Lembre-se que as orbitais atómicas têm energias diferentes e podem acomodar dois elétrons cada uma. O princípio aufbau dita a distribuição de elétrons entre as subcamadas do átomo, e a regra da multiplicidade máxima de Hund explica o enchimento de orbitais nas subcamadas. O princípio aufbau afirma que no estado da terra, os elétrons enchem as orbitais atómicas da mais baixa para a mais alta energia para alcançar a configuração de menor consumo de energia.

Embora a energia aumente geralmente com o número de camadas, a maior penetração das orbitais de s conduz frequentemente às orbitais de quatro e cinco-s com energias inferiores às das orbitais de três e quatro d, respectivamente. A ordem pode ser lembrada utilizando diagramas como este, onde o caminho da seta revela a sequência em que os elétrons são atribuídos aos orbitais. Consideremos escrever a configuração de elétrons para o carbono, um elemento com o número atómico de seis.

Certamente, o orbital de um, que tem a energia mais baixa, deve ser preenchido antes do orbital de dois-s. Cada orbital pode conter um máximo de dois elétrons. O quinto elétron entra numa subcamada de dois polos.

Mas qual das três orbitais de dois polos é que preenche, então, presume-se que as orbitais em qualquer subcamada sejam degeneradas, o que significa que têm a mesma energia. Assim, o quinto elétron pode entrar em qualquer uma das três orbitais degeneradas de dois polos. E quanto ao sexto elétron, entra no orbital de dois polos com um elétron ou um das orbitais vagas de dois pontos, de acordo com a regra da multiplicidade máxima de Hund, os elétrons ocupam individualmente todas os níveis orbitais de uma dada energia antes de começarem a emparelhar, e os elétrons não emparelhados não podem ter rotações opostas:as suas rotações devem ser paralelas.

Assim, para o carbono, os 2 elétrons de dois polos devem ocupar duas orbitais diferentes e ter rotações paralelas. Desta forma, os elétrons podem espalhar-se por uma área maior. Isto diminui a sua proteção uns dos outros, minimizando assim a energia do átomo.

Para o nitrogénio, cada uma das três orbitais de dois polos é ocupada individualmente. Para o oxigênio, uma vez que as orbitais degeneradas de dois pontos são preenchidas individualmente, o último elétron deve emparelhar com outro elétron de dois polos. O átomo tem dois elétrons não emparelhados.

A configuração de elétrons do néon revela que a camada mais exterior está cheia até à sua capacidade máxima de oito elétrons. O néon tem dois elétrons, chamados elétrons do núcleo no interior e oito elétrons, chamados elétrons de valência, na camada mais exterior.

Para determinar a configuração eletrónica para qualquer átomo específico, podemos construir as estruturas por ordem dos números atómicos. Começando com o hidrogénio, e continuando ao longo dos períodos da tabela periódica, adicionamos um protão de cada vez ao núcleo e um eletrão à subcamada adequada até termos descrito as configurações eletrónicas de todos os elementos. Este procedimento é chamado de princípio de aufbau, da palavra Alemã aufbau (“para construir”). Cada eletrão adicionado ocupa a subcamada de menor energia disponível, sujeito às limitações impostas pelos números quânticos permitidos de acordo com o princípio de exclusão de Pauli. Os eletrões entram em subcamadas de maior energia apenas depois de subcamadas de menor energia terem sido preenchidas até à capacidade. A Figura 1 ilustra a maneira tradicional de lembrar a ordem de preenchimento para orbitais atómicas.

Figura 1 Este diagrama mostra a ordem de energia para orbitais atómicas e é útil para derivar configurações eletrónicas em estado fundamental.

Considere escrever a configuração eletrónica para o carbono—um elemento com número atómico seis. Quatro eletrões preenchem as orbitais 1s e 2s. Os dois eletrões restantes ocupam a subcamada 2p. Agora, temos a opção de preencher uma das orbitais 2p e de emparelhar os eletrões ou de deixar os eletrões desemparelhados em duas orbitais p diferentes, mas degeneradas. As orbitais são preenchidas conforme descrito pela regra de Hund: A configuração de energia mais baixa para um átomo com eletrões dentro de um conjunto de orbitais degeneradas é a que tem o número máximo de eletrões não emparelhados. Assim, os dois eletrões nas orbitais 2p do carbono têm números quânticos n, l, e ms idênticos e diferem no seu número quântico m_l (de acordo com o princípio de exclusão de Pauli). O diagrama orbital para carbono, com uma configuração eletrónica de 1s²2s²1p² é:

O nitrogénio (número atómico 7) preenche as subcamadas 1s e 2s e tem um eletrão em cada uma das três orbitais 2p, de acordo com a regra de Hund. Estes três eletrões têm spins não emparelhados. O oxigénio (número atómico 8) tem um par de eletrões em qualquer uma das orbitais 2p (os eletrões têm spins opostos) e um único eletrão em cada uma das outras duas. O flúor (número atómico 9) tem apenas uma orbital 2p que contém um eletrão não emparelhado. Todos os eletrões do gás nobre néon (número atómico 10) estão emparelhados e todas as orbitais nas camadas n = 1 e n = 2 estão cheias.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 6.4: Electronic Structure of Atoms.

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