Escreva a configuração eletrônica dos átomos dos elementos abaixo (átomos neutros isolados) e prediga a carga mais provável, em cada caso, se íons forem formados:
F
F
Passo 1
O enunciado dá um átomo neutro isolado do elemento F (flúor) e pede duas coisas:
- Escrever a configuração eletrônica do átomo neutro.
- Predizer a carga mais provável que o íon formado por esse elemento teria (isto é, se for formar íon, qual carga é mais provável).
Informações relevantes que já estão no enunciado (implícitas):
- Trata-se de um átomo neutro isolado de flúor (nenhuma carga inicial).
- É preciso pensar em como os elétrons se distribuem nos orbitais e qual tendência de ganho/perda de elétrons o átomo tem.
Passo 2
Primeiro dado numérico importante: qual é o número atômico do flúor?
O número atômico é o número de prótons no núcleo e, num átomo neutro, também o número de elétrons. Para o flúor vale:
O número atômico é o número de prótons no núcleo e, num átomo neutro, também o número de elétrons. Para o flúor vale:
Logo o átomo neutro de flúor tem
elétrons para distribuir entre os orbitais.
Passo 3
Relembrando as regras básicas (pequena aula):
- Cada tipo de orbital comporta um máximo de elétrons:
Vou repetir isso devagar: um orbital cabe até elétrons, um conjunto de três orbitais cabe até , etc. - Ordem de preenchimento (princípio de Aufbau) até o segundo nível energético relevante aqui:
Ou seja, enchem-se primeiro os elétrons em , depois , depois . - Princípios que orientam o preenchimento:
- Princípio de exclusão de Pauli: um orbital comporta no máximo dois elétrons com spins opostos.
- Regra de Hund: ao preencher orbitais de mesma energia (como os três
), coloca-se primeiro um elétron em cada orbital com spins paralelos antes de emparelhar.
Passo 4
Agora vamos preencher os
elétrons seguindo a ordem
, construindo passo a passo:
- Preencher o
: cabe elétrons, então . Restam elétrons. - Preencher o
: cabe elétrons, então . Restam elétrons. - Colocar os restantes no
: restam elétrons e o conjunto comporta até . Então fica .
Escrevendo a configuração eletrônica final do átomo neutro de flúor:
Explicação do que isso significa: os expoentes indicam quantos elétrons ocupam cada tipo de orbital; por exemplo,
significa cinco elétrons distribuídos nos orbitais
.
Passo 5
Determinar os elétrons de valência e a tendência a formar íon:
- Elétrons de valência são os elétrons no maior nível de energia (maior
). Para o flúor o maior é , então os elétrons de valência vêm de . - Soma dos elétrons de valência:
Portanto o flúor tem elétrons de valência.
Passo 6
Aplicando a ideia do octeto (e energia): átomos do grupo do flúor (halogênios) tendem a completar o octeto (ficar com
elétrons na camada externa) ganhando
elétron, porque:
- Ganhar
elétron transforma em , alcançando a configuração eletrônica do gás nobre neônio, que é estável. - Em termos energéticos, o flúor tem alta afinidade eletrônica (tende a ganhar elétron) e alta energia de ionização (é caro retirar elétron), logo formar um ânion por ganho de elétron é muito mais fácil/mais provável do que perder elétrons.
Assim, o íon mais provável é o ânion mononegativo
com configuração eletrônica
que é isoeletrônica com o neônio.
Passo 7
Resumo prático (como aplicar esse raciocínio na prova, passo a passo):
- Verifique o número atômico
— ele dá o número de elétrons do átomo neutro. - Preencha orbitais seguindo
até usar todos os elétrons. Use capacidades . - Conte os elétrons de valência (maior
). - Compare com o octeto: se faltar poucos elétrons para completar
, o átomo tende a ganhar esse número (formando ânion). Se tiver poucos elétrons além de um gás nobre, tende a perder (formando cátion). - Considere energia de ionização e afinidade eletrônica: halogênios (como F) preferem ganhar 1 elétron (formam
).