Escreva a configuração eletrônica do oxigênio mostrando os orbitais ‘em caixinhas’. Ilustre o que acontece quando um átomo de oxigênio ganha dois elétrons. Por que é extremamente difícil adicionar um terceiro elétron ao átomo? Por que no nitrogênio esse terceiro elétron pode ser adicionado facilmente com uma energia favorável?

Passo 1

O que o exercício pede (quais perguntas):
  • Escrever a configuração eletrônica do oxigênio mostrando os orbitais “em caixinhas”.
  • Ilustrar o que acontece quando um átomo de oxigênio ganha dois elétrons.
  • Explicar por que é extremamente difícil adicionar um terceiro elétron ao átomo de oxigênio.
  • Explicar por que, por outro lado, no nitrogênio esse terceiro elétron (isto é, alcançar a carga -3) pode ser adicionado com energia favorável (por que N costuma formar \mathrm{N}^{3-} enquanto O costuma formar \mathrm{O}^{2-}).
Informações relevantes (dados que vou usar):
  • Número atômico do oxigênio: Z(\mathrm{O})=8.
  • Número atômico do nitrogênio: Z(\mathrm{N})=7.
  • Regras que vou usar (vou explicar depois): princípio de Aufbau, princípio de exclusão de Pauli, regra de Hund, capacidades das orbitais (cada orbital atômico suporta até dois elétrons com spins opostos; subníveis p têm três orbitais).

Passo 2

Breve revisão das regras necessárias (explicada com calma e sem pular etapas):
  • Capacidade de orbitais:
    • Um orbital atômico (por exemplo 1s, 2p_x) comporta no máximo dois elétrons; quando há dois, eles têm spins opostos (representamos por \uparrow\downarrow).
    • Subnível s tem 1 orbital; subnível p tem 3 orbitais ( p_x,p_y,p_z) e pode comportar até 6 elétrons.
  • Princípio de Aufbau (ordem de preenchimento):
    • Preenchemos orbitais de menor energia para maior energia: 1s 2s 2p
  • Princípio de exclusão de Pauli:
    • Não pode haver dois elétrons com as mesmas quatro quânticas; na prática, cada orbital tem no máximo dois elétrons com spins opostos.
  • Regra de Hund:
    • Ao preencher orbitais degenerados (os três 2p), primeiro colocamos um elétron em cada orbital com spins paralelos ( \uparrow), só depois emparelhamos ( \uparrow\downarrow). Isso minimiza repulsões e dá menor energia.
  • Energia e estabilidade:
    • Um subnível cheio (por ex. 2p^6) é energeticamente muito estável (configuração do gás nobre).
    • Adicionar elétrons a um íon já negativo é mais difícil por repulsão entre cargas negativas; às vezes, energia extra (como energia reticular em sólidos) compensa isso.

Passo 3

Configuração eletrônica do oxigênio (representação e explicação passo a passo):
  • Primeiro conto os elétrons: oxigênio neutro tem Z=8 elétrons.
  • Preenchendo segundo Aufbau:
    • 1s recebe 2 elétrons → 1s^2.
    • 2s recebe 2 elétrons → 2s^2.
    • Sobram 8-2-2=4 elétrons para 2p 2p^4.
  • Portanto a configuração eletrônica é: \text{Configuração: }1s^2\,2s^2\,2p^4çã
  • Agora o desenho “em caixinhas” (vou mostrar os orbitais 1s, 2s e os três 2p). Cada caixinha representa um orbital; setas representam spins.
    • 1s: [\\ \uparrow\downarrow\\ ]
    • 2s: [\\ \uparrow\downarrow\\ ]
    • 2p (três caixinhas p_x,p_y,p_z): uma forma correta de distribuir 2p^4 seguindo Hund é:
    2p:\quad [\\ \uparrow\downarrow\\ ]\\ [\\ \uparrow\\ ]\\ [\\ \uparrow\\ ]Explicação do desenho: coloquei dois elétrons pareados em uma das caixinhas e os outros dois ocupando as outras duas caixinhas com spins paralelos — isso resulta em dois elétrons desemparelhados (spin não pareado) no átomo de oxigênio neutro, que é o observado experimentalmente.

Passo 4

O que acontece quando o oxigênio ganha dois elétrons — passo a passo e ilustração:
  • Quando um átomo de oxigênio captura dois elétrons a mais, a contagem passa de 8 para 10 elétrons no total.
  • Preenchimento resultante: 1s^2\,2s^2\,2p^6. Ou seja, o subnível 2p fica completo (cheio).
  • Desenho em caixinhas do \mathrm{O}^{2-}:
    • 1s:\\ [\\ \uparrow\downarrow\\ ]
    • 2s:\\ [\\ \uparrow\downarrow\\ ]
    • 2p:\\ [\\ \uparrow\downarrow\\ ]\\ [\\ \uparrow\downarrow\\ ]\\ [\\ \uparrow\downarrow\\ ]
    • Em forma compacta:
    \mathrm{O}^{2-}:\quad 1s^2\,2s^2\,2p^6
  • Por que isso é estável? Porque o subnível 2p cheio corresponde à configuração do gás nobre (neônio) — elétrons emparelhados em todos os orbitais significam menor energia eletrostática e grande estabilidade.

Passo 5

Por que é extremamente difícil adicionar um terceiro elétron ao oxigênio (ou seja, formar \mathrm{O}^{3-}) — explicação detalhada:
  • Depois que \mathrm{O}^{2-} tem 2p^6, todas as caixinhas 2p estão cheias; não existe lugar no mesmo nível de energia ( n=2) para mais elétrons.
  • Onde iria o terceiro elétron? Para o próximo orbital disponível em energia, que é o orbital 3s (ou orbitais 3p dependendo da energia), com número quântico principal maior n=3. Esses orbitais estão significativamente mais altos em energia que os 2p.
  • Além disso, \mathrm{O}^{2-} já tem carga negativa: qualquer elétron adicional sofre forte repulsão eletrostática das cargas negativas existentes. Essa repulsão aumenta a energia necessária para inserir um elétron extra.
  • Conclusão qualitativa: colocar um terceiro elétron exigiria energia para superar tanto a diferença de energia entre níveis ( n=2 n=3) quanto a forte repulsão em um íon já negativo — portanto o processo é energeticamente desfavorável (muito alto custo energético). Em resumo: sem uma fonte externa de energia que compense (como energia reticular enorme em um sólido, extremamente rara), \mathrm{O}^{3-} não é estável.
  • Observação prática para provas: sempre que um subnível estiver já preenchido, o próximo elétron deve subir de nível (custa muito) e ainda enfrenta repulsão de uma carga negativa — ambos fatores tornam a adição muito difícil.

Passo 6

Configuração do nitrogênio e por que ele pode aceitar três elétrons para formar \mathrm{N}^{3-} — passo a passo:
  • Nitrogênio neutro tem Z=7 elétrons. Preenchimento:
    • 1s^2\,2s^2 deixam 7-4=3 elétrons para 2p 2p^3.
  • Caixinhas do nitrogênio neutro: 2p:\quad [\\ \uparrow\\ ]\\ [\\ \uparrow\\ ]\\ [\\ \uparrow\\ ](três elétrons desemparelhados, um em cada orbital 2p, por Hund).
  • Se adicionarmos três elétrons a \mathrm{N}, teremos 1s^2\,2s^2\,2p^6 — exatamente a configuração do neônio, um subnível 2p completo.
  • Por que isso é energeticamente favorável?
    • Atingimos a configuração de gás nobre (octeto), que é muito estável.
    • Embora cada elétron adicional sofra alguma repulsão, o ganho global de estabilidade ao completar a camada de valência (energia de ligação / energia do sistema diminui) compensa essa repulsão.
    • Em compostos iônicos (por exemplo em nitretos), a energia reticular do cristal (energia liberada quando íons se juntam em rede) costuma ser grande o suficiente para compensar qualquer custo local de adicionar elétrons, favorecendo \mathrm{N}^{3-}.
  • Importante notar (sutileza experimental):
    • Em fase gasosa, afinidades eletrônicas sucessivas podem não mostrar que todos os passos são exotérmicos — muitas etapas são desfavoráveis isoladamente. Na prática química (sólidos iônicos), o conjunto energia de ionização/afinidade + energia reticular e solvatacional define se o íon existe. Para provas de química geral é suficiente entender que completar o octeto traz grande estabilidade e que \mathrm{N}^{3-} aparece frequentemente em sólidos por causa da energia reticular.

Passo 7

Comparação direta e regras práticas para responder em prova:
  • Oxigênio:
    • Neutro: 1s^2\,2s^2\,2p^4.
    • Ganha dois elétrons → 1s^2\,2s^2\,2p^6 ( \mathrm{O}^{2-}), muito estável.
    • Ganhar um terceiro elétron exigiria entrar no nível n=3 e sofrer forte repulsão (muito desfavorável).
  • Nitrogênio:
    • Neutro: 1s^2\,2s^2\,2p^3 (meia-dúzia de orbitais 2p com um elétron em cada).
    • Ganhar três elétrons completa o 2p e alcança configuração de gás nobre ( \mathrm{N}^{3-}), muito estável — por isso, em compostos iônicos, nitrogênio tende a formar \mathrm{N}^{3-} enquanto oxigênio tende a formar \mathrm{O}^{2-}.
  • Dica prática para prova: desenhe as caixinhas do subnível 2p, conte quantos elétrons faltam para chegar a 2p^6. Para \mathrm{N} faltam 3; para \mathrm{O} faltam 2. Isso explica de forma direta quais ânions são mais naturais.

Resposta

\text{Configuração do oxigênio neutro: }1s^2\,2s^2\,2p^4.çãê
Quando o oxigênio ganha dois elétrons: \mathrm{O}^{2-}:\\\ 1s^2\,2s^2\,2p^6 (todos os 2p emparelhados; subnível 2p cheio, configuração de gás nobre).
É extremamente difícil adicionar um terceiro elétron ao oxigênio porque todos os orbitais 2p já estão cheios, então o próximo elétron teria que ocupar um orbital de nível superior ( n=3) e ainda enfrentaria forte repulsão em um íon já negativo — processo energeticamente muito desfavorável.
No nitrogênio, adicionar três elétrons completa o subnível 2p ( 1s^2\,2s^2\,2p^6), atingindo a configuração de gás nobre; esse ganho de estabilidade (juntamente com energia reticular em sólidos) torna a formação de \mathrm{N}^{3-} energeticamente favorável.

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