(UPE) Em relação ao íon férrico no estado fundamental, é correto afirmar que:
Dado: Número atômico do \mathrm{Fe}=26.; Íon férrico: \mathrm{Fe}+3
a) Ele apresenta apenas 24 elétrons distribuídos em seus orbitais.
b) Ele apresenta cinco elétrons desemparelhados, ocupando, cada um, um orbital “d”.
c) Ele apresenta dois elétrons no orbital 4s e três elétrons distribuídos em orbitais “d”.
d) Ele apresenta seis elétrons distribuídos, segundo a Regra de Hund, em orbitais “d”.

Passo 1

O enunciado dá as seguintes informações:
  • Número atômico do ferro: Z=26.
  • Íon considerado: \mathrm{Fe}^{3+} (íon férrico).
    O que se pede: identificar qual das alternativas a), b), c) ou d) está correta sobre o íon férrico no estado fundamental:
    a) apenas 24 elétrons distribuídos em seus orbitais.
    b) cinco elétrons desemparelhados, ocupando, cada um, um orbital “d”.
    c) dois elétrons no orbital 4s e três elétrons distribuídos em orbitais “d”.
    d) seis elétrons distribuídos, segundo a Regra de Hund, em orbitais “d”.

Passo 2

Contar o número de elétrons do íon: o átomo neutro de ferro tem Z=26 elétrons. Ao formar \mathrm{Fe}^{3+} perde-se 3 elétrons. Portanto o íon tem
26-3 = 23
elétrons. Conclusão imediata: a alternativa (a), que afirma 24 elétrons, está incorreta (essa seria a configuração de \mathrm{Fe}^{2+}).

Passo 3

Escrever a configuração eletrônica do átomo neutro de ferro para depois ver como ficam os elétrons no íon. Aplicando o princípio de Aufbau e a ordem conhecida:
  • A configuração até o gás nobre anterior é [{\rm Ar}], que representa 18 elétrons.
  • O ferro neutro acrescenta os elétrons seguintes como 4s^2\,3d^6.
    Logo:
\mathrm{Fe}\\ (neutro): [\mathrm{Ar}]\,4s^2\,3d^6.
Explicação rápida: [{\rm Ar}] agrupa os 18 elétrons das camadas internas; em átomos neutros de transição os orbitais 4s são preenchidos antes dos 3d, por isso o 4s^2 aparece.

Passo 4

Determinar a configuração de \mathrm{Fe}^{3+}: ao ionizar remove-se primeiro os elétrons do orbital 4s mesmo que ele tenha sido preenchido antes (isso é porque, depois da ocupação, o 4s passa a ter energia maior que certos 3d, então sai primeiro). Assim:
  • Remove-se os 2 elétrons do 4s: [{\rm Ar}]\,3d^6 após remover 4s^2.
  • Falta remover mais 1 elétron (porque queremos +3): retira-se do conjunto 3d, ficando 3d^5.
    Portanto:
\mathrm{Fe}^{3+}: [\mathrm{Ar}]\,3d^5.
Isso também confere com a conta de elétrons: 18 (Ar) +\;5=23 elétrons totais.

Passo 5

Aplicar a Regra de Hund e interpretar 3d^5: os orbitais d são cinco orbitais degenerados. A Regra de Hund diz que, ao preencher orbitais degenerados, devemos maximizar o número de elétrons desemparelhados com spins paralelos antes de emparelhar. Para 3d^5 isso implica colocar um elétron em cada um dos cinco orbitais d, todos com spins paralelos. Logo há cinco elétrons desemparelhados. Isso torna a alternativa que afirma “cinco elétrons desemparelhados, ocupando, cada um, um orbital ‘d’” correta em conteúdo.

Passo 6

Analisar rapidamente as alternativas restantes usando o que já foi determinado:
  • (c) diz que há 2 elétrons em 4s e 3 em d. Isso contradiz a configuração de \mathrm{Fe}^{3+} porque, como vimos, os 4s ficam vazios após a ionização até +3; portanto (c) está errada.
  • (d) afirma que há 6 elétrons em orbitais d. Isso corresponderia a 3d^6, ou seja a \mathrm{Fe}^{2+} (ou ao átomo neutro se 4s fosse tratado de outra forma), não a \mathrm{Fe}^{3+}; portanto (d) está errada.
    Assim, entre as quatro, apenas a alternativa que descreve cinco elétrons desemparelhados em orbitais d está correta.

Resposta

b)

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