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.
F

Passo 1

O enunciado pede para o elemento fluor (símbolo \mathrm{F}):
  • Escrever a configuração eletrônica completa do átomo neutro, começando em 1\mathrm{s}.
  • Em seguida, escrever a forma abreviada usando o gás nobre anterior e evidenciar apenas os elétrons de valência (como no exemplo dado).
  • Prever a carga mais provável que o átomo formará quando virar íon.
Informações dadas e consideradas (sem ambiguidade):
  • O elemento é o flúor isolado e neutro: \mathrm{F}.

Passo 2

Identificar o número de elétrons do átomo neutro (informação essencial para montar a configuração).
  • Para um átomo neutro o número de elétrons é igual ao número atômico Z.
  • O flúor tem número atômico \;Z=9. Portanto o átomo neutro de \mathrm{F} tem 9 elétrons.

Passo 3

Regras e princípios que usamos para preencher os elétrons nas orbitais (aquelas que caem sempre em prova):
  • Princípio de Aufbau: preenche-se primeiro orbitais de menor energia. A ordem relevante aqui é \mathrm{1s}, depois \mathrm{2s}, depois \mathrm{2p}.
  • Princípio de Pauli: cada orbital suporta no máximo dois elétrons com spins opostos; escrevemos isso como expoente, por exemplo \mathrm{1s}^2 significa 2 elétrons no orbital 1s.
  • Regra de Hund: em orbitais degenerados (ex.: os três orbitais \mathrm{2p}), os elétrons ocupam primeiro cada orbital com spins paralelos antes de emparelhar. Isso minimiza repulsões e dá a distribuição de menor energia.

Passo 4

Preencher os 9 elétrons passo a passo (contagem simples que dá segurança na hora da prova):
  • Primeiro: \mathrm{1s} aceita até 2 elétrons. Colocamos os primeiros 2:
    • elétrons restantes: 9-2=7.
    • configuração parcial: \mathrm{1s}^2.
  • Segundo: \mathrm{2s} aceita até 2 elétrons. Colocamos os próximos 2:
    • elétrons restantes: 7-2=5.
    • configuração parcial: \mathrm{1s}^2\\ \mathrm{2s}^2.
  • Terceiro: os elétrons restantes vão para \mathrm{2p}. O subnível \mathrm{2p} pode conter até 6 elétrons; aqui colocamos os 5 que restam.
    • elétrons restantes: 5-5=0.
    • configuração final completa: \mathrm{1s}^2\\ \mathrm{2s}^2\\ \mathrm{2p}^5.
Explicando a distribuição em \mathrm{2p} (aplicando Hund):
  • Existem três orbitais \mathrm{2p}. Com 5 elétrons, a ocupação, lendo cada orbital, será algo como (\uparrow\downarrow),(\uparrow\downarrow),(\uparrow) — isto é, dois orbitais emparelhados e um com um elétron desemparelhado. Assim, há 1 elétron desemparelhado em \mathrm{F}.

Passo 5

Escrever a configuração no formato com gás nobre anterior e evidenciar apenas os elétrons de valência:
  • O gás nobre imediatamente anterior ao flúor é o hélio, \mathrm{He} (configuração \mathrm{1s}^2).
  • Assim a forma abreviada é [\mathrm{He}]\\ \mathrm{2s}^2\\ \mathrm{2p}^5.
  • Elétrons de valência: são os elétrons no maior nível de energia ( n=2 aqui), portanto valência = 2\mathrm{s}^2 2\mathrm{p}^5 totalizando 7 elétrons de valência.

Passo 6

Prever a carga mais provável do íon formado (intuição prática para prova):
  • Átomos de elementos do grupo 17 (halogênios) têm 7 elétrons de valência e tendem a atingir a configuração de gás nobre adicionando um elétron, completando o octeto.
  • O flúor, com \mathrm{2s}^2\mathrm{2p}^5, precisa de 1 elétron para ficar com \mathrm{2s}^2\mathrm{2p}^6 (configuração do néon).
  • Portanto o ganho de 1 elétron é energeticamente favorecido (e experimentalmente o flúor forma íons \mathrm{F}^-).
  • Assim, a carga mais provável quando forma íon é -1. Perder elétrons para formar cátions seria desfavorável (remover elétrons de um pequeno nível n=2 exige muita energia), então não é a previsão usual.
Dica rápida para prova: se receber um elemento do grupo 1 → +1, grupo 2 → +2, grupo 16 → -2, grupo 17 → -1. Para o flúor, grupo 17 → -1.

Resposta

{ }_{9}\mathrm{F}:\\ \mathrm{1s}^{2}\\ \mathrm{2s}^{2}\\ \mathrm{2p}^{5}\quad [\mathrm{He}]\\ \mathrm{2s}^{2}\\ \mathrm{2p}^{5}
Carga iônica mais provável: \mathrm{F}^{-} (carga -1).

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