[GER-QU] 13.1 – Apostila

FRACIONAMENTO DE MISTURAS HOMOGÊNEAS

As misturas homogêneas (uma fase) mais comuns são: líqui­do-sólido; liquido-liquido; líquido-gás e gás-gás.

 

1) Misturas homogêneas líquido-sólido:

A mistura homogênea mais comum é água + sal (NaCl). Esta, assim como outras, podem ser separadas por:

a) Evaporação

O componente líquido é evaporado deixando o componente sólido no recipiente.

Exemplo: O sal (NaCl) é obtido desta maneira: a água do mar é bombeada para tanques expostos ao sol e vento deixa­ram a água evaporar retendo o sal seco.

 

b) Destilação simples

A evaporação é um método fácil de separação, mas só é viá­vel quando o componente de interesse for o sólido. Quando se quer o liquido ou se quer ambos os componentes o méto­do empregado é o chamado destilação simples.

Destilação é o nome que se dá à evaporação de um liquido seguida de condensação. Isto é feito com auxílio de um aparelho chamado destilador.

Um exemplo muito comum de destilação simples é a execu­tada pela natureza, que evapora as águas dos mares, rios, etc, condensando-as em forma de nuvens que retornam à terra em forma de chuva.

 

2) Misturas homogêneas líquido-líquido:

a) Destilação fracionada

Este método utiliza um destilador e separa líquidos de pontos de ebulição diferentes. O destilador é praticamente o mesmo utilizado para destilação simples, no qual se adapta um termômetro cuja finalidade é controlar a temperatura de ebulição, já que os dois (ou mais) componentes podem evaporar.

Dois exemplos práticos podem ser citados onde emprega-se a destilação fracionada:

⇒ Preparação de álcool e bebidas alcoólicas

 

⇒ Fracionamento do petróleo

 

3) Misturas homogênea líquido-gás:

Os gases são facilmente dissolvidos em líquidos. Quando pegamos um copo de água na torneira temos ali uma mistura de água + sais minerais + oxigênio + nitrogênio e outros gases componentes do ar. Os métodos de fraciona­mento de líquido + gás são simples:

a) Aquecimento

O aquecimento da mistura faz com que o gás seja expulso do interior do líquido.

 

b) Agitação

A agitação do recipiente favorece a saída de gases do líquido. Isto é fácil de observar quando se agita uma garrafa de refrigerante.

 

c) Diminuição de Pressão

A pressão favorece a dissolução de gases num líquido. Quan­do diminui-se a pressão sobre a superfície os gases dissolvi­dos saem com facilidade. Isso ocorre quando se abre uma garrafa de refrigerante.

 

 

4) Misturas homogêneas gás-gás:

O ar atmosférico é o melhor exemplo de uma mistura de gases. A obtenção de oxigênio puro e nitrogênio puro é feita da seguinte forma:

a) Liquefação

Aumenta-se a pressão do sistema e retira-se calor. Com isso a mistura (ar) torna-se líquida.

 

b) Destilação fracionada

O ar líquido é colocado em um recipiente, onde a pressão vai sendo diminuída e o gás de menor ponto de ebulição escapa, separando-se da mistura.

[GER-QU] 14.1 – Apostila

FUNÇÕES QUÍMICAS

Funções Químicas são grupos de substâncias que possuem algumas características em comum. As funções a serem estudadas são as seguintes:

1) Função Ácido:

Os ácidos são substâncias (sólidas, líquidas ou gasosas) que geralmente possuem sabor azedo, daí a palavra “ácido”, e em grande parte são tóxicas e venenosas. O exemplo mais conhecido de um ácido “perigoso” é o ácido sulfúrico que provoca queimaduras fortes quando em contato com a pele.

Há, entretanto, alguns ácidos inofensivos como o ácido cítrico (encontrado no limão, por exemplo), o ácido acético (vinagre), o ácido ascórbico (vitamina “C”), etc.

 

a) Definição de Ácido

Vamos considerar a substância gás clorídrico (HCl) como exemplo. Imagine um recipiente com água. Quando se adiciona o gás HCl no recipiente as moléculas H2O vão se chocar com as moléculas HCl e destes choques ocorre o seguinte:

Observe que o cloro ficou negativo e o hidrogênio ficou positivo. Por quê?

Vamos relembrar ligações químicas: a molécula de HCl é formada por ligação covalente, e na quebra da ligação o par de elétrons fica para o cloro, e este fica negativo, pois estará com um elétron a mais, o elétron do hidrogênio. Com o hidrogênio acontece o contrário e ele fica positivo.

 

 

O gás clorídrico é considerado um ácido, porque em água libera o cátion H+. Isto acontece com muitas outras substân­cias, que sempre o H+.Veja o outro exemplo:

Agora podemos definir:

Ácidos são substâncias que, ao serem colocados na água, libe­ram cátions H+ pela quebra da ligação química.

 

b) Nomenclatura de Ácidos

A nomenclatura de um ácido depende do nome de ânion que o forma, iniciando-se sempre com a palavra ácido. Os nomes dos principais ânions são dados na tabela:

Tabela de Ânions
Monovalentes Bivalentes Trivalentes
F   fluoreto
Cl   cloreto
Br   brometo
I   iodeto
CIO–   hipoclorito
CIO2   clorito
CIO3   clorato
CIO4   perclorato
NO2   nitrito
NO3   nitrato
CN   cianeto
SCN   tiocianato
PO3   metafostato
H2PO2–   hipofosfito
AIO2   aluminato
MnO4   permanganato
OH   hidróxido
H   hidreto
O2-   óxido
O    peróxido
S2-   sulfeto
SO   sulfito
SO   sulfato
S2O   tiossulfato
CO   carbonato
C2O   oxalato
SiO   metassilicato
SiF   fluorsilicato
HPO   fosfito
CrO   cromato
Cr2O   dicromato
MnO manganato
MnO manganito
SnO   estarito
SnO   estanato
PbO   plumbito
PbO   plumbato
ZnO   zincato
S2O   hipossulfato
S2O   pirossulfato
PO   fosfato
AsO   arsenito
SbO   antimonito
SbO   antimoniato
BO   borato
Fe(CN)   ferricianeto
Tetravalentes
P2O   pirofosfato
P2O   hipofosfato
SiO   silicato
Fe(CN)3   ferrocianeto

Observa que o nome dos ânions termina sempre em ATO, ETO ou ITO. Na nomenclatura dos ácidos estas terminações devem ser trocadas, segundo o esquema abaixo:

ATO → ICO

ETO → IDRICO

ITO → OSO

 

Exemplos:

NitrATO  → NítrICO

ClorETO  → ClorÍDRICO

SulfÍTO  →  SulfurOSO

 

Qual seria o nome do H2CrO4?

equação: H2CrO4  → 2H+ + CrO4–2

ânion: CrO4–2

ATO → ICO

nome: ácido crômico

 

2) Função Base (Hidróxidos):

Bases são substâncias constituídas por partículas positivas e negativas, que possuem, em geral, um sabor adstrigente (igual ao gosto de banana verde). As bases mais conhecidas são soda caústica (extremamente perigosa) e o hidróxido de magnésio (componente do leite de magnésia).

 

a) Definição de base

Vamos considerar a substância “soda cáustica” (NaOH) como exemplo: Esta substância, que você provavelmente já conhece, é sólida, branca e formada por cátions Na+ e ânions OH . Se ela for colocada na água as moléculas de água provocam o desligamento destes cátions e ânions.

NaOH → Na+ + OH

A soda cáustica é considerada uma Base porque libera em água o ânion OH. Com muitas outras substâncias pode ocorrer isto, liberando-se cátions diferentes, mas o ânion é sempre o OH.

Outros exemplos:

KOH  →  K+ + OH

Ca(OH)2  →  Ca+2 + 2OH

 

Então podemos definir: bases são substâncias que ao serem colocadas na água liberam como partícula negativa exclusivamente o ânion OH,chama­do de hidroxila.

 

b) Nomenclatura de bases

A nomenclatura de bases depende do nome do cátion, iniciando-se sempre pela palavra hidróxido. Quase sempre o cátion é apenas um elemento e o nome é do próprio elemento.

NaOH: hidróxido de sódio

Ca(OH)2: hidróxido de cálcio

Al(OH)3: hidróxido de alumínio

 

Notas:

i) O hidróxido de amônio é um exemplo de base que não contém um elemento metálico, o cátion é o amônio NH4+. Esta base, na verdade, se forma quando se adiciona o amoníaco (NH3) na água.

NH3 + H2O → NH4+ + OH

ii) Ás vezes um determinado elemento pode formar 2 cátions que se diferem na carga. As bases formadas serão logicamen­te diferentes.

Exemplo:

O exemplo ferro pode formar o Fe+2 e Fe+3:

Fe+2   → Fe(OH)2    (hidróxido de ferro II)

Fe+3 → Fe(OH)3   (hidróxido de ferro III)

 

Outra nomenclatura pode ser dada para estes casos: para a menor carga atribui-se a terminação OSO e para a maior ICO. Então:

Fe(OH)2: hidróxido ferroso

Fe(OH)3: hidróxido férrico

 

[GER-QU] 15.1 – Apostila

FUNÇÕES QUÍMICAS (ÓXIDOS E SAIS)

3) Função Óxido:

É certo que você já conhece estas substâncias:

  1. Gás Carbônico (CO2)
  2. Monóxido de carbono (CO)
  3. Cal virgem (CaO)
  4. Ferrugem (Fe2O3)

O que notamos de comum entre elas? Todas possuem apenas 2 elementos químicos um dos quais é o oxigênio.

Então define-se: Óxidos são substâncias que apresentam apenas dois elementos químicos, sendo um deles o oxigênio, com valência -2 (O2- ).

 

a) Nomenclatura e formulação

A nomenclatura de óxidos é semelhante à de base, só que inicia-se pela palavra óxido.

Exemplos:

Na2O → óxido de sódio

CaO → óxido de cálcio (cal virgem)

Os óxidos podem ser iônicos ou moleculares (covalentes). Quando temos um óxido iônico a sua formulação é fácil, pois basta saber a carga do cátion (metal), já que o oxigênio é sempre O–2.

Nota: os óxidos, tal como as bases, podem, às vezes, se forma­dos por elementos que formam cátions diferentes. A nomencla­tura pode ser como nas bases:

FeO → óxido de ferro II

Fe2O3   → óxido de ferro III

Ou podem aparecer nomes com prefixos, no caso dos óxidos moleculares (não possuem metal).

CO → monóxido de carbono (1 oxigênio)

CO2 → dióxido de carbono (2 oxigênio)

 

 

4) Função Sal:

Quando se fala em sal logo pensamos naquele pó branco que se coloca nos alimentos. Esta substância encontrada em grandes quantidades nos oceanos é realmente um sal, mas esta é apenas uma das inú­meras substâncias consideradas sais.

O salitre, empregado em plantações como adubo, é também um sal. Até mesmo o sabão é um sal, assim como o giz esco­lar, o bicarbonato de sódio, etc.

 

a) Definição de sal

Observe essas fórmulas: NaCl, KNO3, CaF2

São Ácidos? Não, não devem liberar H+ !

São Bases? Não, não possuem OH .

Então define-se: Sais são substâncias iônicas que possuem pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH.

Os sais, assim como as bases, sofrem dissociação em água:

 

b) Nomenclatura e formação

A nomenclatura de sais é, em geral, simples. Inicia-se com o nome do ânion seguido do nome do cátion.

Exemplo:

NaCl

Cátion: Na+ (sódio)

Ânion: Cl (cloreto)

Nome: Cloreto de sódio

 

A formulação de sais é semelhante à dos óxidos iônicos, onde une-se o cátion com o ânion fazendo-se o devido balanceamento.

 

Exemplos:

Sempre que possível é necessário simplificar:

[GER-QU] 16.1 – Apostila

MASSA ATÔMICA – MASSA MOLECULAR

1) Massa Atômica:

Como sabemos, os átomos são tão pequenos que seria impossível trabalhar com suas massas reais, ou até mesmo determiná-las. Os cientistas resolveram, então, adotar uma escala relativa para estas massas, isto é, escolheram um átomo como pa­drão para atribuir-lhe um valor. Os outros elementos foram determinados experimentalmente em relação ao Padrão.

O átomo-padrão das massas atômicas é o carbono (C) adota­do como massa 12. A unidade de massa dos átomos é a U.M.A., que significa unidade de massa atômica, então todos os elementos conhe­cidos possuem suas massas expressas em relação ao carbono, cuja massa é 12 U.M.A . Atualmente usa-se apenas a sigla U em vez de U.M.A.

Exemplos:

Na: 23 U

Cl: 35,5 U

Importante: não devemos confundir massa atômica com número de massa que é apenas o número de prótons somado ao número de nêutrons, ou seja, expressa a quantidade destas partículas contidas no átomo.

Exemplo:

Lítio: número de massa = 7(3P+4N)

Massa = 6,939 U

Neste caso o número 7 mostra que o núcleo do lítio possui 4 nêutrons e 3 prótons. O número 6,939 mostra a massa do átomo de lítio em relação ao carbono.

Obs.: Para efeitos de cálculos, muitas vezes as massas são da­das com números aproximados que coincidem com o número de massa.

 

2) Massa Molecular:

A molécula pode ser conceituada como sendo a reunião de dois ou mais átomos unidos por ligações fortes feitas pelos elétrons que giram em torno dos núcleos como se estes fossem apenas um. Esta ligação é sempre covalente, portanto a massa molecular nada mais é que a soma das massas dos átomos que compõem uma molécula.

Exemplo: vamos calcular o peso molecular da água.

Nota: para o cálculo de massas moleculares sempre serão fornecidos os pesos dos elementos que compõem a molécula e a fórmula da substância.

 

3) O Conceito de Mol:

A palavra mol é utilizada frequentemente quando se trabalha com Átomos e moléculas. Esta palavra “mol” significa um número extremamente grande:

1 mol = 6,02 x1023

Você poderia dizer, por exemplo, 1 mol de bolinhas de gude? Sim, mas lembre-se: 1 mol é igual a 6,02 x 1023,ou seja, teríamos 602 setilhões de bolinhas de gude o que é um “absurdo”, mas não é nenhum absurdo dizer um mol de água, por quê?

Porque 1 mol de moléculas de água caberiam numa colher apresentando uma massa de apenas 18g. Isto porque átomos e moléculas são extremamente diminutos.

De onde vem o número 6,02 x 1023, que é o mol? Este é um dado experimental que está contido no átomo-grama ou molécula-grama.

[GER-QU] 7.1 – Apostila

NOÇÕES DE LIGAÇÕES QUÍMICAS

1) Introdução:

Na natureza, raramente são encontrados átomos isolados, como pode ser o caso do ouro e a platina. As menores uni­dades de uma substância são constituídas pela união de dois átomos, como no caso do gás hidrogênio (H2), do gás oxigênio (O2) do ácido clorídrico (HCl) etc. Há, por outro lado, mate­riais formados por grupos contendo centenas, ou milhares de átomos, como no caso da borracha, do plástico, etc.

 

2) Por que os átomos se ligam?

Os átomos se ligam com a finalidade de adquirir uma posi­ção mais “cômoda”, ou o estado de menor energia. Em outras palavras: Os átomos se ligam para ficarem estáveis.

 

3) A teoria do octeto:

Existe um grupo especial da tabela periódica formado por elementos que possuem 8 elétrons na última camada, com exceção do Hélio (He), que só possui dois elétrons no total. Os elementos deste grupo são chamados de GASES NOBRES, ou INERTES, pois não são se ligam, em condições normais, a nenhum outro átomo.

Se os elementos “nobres” não se ligam é por que ele já são estáveis e desta observação nasceu a ideia chamada de Teoria do Octeto.

 

Teoria do Octeto: Os elementos não “nobres” procuram ad­quirir a configuração de um gás nobre, ou seja, 8 elétrons na ultima camada, que é estável, doando, recebendo ou comparti­lhando elétrons.

 

Observe os elementos abaixo e suas configurações eletrônicas:

11Na (2,8,1)

20Ca (2,8,8,2)

8O (2,6)

16S (2,8,6)

Assim como estes, a grande maioria dos elementos químicos, não possuem 8 elétrons na ultima camada, porém podemos “dividir” estes elementos em dois grupos:

  1. Doadores: são, em geral, os elementos que possuem menos de 4 elétrons na ultima camada. Os metais possuem esta característica, tal como os exemplos anteriores, sódio (Na) e Cálcio (Ca).
  2. Receptores: são, em geral, os elementos com mais de 4 elétrons na ultima camada. Os não-metais possuem esta característica, tal como os exemplos anteriores, oxigênio (O) e enxofre (S).

 

Observações:

1º. O elemento que adquirir a configuração do Hélio (2 elé­trons) também se estabiliza, seguindo a teoria do octeto.Repare que o Hélio não poderia ter 08 (oito) elétrons em sua última camada porque só possui 02 (dois) eletrons.

2º. A teoria do octeto explica a ligação química em muitas substancias mas não é geral, pois existem inúmeros casos onde os átomos se ligam ficando estáveis mesmo com um número de elétrons maior que 8, na ultima camada.

 

4) Ligação Iônica (ou elétrons valente):

É a ligação que ocorre entre átomos que possuem tendên­cia a doar elétrons como átomos que possuem tendência a receber elétrons. Vamos entender a ligação iônica por intermédio de um exemplo: vamos estudar a formação da substancia iônica NaCl (sal comum).

 

11Na: configuração (2, 8, 1)

Note que o sódio é um doador de elétrons, pois seria difícil receber 7 elétrons.

Então: Na (2, 8, 1) → Na+ (2, 8)

 

17Cl: configuração (2, 8, 7)

Note que o cloro é um receptor de elétrons, pois seria difícil doar 7 elétrons.

Então: Cl (2, 8, 7) → Cl (2, 8, 8)

 

O elétron liberado pelo sódio é, então, absorvido pelo cloro formando o cátion Na+ e ânion Cl , que permanecem unidos através de uma atração denominada atração eletrostática.

 

A fórmula da substância ficará então:

Na+Cl → NaCl

 

 

5) Ligação Covalente (ou molecular):

Ocorre através de uma “sociedade” ou compartilhamento de elétrons entre átomos que possuem a tendência de rece­ber elétrons, diferente da ligação iônica na qual os átomos perdem ou ganham definitivamente os elétrons. Vamos entender a ligação covalente por intermédio de dois exemplos:

Vamos estudar a formação do Gás Cloro (Cl).

17Cl (2, 8, 7)

Um átomo de cloro pode receber um elétron, e se este elé­tron vier de outro átomo de cloro, então haverá um compar­tilhamento, pois os dois átomos são receptores.

A representação da ligação covalente é feita da seguinte for­ma: observe que os dois átomos ficaram com oito elétrons na ultima camada, mas não houve perda ou ganho definitivo de elétrons.

 

Formação do ácido clorídrico (HCl):

Note que o cloro ficou com oito elétrons e o hidrogênio com dois, que também é estável, pois atingiu a configuração do Hélio (He).

Em geral pode-se representar a substancia molecular através de três maneiras.

 

a) Fórmula eletrônica

Quando se representam os elétrons da ultima camada:

H xx Cl ; F xx F.

Obs.: Para que a representação seja mais correta, devemos co­locar 7x (elétrons, em torno do cloro e no flúor e um em torno do hidrogênio, pois estes são os números de elétrons em suas últimas camadas. A fórmula eletrônica é também chamada de fórmula ou estrutura de Lewis.

 

b) Fórmula estrutural

Representa-se o par eletrônico com um traço.

H Cl ; F F.

 

c) Fórmula molecular

É a maneira mais comum de se representar a substancia, onde somente se representa o número de átomos de cada elemento envolvido na ligação.

HCl; F2

 

 

6) Ligação Metálica:

É a ligação que ocorre entre átomos que doam elétrons, ou seja, com os elementos metálicos. Neste caso, como todos os átomos são doadores os elétrons passam de átomo para átomo formando uma “nuvem eletrônica”.

Nota: esta grande movimentação de elétrons é que possibilita às substâncias metálicas conduzirem bem a corrente elétrica.

[GER-QU] 6.1 – Apostila

ESTUDO DA ELETROSFERA

Como vimos, o átomo possui duas partes distintas: o núcleo (já estudado) e a eletrosfera (região onde se encontram os elétrons). Convém lembrar que cada espécie atômica, ou cada elemento químico, possui um determinado número fixo de prótons que, no estado fundamental, é igual ao número de elétrons.

 

1) Eletrosfera:

a) Camadas Eletrônicas (ou níveis de energia)

Atualmente se conhecem desde átomos que possuem um elétron apenas, até átomos com mais de 100 elétrons na eletrosfera. Estes elétrons não se situam numa mesma região da eletrosfera, eles que “organizam” em camadas diferentes que vão se afastando cada vez mais do núcleo. Cada camada é designada por uma letra ou número.

Cada camada tem como característica comportar um deter­minado número máximo de elétrons, veja o quadro:

n 1 2 3 4 5 6 7
camadas K L M N O P Q
número máximo de elétrons 2 8 18 32 32 18 8

Até o momento não existem átomos com mais de sete camadas ou níveis de energia, mas existe a previsão científica para isto.

Como exemplo podemos citar três elementos químicos:

⇒ Hidrogênio (1H1): que possui uma camada eletrônica

(1 elétron na camada K).

⇒ Oxigênio (8O16): que possui duas camadas eletrônicas

(2 elétrons na camada K e 6 na L).

⇒ Sódio (11Na23 ): que possui três camadas eletrônicas

(2 elétrons na camada K, 8 na L e 1 na M).

Obs.: Note que no quadro acima foram representadas 7 cama­das, isto por que não se tem conhecimento de elementos com mais de 7 camadas eletrônicas.

A maneira de se representar o número de elétrons contidos em cada camada de um átomo denomina-se configuração eletrônica por camadas.

Importante: mesmo que uma camada comporte 18 ou 32 elétrons esta só poderá conter mais de 8 se não for a última.Esta regra é chamada de Regra do Octeto.

Veja um exemplo:

Configuração do cálcio: Z=20

Ca (2,8,10) Errado!!!

Ca (2,8,8,2) Correto!!!

 

Os elementos apresentados como exemplo até agora seguem uma ordem “Lógica” da configuração, o que torna fácil a colocação dos elétrons nas camadas. Estes elementos são co­nhecidos como elementos representativos e serão estudados na aula de Tabela periódica. Porém, existem muitos elemen­tos que possuem configuração mais “complicada” que são os elementos de transição.

Veja, por exemplo, o Ferro Z=56. Qual seria sua configuração?

Fe (2,8,10,6) ou (2,8,11,5) ou (2,8,14,2)?

Para sanar este problema nós vamos estudar uma outra for­ma de representação que é a configuração por subcamadas.

 

b) Subcamada (ou subníveis de energia)

Subcamada ou subnível é uma forma em que os elétrons se organizam dentro de uma determinada camada.

 

Eletrosfera → Camadas (níveis) → Subcamadas (subníveis) 

 

Os subníveis são representados pelas letras:

 

s      p      d      f

 

Vimos anteriormente que cada nível (camada) comporta um determinado número máximo de elétrons. Os subníveis também comportam um determinado número máximo de elétrons, como vemos abaixo:

 

s → 2

p → 6

d → 10

f → 14

 

A divisão das camadas em subníveis vai ocorrendo de acordo com o número de elétrons de cada camada. Então, a camada K (1) que pode conter no máximo 2 elé­trons, terá apenas o subnível “s” que é representado por:

 

 

2) Configuração eletrônica por subníveis:

A configuração eletrônica por subníveis (ou subcamadas) é uma forma mais aprofundada de se representar os elétrons na eletrosfera do Átomo. A colocação dos elétrons segue uma ordem que não é a seqüência “lógica” das camadas, mas segue uma ordem crescente de energia. Para fazer a confi­guração por subníveis devemos ter em mãos um diagrama denominado diagrama de Linus Pauling.

 

a) Diagrama de Linus Pauling

Linus C. Pauling, um dos maiores químicos conhecidos, criou um dispositivo prático que permite descobrir a ordem crescente de energia dos subníveis.

Depois de construído o diagrama a configuração de qual­quer elemento torna-se fácil, basta seguir as setas sempre na ordem crescente de energia e indicar corretamente no expoente de cada subnível o número correto de elétrons, ou seja, nunca ultrapassar o máximo.

Exemplo:

Vamos fazer a configuração de um elemento que possui 11 elétrons:

1) No diagrama, de inicio vamos encontrar o “1s” que pode ter no máximo 2 elétrons, então: 1s2

2) Seguindo a seta encontramos o “2s” que pode ter também 2 elétrons, então: 2s2

3) Continuando a seguir a seta encontraremos o “2p” que pode comportar 6 elétrons, então: 2p6

4) Continuando encontraremos o “3s” que poderia ter 2 elétrons, mas lembre-se de que nós já “gastamos” 10 elétrons e o elemento só possui 11, então: 3s1

Configuração do elemento: 1s2  2s2  2p6  3s1

 

⇒ Como passar da configuração por subníveis para a con­figuração por camadas:

Nós vimos anteriomente que a configuração do Ferro ficou difí­cil seguindo a ordem das camadas. Veja agora como fica fácil:

Ferro : Z=26

Por subníveis: 1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  3d6

A configuração por camadas nada mais é que a soma dos elétrons de cada camada.

K(1) – 1s2 (2 e-)
L(2) – 2s2  2p6 (8 e-)
M(3) – 3s2  3p6  3d6 (14 e-)
N(4) – 4s2 ( 2 e-)

Configuração: (2,8,14,2)

 

3) Configuração eletrônica de Íons:

Como já estudamos, os íons são átomos que possuem cargas, ou seja, átomos que perderam ou ganharam elétrons. Esta perda ou ganho de elétrons se dá sempre na última camada a qual é denominada camada de valência.

A configuração eletrônica de um íon é obtida a partir da configuração do átomo neutro, retirando ou colocando elé­trons na ultima camada. Veja os exemplos seguintes:

1º Exemplo:

Configuração do ânion F. O Fé o átomo de Flúor: Z=9 que ganhou 1 elétron.

Configuração do F: 1s2  2s2  2p5

Configuração do F: 1s2  2s2  2p6

 

2º Exemplo:

Configuração do cátion Zn+2. O Zn+2 é o átomo de Zinco: Zn=30, que perdeu dois elétrons.

Configuração do Zn: 1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  4s2  3d10

Configuração do Zn+2 : 1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  4s2  3d8