Distribuição Eletrônica

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Números Quânticos
O número quântico principal, que especifica energia, varia de 1 até infinito (1, 2, 3, 4....). Quanto maior o número quântico principal, maior será o tamanho e a energia do orbital.
O número quântico secundário varias de n-1 até infinito (0, 1, 2, 3...), sendo que o “n” é o valor do número quântico principal.
Geralmente associamos o número quântico secundário a letras (0 = s; 1 = p; 2 = d; 3 = f, 4 = g....). O número quântico secundário também especifica energia, porém também especifica a forma do orbital. Logo, um orbital do tipo p, do terceiro período, terá a mesma forma de halter de um orbital do tipo p do segundo período, porém será maior.
O número quântico terciário (ml) especifica a orientação espacial do orbital. Este número quantico não especifica energia e varia de –l até +l (sempre números inteiros).
Ex: n= 3, l= 2, ml (-2, -1, 0, +1, +2).
No exemplo acima, com l= 2 estamos falando dos orbitais d e suas cinco orientações espaciais (dxy, dxz, dyz, dx2-y2 e dz2).
O número quântico de spin, especifica a orientação de um determinado elétron frente a um campo magnético externo e pode assumir valores de +1/2 e -1/2.
Quando os elétrons estão estão desemparelhados, ou seja, sozinhos em um orbital, estes sempre se alinharão frente a um campo magnético externo. Caso estejam emparelhados, metade dos elétrons estarão a favor e metade contra o campo magnético. 
É possível ter dois elétrons representados pelo mesmos números quânticos n, l e ml, porém nunca com o mesmo spin. Dois elétrons nunca poderão ter os mesmos quatro números quânticos simultâneamente (Princípio da Exclusão de Pauling). 
Distribuição eletrônica 
Sempre devemos preencher o diagrama de baixo para cima, ou seja, a partir dos orbitais menos energéticos (1s2) aos mais energéticos e até que todos os elétrons sejam alocados. Em cada “casa” cabem no máximo dois elétrons, desde que com spins opostos. Sempre representar os elétrons como setas apontando para o mesmo lado se estiverem desemparelhados (sem par) ou em lados opostos se estiverem emparelhados (com par). 
Sempre colocar uma seta indicando o sentido de crescimento da energia ao montar o diagrama, conforme representado na figura 1. 
Figura 1: Diagrama de energia
O diagrama de energia da Figura 1 pode ser montado, utilizando-se o diagrama de energia de Linus pauling (Figura 2).
Figura 2: Diagrama de energia - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f14 6d10 7p6…..
Representação da configuração eletrônica de qualquer elemento
Elementos do primeiro período somente tem o subnível s (n=1; l=0)
Para calcular o “l”, usamos a fórmula l= n-1, onde n é o período (linhas horizontais da tabela periódica).
Elementos do segundo período tem os subníveis s e p (n= 2; l= 1)
Elementos do terceiro período tem os subníveis s, p e d (n= 3; l= 2)
Os elementos do terceiro período já apresentam o subnível d, porém não possuem elétrons para preencher esse subnível. Entretanto, podem utilizar estes orbitais vazios para fazer ligações químicas (Ex: PF5).
Elementos a partir do quarto período já podem começar a preencher o subnível d, desde que tenham elétrons suficientes.
Elementos da família 1 e 2 (linhas verticais) SEMPRE terão o seu elétron mais energético em um subnível s.
Ex: Na....[Ne]3s1 Ca....[Ne]4s2
Elementos pertencentes ao grupo 13 a 18 da tabela periódica, até o terceiro período, sempre terão seus elétrons mais energéticos nos subníveis ns np
Ex: Fósforo (P).... [Ne] 3s2 3p3 Cloro (Cl).... [Ne] 3s2 3p5
OBS: A somo dos expoentes tem que fechar com o número final da família 
Ex: O fósforo está na família 15, logo terá 5 elétrons na última camada (3s2 3p3 = soma dos expoentes tem que ser igual a 5, ou seja, o último dígito do número 15)
Elementos pertencentes ao grupo 13 a 18 da tabela periódica APÓS o terceiro período, sempre terão seus elétrons mais energéticos nos subníveis n-1d ns np 
Ex: Telúrio (Te).... 4d10 5s2 5p4 
Elementos pertencentes às famílias 3 a 12 sempre terão seus elétrons localizados nos subníveis ns n-1d
Ex: Titânio (Ti).....4s2 3d2 (seguindo o diagrama de Pauling) ou 3d4, seguindo a distribuição usual apresentada em aula.
Para fazermos a distribuição:
1-Sempre olhar o período que o átomo a ser ser analizado se encontra:
Ex: Rutênio....localizado no quinto período (linhas horizontais)
2-Ver a família em que elemento químico se encontra (linhas verticais)
Ex: Rutênio...localizado na família 8
3-Representar o cerne do gás nobre anterior para uma representação mais compacta:
Ex: No caso do rutênio temos o criptônio como gás nobre anterior, logo podemos representar como [Kr] 5s2 4d6 ou [Kr] 4d8 (8 elétrons d, que coincide com o número da família 8)
Como vimos em aula, devido ao efeito de penetração dos orbitais s e p e a diferença na blindagem dos diferentes orbitais, temos um uma sobreposição dos níveis de energia. Logo, os orbitais 4s e 3d ou mesmo os orbitias 5s e 4d, encontram-se próximos em energia. Assim, as duas representações serão aceitas (a do diagrama de Pauling e a usual).
4-Conte o número de elétrons excedentes ao cerne do gás nobre anterior:
Ex: O ósmio (Os), está localizado no grupo 8, logo terá 8 elétrons d (usual) ou 6 elétrons d e 2 elétrons s (diagrama).
5-Nos grupos 11 e 12 sempre termos configuração n-1d10 ns1 ou n-1d10 ns2 respectivamente.
Ex: Zinco (Zn).....3d10 4s2
6-Cuidar com cátions ou ânions, pois estes tem falta de elétrons (Cátions) ou excesso de elétrons (ânions).
Ex: íon Cl- (o átomo de cloro tem número de prótons 17, logo tem 17 elétrons). Como o íon cloreto tem uma carga negativa, o número de elétrons será 18.
Configuração eletrônica do íon cloreto: [Ne] 3s2 3p6 (configuração de um gás nobre).
Ex: íon Zn2+ (o átomo de zinco tem número de prótons 30, logo tem 30 elétrons. Como o íon Zn2+ tem duas cargas negativas, o número de elétrons será 28).
Ex: Zn2+.....[Ar] 3d10