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: Em primeiro lugar, escreva todas as configurações completas, a partir do nível eletrônico 1s. Depois, utilize o formato como exemplificado abaixo para o elemento oxigênio, evidenciando apenas os elétrons de valência: { }_{8} \mathrm{O} : [He] 2 \mathrm{~s}^{2} 2 \mathrm{p}^{4} \quad (Indicar o número atômico, o símbolo do elemento considerado, e o símbolo do gás nobre imediatamente anterior na classificação periódica) Não se esqueça da previsão da carga dos íons que podem ser formados pelos elementos listados.
Mg

Passo 1

O enunciado pede que, para o elemento listado (magnésio), eu faça duas coisas:
  • Escrever a configuração eletrônica completa do átomo neutro, começando do nível 1s.
  • Em seguida, usar o formato do exemplo (indicando o número atômico, o símbolo do elemento e o gás nobre imediatamente anterior) e evidenciar apenas os elétrons de valência na forma abreviada com o gás nobre. Também devo prever a carga mais provável do íon que o elemento forma.
Informações relevantes que já estão implícitas no enunciado:
  • O elemento é o magnésio, com número atômico 12 (isto é, o átomo neutro tem 12 elétrons).
  • O gás nobre imediatamente anterior ao magnésio na tabela periódica é o neônio ( \mathrm{Ne}, número atômico 10).

Passo 2

Pequena revisão das regras necessárias para montar a configuração eletrônica (explicação didática):
  • O átomo neutro tem tantos elétrons quanto o número atômico. Para o magnésio isso significa 12 elétrons.
  • Preenchimento de orbitais segue a regra de Aufbau (ordem de energia), resumida nas sequências que vamos usar aqui: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, …
  • Cada orbital do tipo s comporta no máximo 2 elétrons, cada orbital do tipo p comporta no máximo 6 elétrons (3 orbitais com 2 cada), cada orbital d até 10, etc. Essa é a consequência do princípio de Pauli (no máximo dois elétrons por orbital, com spins opostos).
  • Elétrons em orbitais degenerados (p.ex. os três orbitais 2p) ocupam primeiro orbitais vazios com spins paralelos conforme a regra de Hund, para maximizar spins não pareados. (No caso do magnésio, não chegamos a ter elétrons desemparelhados nas camadas valência após preenchimento.)
  • Os elétrons de valência para elementos do bloco s e p são os elétrons no nível de energia mais alto (maior número quântico principal n). Para \mathrm{Mg} esses são os elétrons no nível n=3.

Passo 3

Determinar o número de elétrons a distribuir:
  • O magnésio neutro tem número atômico 12, logo tem 12 elétrons para colocar nos orbitais.

Passo 4

Preenchimento passo a passo das ocupações segundo a ordem de energia e capacidades orbitais:
  • Primeiro colocamos 2 elétrons em 1s: 1s^{2}(restam 12-2=10 elétrons).
  • Depois 2 elétrons em 2s: 2s^{2}(restam 10-2=8 elétrons).
  • Em seguida ocupamos 2p, que comporta até 6 elétrons. Colocamos 6 elétrons em 2p: 2p^{6}(restam 8-6=2 elétrons).
  • Finalmente, os 2 elétrons restantes vão para 3s: 3s^{2}(restam 2-2=0; todos os elétrons distribuídos).

Passo 5

Escrever a configuração eletrônica completa (a partir de 1s), juntando os blocos preenchidos:
1s^{2}\\\ 2s^{2}\\\ 2p^{6}\\\ 3s^{2}
Explicação curta: isso significa que todas as camadas internas até 2p estão completas (total de 10 elétrons na camada interna), e os dois elétrons de valência estão em 3s.

Passo 6

Construir a forma com gás nobre imediatamente anterior e evidenciar somente os elétrons de valência, como no exemplo pedido:
  • O gás nobre imediatamente anterior ao magnésio é o neônio, \mathrm{Ne}, cuja configuração completa é 1s^{2}\\\ 2s^{2}\\\ 2p^{6}. Portanto, a forma abreviada é:
[Ne]\\\ 3s^{2}
Nessa notação, aparece apenas a parte que difere do gás nobre precedente: os 2 elétrons de valência em 3s.

Passo 7

Previsão da carga mais provável do íon (explicação didática):
  • Íons catiônicos formam-se tipicamente pela perda dos elétrons de valência. Para o magnésio os elétrons de valência são os 2 elétrons em 3s ( 3s^{2}).
  • Ao perder esses 2 elétrons, o magnésio atinge a configuração eletrônica do neônio (gás nobre), que é uma configuração estável (octeto completo nas camadas de valência internas): \mathrm{Mg}\\ (1s^{2}\\\ 2s^{2}\\\ 2p^{6}\\\ 3s^{2})\\ \xrightarrow{\text{perde 2 e}^{-}}\\ \mathrm{Mg}^{2+}\\ (1s^{2}\\\ 2s^{2}\\\ 2p^{6}) \equiv [Ne]
  • Portanto a carga mais provável é +2, ou seja, o íon mais estável e comum é \mathrm{Mg}^{2+}.
  • Observação prática: um íon \mathrm{Mg}^{+} (perdendo apenas um elétron) existe apenas em situações muito específicas e é menos estável que \mathrm{Mg}^{2+}, pois a remoção do segundo elétron leva à obtenção do octeto estável do neônio; por isso, em química comum, espera-se formação de \mathrm{Mg}^{2+}.

Resposta

{ }_{12}\mathrm{Mg}:\\\ 1s^{2}\\\ 2s^{2}\\\ 2p^{6}\\\ 3s^{2}
{ }_{12}\mathrm{Mg}:\\ [Ne]\\\ 3s^{2}\quad\Rightarrow\quad\mathrm{íon\\ mais\\ provável}:\\ \mathrm{Mg}^{2+}íá

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