Guia de Química Inorgânica

Guia de Química

Posts de química inorgânica, desde o início, percorrendo toda a base da química em ordem.



Siga as lições do início:

• Descobrimento do Átomo - O que são átomos?

• Átomos - Suas Características e Classificações.

• Raio Atômico - Organização da Tabela Periódica.

• Níveis e Subníveis - Divisões da Eletrosfera.

• Identificando Propriedades - Distribuição Eletrônica.

• Famílias da Tabela Periódica - Classificações de Elementos

• Ligações Entre Átomos - Iônica e Covalente

• Formando Moléculas - Fórmulas

• Polaridade - Vetores e Geometria

• Ligações Intermoleculares - Dipolos e Ligação de Hidrogênio

"Revisão simplificada"

• Funções Inorgânicas - Parte 1: Ácidos e Bases

• Funções Inorgânicas - Parte 2: Sais

• Funções Inorgânicas - Parte 3: Óxidos

Localizando Elementos

Pode-se localizar elementos na tabela periódica sem necessidade de consultá-la, fazendo com que possa-se saber período (linha) e família (coluna), podendo assim determinar as propriedades do elemento.

Unicamente se tem que saber o número atômico dele.
Então se terá automaticamente o número de elétrons que ele possui.

Sendo assim a próxima coisa a se fazer é a distribuição eletrônica.

Descobrindo facilmente quantos níveis ele possui e quantos elétrons na última camada, ficando sabendo se é um Metal ou um Ametal.


O subnível do elétron mais energético indica a família:

- Se for s ou p é família A.
- Se for subnível d é família B.
- Se for subnível f é família dos lantanídeos.


Se for família A, a soma dos números da última camada indicam o número da família A ao qual ele pertence.

Já que as colunas da família A, indicam a quantidade de elétrons da ultima camada dos elementos que fazem parte delas.

1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A ou 7A:

Família 1 A: Metais Alcalinos
Família 2A: Metais Alcalino-terrosos
Família 3A: Família do Boro
Família 4A: Família do Carbono
Família 5A: Família do Nitrogênio
Família 6A: Calcogênios
Família 7A: Halogênios
Família 8A: Gases Nobres


Exemplo:

Um átomo X possui número atômico = 49.

Descobrir período, família, se é metal ou ametal, quantos elétrons possui na camada de valência e qual o subnível mais energético.

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p1.

Sabe-se então que esse elemento tem 5 níveis, a quinta é sua última camada e seu elétron mais energético está nesse nível.
Com 5 camadas eletrônicas quer dizer que ele está na linha 5 da tabela periódica (onde ficam os elementos de 5 camadas eletrônicas), pertence então ao quinto período.

O elétron mais energético pertence ao subnível p, o que indica que ele faz parte de alguma família A.


Possui 3 elétrons na última camada. Portanto família 3A (Família do Boro).
E somente 3 elétrons na última camada, faz ele ter tendência a perder esses elétrons e formar o octeto para ficar estável, portanto é Metal (eletropositivo - tendência a perder elétrons e ficar positivo).


Subnível mais energético 5p1.

Fórmulas Molecular, Eletrônica e Estrutural

Fórmula Molecular

Mostra os átomos e suas devidas proporções, mas não dá para saber quais átomos se ligam, em alguns casos.

Exemplo de fórmula molecular:
NH3


Fórmulas moleculares mais complexas resultariam em compostos impossíveis de saber sua conformação já que seriam possíveis diversos isômeros (mudanças na estrutura utilizando os mesmos átomos), como a fórmula molecular:

C23H21F7N4O3

Fórmula Eletrônica
ou
Fórmula de Lewis

Há a representação dos elétrons da última camada, da camada de valência.

Então os átomos doam ou compartilham seus elétrons até completarem o octeto.

(a regra do octeto diz que cada átomo procura ficar mais estável possível e para isso ele precisa completar 8 elétrons em sua última camada).



* Fórmula Eletrônica em compostos iônicos:


Metal com Ametal, um doa outro recebe.

Formam-se íons (um positivo, outro negativo).




O Na (sódio) na última camada só tem 1 elétron, então é mais fácil para ele doar esse elétron e ficar com a sua camada anterior, do que insistir em ganhar mais 7 elétrons para completar o octeto.

Já para o Cl (cloro) que tem 7 elétrons na última camada é mais fácil atrair 1 elétron a mais e completar o octeto.
(por isso os dois se completam).



* Em compostos covalente:


O oxigênio (O) tem 6 elétrons na última camada.

Pode-se verificar quantos elétrons os átomos tem na camada de valência:

- Ou fazendo a distribuição eletrônica usando o diagrama de Linus Pauling até chegar ao número 8 que é seu total de elétrons;
(que se sabe pelo número atômico mostrado na tabela periódica).

- Ou pode-se simplesmente olhar em que coluna da tabela o átomo, no caso o oxigênio, está; pois a coluna indicará a família.
Ele está na família 6A que indica que ele terá 6 elétrons na camada de valência.

Se fizer isso com o Cl, perceberá que ele está na coluna da família 7A que indica inclusive que ele possui 7 elétrons na camada de valência).

Fórmula Estrutural

Mostra a estrutura do composto, das moléculas.

As ligações e em que átomos são, sem necessidade de representar os elétrons tendo a estrutura de uma forma mais limpa.

Fórmula Geométrica

Uma das fórmulas geométricas possíveis da fórmula molecular C23H21F7N4O3:





Se tivesse que ser representada com os elétrons ficaria muito poluída e em muitos casos desnecessariamente.

Essa fórmula é exclusiva para cadeias de carbonos, já que compostos de carbonos podem existir em uma imensa variedade e tamanhos de cadeias.


Os vértices representam carbonos, pois como são muitos, principalmente em fórmulas de compostos orgânicos (que são os compostos que existem em maior variedade e são formados por carbonos), para não ter que ficar colocando todos, eles são representados dessa forma (subentendidos).

Os duplos traços (dentro dos anéis, por exemplo) mostram que estão havendo duplas ligações, estão sendo compartilhados dois elétrons de um Carbono.
E o outro Carbono também está compartilhando dois elétrons dele.

Os "tracejados" mostram que a ligação (no caso ligação simples, pois cada carbono só compartilhará 4 elétrons, até porque não tem mais nenhum na sua última camada, como também só precisará de que compartilhem com ele mais 4 para completar o octeto) está saindo do plano, a ligação está indo para trás, ou para frente.

Coloide

Coloides

São misturas não homogenias caracterizadas por serem compostos intermediários entre o estado líquido e sólido. Entre uma solução homogenia e heterogenia.

Esse estado é conseguido por serem misturas formadas por partículas que medem entre 1 nanometro a 1 micrometro.

Uma solução é formada pela soma do soluto com solvente. Em uma mistura coloidal, chama-se o soluto de disperso e o solvente de dispersante.


Pode acontecer uma mistura coloidal entre:


Um líquido e um gás: 
- O líquido sendo disperso em um gás vira uma forma coloidal chamada de Aerosol. Exemplos: As nuvens, alguns desodorantes.


- Gás disperso em um líquido vira uma forma coloidal chamada de Espuma. Exemplo: A espuma de sabão (é uma mistura entre o sabonete liquidificado prendendo pequenas partículas do ar), esse tipo de espuma (a de sabão) é chamada de espuma líquida. Existe espumas sólidas formadas por gás disperso em um sólido que forma materiais naturais como pedra-pomes ou industrializados como isopor.




Um sólido e um gás:
* Pedra-pome: É uma rocha vulcânica. Formada quando vulcões entram em erupção por gases e lava solidificada.
Nesse caso os gases são dispersos na lava que solidifica sendo o dispersante.
Espuma sólida.

* A fumaça principalmente a liberada por vulcões é um coloide. Formada por um dispersante que é o gás e o disperso são partículas sólidas. 
Fumaça.



Um líquido e um líquido:
- Um líquido disperso em outro líquido podem formar uma mistura coloidal chamada de Emulsão (líquidos que não se misturam normalmente, não se homogenizam, sendo um lipossolúvel e o outro hidrossolúvel).
 Exemplo: Maionese.



Um sólido e um líquido:
- Partículas sólidas dispersas em um líquido forma uma mistura coloidal chamada de Sol.
Exemplo: Tintas de pintura de paredes.

- Líquido disperso em um sólido resulta em um Gel.
Exemplo: Gelatina (o disperso poderia ser água e o dispersante as proteínas que endurecem quando esfriam).

Movimento Browniano

Movimento que ocorre nas partículas formadoras de um coloide.


É um movimento desordenado e aleatório. 
Por conta de se manterem nesse estado é que existem misturas coloidais, ele mantem essas misturas estáveis, pois evita que essas partículas se aglomerem e precipitem.

Efeito Tyndall

O espalhamento da luz pelas partículas formadoras de um coloide é de forma diferente de misturas normais.


Esse espalhamento que as substâncias coloidais exercem sobre a luz é chamado de efeito Tyndall.


Por exemplo a neblina que é uma forma coloidal como as nuvens, formada por água disperso em gás, quando a luz do farol atravessa essa mistura, parte dela acerta as partículas de coloide e é refletida de volta ao foco, no caso o vidro do carro.

Polaridade

Polaridade é uma propriedade muito importante dos compostos químicos, pois em grande parte das vezes os compostos só reagem a partir dela.

Por exemplo, compostos polares só dissolvem outros compostos polares: como ocorre com a água e o sal.
E compostos apolares só dissolvem compostos apolares.

Quando em uma mistura se desenvolve fases, fica heterogenia, é por não conseguirem se misturarem completamente por causa da polaridade de seus componentes (suas moléculas).

Então a polaridade é uma importante característica para determinar como um composto vai reagir ao outro.

Polaridade

O que determina se haverá polos diferentes (partes mais positivas ou mais negativas que outras, formando forças de atração diferentes na molécula dependendo da parte dela) é as diferenças de eletronegatividade entre os átomos dessa molécula.

Não metais são mais eletronegativos (atraem mais os elétrons) do que Metais.

Diferença de eletronegatividade entre as partes da molécula, entre um átomo e outro de um composto, for menor que 1,7 é uma ligação covalente (os dois são não metais, um é quase tão fortemente eletronegativo quanto o outro).

Se for a diferença de eletronegatividade entre esses átomos formadores desse composto for maior que 1,7 ele é um composto iônico, sendo então esse composto formado por íons que fazem um retículo cristalino.

Mas se os átomos que formam o composto tiverem eletronegatividade iguais que faça a diferença de eletronegatividade entre eles ser igual a 0, não haverá polos na molécula.

Nenhuma parte dela atrairá mais ou menos os elétrons, então é chamada de apolar.

Esses valores de eletronegatividade dos átomos são valores relativos e são colocados em comparação ao Flúor.

Para medir o quanto um átomo é mais ou menos eletronegativo que outro, foi proposta por Linus Pauling, um escala que atribui o valor 4,0 para o átomo de maior eletronegatividade, que é o flúor.
Os valores para os outros átomos são então determinados por comparação.

Por exemplo: é possível demonstrar por experimentos que os átomos de boro atraem os elétrons com a metade da força do flúor.

Consequentemente, o valor da eletronegatividade do boro seria 4/2 = 2.

Seguindo essa escala o átomo de alumínio atraindo os elétrons com três oitavos da força do flúor significa que terá eletronegatividade de 4 x 3/8 =1,5.

* Então pegando HCl - ácido clorídrico, como exemplo:

O H tem eletronegatividade estipulada de 2,2. O Cl tem 3,1.

A diferença de eletronegatividade entre eles então será 0,9.

Como está acima de 0 quer dizer que não é apolar, portanto é polar, e como essa diferença está abaixo de 1,7 quer dizer que é um composto polar covalente. Está ocorrendo uma ligação covalente entre esses átomos (de compartilhamento dos seus elétrons, fazendo com que nenhum esteja perdendo elétron nenhum, os dois só estão "ganhando" mutuamente elétrons).

Exemplo 2:

Cl2, o cloreto.

É um composto formado por átomos de Cl, átomos iguais com eletronegatividades portanto iguais. O que equivale a 0 a diferença entre as forças de cada átomos, sendo então apolar (não tendo uma parte de maior ou menor eletronegatividade -atração de elétrons- na molécula).

"Com essa diferença de eletronegatividade sendo acima de 0, no caso tendo um átomo diferente eletronegatividade que o outro, pode-se dizer também que o Momento Dipolar da molécula é diferente de 0, portanto ela é polar."

Moléculas apolares, ou simplesmente a ligação entre dois átomos sendo apolar, ela será sempre covalente, até porque não haverá como um puxar mais elétrons que o outro causando o surgimento de íons para ser ligação ou molécula iônica.

A polaridade de uma só ligação em uma molécula pode ser apolar, mas a molécula pode ser polar se tiver um outro átomo fazendo outra ligação que seja polar (podendo essa ligação causadora da polaridade uma ligação covalente ou ser inclusive uma ligação iônica, fazendo com que a molécula tenha ligação covalente e uma parte com ligação iônica).

Exemplos:

O CO2 - dióxido de carbono:

Um vetor (uma seta) cancela o outro e deixa a molécula apolar.

(Em moléculas apolares os vetores se anulam).

Exemplo de molécula com ligações covalentes e iônicas é o NaOH.

O sódio se liga ao oxigênio por ligação iônica (O Na doa seu elétron para o oxigênio) e o oxigênio que precisa de dois elétrons para se estabilizar, ainda faz uma ligação covalente com o hidrogênio.

Outro exemplo desse tipo de molécula:

* Determinar a polaridade de ligações é simples então:


Átomos iguais, eletronegatividades iguais, não há polaridade (não há criação de polos): Ligação Apolar.

Átomos diferentes, eletronegatividades diferentes, formam-se polos: Ligação Polar.

Vetores



Para identificar polaridade em moléculas pode-se usar vetores representados por setas. Eles indicam para onde os elétrons estão indo.
Então apontam para o mais eletronegativo (o que atrai mais os elétrons).

Mas para os vetores poderem ajudar na determinação de polos na molécula precisa-se saber a geometria da molécula para saber se por mais que a ligação seja polar e os elétrons estão sendo puxados para um lado, se isso dá na molécula uma "ponta" com mais elétrons, um polo.

Pois se essa concentração de elétrons, essa diferença de eletronegatividade estiver no centro da molécula não estará dando um polo a ela, pois a carga se dissipará/espalhará do meio por toda a molécula igualmente, sem criação de pontos mais positivos ou mais negativos.





O ácido clorídrico, HCl, por possuir somente dois elétrons participando de ligações, teria somente uma ligação, portanto só necessidade de um vetor que mostraria para onde vão os seus elétrons.

No caso, irá para o Cloro que é o átomo mais eletronegativo dos dois, consequentemente formando cargas parciais na molécula (os seus polos onde estará parcialmente uma certa carga -ou positiva ou negativa-, vão sempre existir dessa forma e nessa intensidade nessa molécula), por ser uma molécula polar.

Essa presença de carga parcialmente positiva de um lado e parcialmente negativa do outro, é representada pela Letra Grega = Delta minúsculo.





Geometria

- A geometria depende da orientação mais estável dos pares eletrônicos ao redor do átomo central (pois os átomos ao redor, que se ligam a esse átomo central, eles se repelem constantemente).

- O número de pares eletrônicos ou nuvens eletrônicas ao redor do átomo central determina a orientação espacial dessa molécula, de acordo com a "Teoria das Repulsões Inter eletrônicas" (repulsão dos pares de elétrons da camada de valência).

- Ligações duplas ou triplas (e dativas) são consideradas como uma única nuvem eletrônica, se comportam como uma simples.

- Os pares isolados ocupam mais espaço.

* Quando há pares de elétrons livres:

• Angular:

Quando tiver dois ligantes em um único átomo (o átomo que será então central) e ainda pares de elétrons livres na última camada (desse átomo central).

Exemplo: H2O, H2S, SO2.

Esses pares de elétrons livres no átomo central, cada par uma nuvem eletrônica, junto dois elétrons (livres, não ligantes) na última camada, faz com que eles tenham repulsão um pelo outro.

Fazendo então que esses pares isolados ocupem maior espaço, empurrando as ligações que esse átomo central faz em outros dois átomos, mais pra baixo (ou pra cima), distorcendo a molécula. Não a deixando ser linear, ter as duas ligações em uma mesma reta.

Forma-se um ângulo de 104,34 graus entre os ligantes.

• Piramidal:

Quando tiver três ligantes e ainda pares de elétrons livres na última camada.

Exemplo: NH3, PCl3.

Forma-se um ângulo de 107,5 graus entre os ligantes.



* Quando não houver pares de elétrons livres será:

• Linear:

Uma ligação covalente: H2, Cl2, HCl, HF.

Ou duas ligações covalentes somente, totalizando duas nuvens eletrônicas (para não existir par de elétrons livres): BeF2, CO2.

Formam um ângulo de 180 graus.

• Trigonal Plana:

Possuem 3 nuvens eletrônicas, sendo as 3 ligações: SO3.

Forma-se um triângulo, sendo que os ligantes ficam nos vértices e as ligações formariam medianas.

Portanto têm ângulo de 120 graus entre as ligações.

• Tetraédrico:

Possuem 4 nuvens eletrônicas, sendo as 4 ligantes (não sobrando pares de elétrons livres na última camada para agir sobre os elétrons ligantes e empurrarem mudando a geometria): SiF4, CH4, CClH3.

Formam um ângulo de 109,5 graus entre os ligantes.

Compostos tetraédricos:
CFCl2 = Sobra-se uma resultante dos vetores, que é mais intensa, não sendo cancelada pelas demais. Que é a do Flúor, onde tem mais eletronegatividade e os elétrons serão atraídos para lá, formando um polo onde será mais negativo (que será na área do flúor).

Então momento dipolar é diferente de 0 (existe diferença de eletronegatividade entre os ligantes), sendo ele polar.

CF2Cl2 = Todos os vetores tem força equivalentes, anulando um a capacidade do outro de atrair elétrons, não havendo nenhum ponto da molécula mais polar que outro.

Momento dipolar é igual a 0 entre todos os átomos (todos os vetores se anulam), sendo ele apolar.

Exemplo de Exceção:
Nem sempre compostos iônicos são polares, existem exceções como o exemplo de como a geometria pode influenciar na polaridade;
O caso do BeH2.

O berílio (Be) é um metal de número atômico 4, portanto pela distribuição descobrimos que tem 2 elétrons na última camada (que no seu caso é a segunda).

O H é um não-metal, consequentemente um se ligando ao outro formam uma ligação iônica, onde o Berílio perde os dois elétrons, um para cada átomo de H.

Sendo assim, o Be perdendo elétrons, faz dele o cátion e os H os ânions, porém não há formação de polos nessa molécula, fazendo do composto BeH2 apolar.
Por ele ter formação linear - não há formação de polos.



Revisão:

As três primeiras geometrias são apolares, as duas últimas são polares.

Somando os átomos iguais ligados a um mesmo átomo central, tira-se desse valor a quantidade de nuvens eletrônicas que esse átomo central possuir:

(O NH3, amônia: Tem 3 Hidrogênio -átomos iguais- ligados ao átomo central Nitrogênio, mas as nuvens ao redor do N tem 3 das ligações com os hidrogênios e mais uma do par de elétrons livres que ainda sobra no N, portanto 4. Diminui um valor pelo outro).

- Se sobrar é uma molécula polar,

- Se for o mesmo número de átomos iguais e de nuvens, dará zero e será apolar.

(NH4+, amônio. Lembrar de O íon, O cátion, amôniO).

Ligações Entre Átomos

Ligação Iônica

É uma ligação feita entre íons.

Depois que os átomos passam por uma interação um com o outro (ganho e perda de elétrons, dependendo de qual deles tiver mais pretensão ao processo), resulta-se na formação de íons (forma iônica desses átomos), que passam a se atrair basicamente por força eletrostática (atração entre cargas opostas, positiva e negativa).

Então com a existência de um átomo de metal (são muito eletropositivos, perdem elétrons) e de um não-metal (eletronegativos, tendência de "ganhar" elétrons) ocorre:

M -> M^1+ + e-

X + e- -> X^1-


O metal perde elétron para o não metal, que fica positivo.
O não-metal agora com um elétron a mais fica negativo, podendo os dois com cargas opostas então se atrair.

M + X -> M+ + X-


Compostos Iônicos em temperatura e pressão naturais são encontrados na forma sólida.
Pois a força de uma atração eletrostática é muito forte além de que cada íon (tanto do Metal quanto do Não metal) tem a capacidade de atrair e ser atraído não por um outro íon só, mas pode-se ligar a ele seis outros da carga oposta (em cada lado ao redor) que cada um terá seus próprios seis íons já ligados nele, formando uma rede de cristal muito resistente.
Portanto os cristais iônicos formados nessa ligação são bem fortemente ligados, com distâncias de ligação muito pequenas, portanto não há mobilidade que é a característica principal no estado sólido.




Os dois átomos, como se vê possuem a mesma quantidade de camadas, mas o Lítio possui número atômico menor, (menos prótons) o que faz dele o com raio atômico maior (menor atração para aproximação dos elétrons).

Por isso é ele quem perde mais fácil o elétron.
E é essa facilidade de perder seu elétron é que faz dele Metal.



Cristal Iônico do LiF:




* Exemplos:

Na: 1 elétron na última camada (chamada camada de valência), portanto Metal. Tendência a perder esse elétron para ficar estável completando o octeto.
(Possui raio atômico maior do que o átomo de Cl, então perde elétrons mais fácil)

Cl: 7 elétrons na camada de valência.
Tendência a atrair um elétron para ele, completando o octeto e ficando estável.

Sendo assim esses dois quando reagem formam um aglomerado cristalino fortemente ligado que é o cloreto de sódio (NaCl - o sal de cozinha).
Sólido a temperatura ambiente.

Compostos cristalinos como esse tem ponto de fusão e ebulição muito altos, pois é muito difícil romper as forças de atração entre seus íons, força de atração que é muito forte (força eletrostática é alta e existe em grande quantidade, entre muitos íons no aglomerado cristalino) mantendo os íons muito próximos, para romper essa força precisa-se de muita energia (calor).


Então esses sólidos iônicos não existem moléculas, o que eles apresentam é um conjunto de íons bem organizados em proporção definida, denominado retículo cristalino.

No caso do NaCl no composto cristalino terá a mesma quantidade de íons de Cl como de Na. Pois cada Cl só precisa de um Na para reagir e vice-versa.
Mas se fosse o caso do composto Na2O, no aglomerado cristalino do óxido de sódio, tem-se duas vezes mais Na do que Oxigênio.


Para se descobrir a proporção, a quantidade de cátion para a de ânions, para colocar na fórmula molecular (por exemplo Na2O), existe uma regra:

Coloca-se o cátion e o ânion com suas respectivas cargas (Na+ O2-) o Na tem 1 elétron na camada de valência que vai perder e o oxigênio para completar o octeto vai ganhar 2 elétrons para sua camada de valência que tinha seis e ficar com 8.
Sendo assim a regra agora é só descer os valores em cruz X, o 2 vai para o Na e o 1 para o O.


Obs: Quando não-metais ganham elétrons, seus átomos liberam uma grande quantidade de energia.
Quando metais perdem elétrons, para isso acontecer precisam receber energia para compensar a do elétron e então o liberam.

Se a energia que por exemplo, 1 mol de cloro libera quando ganha elétrons for maior que a energia requerida para favorecer a perda de elétrons de 1 mol de sódio, então os dois podem reagir entre si sendo que o resto da energia liberada em forma de calor.

Porém o que acontece é:
"Na" tem 1 elétron na última camada.

Na -> Na+ + e- Delta H = + (energia absorvida) 495kJ

Cl + e- -> Cl- Delta H = - (energia liberada) 348 kJ

145 kJ desfavorável, sendo que isso seria necessário para a reação acontecer se toda a energia liberada por um pudesse ser usada pelo outro, coisa que não acontece, nem todo os 348 kJ liberados pelo mol de Cl poderiam ser aproveitados e absorvidos pelo mol de Na.
(uma parte da energia liberada é perdida na ambiente).

Essa análise de liberação de energia para a quantidade que é necessária ser absorvida mostra que a reação entre Na e Cl não é espontânea (não tem início espontâneo, pelo menos).

Mas quando o cátion de Na+ já formado reage com o ânion de Cl- também já formado anteriormente (por ter sido a eles fornecido energia para acontecer as reações a cima), poderão reagir um íon com o outro facilmente, ligando-se, em uma reação que libera muita energia (podendo assim continuar a reação, tendo energia para a formação de outros íons -não sendo mais necessária energia adicional externa- como foi necessário para iniciar a reação).

Na+ + Cl- -> NaCl Delta H = -449 kJ


Pois quando dois átomos ou no caso íons se ligam um ao outro, para que isso aconteça o arranjo final de seus íons precisa configurar uma situação de menor energia (maior estabilidade) que aquela para os íons isolados.
Para isso, quando acontece uma reação (acontece porque eles estão buscando maior estabilidade), eles liberam energia.


Liberando então nesse caso 449, que compensa o tanto que o Na precisa absorver para liberar o elétron, considerando que antes houve um déficit de 147 de energia que ainda seria necessária teoricamente (porque na prática como dito poderia ser um pouco mais -o que se chama de energia de ativação-) para que a reação de formação dos íons acontecesse.
Sendo que então na verdade se devolva para o ambiente, o tanto de energia que sobra ao final desse processo de formação de 1 mol de NaCl é 302 kJ.

449 - 147 = 302

Se representa como -302 kJ, porque é energia liberada, perdida pelos átomos em questão (por isso o sinal de menos).


Quando o sinal do delta H (entalpia) é negativo esse é um processo como dito acima, de liberação de energia, que tem o nome de processo exotérmico.
Quando é o contrário, o sinal é positivo, houve absorção de energia, então o processo é chamado de endotérmico.


Para separar (dissociar) os átomos ligados, é necessário o fornecimento da mesma quantidade de energia liberada na formação da ligação.
Para que eles voltem a ter a mesma quantidade de energia que tinham quando eram separados.
Esse processo de dissociação portanto é endotérmico.

Define-se então energia de dissociação (Edis): é a energia necessária para que seja rompido (homoliticamente, divisão de elétrons iguais para os dois átomos -no caso eles voltam a ter a mesma quantidade de elétrons que tinham antes de se ligarem-) 1 mol de ligações covalentes entre dois átomos.

Ligação Covalente

Tendência de ganhar (que é alta) ou perder elétrons (que é baixa) igual para os dois átomos.

Pois os dois são não-metais (Ametal), com eletronegatividade alta (muita força eletrostática, de atração de elétrons por seus núcleos -igualmente forte-), o que faz a tendência de receber elétrons dos dois átomos, que vão se ligar, ser o que predomina.

Mas ainda assim, por mais que a força de atração do elétron dos dois é forte, um acaba tendo maior força que outro.
Por isso os Ametais são enfileirados na fila de eletronegatividade que mostra em ordem do mais eletronegativo de todos os átomos (que mais atrai elétrons), o F até o H.

FONClBrISCPH.


Para resolver essa disputa por quem pega o elétron, eles fazem um tipo de ligação que ninguém precisa perder.
Eles compartilham os elétrons da sua última camada entre eles afim de completar o octeto.

O compartilhamento acontece:
Entre dois átomos, o núcleo de um pode atrair elétrons do outro, fazendo o outro átomo se aproximar, mesma coisa que vai passar a acontecer do núcleo desse outro exercendo influência (atraindo) os elétrons do primeiro.

Isso fará então que esses átomos se aproximem.
Mas a partir de um ponto, quando começam a ficar muito próximos, essa atração vai aumentando até começar uma repulsão, pois a força eletrostática dos prótons do núcleo deles, passa a agir não só sobre a eletrosfera e os elétrons do outro, mas sobre o núcleo do outro, como os dois núcleos são positivos eles se repelem.

Essas forças de atração e repulsão agem até chegar em um equilíbrio que determinará uma proximidade que esses dois átomos ficarão um do outro.

Se a força de atração do núcleo de um sobre os elétrons do outro for forte o bastante para se aproximarem e sobreporem as eletrosferas então ocorrerá uma ligação covalente entre eles.

Esse caso acontecerá quando os dois átomos estiverem precisando de elétrons na última camada para formar o octeto.
Então sobreporão as eletrosferas e o elétron de um passará ter influencia tanto de um núcleo quanto do outro, mantendo-os ligados e servindo aos dois.




O Hidrogênio é um átomo que só possui uma camada e é uma exceção na regra do octeto que fica estável completando sua camada de valência com 2 elétrons, imitando a estabilidade do gás nobre Hélio.


Molécula de hidrogênio (H2) possui 435 kJ/mol a menos do que a energia dos dois átomos somados sozinhos.
Portanto quando dois átomos de hidrogênio se ligam, liberam 435 kJ.

Na ligação do H2, o sistema adquire estabilidade máxima quando a distância entre os núcleos é de 74 pm (essa distância entre hidrogênio-hidrogênio).
Isso denomina-se comprimento de ligação.

Portanto esses átomos quando se encontram a essa distância o efeito estabilizador da sobreposição das orbitais (sobreposição que ocorre pela atração do núcleo de um pelos elétrons do outro), como a repulsão entre as cargas de mesmo sinal dos dois núcleos equilibram-se exatamente.

A molécula de flúor (F2) tem comprimento de ligação de 142 pm.
(Sobrepõem a orbital de um dos átomos com a do outro, dando origem a uma orbital de ligação agora ocupada por um par de elétrons).


Existe um tipo de ligação covalente que até muito recentemente era comum ser ensinada como um caso particular de ligação, chamada de ligação covalente coordenada ou dativa.
Nesse modelo quando um átomo completa o octeto ele pode doar (sem perder a influencia deles) um ou mais pares de elétrons com outros átomos precisando ainda ter seu octeto completo.
Na verdade não há diferença entre a natureza de uma ligação covalente normal e uma dativa, ambas envolvem "compartilhamento" de elétrons e não têm porque serem chamadas por nomes diferentes (a diferença é que a dativa não envolve mutuo compartilhamento)




O Sulfeto de Sódio (Na2SO4) é um exemplo de um composto que possui ambas as ligações. Como também o NaOH e muitos outros.

O Na2SO4 tem suas moléculas são formadas por ligações covalentes entre o Enxofre (S) e os 4 Oxigênios, deixando dois dos oxigênios incompletos (camada de valência incompleta em relação ao octeto).

Na formação do íons SO4^2-, o enxofre compartilha um elétron com um oxigênio e um outro com outro oxigênio, ficando com o enxofre com 8 elétrons e dois oxigênios com 7 na camada de valência.
Então a partir dai o enxofre faz duas dativas, em dois outros átomos de oxigênio, completando o octeto deles.

Formado então o íon SO4^2- (2-, pois dois dos oxigênios somente recebem um elétron a mais do enxofre, sem que com isso completem oito elétrons na camada de valência, ficando com 7 elétrons, número impar de elétrons indicando então que ficará um com elétron desemparelhado.
Elétrons desemparelhados na última camada -elétron impar- é a característica que caracteriza os radicais livres -íons muito reativos-.
Esse elétron desemparelhado em dois dos oxigênios, é contabilizado como as cargas negativas a mais que é indicado por 2- no ânion sulfito).

Essas cargas negativas fazem o ânion SO4^2-, faz dele muito reativo, atraindo Na+ com suas cargas positivas, ligando-se uns nos outros ionicamente, por ação da força eletrostática.




Percebe-se aqui, a fórmula Na+ e SO4^2- que resulta em Na2SO4.

Famílias da Tabela Periódica

Olhando as linhas verticais da tabela periódica, as chamadas colunas, separam elementos por grupos/ famílias.

Então todos os elementos pertencentes à mesma coluna da tabela periódica formam juntos uma família, que possuem propriedade semelhantes.

Metais

São a maioria na tabela periódica.

* Características que definem um material como Metal:

- Bons condutores de eletricidade e calor.

- Maleáveis e dúcteis (o contrario de dúctil é frágil. Frágil é quando um material se rompe sem sofrer grande deformação).

- Possuem brilho metálico característico.

- São sólidos a temperatura e pressão ambiente, com exceção do mercúrio.

- Ponto de fusão e ebulição elevado.
O metal Tungstênio se funde (derrete) à temperatura de 3.410°C e entra em ebulição em 4.700°C.


Um átomo de um material com essas características também tem propriedades únicas.
Elas definem que o que esse material, esse átomo formará, será de um metal (composto com as características acima).

(Propriedades físicas no átomo, como raio atômico grande, definirão a forma com que ele vai agir quimicamente em reações).


Metais tem a característica de enferrujarem, o que acontece por oxidar (perder elétrons) evento que é muito fácil de ocorrer com um metal (são os elementos mais eletropositivos).

A facilidade dos metais em perder elétrons se traduz em potenciais de ionização (quantidade de energia necessária para se tirar elétrons do elemento -ionizar-) relativamente baixos (menores que 800 kJ/mol, enquanto para não-metais é sempre maior que 1,0 MJ/mol).


Na tabela periódica os metais ficam na parte esquerda.

Também se pode identificar os metais pela distribuição eletrônica, os que possuírem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada (na mais distante, a camada de valência) são metais.
Vão ter tendência de perdê-los para completar 8 elétrons na última camada e ficarem estáveis.


* Exemplo de Metais:

Mg: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2. Perde 2 elétrons para completar o octeto e ficar estável.
Formará Mg^2+.

Al: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1. Perde 3 elétrons para ficar estável.
Formará Al^3+.


O manganês é um metal que pode perder até 7 elétrons (Mn^+7), pois sua distribuição é:
Mn: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d5.

Os dois elétrons da camada Quatro e ainda 5 elétrons a mais da camada Três para conseguir o octeto nessa camada Três.



Entre os elementos que são metais, olhando na tabela vê-se que existem várias colunas, então existem várias famílias de metais.

* Famílias de Metais:

Existem metais em duas das famílias A (família A é a dos elementos da tabela que terminam a distribuição em subnível s ou p, chamados de elementos representativos), as duas famílias A formadas só por metais tem o subnível mais energético sendo um subnível s.

- Família 1A: A família dos metais alcalinos.
Elementos com subnível mais energético s, termina com s1.

- Família 2A: A família dos metais alcalinos terrosos.
Elementos com subnível mais energético s, termina a distribuição com s2.


Grande parte dos metais então faz parte de famílias B, que são os elementos chamados de elementos de transição externa, onde todos são metais e terminam a suas distribuições eletrônicas (tem o subnível mais energético) em d.


A ligação entre metais é chamada de liga metálica.
É formada uma estrutura Cristalina, que se constitui por cátions do metal (perderão seus elétrons) envolvidos por uma "nuvem de elétrons" (que serve como uma cola).

Essa estrutura explica a capacidade dos metais de conduzir eletricidade tão bem, pela presença dessa nuvem de elétrons, conduzindo então corrente elétrica nos fios de eletricidade, como em qualquer outro objeto metálico.

Não-Metais

São os mais abundantes na natureza.

* Têm características, que como o nome, são opostas as dos metais:

- Não são bons condutores de eletricidade e calor.

- Não são maleáveis.

- Não possuem brilho.


São divididos também em famílias. Os não-metais, olhando na tabela periódica, muitos se dividem em colunas diferentes dando origem a várias famílias de não-metais.

* Família de Não-Metais:

São todos elementos representativos (de famílias A).
Estão presentes até a família 7A.



- Quando um não metal (Ametal) reage com um metal:
Ele, o ametal, atrai elétrons do metal, ficando negativo (ânion) e o metal positivo (cátion) e passam a atrair um ao outro por atração eletrostática formando uma estrutura cristalina.
Isso é chamado de ligação iônica.


- Quando um não metal reage com um não metal:
Os dois querem atrair os elétrons do outro e reagem compartilhando pares de elétrons (um elétron de cada, formando um par).
Os elétrons costumam ficar mais próximos de um dos átomos (se a ligação for feita por átomos diferentes) pois a atração desse átomo é maior (possui maior eletronegatividade).
Isso é chamada de ligação covalente.

Gases Nobres

São no total 6 elementos. Que são encontrados na natureza (quantidades consideráveis na atmosfera) como o nome já diz em forma de gás.
Pois possuem forças de atração interatômicas muito fracas, o que faz eles terem pontos de fusão e ebulição muito baixos.

Sua característica mais importante é a inércia, que todos os seis são (Não reagem com qualquer composto, não perdem nem ganham elétrons).

Gases Nobres não possuem eletronegatividade, pois a eletronegatividade é calculada sobre comparação de átomos reagindo com outro em certas condições no ambiente.
Os gases nobres são estáveis possuindo todos oito elétrons em suas camadas de valência, não precisando perder nem ganhar elétrons.
Têm todos seus orbitais da última camada completos.
Sendo assim não reagem com nenhum outro átomo naturalmente.


Na tabela eles todos pertencem a mesma coluna, a coluna 18 da tabela, formando então uma única família que é inclusive chamada de Família dos Gases Nobres ou família 8A (família A indica que terminam, têm suas camadas de valência, com subníveis mais energéticos sendo s ou p).


História da descoberta dos Gases Nobres - clique aqui.

Hidrogênio

O Hidrogênio não pertence a nenhuma família, ele é considerado a parte por ter um comportamento único, que varia muito de acordo com as condições a que ele é exposto.

Por mais que ele tenda a completar o octeto levando como referência do Helio, ficando estável então com somente dois elétrons na última camada.

Forças Intermoleculares

Forças Intermoleculares

São as forças que existem tanto de atração quanto de repulsão entre moléculas.
Força de coesão entre as moléculas.

As moléculas já tem forças ligando seus átomos, podendo ser covalente ou iônicas.

Então a Força Intermolecular é que mantem as moléculas juntas e diz como uma molécula interage com as outras.



Existem ligações polares e apolares, a soma e diferença entre os vetores dessas ligações resulta em moléculas polares ou apolares.


* Essas forças entre as moléculas podem ser de três tipos:

Dipolo-dipolo, Dipolo induzido ou dipolo instantâneo (também chamado de força de Van der Waals) e Ligação de Hidrogênio.



- Dipolo Induzido: Ocorre entre moléculas apolares. Interações desse tipo não são permanentes (por isso que também pode ser chamado de dipolo instantâneo -ocorrer momentaneamente, em certo instante-).
É a mais fraca das formas de interação entre as moléculas.

Ocorre entre moléculas fazendo que essa substância tenha ponto de ebulição baixo.
Vai para o estado gasoso facilmente.



Primeiramente precisa-se ter em mente que elétrons são partículas em constante movimento.

Eles não ficam estáticos, sempre mudam de lugar ao redor do núcleo (por mais que em um padrão dependendo do nível e subnível que ele se encontra).
Mas como elétrons tem cargas iguais e se repelem, o movimento de um promove a movimentação dos outros tentando se manter distante dele e permanecem nisso constantemente.

Com isso esses pares de elétrons presentes nessas moléculas apolares, seja os ligantes ou os livres, podem se movimentar mais para um lado e formar polos.

Por isso moléculas apolares, acabam obtendo cargas instantâneas (como se fosse sinais que aparecem e desaparecem) e momentâneas que induzem um esse efeito em outras e assim sucessivamente.

Essas cargas são chamadas de cargas parciais momentâneas. Cargas parciais são as cargas que polos da molécula adquirem, em moléculas polares elas são definitivas, sempre existem e da mesma forma, mas nas moléculas apolares elas só surgem dessa forma, momentânea.
Cargas parciais são representadas com um delta minúsculo.





Então em um momento que aparecer um polo positivo de um lado induzido pela maior negatividade do outro (os elétrons mais para esse lado).
Polos que vão agir sobre outras moléculas, o polo positivo induzindo a formação de um polo negativo na outra.

Exemplo:





- Dipolo-Dipolo: Ocorre entre moléculas polares. São interações entre as moléculas em que se forma uma ligação permanente entre elas.
Interação de força intermediária.


Como são moléculas polares têm seus polos, que estão sempre presentes com suas devidas polaridades, intensidade e nos mesmos lugares da molécula.
Local onde há mais eletronegatividade e os elétrons são mais atraídos para ficarem nessa área, criando cargas parciais em pontos da molécula.

Então através desses polos diferentes em partes da molécula, elas se atraem e se ligam umas às outras.






- Ligação de Hidrogênio: Ocorre entre H de uma molécula e ou Flúor/ ou Oxigênio/ ou Nitrogênio (FON) de outra molécula.
É a mais forte das interações intermoleculares.

Essa é uma ligação dipolo-dipolo também, mas um dipolo-dipolo especial pois é mais forte.
Antigamente essa força de atração era chamada de "ponte de hidrogênio".

Substâncias com moléculas que interagem por essa ligação têm ponto de ebulição alto. Portanto precisam de temperaturas bem altas para se desprenderem "se afastarem" e irem para o estado gasoso.

Níveis e Subníveis

Divisões da Eletrosfera

A eletrosfera tem um padrão de organização igual em todos os átomos, onde divide cada elétron ao redor do núcleo por camadas que tem influência da quantidade de energia que eles -os elétrons- possuem.

Dependendo da sua energia ele ficará em um nível maior (mais distante do núcleo -elétron com mais energia-) ou menor (mais próximo do núcleo -elétron com menos energia-).

Possuem distâncias do núcleo, dos outros elétrons da eletrosfera e energias específicas para cada elétron.

Os elétrons então vão formando camadas ao redor do núcleo, pois cada elétron tenta se manter o mais distante possível dos outros (por terem cargas iguais) e são todos atraídos pelo núcleo (que tem carga oposta).

Os elétrons somente podem assumir quantidades bem definidas de energia.
O que faz eles se dividirem em grupos, mesmo quando estão na mesma camada.

Pois até mesmo dentro de uma mesma camada onde supostamente têm a mesma distância do núcleo, quando a camada tem muitos elétrons uns possuirão mais energia do que outro.

Se dividindo em subníveis.

Para se organizar essas configurações dos elétrons de um átomo em sua eletrosfera criou-se a distribuição eletrônica.

Divisão dos Elétrons
em Níveis e Subníveis

Nível = Camada.
Para um elétron quando troca de nível, ele fisicamente troca de camada.

Se um elétron for para uma camada mais distante do núcleo é porque ele ficou mais energético.
Se ele for para uma camada mais próxima do núcleo, quer dizer que ele diminuiu sua quantidade de energia.

Então cada camada representa o nível que o elétron está, pois cada camada remete a ele uma certa quantidade de energia.

Basicamente as eletrosferas possuem até 7 camadas, são nomeadas de acordo com sua numeração, sendo a primeira camada (a mais próxima do núcleo) como a camada 1, ou camada K e assim sucessivamente (no esquema de nomenclatura por letra, depois da camada K a próxima camada é nomeada com a letra do alfabeto depois do K e etc).



- As camadas tem quantidade de elétrons específicas que podem ficar nela.

Por exemplo a primeira, mais próxima do núcleo, só aceita dois elétrons, se o átomo for ter um terceiro elétron ele consequentemente teria que estar na próxima camada, na segunda (o que faria dele também um elétron mais energético do que os dois anteriores).

Já a segunda camada pode abrigar 8 elétrons.
Supostamente todos os elétrons da segunda camada, por estarem na segunda camada deveriam ter a mesma quantidade de energia, mas são muitos elétrons, então uns por mais que estejam na mesma camada vão estar mais distantes do que outros, o que faz com que a camada tenha subdivisões.

Terá dentro da camada subníveis energéticos, onde os dois desses oito elétrons pertencerão ao subnível s, que quer dizer que eles têm quantidade de energia referente à s.


O subnível s de qualquer camada sempre poderá abrigar somente 2 elétrons, terá somente dois elétrons com essa -a mais baixa- quantidade de energia na camada, que serão os primeiros elétrons a fazerem parte da camada.

E os outros 6 estariam em um subnível a cima, o subnível p, com quantidade de energia referente ao subnível p que é mais energético que s.

Então se algum desses elétrons do subnível p receber energia, ele elevaria de nível (pois na segunda camada não tem mais subníveis para ele subir), ele então iria à terceira camada, com quantidade de energia do subnível s da 3a camada, que é o primeiro (o que se forma mais fácil e mais rápido que os outros subníveis, pois é o menos energético).


* Limite de Elétrons das Camadas:

Não precisa necessariamente estar completamente cheia de elétrons (completo todos os subníveis que possui -como a segunda que possui subnível s e p, o s pode ter 2 elétrons e o p pode ter 6- , mas eles não precisam estar com esse total de elétrons para existir uma terceira camada), para poder existir a próxima.

O que vai depender é da energia que o elétron vai ter, vai definir qual camada ele vai ficar (a questão é que na natureza, portanto na química, predomina a lei do menor esforço, então como normalmente é mais fácil completar todos os subníveis menos energéticos primeiro do que formar uma nova camada, é o que acontece, sendo o acontecimento que predomina), normalmente é mais fácil para o elétrons que chegar liberar aquela energia excedente (ficando mais estável) e completar as camadas na ordem.

Ele na maioria das vezes não formará um nível superior não importando a energia do elétron que chegar, ele vai liberá-la e se estabilizar em um nível e subnível menos energético.

O que acontece (depois da terceira camada) por acabar formando uma nova camada antes de todos os subnível da camada anterior estar completo é porque a diferença de energias dos subníveis da camada anterior é muito grande, sendo seu último subnível mais energético que o primeiro da nova camada (camada superior).

O subnível d da camada 3 é mais energético do que o subnível s da camada 4.

Sendo assim o mais fácil é o elétron se alojar onde fique mais estável, no caso na camada e subnível superior, onde precisará de menos energia.

Deixando o último subnível da camada anterior ainda incompleto.
Começando a nova camada e completando o subnível s dela onde esses elétrons ficarão mais estáveis.


Por exemplo:
Em uma terceira camada (onde ela possui 3 subníveis) a diferença de energia entre os elétrons da camada do subnível s comparado com os elétrons do subnível d é grande.

Se para formar a quarta camada no seu subnível menos energético s, precisar de menos energia do que para ficar no subnível d da terceira, então os próximos 2 elétrons que chegarem terão preferência pelo que eles gastarem menos energia (e ficarem mais estáveis).


Então esse tipo de inversão pode acontecer, que é o que se vê quando se faz a distribuição eletrônica, sempre vai aumentando a energia dos elétrons, portanto as vezes acaba com um elétron em uma camada anterior (menos externa, com um número menor) do que alguma outra que já passou pela distribuição (porque olhando pela energia dos subníveis, essa camada de número menor nesse subnível é mais energética).

Imagem meramente ilustrativa.

Esquema de duas camadas. A camada de baixo possui 3 subníveis e está completa com 18 elétrons, mas antes de começar a completar seus 10 elétrons de energia referente ao subnível D, há a formação da camada superior (no seu primeiro subnível, o s) que possui dois elétrons, completando seu subnível S para depois terminar de completar o nível inferior, porque esses dois elétrons do subnível S da camada superior são menos energéticos que os elétrons do subnível D (mesmo sendo o subnível de um nível abaixo).


Nesse caso então se esse átomo tivesse 10 elétrons a menos, ficaria sem os 10 elétrons do subnível D do nível inferior e sua distribuição eletrônica terminaria com (supondo que o nível inferior fosse a Terceira camada de um átomo e o superior a Quarta):

3s2 (2 elétrons no subnível s da terceira camada), 3p6, 4s2.


O subnível D não iria existir e a camada 3 teria somente 8 elétrons, por mais que possa abrigar 18 ao todo.


(Exemplo da distribuição eletrônica de antes, com os 10 elétrons de volta, o final da distribuição seria: 3s2, 3p6, 4s2, 3d10).

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Assim para facilitar o conhecimento de como são distribuídos os elétrons por camadas em cada átomo foi criado o diagrama de Linus Pauling que nos informa "onde estará" cada elétron.

Orbitais

É importante lembrar que o elétron não é estático (se não ele cairia no núcleo), ele fica em movimento e por mais que se diga camada e desenhe a orbita (trajeto) que ele percorre circularmente ao redor do núcleo, isso não é inteiramente verdade na prática não se pode dizer caminho que o elétron percorre nem onde ele está.

O que se sabe é o "espaço" onde ele costuma estar na maior parte do tempo, percebendo diferentes formas de onde sua carga pode ser sentida, o que é chamado de orbital.

Esses orbitais, espaços onde a influência desse elétron pode ser sentida na maior parte do tempo, podem ter formatos diferentes e distâncias do núcleo diferentes, dependendo da quantidade de energia que esses elétrons possuem.
As distâncias do núcleo, obviamente dependem da camada que esse elétron pertence e o formato de influência da sua carga depende do subnível que ele é (quantidade de energia).

Então um nível como o nível 2, que possui somente 2 subníveis, o s e o p; irá possuir somente dois tipos de orbitais:
- Orbitais de formato e características de elétrons do subnível s e;

(que são sempre iguais para todas as camadas, a diferença é só a distância do núcleo e a única camada que irá importar será a última).

É um orbital esférico:




- Orbitais de formato e característica de elétrons do subnível p.

É um orbital formado por dois lóbulos (os elétrons podem estar em todo esse espaço), chamado de duplo ovoide.

E como cada orbital (com seus dois lóbulos) só podem ter 2 elétrons, para os orbitais do subnível p existem 3 possibilidades, pois existem três orientações espaciais possíveis para abrigar os seus 6 elétrons, podem seguir as linhas (x, y, z)).








Só é possível ficar no mesmo espaço (orbital) de uma mesma camada, no máximo dois elétrons e eles terão que estar emparelhados, o que quer dizer, com spins opostos (rotação opostas).


No subnível s possui-se 1 orbital (local onde são encontrados 2 elétrons), orbital abriga dois elétrons emparelhados.

No subnível p existe espaço de 3 orbitais, cada um podendo emparelhar 2 elétrons resultando então em uma capacidade de possuir 6 elétrons no total.

No subnível d existe 5 orbitais, podendo então possuir 10 elétrons.

No subnível f existe 7 orbitais, cada um tendo 2 elétrons emparelhados teria no máximo o total de 14 elétrons.


* Regra de Hund:

Essa regra diz que os elétrons em um mesmo subnível (subcamada: s, ou p, ou d, ou f) tendem a permanecer desemparelhados, o que quer dizer em orbitais diferentes, com spins paralelos (na mesma direção).

Até que se tenha ocupado todas as orbitais com elétrons com spins iguais, aí então começam a ocupar orbitais do subnível que já possuem um elétron ficando obrigatoriamente para isso acontecer em spin oposto ao que já estava na orbital.


Exemplo:

==========Matéria Relacionada - Química Orgânica============

Hibridização de Orbitais

sp - linear.

sp2 - trigonal.

sp3 - tetraédrica.

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