Grade 11
  1. Conceitos básicos de química  1.1. Importância da Química  1.2. Natureza e escopo da química  1.3. leis da combinação química  1.3.1. Lei da conservação da massa  1.3.2. Lei das proporções definidas  1.3.3. Lei das proporções múltiplas  1.3.4. Lei dos volumes gasosos  1.3.5. Lei de Avogadro  1.4. Teoria atômica de Dalton  1.5. Conceito de mol e massa molar  1.6. Composição percentual  1.7. Fórmula empírica e molecular  1.8. Estequiometria e Cálculos Estequiométricos  1.9. Conceito de reagente limitante
  2. Estrutura do átomo  2.1. Descoberta do elétron, próton e nêutron  2.2. Modelo Atômico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. Modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecânico quântico do átomo  2.4. Dupla natureza da matéria e da radiação  2.5. Princípio da Incerteza de Heisenberg  2.6. Números quânticos  2.7. Orbitais atômicos e suas formas  2.8. Configuração eletrônica dos elementos  2.9. Princípio de Aufbau  2.10. Princípio da exclusão de Pauli  2.11. Regra da máxima multiplicidade de Hund  2.12. Hipótese de de Broglie  2.13. Efeito fotoelétrico
  3. Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades  3.1. Desenvolvimento histórico da tabela periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tabela Periódica  3.3. Tendências periódicas em propriedades  3.3.1. Raio Atômico e Iônico  3.3.2. Entalpia de ionização  3.3.3. Entalpia de ganho de elétrons  3.3.4. Eletronegatividade  3.3.5. Valência  3.3.6. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  3.3.7. Estados de oxidação  3.4. Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química  4.2. Ligação iônica ou eletrovalente  4.3. Ligação covalente e suas características  4.4. Parâmetros de ligação  4.5. Teoria VSEPR  4.6. Teoria do enlace de valência  4.7. Hibridização e seus tipos  4.8. Teoria do orbital molecular  4.8.1. Ordem de ligação e estabilidade  4.9. Ligação de hidrogênio
  5. Estados da matéria  5.1. Forças intermoleculares  5.2. Leis dos Gases  5.2.1. Lei de Boyle  5.2.2. Lei de Charles  5.2.3. Lei de Avogadro  5.2.4. Lei de Dalton das pressões parciais  5.2.5. Lei de Graham da difusão  5.3. Equação do Gás Ideal e Aplicações  5.4. Gases reais e desvios do comportamento ideal  5.5. Teoria cinética molecular dos gases  5.6. Liquefação de gases  5.7. Propriedades dos Líquidos  5.8. Tensão superficial e viscosidade
  6. termodinâmica  6.1. Sistema e ambiente  6.2. Tipos de sistemas em termodinâmica  6.3. Tipos de procedimentos  6.4. Primeira lei da termodinâmica  6.5. Energia interna e entalpia  6.6. Capacidade calorífica e calor específico  6.7. Lei de Hess da soma constante de calor  6.8. Entalpia de dissociação de ligação  6.9. Entalpia de formação e combustão  6.10. Entalpia de solução e neutralização  6.11. Espontaneidade e a segunda lei da termodinâmica  6.12. Energia livre de Gibbs e suas aplicações
  7. Equilíbrio  7.1. O conceito de equilíbrio  7.2. Constante de equilíbrio e suas aplicações  7.3. Princípio de Le Chatelier  7.4. Equilíbrio iônico em soluções  7.5. Teoria de Ácidos e Bases  7.5.1. Conceito de Arrhenius  7.5.2. Conceito de Bronsted-Lowry  7.5.3. Conceito de Lewis  7.6. Escala de pH e pOH  7.7. Efeito do íon comum  7.8. Hidrólise de sais  7.9. Soluções tampão e seu mecanismo de ação  7.10. Equilíbrio de solubilidade de sais pouco solúveis
  8. Reações Redox  8.1. Conceitos de Oxidação e Redução  8.2. Número de oxidação e suas aplicações  8.3. Reações redox em termos de transferência de elétrons  8.4. Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)  8.5. Tipos de reações redox  8.6. Células Eletroquímicas e Reações Redox
  9. Hidrogênio  9.1. Posição do Hidrogênio na Tabela Periódica  9.2. Isótopos do hidrogênio  9.3. Preparação de Hidrogênio  9.4. Propriedades do Hidrogênio  9.5. Hidratos e sua classificação  9.6. Água e água pesada  9.7. Peróxido de hidrogênio e suas propriedades  9.8. Usos do Hidrogênio e Seus Compostos
  10. Elementos do bloco s (metais alcalinos e alcalino-terrosos)  10.1. Elementos do Grupo 1 - Propriedades e Tendências  10.2. Elementos do Grupo 2 - Propriedades e Tendências  10.3. Unusual properties of lithium and beryllium  10.4. Compostos importantes de sódio e seus usos  10.5. Compostos Importantes de Magnésio e Cálcio
  11. Alguns elementos do bloco p  11.1. Introdução Geral aos Elementos do Bloco p  11.2. Elementos do Grupo 13  11.2.1. Boro e seus compostos  11.3. Grupo 14 Elementos  11.3.1. Carbono e seus alótropos  11.3.2. Compostos Importantes de Carbono e Silício
  12. Química Orgânica - Alguns Princípios e Técnicas Básicas  12.1. Classificação e Nomenclatura de Compostos Orgânicos  12.2. Representação estrutural de compostos orgânicos  12.3. Classificação das reações orgânicas  12.4. Efeitos Eletrônicos em Química Orgânica  12.4.1. Efeito indutivo  12.4.2. Efeito de ressonância  12.4.3. Hiperconjugação  12.5. Mecanismo de reação e espécies intermediárias  12.6. Purificação e análise qualitativa de compostos orgânicos
  13. Hidrocarbonetos  13.1. Hidrocarbonetos  13.1.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2. alceno  13.2.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2.2. Reações de adição eletrofílica  13.3. Alcinos  13.3.1. Preparação e Propriedades dos Alcinos  13.4. Aromatic hydrocarbons  13.4.1. Estrutura e propriedades do benzeno  13.4.2. Reações de substituição eletrofílica do benzeno
  14. Química Ambiental  14.1. Poluição Ambiental  14.2. Poluição atmosférica e o efeito estufa  14.3. Poluição da água e métodos de tratamento  14.4. Poluição do solo e seus efeitos  14.5. Resíduos industriais e seu tratamento  14.6. Estratégias para controle da poluição

Grade 11 → Estrutura do átomo ↓


Configuração eletrônica dos elementos


O conceito de configuração eletrônica em química é fundamental para entender como os elementos interagem, formam ligações e participam de reações químicas. A configuração eletrônica de um elemento descreve a distribuição de seus elétrons entre diferentes orbitais atômicos. Nesta lição abrangente, vamos nos aprofundar nos detalhes da configuração eletrônica, fornecendo descrições textuais e representações visuais para facilitar a compreensão.

O que é configuração eletrônica?

Configuração eletrônica refere-se ao arranjo específico de elétrons nos orbitais de um átomo ou molécula. Os elétrons são distribuídos em orbitais ao redor do núcleo de forma determinada por várias regras, incluindo o princípio da exclusão de Pauli, a regra de Hund e o princípio de Aufbau. Entender a configuração eletrônica ajuda a prever as propriedades químicas dos elementos, sua localização na tabela periódica e sua reatividade.

Princípios que regem a configuração eletrônica

Princípio de Aufbau

O princípio de Aufbau, derivado da palavra alemã "aufbauen", que significa "construir", afirma que os elétrons preenchem os orbitais atômicos começando pelo nível de energia mais baixo disponível antes de preencher níveis superiores. Isso é semelhante a encher um recipiente de baixo para cima. A ordem de preenchimento é baseada nos níveis crescentes de energia dos orbitais.

Princípio da exclusão de Pauli

O princípio da exclusão de Pauli, formulado por Wolfgang Pauli, estipula que não há dois elétrons em um átomo que possam ter o mesmo conjunto de quatro números quânticos. Em termos simples, um orbital atômico pode conter no máximo dois elétrons, e os spins desses elétrons devem ser opostos.

Lei de Hund

De acordo com a regra de Hund, cada orbital em uma subcamada recebe um elétron antes que qualquer orbital receba um segundo elétron. Isso reduz a repulsão entre os elétrons e torna a configuração eletrônica mais estável.

Estrutura da configuração eletrônica

As configurações eletrônicas são frequentemente representadas usando uma notação que mostra o nível de energia, o tipo de orbital e o número de elétrons nesses orbitais. Por exemplo:

1s2 2s2 2p6

Vamos analisar esta notação:

  • 1s2 - Isto representa dois elétrons no orbital 1s.
  • 2s2 - Isto representa dois elétrons no orbital 2s.
  • 2p6 - Isto representa seis elétrons nos orbitais 2p.

Visualização das camadas eletrônicas

A distribuição de elétrons em diferentes camadas pode ser vista através da seguinte ilustração:

Exemplo: Hélio (He) tem a configuração 1s2. Neônio (Ne) tem a configuração 1s2 2s2 2p6.

Escrevendo a configuração eletrônica

Guia passo-a-passo

  1. Identifique o número atômico do elemento. Isso indica o número total de elétrons.
  2. Use o princípio de Aufbau para colocar elétrons em orbitais na ordem crescente dos níveis de energia.
  3. Aplique a regra de Hund para distribuir elétrons nos orbitais da mesma subcamada.
  4. Lembre-se do princípio da exclusão de Pauli, garantindo que não haja mais de dois elétrons por orbital.

Exemplo

1. Hidrogênio (H)

Número Atômico: 1

Configuração: 1s1

2. Carbono (C)

Número Atômico: 6

Configuração: 1s2 2s2 2p2

Aqui, distribuímos os elétrons 2p de acordo com a regra de Hund, colocando um elétron em cada orbital p antes de emparelhar.

3. Sódio (Na)

Número Atômico: 11

Configuração: 1s2 2s2 2p6 3s1

Diagrama de orbitais

Os diagramas de orbitais representam visualmente a disposição dos elétrons nos orbitais de um átomo. Eles usam caixas para representar orbitais e setas para indicar elétrons e seus spins. O seguinte descreve como desenhar um diagrama de orbitais:

1. Compreendendo os orbitais

De acordo com o princípio da exclusão de Pauli, cada orbital pode conter no máximo dois elétrons com spins opostos. Diferentes tipos de orbitais incluem:

  • s-orbitais: esféricos, podem conter 2 elétrons.
  • p-orbitais: em forma de haltere, cada subcamada p tem 3 orbitais, podem conter um total de 6 elétrons.
  • d-Orbitais: forma mais complexa, podem conter 5 orbitais por subcamada d, total de 10 elétrons.
  • f-Orbitais: forma complexa, podem conter 7 orbitais por subcamada f, total de 14 elétrons.

2. Passos para desenhar um diagrama de orbitais

  1. Escreva a configuração eletrônica do elemento.
  2. Desenhe caixas ou linhas para cada orbital e preencha com elétrons, indicados por setas.
  3. Siga a regra de Hund preenchendo cada orbital com um elétron antes de emparelhar.
  4. Garanta que os spins dos elétrons sejam indicados por setas para cima (↑) e para baixo (↓) no mesmo orbital.

3. Exemplo de um diagrama de orbitais

Exemplo: Oxigênio (O) - número atômico 8

Configuração: 1s2 2s2 2p4

Diagrama de orbitais:

1s ↑↓   
2s ↑↓   
2P ↑ ↑ ↑↓

Explicação: Os orbitais 1s e 2s são preenchidos primeiro, com dois elétrons cada. Nos orbitais 2p, seguimos a regra de Hund, colocando um elétron em cada orbital p antes de emparelhar no terceiro caixa.

Exemplo: Cloro (Cl) - número atômico 17

Configuração: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Diagrama de orbitais:

1s ↑↓
2s ↑↓
2P ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
3s ↑↓
3p ↑↓ ↑↓ ↑

Explicação: O diagrama de orbitais segue a mesma lógica: inicialmente preenchendo os orbitais de baixa energia e depois distribuindo os elétrons nos orbitais 3p de acordo com a regra de Hund.

Conclusão

Compreender as configurações eletrônicas é vital para prever e explicar o comportamento químico dos elementos. Isso envolve a aplicação de princípios como o princípio de Aufbau, o princípio da exclusão de Pauli e a regra de Hund. Ao observar o arranjo de elétrons através de notações numéricas e diagramas de orbitais, os estudantes podem adquirir uma compreensão abrangente das estruturas atômicas e dos fundamentos da química.


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