Escreva as configurações eletrônicas para o hidrogênio, sódio e para o cloro. Explique por que HCl é covalente enquanto NaCl é iônico.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: (1) escrever as configurações eletrônicas do hidrogênio, do sódio e do cloro; (2) explicar por que \mathrm{HCl} é covalente enquanto \mathrm{NaCl} é iônico. Informação relevante (valores que vou usar, vindos da tabela periódica):
  • Número atômico do hidrogênio: Z(\mathrm{H}) = 1.
  • Número atômico do sódio: Z(\mathrm{Na}) = 11.
  • Número atômico do cloro: Z(\mathrm{Cl}) = 17.

Passo 2

Regras básicas e notação (aula rápida e prática antes de montar as configurações):
  • Um elétron ocupa um orbital especificado por n (nível principal) e tipo de subshell s,p,d,f. A notação 1s^{1} significa: nível n=1, subshell s, com 1 elétron.
  • Princípios para preencher elétrons:
    • Princípio de Aufbau: preencher orbitais de menor energia para maior energia na ordem aproximada 1s \to 2s \to 2p \to 3s \to 3p \to 4s \to 3d \to \dots.
    • Princípio de Pauli: um orbital comporta no máximo dois elétrons com spins opostos.
    • Regra de Hund: dentro de um mesmo subshell (por ex. 2p), ocupar primeiro com spins paralelos antes de parear elétrons.
  • A configuração total lista todos os subshells ocupados com expoentes indicando número de elétrons, por exemplo \,1s^{2}2s^{2}2p^{6}\,.
  • “Elétrons de valência” são os elétrons do nível mais externo (maior n) e determinam reatividade e tipo de ligação.

Passo 3

Configuração eletrônica do hidrogênio ( \mathrm{H}):
  • Como Z(\mathrm{H})=1, há 1 elétron para distribuir.
  • Ordem de preenchimento começa por 1s. Colocamos esse único elétron em 1s.
  • Logo a configuração é \,1s^{1}\,.
  • Observação didática: o hidrogênio tem 1 elétron de valência; ao ganhar 1 elétron atinge a configuração do hélio [\mathrm{He}], ao compartilhar pode também completar sua camada (por exemplo em \mathrm{H_2} ou \mathrm{HCl}).

Passo 4

Configuração eletrônica do sódio ( \mathrm{Na}):
  • Z(\mathrm{Na})=11, então 11 elétrons.
  • Preenchendo em ordem: \,1s^{2} (2 elétrons), \,2s^{2} (agora 4 no total), \,2p^{6} (agora 10 no total), sobra 1 elétron que vai em 3s.
  • Montando: \,1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}\,.
  • Notação curta (nobre): \,[\mathrm{Ne}]\,3s^{1} porque [\mathrm{Ne}] representa \,1s^{2}2s^{2}2p^{6}.
  • Elétrons de valência: 1 elétron ( 3s^{1}). Isso torna o sódio propenso a perder esse elétron para obter a configuração estável [\mathrm{Ne}].

Passo 5

Configuração eletrônica do cloro ( \mathrm{Cl}):
  • Z(\mathrm{Cl})=17, então 17 elétrons.
  • Preenchendo: \,1s^{2} (2), \,2s^{2} (4), \,2p^{6} (10), \,3s^{2} (12), e faltam 5 elétrons para completar 17, que entram em 3p como 3p^{5}.
  • Montando: \,1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{5}\,.
  • Notação curta: \,[\mathrm{Ne}]\,3s^{2}3p^{5}.
  • Elétrons de valência: 7 ( 3s^{2}3p^{5}). O cloro tende a ganhar 1 elétron para atingir a configuração de gás nobre [\mathrm{Ar}].

Passo 6

Por que \mathrm{NaCl} é iônico — explicação passo a passo:
  • Definições úteis:
    • Energia de ionização: energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro (quanto menor, mais fácil perder elétrons).
    • Afinidade eletrônica: energia liberada quando um átomo neutro aceita um elétron (quanto maior, mais favorável ganhar elétron).
    • Eletronegatividade ( \chi): tendência de um átomo atrair elétrons em uma ligação (escala de Pauling).
  • Valores aproximados de eletronegatividade (escala de Pauling):
    • \chi(\mathrm{Na}) \approx 0{,}9,
    • \chi(\mathrm{Cl}) \approx 3{,}0.
  • Diferença de eletronegatividade: \Delta\chi(\mathrm{Na}-\mathrm{Cl}) = 3{,}0 - 0{,}9 = 2{,}1.
  • Interpretação prática: quando \Delta\chi é grande (regra prática: acima de aproximadamente 1{,}7), a tendência é que um átomo doará seu elétron e o outro aceitará, formando íons e ligação de caráter iônico.
  • No caso \mathrm{NaCl}:
    • \mathrm{Na} tem um elétron de valência fácil de remover (baixa energia de ionização) e forma \mathrm{Na}^{+} com configuração [\mathrm{Ne}].
    • \mathrm{Cl} aceita um elétron formando \mathrm{Cl}^{-} com configuração [\mathrm{Ar}].
    • Íons opostos se atraem eletrostaticamente e formam uma rede cristalina (retículo iônico). A energia de rede estabiliza fortemente o composto iônico.
  • Consequências físicas esperadas (coisa prática para a prova): compostos iônicos como \mathrm{NaCl} normalmente são sólidos cristalinos com altos pontos de fusão e conduzem corrente quando fundidos ou dissolvidos (porque íons ficam móveis).

Passo 7

Por que \mathrm{HCl} é covalente (na forma molecular) — explicação passo a passo:
  • Eletronegatividades:
    • \chi(\mathrm{H}) \approx 2{,}1,
    • \chi(\mathrm{Cl}) \approx 3{,}0.
  • Diferença de eletronegatividade: \Delta\chi(\mathrm{H}-\mathrm{Cl}) = 3{,}0 - 2{,}1 = 0{,}9.
  • Interpretação: \Delta\chi \approx 0{,}9 é significativa mas menor do que o limiar prático para íonicidade (≈ 1{,}7). Portanto a ligação não é puramente iônica; em vez disso forma-se uma ligação covalente polar onde os elétrons são compartilhados, porém deslocados parcialmente em direção ao cloro (o cloro fica com carga parcial negativa \delta^{-} e o hidrogênio com carga parcial positiva \delta^{+}).
  • Porque o hidrogênio não simplesmente doa seu elétron como o sódio:
    • Remover o elétron do hidrogênio para formar \mathrm{H}^{+} (próton) é energeticamente muito custoso em fase gasosa sem estabilização adicional; em muitas moléculas H forma ligações covalentes ao compartilhar seu único elétron.
    • Assim, \mathrm{H} e \mathrm{Cl} compartilham um par de elétrons; o par fica mais próximo do cloro (ligação polar).
  • Observação sobre ácido clorídrico: na fase gasosa \mathrm{HCl} existe como molécula covalente polar. Em solução aquosa, \mathrm{HCl} ioniza quase totalmente formando \mathrm{H}^{+} (mais precisamente \mathrm{H_3O}^{+}) e \mathrm{Cl}^{-} — isso é ionização por solvatação, não significa que a ligação no gás seja iônica.

Passo 8

Resumo pedagógico para decorar e usar na prova:
  • Escreva as configurações seguindo a ordem 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, etc., e conte elétrons até Z.
  • Conte elétrons de valência (maior n) para prever ganhar/perder/compartilhar elétrons.
  • Use a diferença de eletronegatividade \Delta\chi como critério rápido: \Delta\chi grande \Rightarrow ligação iônica; \Delta\chi pequena \Rightarrow covalente (polar ou apolar).
  • No caso concreto:
    • \mathrm{Na} perde facilmente seu elétron de valência \Rightarrow formação de \mathrm{Na}^{+} e ligação iônica com \mathrm{Cl}^{-}.
    • \mathrm{H} prefere compartilhar seu elétron com \mathrm{Cl} formando uma ligação covalente polar porque \Delta\chi é moderada e a remoção de elétron de \mathrm{H} é desfavorável.

Resposta

\mathrm{H}:\;1s^{1}\n
\mathrm{Na}:\;1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1} (ou [\mathrm{Ne}]\,3s^{1})\n
\mathrm{Cl}:\;1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{5} (ou [\mathrm{Ne}]\,3s^{2}3p^{5})\n
\mathrm{NaCl} é iônico porque \Delta\chi(\mathrm{Na}-\mathrm{Cl})\approx2{,}1 (grande): \mathrm{Na} perde seu elétron formando \mathrm{Na}^{+} e \mathrm{Cl} ganha formando \mathrm{Cl}^{-}, e a atração eletrostática estabiliza a rede iônica.\n
\mathrm{HCl} é covalente (polar) porque \Delta\chi(\mathrm{H}-\mathrm{Cl})\approx0{,}9 (moderada): \mathrm{H} e \mathrm{Cl} compartilham um par de elétrons, com o par deslocado em direção ao \mathrm{Cl}, gerando uma molécula polar.