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Ótom Anselmo de Oliveira

Joana D’Arc Gomes Fernandes

Arquitetura Atômica e MolecularD I S C I P L I N A

A configuração eletrônica dos átomos

Autores

aula

05

Oliveira, Ótom Anselmo de Arquitetura atômica e molecular / Ótom Anselmo de Oliveira, Joana D’arc Gomes Fernandes – Natal (RN) : EDUFRN – Editora da UFRN, 2006. 280 p.

ISBN 85-7273-278-0

1. Ligações químicas. 2. Modelos atômicos. 3. Tabela periódica. I. Fernandes, Joana D”arc Gomes. II. Título. CDU 541 RN/UFR/BCZM 2006/18 CDD 541.5

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Catalogação da publicação na Fonte. UFRN/Biblioteca Central “Zila Mamede”

Aula 05 Arquitetura Atômica e Molecular �

ApresentaçãoO assunto que vamos abordar nesta aula é fundamental para que possamos entender as

ligações químicas, a estrutura dos compostos e algumas propriedades que serão estudadas em aulas posteriores.

Iremos estudar a configuração eletrônica dos átomos e íons gasosos, que é a maneira como os elétrons estão arranjados em torno do núcleo, bem como os princípios e as regras que norteiam essa distribuição. Aprenderemos a calcular a carga nuclear efetiva que atua sobre um elétron no átomo.

Veremos também a origem dos momentos magnéticos dos átomos e íons, o diamagnetismo e o paramagnetismo, assim como aprenderemos a calcular esses momentos.

Objetivos

Compreender e aplicar as regras e os princípios usados para escrever a configuração eletrônica dos átomos.

Escrever a configuração eletrônica de átomos e íons.

Aprender a calcular a carga nuclear efetiva que atua sobre um elétron num átomo.

Entender a origem do diamagnetismo e do paramag-netismo nos átomos e íons.

�

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Aula 05 Arquitetura Atômica e Molecular2

Configuração eletrônica

configuração eletrônica ou estrutura eletrônica de um átomo ou íon é a distribuição dos elétrons nos orbitais atômicos, a qual é feita em ordem crescente de energia. Nesta aula, estudaremos a configuração eletrônica dos átomos em

seu estado fundamental.

Você estudou na aula anterior que um orbital é representado por três números quânticos, n, l e ml, e que o menor valor para n é 1. Também viu que n restringe os valores de l, e l, os de ml, portanto, os números quânticos que representam o orbital de menor energia de um átomo são: n =1, l = 0 e ml = 0. Esse conjunto de números quânticos (1, 0, 0) corresponde ao orbital 1s. Entretanto, para que possamos descrever o comportamento de um elétron num átomo, é necessário um quarto número quântico, que é o número quântico magnético de spin (ms). Assim, um elétron num orbital é representado por um conjunto de quatro números quânticos (n, l, ml, ms).

Sabemos que o spin do elétron pode assumir apenas duas orientações e, por isso, só existem dois valores possíveis para o número quântico ms, que são +½ ou -½. Assim, para o átomo de hidrogênio, que tem apenas um elétron, existem dois conjuntos de números quânticos aceitáveis: (1, 0, 0, +½) e (1, 0, 0, -½), e a probabilidade do elétron assumir uma das combinações é a mesma, pois ambos possuem a mesma energia. Portanto, qualquer um dos dois conjuntos representa corretamente o elétron do hidrogênio, e a configuração eletrônica desse elemento pode ser representada por:

H 1s1

Muitas vezes, é conveniente representar as configurações eletrônicas por diagrama de orbitais, em que cada orbital é indicado por um círculo, um quadrado ou um traço, e os elétrons por setas. O diagrama de orbital para o hidrogênio está representado a seguir:

A

No hidrogênio ou íons com apenas um elétron, os hidrogenóides, a energia de um orbital depende apenas do número quântico principal, n. Nessas espécies, todos os orbitais com o mesmo valor de n têm a mesma energia, veja a Figura �, em que estão representados os níveis de energia dos orbitais no átomo de hidrogênio ou em hidrogenóides.

Estado fundamental

É aquele no qual o átomo apresenta a mais baixa

energia, ou seja, onde os elétrons estão distribuídos

nos orbitais de menor energia.

1s¹ 1s¹

ou

Aula 05 Arquitetura Atômica e Molecular 3

Figura � – Níveis de energia dos orbitais no átomo de hidrogênio ou hidrogenóides até o nível n = 3

Nos átomos polieletrônicos, os diferentes orbitais de um mesmo nível têm energias diferentes. Isso ocorre porque as capacidades de penetração dos orbitais s, p, d e f, nas camadas mais internas dos átomos, não são iguais; e as cargas nucleares que atuam sobre os elétrons que ocupam esses orbitais são menores do que a carga total do núcleo. Considerando tais fatos, antes de prosseguirmos com o estudo sobre as configurações eletrônicas, é conveniente se discutir a carga nuclear líquida que atua sobre cada elétron.

Carga nuclear efetivaA carga nuclear líquida que atrai o elétron é denominada carga nuclear efetiva,

representada por Zef e Z*. Nos átomos multieletrônicos, cada elétron é simultaneamente atraído pelo núcleo e repelido pelos outros elétrons. Devido às repulsões entre os elétrons, a carga nuclear que atua sobre cada um deles é sempre menor do que a carga correspondente ao número total de prótons no núcleo. Isso porque os elétrons mais internos neutralizam parcialmente a carga positiva do núcleo. Essa neutralização é conhecida como blindagem ou efeito de blindagem e, geralmente, é representada por S.

Aula 05 Arquitetura Atômica e Molecular4

Figura 2 – Densidade radial para os orbitais 3s, 3p e 3d. Observe a pequena distância entre o núcleo e o máximo mais interno da curva que representa o orbital 3s. Por isso, os elétrons s são menos blindados em relação ao núcleo do que os elétrons p e d.

Nos átomos multieletrônicos, para um dado n, a carga nuclear efetiva que atua sobre um elétron diminui com o aumento do valor de l.

A carga nuclear efetiva, Zef, é calculada subtraindo-se o efeito de blindagem, S, do número de prótons, Z, existentes no núcleo.

Zef = Z – S

O grau de blindagem de um elétron pelos demais depende do orbital que ele ocupa. Vamos tomar como exemplo os orbitais do terceiro nível de energia, n = 3. Um elétron no orbital 3s penetra mais no interior do átomo, tendo maior probabilidade de estar perto do núcleo do que um elétron no orbital 3p. Por sua vez, um elétron 3p tem mais probabilidade de se aproximar do núcleo do que um 3d. Portanto, concluímos que os elétrons 3s são os menos blindados e mais penetrantes, enquanto os elétrons 3d são os mais blindados e menos penetrantes desse nível (veja a Figura 2).

Aula 05 Arquitetura Atômica e Molecular 5

Em 1930, J. C. Slater formulou uma série de regras empíricas para determinar o efeito de blindagem (S), objetivando calcular a carga nuclear efetiva dos átomos e íons. Essas regras, que apresentaremos a seguir, são conhecidas como regras de Slater.

Regras para calcular a blindagem sobre um elétron nos orbitais ns, np, nd ou nf:

1. Escrever a configuração eletrônica do átomo ou íon.

2. Uma vez escrita, reescrevê-la agrupando da seguinte maneira:

(1s)(2s,2p) (3s,3p)(3d) (4s,4p)(4d)(4f )(5s,5p)(5d)(5f ) (6s,6p)(6d)…;

3. Identificar o grupo do elétron a ser estudado e calcular a blindagem, S, considerando as duas situações que seguem.

n Calcular S para um elétron no grupo (ns,np)

a) Os elétrons à direita do elétron estudado não contribuem para o cálculo da blindagem.

b) Cada elétron do grupo n onde está o elétron em estudo contribui com 0,35.

c) Cada elétron do grupo n – 1 contribui com 0,85.

d) Os elétrons à esquerda do grupo n – 1 contribuem com 1,00.

n Calcular S para um elétron no grupo (nd) ou (nf)

a) Os elétrons à direita do elétron estudado não contribuem para o cálculo da blindagem.

b) Cada elétron do grupo em que se encontra o elétron em estudo contribui com 0,35.

c) Todos os elétrons à esquerda do grupo do elétron estudado contribuem com 1,00.

Cálculo da carga nuclear efetiva

n – 1 n

Aula 05 Arquitetura Atômica e Molecular�

Partindo das condições estabelecidas em cada situação, podemos expressar as blindagens pelas equações:

Blindagem sobre elétrons ns ou np

S = (elétrons no grupo n x 0,35) + (elétrons no grupo n – 1 x 0,85) + (elétrons à esquerda do grupo n – 1 x 1,00)

Blindagem sobre elétrons nd ou nf

S = (elétrons no grupo nd ou nf x 0,35) + (elétrons nos grupos à esquerda do grupo n x 1,00)

Exemplo 1

Vamos calcular a carga nuclear efetiva que atua sobre um elétron 3p do átomo de cloro.

Resolvendo o exemplo 1Para o Cl, Z =17. Então,

1. a sua configuração eletrônica é 1s22s22p63s23p5;

2. agrupando-se de acordo com a segunda regra de Slater, obtém-se:

(1s2) (2s22p6) (3s23p5) ou (1s)2 (2s2p)6 (3s3p)7 ;

3. o grupo n onde se encontra o elétron em estudo é o ( 3s3p) e esse grupo tem sete elétrons. Portanto, seis elétrons blindam o sétimo elétron;

4. como o elétron estudado se encontra num orbital ns, aplica-se a expressão:


S = (6 x 0,35) + (8 x 0,85) + (2 x 1,00)

S = 2,1 + 6,8 + 2,0 = 10,9

Substituindo os valores na equação Zef = Z – S, teremos:

Zef = 17 – 10,9 = 6,1

n – 1 n


Exemplo 2

Calcular a carga nuclear efetiva para um elétron 4s de cobalto e sobre um elétron que ocupa um orbital 3d.

Resolvendo o exemplo 2 para o elétron 4s

Para o Cobalto, Z = 27. Então,

n a sua configuração eletrônica é: 1s22s22p63s23p63d74s2 ;

n agrupando-se de acordo com a segunda regra de Slater, obtém-se:(1s2) (2s22p6) (3s23p6)(3d7)(4s 2) ou⇒ (1s)2 (2s2p)6 (3s3p)8(3d)7(4s )2 ;

n o grupo n onde se encontra o elétron s é o 4s e esse grupo tem dois elétrons. Portanto, um elétron blinda o elétron em estudo;

n como o elétron estudado se encontra num orbital ns, aplica-se a expressão:


S = (1 x 0,35) + (15 x 0,85) + (10 x 1,00)

S = 23,1

Substituindo os valores de Z e S na equação Zef = Z – S, teremos:

Zef = 27 – 23,1

Zef = 3,9

Resolvendo o exemplo 2 para o elétron 3d

Para o Cobalto, Z = 27. Então,

n a sua configuração eletrônica é: 1s22s22p63s23p53d74s 2;

n agrupando-se de acordo com a segunda regra de Slater, obtém-se:(1s2) (2s22p6) (3s23p6)(3d7)(4s 2) ou (1s)2 (2s2p)6 (3s3p)8(3s)7(4s )2 ;

n o grupo n onde se encontra o elétron d é o 3d e esse grupo tem sete elétrons. Portanto, seis elétrons blindam o elétron em estudo;

n - 1 n

Aula 05 Arquitetura Atômica e Molecular�

Configuração eletrônica de átomos multieletrônicos

ara prevermos a configuração eletrônica de átomos diferentes do hidrogênio, é necessário conhecermos dois princípios e uma regra que orientam a distribuição dos elétrons nos átomos. O primeiro deles é o princípio da construção ou o princípio aufbau, o qual estabelece que: os elétrons ocupam os orbitais atômicos de modo

que a energia total do átomo seja a menor possível.

O segundo é o princípio da exclusão de Pauli. De acordo com Paulo, no mesmo átomo dois elétrons não podem ter o mesmo conjunto de números quânticos (n, l, ml ,ms). Para entendermos o significado desse princípio, vamos supor que dois elétrons ocupam o orbital 1s de um átomo. Como só existe um conjunto de números quânticos (1, 0, 0) que caracteriza o orbital 1s, cada um dos elétrons nesse orbital terá os mesmos números quânticos n = 1, l = 0 e ml = 0. Isso implica ter que ser o número quântico magnético de spin, ms, diferente para cada um

P

n como o elétron em estudo ocupa um orbital 3d, os elétrons no orbital 4s, que se encontram à direita do elétron estudado, não contribuem para o cálculo da blindagem. Assim, a expressão para calcular S é a seguinte:

S = (elétrons no grupo nd x 0,35) + (elétrons nos grupos à esquerda do grupo n x 1,00)

S = (6 x 0,35) + (17 x 1,00)

S = 19,1

Substituindo os valores de Z e S na equação Ze f = Z – S, teremos:

Ze f = 27 – 19,1

Ze f = 7,9

Comparando as cargas nucleares efetivas calculadas no exemplo 2, constatamos que um elétron no orbital 3d é atraído pelo núcleo através de uma carga nuclear efetiva maior, Zef = 7,9. Portanto, um elétron nesse orbital encontra-se mais fortemente ligado ao núcleo do que um elétron 4s, que é atraído pelo núcleo através de uma carga nuclear efetiva de 3,9. Baseados nessa análise, concluímos que elétrons nos orbitais 3d do cobalto são menos blindados, portanto, têm menor energia do que os elétrons 4s.


desses elétrons. Como sabemos que ms só pode assumir dois valores, +½ ou -½, cada orbital só pode ser ocupado por no máximo dois elétrons, os quais devem ser spins opostos.

Vamos agora estudar a regra de Hund ou de máxima multiplicidade de spin, cujo enunciado é em orbitais de um mesmo subnível, orbitais degenerados, o estado de menor energia do átomo é aquele que tiver o maior número possível de elétrons com o mesmo spin.

Seguindo essas orientações, podemos prever a configuração eletrônica do átomo de carbono, C, que tem seis elétrons. Aplicando o princípio aufbau, dois elétrons ocupam o orbital 1s, que é o orbital de menor energia, e os quatro elétrons restantes ocupam os orbitais do segundo nível de energia, n = 2. Inicialmente, o orbital 2s é ocupado com dois elétrons, por ter menor energia do que os 2p; em seguida, os dois elétrons restantes ocupam os orbitais 2p. Assim, a configuração eletrônica do carbono pode ser representada por: 1s22s22p2. A diferença de energia entre os orbitais 2s e 2p, de um mesmo nível, é explicada analisando-se a blindagem e a penetrabilidade dos orbitais. Você estudou na aula 4 (O modelo atômico atual e os números quânticos) que o orbital 2s penetra mais no interior do átomo do que os orbitais 2s, o que possibilita aos elétrons que ocupam o orbital 2s maior aproximação com o núcleo. Conseqüentemente, a carga nuclear efetiva que atua sobre ele é maior do que a sentida por elétrons ocupando um orbital 2p. Isso faz com que os elétrons no orbital 2s sejam mais atraídos pelo núcleo do átomo, tendo, portanto, menor energia do que os elétrons 2p.

Finalmente, vamos aplicar a regra de Hund para distribuir os dois elétrons nos orbitais 2p. Como esse subnível tem três orientações no espaço, correspondentes aos orbitais px, py e pz (veja a Figura 3) e todos têm a mesma energia, os dois elétrons podem ocupar qualquer um dos orbitais 2p. Assim, o C pode ter qualquer uma das seguintes configurações: 2px

12py1; 2px

12pz1

ou 2py12pz

1, com dois elétrons desemparelhados (spins iguais) nos orbitais p. A representação da configuração eletrônica do carbono usando-se o diagrama de orbitais é a seguinte

Orbitais degenerados

São orbitais de mesma energia. Por exemplo, os três orbitais p: px , py e pz.

Figura 3 – As orientações dos três orbitais p. Como as regiões de maior densidade eletrônica ficam ao longo dos eixos cartesianos, convencionou-se nomear esses orbitais px , py e pz.

Vamos agora analisar a configuração eletrônica do átomo de potássio, K, que tem dezenove elétrons. Nesse átomo, dois elétrons ocupam o orbital 1s2; oito, os orbitais 2s22p6; oito, os orbitais 3s23p6; e um, o orbital 4s1. Portanto, a configuração do K é 1s22s22p63s23p64s1.

Aula 05 Arquitetura Atômica e Molecular�0

Era de se esperar que o último elétron ocupasse um orbital 3d, por estar no terceiro nível de energia. Isso não ocorre em decorrência da penetrabilidade dos orbitais. Esse efeito é tão pronunciado nos orbitais 4s do potássio e do cálcio (configuração 1s22s22p63s23p64s2) que, apesar do número quântico principal ser maior (no caso 4s), a energia dos orbitais 4s é menor do que a dos orbitais 3d.

Nos átomos com número atômico maior do que 20, os elétrons são adicionados nos orbitais 3d, e estes, à medida que são preenchidos, passam a ter energia menor do que os elétrons no orbital 4s. Como você pode ver na Figura 4, a partir do titânio (Z = 21), os orbitais 3d têm energias semelhantes às dos orbitais 4s e começam a ser ocupados. Isso ocorre porque, embora os orbitais 4s sejam mais penetrantes do que os orbitais 3d, na maior parte do tempo, esses elétrons se encontram mais distantes do núcleo do que os elétrons nos orbitais 3d. Logo, os elétrons 4s não blindam de forma eficaz os elétrons 3d, que passam a sentir uma carga nuclear maior e, em conseqüência disso, têm menor energia. Por isso, a configuração eletrônica do estado fundamental dos elementos que tenham número atômico entre 21 e 30 é a seguinte: [Ar] 3dn4s2.

Figura 4 – Variações de energia dos orbitais em função do número atômico. As energias relativas dos orbitais 3d e 4s dos elementos potássio (K), cálcio (Ca), escândio (Sc), titânio (Ti) e vanádio (V) estão em destaque no recorte ampliado.

Vimos que, usando o princípio da construção, o princípio da exclusão de Pauli e a regra de Hund, podemos prever as configurações eletrônicas dos átomos. Mas, você deve ter percebido que, para alguns elementos, não é possível ter uma análise simples de sua configuração eletrônica.

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Quadro � – Configuração eletrônica de átomos gasosos

NúmeroAtômico

Elemento ConfiguraçãoEletrônica*

NúmeroAtômico

Elemento ConfiguraçãoEletrônica

*Somente elétrons da camada de valência são mostrados; a linha (–) indica as camadas fechadas iguais ao do gás nobre precedente entre colchetes.

No Quadro �, a seguir, estão listadas as configurações eletrônicas para o estado fundamental de todos os átomos no estado gasoso.


Exemplo 3Escreva a configuração eletrônica dos seguintes átomos: (a) Fe; (b) Cr.

Resolvendo o exemplo 3

a) O número atômico do ferro é 26, sua configuração eletrônica é 1s22s22p63s23p63d64s2.

b) Pelos procedimentos normalmente usados nas distribuições eletrônicas, a configuração do crômio seria 1s22s22p63s23p63d44s2. Porém, dados experimentais indicam que a configuração desse elemento é 1s22s22p63s23p63d 54s�. Isso acontece porque as energias dos orbitais 4s e 3d são muito próximas, possibilitando inversão. Essa inversão está associada ao aumento de simetria na distribuição eletrônica, o que ocorre, por exemplo, quando os orbitais de um mesmo subnível ficam preenchidos, semipreenchidos ou vazios. No caso do crômio, essa condição existe quando se tem a configuração 3d54s1 nos orbitais de maior energia.

Para prever a configuração eletrônica de um íon, deve-se, primeiro fazer a configuração eletrônica do respectivo átomo. Em seguida, retira-se o número desejado de elétrons, começando sempre pelo elétron que esteja no orbital de maior número quântico principal. Vamos exemplificar prevendo as configurações eletrônicas dos íons Fe2+ e Fe3+ no estado fundamental.

O ferro, Fe, tem número atômico Z = 26. Portanto, sua configuração é 1s22s22p63s2

3p63d64s2. Feita a configuração do átomo de Fe, vamos retirar dois elétrons do orbital 4s que é o mais energético. Em decorrência da saída desses dois elétrons, a configuração do íon Fe2+ é 1s22s22p63s23p63d6.

Para formar o íon Fe3+, o ferro perde três elétrons, sendo dois elétrons retirados do orbital 4s e um elétron de um dos orbitais 3d, resultando na configuração 1s22s22p63s23p63d5.

Aula 05 Arquitetura Atômica e Molecular �3

Propriedades magnéticas dos átomos

Magnéton de Bohr

O magnéton de Bohr (µB) é dado pela equação

B =eh

,4 me

na qual e é a carga do elétron, h, a constante de Planck e me, a massa do elétron. Em unidades do SI, µB = 9,270x10-24 A m2.

s mais antigos relatos sobre fenômenos magnéticos datam de 900 a.C., quando foram descritas experiências com a “força misteriosa” da magnetita (Fe3O4), o ímã natural. A primeira utilização prática do magnetismo foi a bússola, inventada pelos

chineses na dinastia Han, em 200 a.C. e baseada na propriedade segundo a qual uma agulha magnetizada tem de se orientar na direção do campo magnético terrestre.

Na realidade, qualquer material submetido à ação de um campo magnético interage de alguma maneira com esse campo. Nessas interações, os materiais que são atraídos pelo campo são conhecidos como paramagnéticos. Existem outros, porém, que são levemente repelidos pelo campo, os quais são chamados de diamagnéticos.

Hoje, sabe-se que as propriedades magnéticas dos materiais dependem dos momentos magnéticos associados aos elétrons. Sabe-se, por exemplo, que qualquer material que contenha átomos, íons, ou moléculas com elétrons desemparelhados é paramagnético, enquanto os materiais nos quais todos os elétrons estejam emparelhados são diamagnéticos. Sabe-se, ainda, que os momentos magnéticos das espécies químicas que compõem os materiais paramagnéticos se distribuem de forma aleatória. Porém, em certos casos, podem ocorrer distribuições mais ordenadas, gerando os materiais ferromagnéticos e antiferromagnéticos, que, respectivamente, são formas mais intensas e menos intensas de manifestações do paramagnetismo.

Determinações de parâmetros relativos ao magnetismo dos materiais podem ser feitas utilizando-se uma balança de Gouy. Porém, com o desenvolvimento da teoria quântica, tornou-se possível se fazer boas estimativas desses parâmetros através de cálculos bastante simples. Assim é que o momento magnético, especialmente o dos elementos mais leves, pode ser calculado desde que se conheça o número de elétrons desemparelhados nos constituintes do material, utilizando-se a equação:

O

Essa equação mostra, portanto, que nos átomos em que todos os elétrons estejam emparelhados os momentos magnéticos dos elétrons se cancelam, do que resulta um momento magnético atômico nulo e, se existirem elétrons desemparelhados, o momento magnético é diferente de zero.

µ =N(N + 2)µB,

na qual N é o número de elétrons desemparelhados e µB é a unidade usada para expressãodo momento magnético, que é denominada magnéton de Bohr.


Exemplo 4Calcule o momento magnético do íon gasoso Fe2+.

Resolvendo o exemplo 4

Para o ferro Z = 26: 1s22s22p63s23p63d64s2

A configuração eletrônica do Fe2+ é 1s22s22p63s23p63d6, você aprendeu no exemplo 3. Nessa configuração, com exceção do orbital 3d6, os demais elétrons estão emparelhados. Por isso, vamos distribuir no diagrama de orbitais apenas os seis elétrons d.

3d 6

Observe a distribuição, existem quatro elétrons desemparelhados no íon Fe2+.

Para calcular o momento magnético (µ), aplica-se a fórmula seguinte:

Atividade 1

Calcule o momento magnético em µB do íon gasoso Fe3+. Compare com o valor calculado para o Fe2+ e escolha qual dos dois apresenta maior momento magnético.

sua

resp

osta

µ =N(N + 2)µB em que N=4 (números de elétrons desemparelhados)

µ =

4(4 + 2)µB

µ = 4, 9µB

Aula 05 Arquitetura Atômica e Molecular �5

Resumo

Auto-avaliação

Defina estado fundamental ou estado basal de um átomo.

Explique resumidamente a razão da configuração eletrônica do rubídio do estado fundamental ser: 1s22s22p63s23p63d104s24p65s1 e não 1s22s22p63s23p63d104s2 4p64d1.

Quais os dois conjuntos de números quânticos que representam o elétron de valência do potássio?

Enuncie o princípio da exclusão de Pauli.

Escreva a configuração eletrônica dos seguintes átomos gasosos: Cu, Zn, P e Kr. Quais deles são paramagnéticos? Calcule o momento magnético em magnéton de Bohr ( B) de cada átomo.

O cloreto de sódio (sal de cozinha) é formado pelos íons: Na+ e Cl-. Escreva a configuração desses íons. Eles são paramagnéticos?

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2

Estudamos nesta aula que podemos prever as configurações eletrônicas deátomos e íons no estado fundamental, seguindo o princípio da construção, oprincípio da exclusão de Pauli e a regra de Hund. Em átomos polieletrônicos,por causa dos efeitos de penetração e de blindagem, a ordem de energia dosorbitais em um nível é s < p < d < f . Vimos que a carga nuclear que atuasobre cada elétron, carga nuclear efetiva (Zef ou Z∗), é diferente da carga totaldos prótons. Discutimos um método de cálculo para a carga nuclear efetiva,usando a equação Zef = Z − S, na qual Z é o número de prótons existentesno núcleo e S é o efeito de blindagem. Por fim, analisamos a relação entre aspropriedades magnéticas dos materiais e as configurações eletrônicas, as quaissão determinantes para o comportamento paramagnético ou diamagnético.Sobre isso, vimos que, pelo menos para elementos leves, é possível se calcularo momento magnético usando a equação µ =

N(N + 2)µB .

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4

5

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�

(a) Explique a origem do momento magnético dos átomos e íons.

(b) Todos os átomos apresentam um momento magnético líquido diferente de zero?

Escreva a configuração eletrônica dos seguintes íons e calcule o momento magnético em magnéton de Bohr ( B) para cada um deles:

(a) S2-;

(b) Ni2+;

(c) Co2+;

(d) Mn3+.

Quantos elétrons desemparelhados existem em cada um dos íons?

O momento magnético do íon Cr3+ é 3,87 B. Quantos elétrons desemparelhados há nesse íon?

Estime o momento magnético em B do íon Ti3+.

Referências

ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípio de química. Porto Alegre: Bookman, 2001.

BRADy, J. E.; RUSSEL, J. E.; HOLUM, J. R. Química: a matéria e suas transformações. 3.ed. Rio de Janeiro: LTC, 2003. v. 1 e 2.

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J. D. LEE. Química inorgânica não tão concisa. 5.ed. São Paulo: Edgard Blücher LTDA, 1999.

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SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química inorgânica. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2003.

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