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:
Questão 12
Configuração Eletrônica e Propriedades:
O oxigênio forma ligações covalentes fortes em compostos como a água ( \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} ). Relacione essa característica à sua configuração eletrônica.

Passo 1

O que o enunciado pede: relacionar por que o oxigênio forma ligações covalentes fortes em compostos como \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} com a sua configuração eletrônica.
Informações relevantes do enunciado e dados que usaremos:
  • A espécie estudada é o oxigênio.
  • O oxigênio forma água \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} com ligações covalentes fortes entre \mathrm{O} e \mathrm{H}.
  • Precisamos usar a configuração eletrônica do átomo de oxigênio e propriedades associadas (elétrons de valência, elétrons desemparelhados, tendência ao octeto, eletronegatividade, e formação de orbitais híbridos) para explicar por que as ligações são fortes.

Passo 2

Escrevendo a configuração eletrônica do oxigênio e identificando elétrons de valência.
A configuração eletrônica do oxigênio (número atômico \,8) é
1s^{2}\;2s^{2}\;2p^{4}.
Sempre que virmos uma configuração assim, os elétrons que participam de ligações químicas são os da camada externa (os chamados elétrons de valência). Aqui, os elétrons de valência são os do nível n=2, ou seja:
2s^{2}\;2p^{4}\quad\Rightarrow\quad\text{elétrons de valência} = 6.éê
Comentário amigo: pense que o oxigênio “carrega” 6 elétrons na sua camada externa e queria completar 8 (o octeto) — isso é essencial.

Passo 3

Quantos elétrons desemparelhados existem e por que isso importa.
Para entender quantos elétrons estão desemparelhados, lembramos como os elétrons ocupam os orbitais 2p: há três orbitais 2p disponíveis e seis entradas possíveis (spin up/down). Segundo a regra de Hund, os elétrons entram primeiro um em cada orbital com spins paralelos antes de emparelhar.
Distribuição para 2p^{4}:
  • Colocamos 1 elétron em cada um dos três orbitais 2p (três elétrons, todos desemparelhados).
  • O quarto elétron emparelha um dos orbitais.
    Resultado: há exatamente dois elétrons desemparelhados em 2p^{4}.
Por que isso importa? Cada elétron desemparelhado é uma “oportunidade” para formar uma ligação covalente (compartilhar um elétron com outro átomo). Assim, o oxigênio tem capacidade para formar duas ligações covalentes simples por ter dois elétrons desemparelhados.

Passo 4

Como isso leva à formação de \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}: compartilhamento com hidrogênios.
Cada hidrogênio tem configuração \;1s^{1} — ou seja, um elétron, disposto a compartilhar para alcançar o “dueto” (equivalente ao octeto, mas para H).
Quando cada hidrogênio se aproxima do oxigênio:
  • Cada H compartilha seu único elétron com um dos elétrons desemparelhados do oxigênio.
  • Assim formam-se duas ligações \mathrm{O}-\mathrm{H}, cada uma correspondendo a um par de elétrons compartilhados (uma ligação covalente simples).
Esse compartilhamento permite que o oxigênio atinja o octeto (8 elétrons na camada n=2) e cada hidrogênio alcance o dueto (2 elétrons), o que é energeticamente muito estável — por isso a reação libera energia e as ligações são consideradas fortes.

Passo 5

Por que as ligações \mathrm{O}-\mathrm{H} são fortes — papel da sobreposição orbital e da eletronegatividade.
Duas razões físicas que tornam as ligações fortes:
  1. Sobreposição eficaz de orbitais: no oxigênio os orbitais que participam das ligações se reorganizam em orbitais híbridos \mathrm{sp}^{3} (dois deles ocupados por pares não ligantes e dois contendo elétrons para formar ligações). Os orbitais híbridos \mathrm{sp}^{3} do oxigênio fazem bom “encaixe” com os orbitais 1s do hidrogênio, formando ligações sigma ( \sigma) resultantes de sobreposição frontal — esse tipo de sobreposição dá ligações fortes porque a densidade eletrônica entre os núcleos é alta.
  2. Eletronegatividade: o oxigênio tem alta eletronegatividade (valor de Pauling cerca de \,3{,}4), então os elétrons compartilhados ficam mais próximos do oxigênio, gerando ligações polares mas ainda covalentes. A forte atração do oxigênio pelos elétrons compartilhados aumenta a energia de ligação e a estabilidade do par ligado.

Passo 6

Estrutura eletrônica no produto — pares não ligantes e geometria (por que isto é útil na prova).
No modelo de valência (estrutura de Lewis), o oxigênio em \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} fica com duas ligações e dois pares não ligantes:
  • Elétrons de valência do oxigênio: 6.
  • Ao formar duas ligações \mathrm{O}-\mathrm{H}, usa 2 elétrons para compartilhar com os H (um com cada H), restando 4 elétrons que ficam como dois pares não ligantes.
    Desenho mental (estilo Lewis): cada ligação \mathrm{O}-\mathrm{H} é um par de elétrons compartilhados; os outros dois pares ficam ao redor do O. Esses pares também influenciam a geometria (molécula “angular” com ângulo aproximado de 104{,}5^\circ), o que afeta polaridade e propriedades físicas, mas a força da ligação decorre basicamente do bom emparelhamento de orbitais e da eletronegatividade do oxigênio.

Passo 7

Resumo didático e “como usar isso na prova” — passos práticos que você pode anotar e aplicar rápido:
  1. Escreva a configuração: 1s^{2}\;2s^{2}\;2p^{4}.
  2. Conte elétrons de valência: 6.
  3. Determine elétrons desemparelhados em 2p^{4}: 2 (logo 2 ligações possíveis).
  4. Diga que cada H tem 1s^{1}, forma uma ligação compartilhando com cada elétron desemparelhado do O.
  5. Mencione hybridização \mathrm{sp}^{3} e sobreposição \sigma para justificar “força” da ligação; cite eletronegatividade para justificar polaridade e maior densidade eletrônica entre núcleos.
    Anote isso como um checklist para questões similares na prova — resolve rápido e com justificativa completa.

Resposta

Devido à configuração eletrônica 1s^{2}\;2s^{2}\;2p^{4}, o oxigênio tem 6 elétrons de valência e 2 elétrons desemparelhados, o que permite formar duas ligações covalentes ao compartilhar esses elétrons com dois átomos de hidrogênio em \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}; além disso, a formação de orbitais híbridos \mathrm{sp}^{3} (boa sobreposição com os orbitais 1s do H) e a alta eletronegatividade do oxigênio tornam essas ligações \mathrm{O}-\mathrm{H} fortes e polares.

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