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Apostila de Inorgânica

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2. Configuração Eletrônica e Tabela Periódica 
 
 A configuração eletrônica de um átomo no estado fundamental, segue algumas 
regras que são conhecidas como o princípio de Aufbau. 
 A primeira das regras está relacionada com a ordem de ocupação dos orbitais 
pelos elétrons. A distribuição eletrônica começa no orbital de menor energia, o 1s, e os 
elétrons restantes entram no próximo orbital vazio de menor energia – até que todos os 
elétrons do átomo terminem. A ordem de energia pode ser acompanhada pelo diagrama 
de Linus Pauling: 
1s
2s
3s
2p
4s
3p
5s
4p
3d
6s
5p
4d
7s
6p
8s
7p
6d
7d
6f
5d
4f
5f 5g
7f
6g
7g
6h
7h 7i
(...)
(...)
A distribuição dos elétrons segue a ordem das 
diagonais, indo de cima para baixo como indicam 
as setas. Dessa forma, a ordem de energia dos 
orbitais é: 
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<... 
Os orbitais marcados em azul são, 
normalmente, omitidos no diagrama de Pauling, 
pois os elementos conhecidos até então não têm 
elétrons suficientes para ocupar estes orbitais 
quando no estado fundamental. No entanto, com a 
síntese de novos elementos artificiais, isto pode 
mudar no futuro. 
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 A segunda regra está relacionada com o Princípio da Exclusão de Pauli e pode ser 
enunciada de várias formas. A maneira mais fácil de entendê-lo é que o número máximo 
de elétrons que podem ocupar um mesmo orbital são dois – e neste caso, os spins dos 
elétrons devem ser necessariamente contrários. 
 A terceira regra é conhecida como Regra de Hund. Quando um subnível possui 
orbitais degenerados, primeiro ocupa-se todos os orbitais com um elétron para, então, 
entrar com segundo elétron. Um exemplo da Regra de Hund pode ser visto na Figura 11. 
 
Viola a Regra de Hund
(a)
Segue a Regra de Hund
(b)
 
Figura 11. Duas possibilidades para a distribuição de 3 elétrons em um subnível p. (a) um exemplo 
onde a Regra de Hund não está sendo respeitada e (b) a maneira correta, seguindo a Regra de 
Hund. 
 
 Seguindo estas regras, chega-se à configuração eletrônica do estado fundamental 
dos átomos. Algumas exceções são observadas, como o cobre, prata, ouro, platina, 
molibidênio e grande parte dos elementos da série dos lantanídeos e actnídeos. Quando 
se determina a configuração eletrônica destes elementos se observa que um orbital de 
maior energia está ocupado no lugar de um de menor energia (segundo a prioridade do 
diagrama de Pauling). Alguns exemplos são mostrados na Tabela 2. 
 
Tabela 2. Algumas exceções ao diagrama de Pauling. 
 Configuração eletrônica 
Elemento Diagrama de Pauling Experimental 
29Cu [Ar] 4s2 3d9 [Ar] 4s1 3d10 
42Mo [Kr] 5s2 4d4 [Kr] 5s1 4d5 
78Pt [Xe] 6s2 4f14 5d8 [Xe] 6s1 4f14 5d9 
 
 A configuração eletrônica dos elementos e a maneira que a Tabela Periódica está 
organizada têm grande relação. A Tabela Periódica moderna foi montada a partir da 
tabela feita por Mendeleev em 1869. Mendeleev colocou os 63 elementos que eram 
conhecidos naquela época em ordem crescente de massa atômica em linhas horizontais, 
que chamou de período. Os elementos com propriedades semelhantes foram organizados 
em linhas verticais, que foram chamadas de grupos ou famílias. 
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 As propriedades dos elementos, principalmente a reatividade, estão relacionadas 
com a configuração eletrônica destes elementos. Portanto, nos grupos da Tabela 
Periódica estão elementos com configuração eletrônica semelhante. Se fizermos a 
distribuição eletrônica do lítio, sódio, potássio e rubídio – todos do grupo 1 (ou 1A) – 
podemos perceber isso: 
 
3Li 1s2 2s1 
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 
19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 
37Rb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 
 
Todos os elementos do grupo 1 da tabela têm seu último elétron ocupando um 
orbital s. A configuração eletrônica de todos termina com Xs1, onde X é o período da 
tabela periódica que o elemento se encontra. 
Fazendo o mesmo para os elementos do grupo 2 da tabela, como o berílio, 
magnésio, cálcio e estrôncio, temos: 
 
4Be 1s2 2s2 
12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 
20Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 
38Sr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 
 
A configuração eletrônica dos elementos do grupo 2 na tabela termina com Xs2, 
onde X é o período da tabela periódica que o elemento se encontra. 
 Se fizermos isto para todos os grupos, iremos verificar que os elementos do 
mesmo grupo sempre têm o mesmo número de elétrons no mesmo subnível. Apenas o 
número da camada é que muda. Assim, podemos dividir a tabela periódica de acordo com 
os subníveis e número de elétrons, como mostra a Figura 12. 
 Uma vez que conhecemos a configuração eletrônica dos elementos e sua relação 
com a Tabela Periódica, podemos então avançar nossos estudos sobre as propriedades 
periódicas dos elementos. 
 
 
 
 
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 12
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
s1 p6 
 
s2 
 
p1 
 
p2 
 
p3 
 
p4 
 
p5 
 
 
 
d1 
 
d2 
 
d3 
 
d4 
 
d5 
 
d6 
 
d7 
 
d8 
 
d9 
 
d10
 
 Bloco “p” 
Bloco 
“s” Bloco “d” 
 
 
 
 f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 
 
 
 
Bloco “f” 
 
 
Figura 12. A Tabela Periódica e sua relação com a configuração eletrônica dos elementos. 
 
 
3. Propriedades Periódicas 
3.1 – Carga Nuclear Efetiva (Z* ou Zeff) 
 Considere um átomo com dois elétrons, como o mostrado na Figura 13. O elétron 
A está sobre influência direta do núcleo. Toda a carga nuclear irá atrair este elétron. Já o 
elétron B, não estará sob influência de toda a carga nuclear. De certa forma, o elétron A 
funciona como uma barreira da carga nuclear, atenuando-a. É como se uma parte da 
carga nuclear se perdesse ao atrair o elétron A, sobrando apenas uma fração da carga 
nuclear total para atrair o elétron B. Dizemos então que o elétron A blinda a carga nuclear 
para o elétron B. 
 
 
Figura 13. Um núcleo e dois elétrons A e B. A influência do núcleo é diferente para os elétrons. 
 
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 13
 Dessa forma, define-se o termo carga nuclear efetiva (Z* ou Zeff) como sendo a 
fração da carga nuclear que chega ao elétron. Podemos expressar a carga nuclear efetiva 
como sendo: 
 
Z* = Z – σ (3) 
 
onde Z é a carga nuclear e σ representa a blindagem. 
 Consideremos um átomo com cinco elétrons. Entre o último elétron e o núcleo 
estão os quatro elétrons anteriores. Estes quatro elétrons estão blindando a carga nuclear 
para o último elétron que, portanto, terá o menor valor de Z* dentre os cinco elétrons 
deste átomo. Já o primeiro elétron não possui blindagem, logo Z* = Z. Portanto, um dado 
elétron é blindado por todos os elétrons de camadas anteriores a sua. 
 A eficiência da blindagem depende basicamente do número de elétrons e do tipo 
de orbitais que estão sendo ocupados. A influência do tipo dos orbitais na eficiência da 
blindagem está relacionada com o número de planos nodais que o orbital possui. 
Considere um orbital do tipo s, um do tipo p e um do tipo d. O orbital s, por ser esférico, 
blinda a carga nuclear em todas as direções (Figura 14a). Já o orbital p possui um plano 
nodal. Na posição do plano nodal, a probabilidade de se encontrar o elétron é nula. Dessa 
forma, existe uma posição no espaço onde a carga nuclear pode passar sem ser 
atenuada pelos elétrons. (Figura 14b). Da mesma forma, orbitais d possuem dois planos 
nodais

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