,2s^1\;([\mathrm{He}]\,2s^1) — valência 1;\quad \mathrm{Na}:\;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1\;([\mathrm{Ne}]\,3s^1) — valência 1;\quad \mathrm{K}:\;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^1\;([\mathrm{Ar}]\,4s^1) — valência 1;\quad \mathrm{Rb}:\;1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2\,3d^{10}\,4p^6\,5s^1\;([\mathrm{Kr}]\,5s^1) — valência 1.
b) \mathrm{Be}:\;[\mathrm{He}]\,2s^2;\quad \mathrm{Mg}:\;[\mathrm{Ne}]\,3s^2;\quad \mathrm{Ca}:\;[\mathrm{Ar}]\,4s^2. (Aqui o core indicado é [\mathrm{He}],\\ [\mathrm{Ne}],\\ [\mathrm{Ar}], respectivamente.)
c) \mathrm{Li}^+:\;1s^2\;([\mathrm{He}]);\quad \mathrm{Rb}^+:\;[\mathrm{Kr}];\quad \mathrm{Be}^{2+}:\;1s^2\;([\mathrm{He}]);\quad \mathrm{Cl}^-:\;[\mathrm{Ar}];\quad \mathrm{F}^-:\;[\mathrm{Ne}].
d) Compostos iônicos possíveis (fórmulas mínimas) e Lewis (simplificado):
  • \mathrm{NaCl},\\ \mathrm{NaBr},\\ \mathrm{NaF}. Ex.: \mathrm{NaCl}:\\ [\mathrm{Na}^+]\;:\mathrm{Cl}^-:.
  • \mathrm{MgCl}_2,\\ \mathrm{MgBr}_2,\\ \mathrm{MgF}_2. Ex.: \mathrm{MgCl}_2:\\ [\mathrm{Mg}^{2+}]\;:\mathrm{Cl}^-:\;:\mathrm{Cl}^-:.
  • \mathrm{CaCl}_2,\\ \mathrm{CaBr}_2,\\ \mathrm{CaF}_2. Ex.: \mathrm{CaF}_2:\\ [\mathrm{Ca}^{2+}]\;:\mathrm{F}^-:\;:\mathrm{F}^-:.
e) Ordens crescentes (do menor para o maior) com justificativa breve:
  • Grupo a) \mathrm{Li},\mathrm{Na},\mathrm{K},\mathrm{Rb}:
    • Eletronegatividade: \mathrm{Rb} < \mathrm{K} < \mathrm{Na} < \mathrm{Li}.
    • Potencial de ionização: \mathrm{Rb} < \mathrm{K} < \mathrm{Na} < \mathrm{Li}.
    • Raio atômico: \mathrm{Li} < \mathrm{Na} < \mathrm{K} < \mathrm{Rb}.
    • (Justificativa: descendo o grupo aumenta n e blindagem → menor \chi e menor E_i; raio aumenta ao descer.)
  • Grupo b) \mathrm{Be},\mathrm{Mg},\mathrm{Ca}:
    • Eletronegatividade: \mathrm{Ca} < \mathrm{Mg} < \mathrm{Be}.
    • Potencial de ionização: \mathrm{Ca} < \mathrm{Mg} < \mathrm{Be}.
    • Raio atômico: \mathrm{Be} < \mathrm{Mg} < \mathrm{Ca}.
    • (Mesma lógica de blindagem e nível n.)
  • Grupo c) \mathrm{F},\mathrm{Cl},\mathrm{Br},\mathrm{I}:
    • Eletronegatividade: \mathrm{I} < \mathrm{Br} < \mathrm{Cl} < \mathrm{F}.
    • Potencial de ionização: \mathrm{I} < \mathrm{Br} < \mathrm{Cl} < \mathrm{F}.
    • Raio atômico: \mathrm{F} < \mathrm{Cl} < \mathrm{Br} < \mathrm{I}.
    • (Justificativa: top-right mais atraente eletronicamente; para baixo do grupo maior raio e menor \chi e E_i.)
Boa! Você agora tem as configurações, os elétrons de valência, os íons, exemplos de compostos iônicos com suas estruturas de Lewis simplificadas e as ordens pedidas com justificativas. Se quiser, eu monto um resumo em forma de tabela compacta para consulta rápida da prova.

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