Descreva a distribuição e ocupação dos orbitais nos átomos polieletrônicos segundo o diagrama de Aufbau, citando as exceções relevantes.

Passo 1

Você pediu uma descrição de como os elétrons se distribuem e ocupam os orbitais em átomos polieletrônicos segundo o diagrama de Aufbau e que eu cite as exceções relevantes.
Informações dadas (implícitas no pedido): queremos (1) as regras gerais que orientam a ocupação de orbitais, (2) a ordem usual de preenchimento (diagrama de Aufbau / regra n+\ell) e (3) as exceções experimentais mais importantes (especialmente em metais de transição). Não há nenhum dado numérico específico fornecido sobre um átomo particular — a resposta deve ser geral e com exemplos.

Passo 2

Apresentando as regras básicas que controlam a ocupação eletrônica (cada uma explicada devagar e com exemplos):
  1. Princípio de exclusão de Pauli. Ele diz que um orbital atômico pode conter no máximo dois elétrons, e quando tem dois eles devem ter spins opostos.
    • Em notação: cada orbital é identificado (por exemplo) por \,1s\,,\,2p_x\,,\,3d_{xy}\, e cada orbital aceita até dois elétrons com spins \uparrow e \downarrow.
    • Exemplo concreto: o orbital \,1s\, fechado é \,1s^2 (dois elétrons de spins opostos).
  2. Regra de Hund (máxima multiplicidade). Ao ocupar orbitais degenerados (mesma energia, por exemplo os três orbitais 2p), preencha primeiro com elétrons desemparelhados e com spins paralelos antes de começar a emparelhar.
    • Isso minimiza repulsão eletrostática e maximiza a energia de troca (estabilização).
    • Exemplo: para \,2p^3 (como no nitrogênio), distribui-se um elétron em cada um dos três orbitais 2p_x,2p_y,2p_z com spins paralelos: \,(2p_x\uparrow)(2p_y\uparrow)(2p_z\uparrow).
  3. Regra de Aufbau / regra de Madelung. Os orbitais enchem na ordem de energia crescente dada aproximadamente pelo valor de \,n+\ell, onde \,n é o número quântico principal e \,\ell o número quântico azimutal ( \ell=0 para s, \ell=1 para p, \ell=2 para d, \ell=3 para f). Se dois orbitais tiverem o mesmo \,n+\ell, preenche primeiro o de menor n.
    • Como aplicar: calcule \,n+\ell para cada orbital e ordene por valor crescente; em empate, menor n primeiro.
    • Exemplo: para \,4s temos n=4,\ell=0 então n+\ell=4; para \,3d temos n=3,\ell=2 então n+\ell=5. Logo \,4s costuma preencher antes de \,3d.

Passo 3

A ordem prática de preenchimento (diagrama de Aufbau usual, escrita na sequência de energia crescente) — vou listar os orbitais comumente usados até a sétima camada:
1s,\;2s,\;2p,\;3s,\;3p,\;4s,\;3d,\;4p,\;5s,\;4d,\;5p,\;6s,\;4f,\;5d,\;6p,\;7s,\;5f,\;6d,\;\dots
  • Observação pedagógica: essa lista vem da aplicação da regra n+\ell e do desempate por menor n. Na prática, para átomos leves essa ordem funciona bem; para átomos mais pesados há efeitos adicionais (relativísticos, interação entre elétrons) que alteram levemente as energias.
  • Exemplo de preenchimento passo a passo: para o oxigênio ( Z=8) aplicamos a ordem: \,1s^2\, (2 e-) → \,2s^2\, (mais 2 e-) → restam 8-4=4 elétrons que vão em \,2p. Aplicando Hund, \,2p^4 se escreve como dois orbitais 2p com elétrons emparelhados e um orbital com elétron único: configuração final \,1s^2\,2s^2\,2p^4.

Passo 4

Como usar isso na prova (passo a passo prático):
  1. Determine o número atômico Z (número de elétrons num átomo neutro). Escreva os orbitais na ordem do item anterior.
  2. Vá “colocando” elétrons, lembrando Pauli (máx. 2 por orbital) e Hund (preencha orbitais degenerados com elétrons desemparelhados antes de emparelhar).
  3. Se chegar a um metal de transição ou um elemento pesado, fique atento: a ordem prediz o estado inicial, mas configurações observadas podem diferir (veja passo sobre exceções).
  • Exemplo: ferro neutro \,(\mathrm{Fe},\,Z=26) pela sequência padrão: \,[Ar]\,4s^2\,3d^6. Aqui uso o gás nobre [Ar] para abreviar os primeiros 18 elétrons; o restante preenche conforme a ordem indicada.

Passo 5

Exceções importantes — quais são e porquê (explicação didática e exemplos):
  1. Padrão de exceção: meio-subshell ( d^5) e subshell cheio ( d^{10}) tendem a ser especialmente estáveis. Por isso, às vezes um elétron do orbital ns “migre” para completar ou meio-completar o subnível d. A razão física simples: ganho de energia de troca (estabilização por spins paralelos) e menor energia total quando o d fica meio cheio ou cheio; também a diferença de energia entre ns e (n-1)d é pequena.
  2. Exemplos clássicos (configuração esperada pelo Aufbau → configuração experimental observada):
    • Cromo ( \mathrm{Cr},\,Z=24): esperado \,[Ar]\,3d^4\,4s^2 → observado \,[Ar]\,3d^5\,4s^1.
    • Cobre ( \mathrm{Cu},\,Z=29): esperado \,[Ar]\,3d^9\,4s^2 → observado \,[Ar]\,3d^{10}\,4s^1.
    • Molibdênio ( \mathrm{Mo},\,Z=42): observado \,[Kr]\,4d^5\,5s^1 (análogo ao Cr).
    • Prata ( \mathrm{Ag},\,Z=47): observado \,[Kr]\,4d^{10}\,5s^1 (análogo ao Cu).
    • Ouro ( \mathrm{Au},\,Z=79): observado tipicamente \,[Xe]\,4f^{14}\,5d^{10}\,6s^1. Aqui também entram efeitos relativísticos que estabilizam orbitais s.
    • Paládio ( \mathrm{Pd},\,Z=46): esperado [Kr]\,4d^8\,5s^2 → observado [Kr]\,4d^{10}\,5s^0 (subnível d completamente preenchido e s vazio).
    • Outros casos na região dos metais de transição: nióbio ( \mathrm{Nb}), rutênio ( \mathrm{Ru}), ródio ( \mathrm{Rh}), platina ( \mathrm{Pt}) têm variações que dependem de pequena diferença de energia entre ns e (n-1)d; por exemplo \mathrm{Nb} costuma apresentar [Kr]\,4d^4\,5s^1 em vez de [Kr]\,4d^3\,5s^2.
  3. Por que essas exceções ocorrem (explicação simples):
    • Energia muito parelha entre ns e (n-1)d em metais de transição faz com que transferência de elétrons entre eles cause ganho de energia por emparelhamento/ troca no d.
    • Em elementos pesados, efeitos relativísticos (contração de orbitais s, expansão/estabilização de d) mudam as energias relativas.
    • Conclusão prática: o Aufbau dá uma excelente primeira aproximação; as configurações observadas são determinadas experimentalmente por espectroscopia e podem mostrar essas exceções.

Passo 6

Comportamento ao ionizar (dica muito útil em provas):
  • Ao formar cátions, os elétrons \,ns são geralmente removidos antes dos elétrons (n-1)d, mesmo se na configuração do átomo neutro \,ns aparece preenchido.
    • Exemplo: para \mathrm{Fe} neutro escrevemos [Ar]\,4s^2\,3d^6. Para \mathrm{Fe}^{2+} a configuração eletrônica é [Ar]\,3d^6 (os dois elétrons 4s são removidos primeiro).
  • Raciocínio prático: em íons, a energia do subnível d costuma ficar mais baixa que a do subnível s correspondente, portanto s sai antes.

Passo 7

Resumo prático para a prova — checklist rápido (o que decorar e o que calcular):
  • Decore/tenha em mente: Princípio de Pauli, Regra de Hund e regra n+\ell (Madelung). Use a sequência do Passo 3 para montar configurações.
  • Decore as exceções mais clássicas: \mathrm{Cr}:\,[Ar]\,3d^5\,4s^1, \mathrm{Cu}:\,[Ar]\,3d^{10}\,4s^1, \mathrm{Mo}:\,[Kr]\,4d^5\,5s^1, \mathrm{Ag}:\,[Kr]\,4d^{10}\,5s^1, \mathrm{Pd}:\,[Kr]\,4d^{10}\,5s^0, \mathrm{Au}:\,[Xe]\,4f^{14}\,5d^{10}\,6s^1, e tenha em mente que elementos de transição frequentemente apresentam variações.
  • Lembre: ao representar configurações de íons, remova elétrons ns antes dos (n-1)d.
  • Se a questão pedir justificação física (nível superior): mencione estabilização por troca, pequena diferença energetica ns vs (n-1)d, e efeitos relativísticos para elementos pesados.

Resposta

Princípios: Princípio de Pauli (máx. 2 elétrons por orbital, spins opostos) ;\ Regra de Hund (preencher orbitais degenerados com elétrons desemparelhados e spins paralelos antes de emparelhar) ;\ Regra de Aufbau / Madelung (ordenar orbitais por n+\ell; em empate, menor n primeiro) .\nOrdem prática (usada para encher elétrons): \;1s,\;2s,\;2p,\;3s,\;3p,\;4s,\;3d,\;4p,\;5s,\;4d,\;5p,\;6s,\;4f,\;5d,\;6p,\;7s,\;5f,\;6d,\dots.\nExceções importantes (observadas experimentalmente): \mathrm{Cr}:\,[Ar]\,3d^5\,4s^1;\ \mathrm{Cu}:\,[Ar]\,3d^{10}\,4s^1;\ \mathrm{Mo}:\,[Kr]\,4d^5\,5s^1;\ \mathrm{Ag}:\,[Kr]\,4d^{10}\,5s^1;\ \mathrm{Pd}:\,[Kr]\,4d^{10}\,5s^0;\ \mathrm{Au}:\,[Xe]\,4f^{14}\,5d^{10}\,6s^1; (além de variações em \mathrm{Nb},\mathrm{Ru},\mathrm{Rh},\mathrm{Pt} etc.).\nCausa das exceções: pequena diferença energética entre ns e (n-1)d, ganho de energia por troca ao obter subníveis d meio-cheios ou cheios, e efeitos relativísticos em elementos pesados.\nIons: ao ionizar, os elétrons ns são geralmente removidos antes dos (n-1)d (ex.: \mathrm{Fe}:[Ar]\,4s^2\,3d^6 \to \mathrm{Fe}^{2+}:[Ar]\,3d^6).

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