Responda as questões de 11 a 16
A configuração eletrônica de um átomo influencia diretamente suas propriedades químicas, como reatividade, condutividade elétrica e ligação química. Com base nisso, resolva as questões a seguir:
Escreva as configurações eletrônicas completas:
Oxigênio ( O ), \mathrm{Z}=8

Passo 1

O enunciado pede: escrever a configuração eletrônica completa do átomo de oxigênio. Informações fornecidas no enunciado que vou usar:
\mathrm{O} com número atômico \;Z=8 (ou seja, tem \;8 elétrons no átomo neutro).
Não há outras partes da questão — a única tarefa é escrever a configuração eletrônica completa.

Passo 2

Conceitos básicos que vou usar (explicados de forma bem simples):
  • Princípio de construção (Aufbau): os elétrons ocupam os orbitais de energia mais baixa primeiro. A ordem de preenchimento relevante aqui é \;1s\rightarrow2s\rightarrow2p.
  • Princípio de exclusão de Pauli: cada orbital acomoda no máximo dois elétrons, com spins opostos. Então cada orbital s comporta até 2 elétrons; cada orbital p (que tem três sub-orbitais degenerate) comporta até 6 elétrons no total.
  • Regra de Hund: ao ocupar orbitais degenerate (como os três sub-orbitais 2p), primeiro colocamos um elétron em cada sub-orbital com spins paralelos antes de emparelhar elétrons num mesmo sub-orbital. Isso minimiza repulsões e é o jeito que os elétrons realmente se distribuem.
Vou explicar cada uma dessas ideias com calma para você poder usar na prova: quando eu digo "orbital 1s" isso significa o nível de energia mais baixo (camada principal n=1 e tipo s). O 2s é o próximo e o 2p é logo em seguida; o 2p tem três “caixinhas” (sub-orbitais) onde os elétrons podem entrar.

Passo 3

Capacidade dos orbitais que explico e que vou usar:
\text{Cada orbital }s\text{ aceita no máximo }2\text{ elétrons.}áé
\text{Cada conjunto }p\text{ (por exemplo }2p\text{) tem 3 sub-orbitais, logo aceita no máximo }6\text{ elétrons.}áé
Para \mathrm{O} temos \;8 elétrons para distribuir seguindo a ordem de energia \;1s,\,2s,\,2p.

Passo 4

Preenchimento passo a passo dos \;8 elétrons:
  • Primeiro, enchemos o orbital \;1s. Ele aceita até 2 elétrons. Então colocamos 2 elétrons em \;1s. \text{Elétrons restantes} = 8 - 2 = 6.é
  • Em seguida, enchemos o orbital \;2s. Ele também aceita até 2 elétrons. Colocamos 2 elétrons em \;2s. \text{Elétrons restantes} = 6 - 2 = 4.é
  • Finalmente, colocamos os elétrons restantes no conjunto \;2p. O \;2p aceita até 6, mas só precisamos colocar 4. \text{Então }2p \text{ recebe }4\text{ elétrons.}ãé

Passo 5

Aplicando a regra de Hund para os \;4 elétrons em \;2p:
  • Os três sub-orbitais 2p primeiro recebem um elétron cada (todos com spins paralelos). Isso usa 3 elétrons.
  • O quarto elétron entra emparelhando-se em um dos sub-orbitais já ocupados.
    Resultado: em 2p temos uma distribuição com uma dupla (par) em um sub-orbital e dois elétrons desemparelhados nos outros dois sub-orbitais — portanto há \;2 elétrons desemparelhados no total. Em desenho com setas (onde \uparrow e \downarrow representam spins):
2p:\;(\uparrow\downarrow)\;(\uparrow)\;(\uparrow)
Isso confirma a configuração eletrônica e também explica por que o oxigênio é paramagnético (tem elétrons desemparelhados).

Passo 6

Agora escrevemos a configuração eletrônica completa usando a notação padrão \text{orbital}^{\text{nº de elétrons}}ºé. Juntando o que colocamos:
1s^2,\;2s^2,\;2p^4.
Esta é a configuração eletrônica completa do oxigénio neutro ( \mathrm{O}).

Resposta

\mathrm{O}:\;1s^2\,2s^2\,2p^4

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