Distribuição eletrônica: o que cai no ENEM e nos vestibulares

Resumo rápido

Todo átomo tem um núcleo com prótons e nêutrons e, ao redor dele, elétrons distribuídos em regiões chamadas níveis (ou camadas) e subníveis. A distribuição eletrônica é justamente a descrição dessa organização: ela diz quantos elétrons há em cada nível e em cada subnível, seguindo uma ordem bem definida de preenchimento. Dominar essa ferramenta é essencial porque ela explica, de uma só vez, a posição do elemento na tabela periódica, a sua camada de valência e a sua tendência a formar ligações químicas.

No estado fundamental — o estado de menor energia do átomo — os elétrons ocupam primeiro os subníveis de menor energia, e só depois os de maior energia. Essa ordem é resumida pelo diagrama de Linus Pauling, aquele esquema de setas diagonais que você já viu no caderno: \\(1s^2\\), \\(2s^2\\), \\(2p^6\\), \\(3s^2\\), \\(3p^6\\), \\(4s^2\\), \\(3d^{10}\\), e assim por diante. O número antes da letra é o nível, a letra é o subnível e o expoente é a quantidade de elétrons naquele subnível.

Além da ordem de preenchimento, duas regras completam o jogo: o princípio da exclusão de Pauli, segundo o qual cada orbital comporta no máximo dois elétrons, com spins opostos, e a regra de Hund, que manda ocupar primeiro todos os orbitais de um subnível com um elétron cada, só depois emparelhar. Com essas três ferramentas — ordem de Pauling, Pauli e Hund — você monta a distribuição de qualquer elemento que o ENEM e os vestibulares pedirem.

Níveis, subníveis e orbitais: onde os elétrons ficam

Os elétrons não giram em órbitas fixas como planetas, como sugeria o modelo de Bohr. No modelo atual, cada elétron ocupa um orbital, uma região do espaço onde a probabilidade de encontrá-lo é maior. Os orbitais se organizam em níveis de energia, numerados de 1 a 7 (as camadas K, L, M, N, O, P e Q), e cada nível se divide em subníveis, representados pelas letras s, p, d e f.

Cada subnível tem um número fixo de orbitais e, portanto, uma capacidade máxima de elétrons. O subnível s tem 1 orbital e comporta até 2 elétrons; o p tem 3 orbitais e comporta até 6; o d tem 5 orbitais e comporta até 10; o f tem 7 orbitais e comporta até 14. É por isso que a notação \\(2p^6\\) significa: nível 2, subnível p, com 6 elétrons — o subnível cheio. Guarde esses quatro números (2, 6, 10, 14): eles aparecem em praticamente toda questão de distribuição eletrônica.

Um detalhe importante: nem todo nível tem todos os subníveis. O nível 1 só tem o subnível s; o nível 2 tem s e p; o nível 3 tem s, p e d; e o nível 4 em diante tem s, p, d e f. Isso explica por que a distribuição segue uma ordem que, às vezes, parece “pular”: o subnível \\(4s\\) é preenchido antes do \\(3d\\), porque a energia do \\(4s\\) é um pouco menor que a do \\(3d\\). É exatamente essa inversão que o diagrama de Pauling organiza.

Tabela: os subníveis e suas capacidades

O diagrama de Pauling e a ordem de preenchimento

O diagrama de Pauling é um esquema prático para lembrar a ordem crescente de energia dos subníveis. Escrevem-se as linhas dos subníveis e traçam-se setas diagonais: a ordem em que as setas passam pelos subníveis é a ordem de preenchimento. O resultado, para os elementos mais cobrados, é: \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^6\\ 3s^2\\ 3p^6\\ 4s^2\\ 3d^{10}\\ 4p^6\\ 5s^2\\ 4d^{10}\\ 5p^6\\ 6s^2\\ 4f^{14}\\ 5d^{10}\\ 6p^6\\ 7s^2\\ 5f^{14}\\ 6d^{10}\\ 7p^6\\).

Na prática, você raramente precisa decorar a sequência inteira: basta saber reproduzir o diagrama e preencher até completar o número atômico do elemento. Um erro clássico é preencher o \\(3d\\) antes do \\(4s\\): lembre-se, a ordem de energia manda preencher o \\(4s\\) primeiro, e só depois o \\(3d\\). Outra confusão comum é entre ordem de preenchimento e ordem de remoção: quando um átomo forma um cátion, ele perde primeiro os elétrons do subnível de maior nível (o mais externo), e não os do último subnível preenchido. O ferro, por exemplo, tem distribuição terminando em \\(4s^2\\ 3d^6\\), mas o íon \\(Fe^{2+}\\) perde os dois elétrons do \\(4s\\), ficando com \\(3d^6\\).

Para montar a distribuição de um átomo neutro, o passo a passo é simples: escreva a sequência de Pauling, vá somando os expoentes até alcançar o número atômico (Z) e pare no subnível em que a soma fecha. Se a soma ultrapassar Z, ajuste o expoente do último subnível para o valor que falta. Veja o oxigênio (Z = 8): \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^4\\). Soma: 2 + 2 + 4 = 8. Pronto. O cálcio (Z = 20): \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^6\\ 3s^2\\ 3p^6\\ 4s^2\\). Soma: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 = 20.

Camada de valência e distribuição em camadas

A camada de valência é a camada mais externa do átomo, aquela que participa das ligações químicas. Para encontrá-la, some os elétrons do nível de maior número da distribuição. No oxigênio, \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^4\\), a camada de valência é o nível 2, com 2 + 4 = 6 elétrons. Por isso o oxigênio tende a ganhar 2 elétrons e formar o ânion \\(O^{2-}\\), completando o octeto. Já o sódio (Z = 11), \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^6\\ 3s^1\\), tem 1 elétron na camada de valência e tende a perdê-lo, formando o cátion \\(Na^+\\).

Muita prova pede também a distribuição em camadas, a forma simplificada com os números de elétrons por nível separados por traços ou vírgulas. Para o ferro (Z = 26), a distribuição completa é \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^6\\ 3s^2\\ 3p^6\\ 4s^2\\ 3d^6\\); em camadas, somando por nível, fica 2 – 8 – 14 – 2. Atenção: a camada de valência do ferro é o nível 4, com 2 elétrons, e não o \\(3d\\), mesmo que o \\(3d\\) tenha sido o último a ser preenchido. É essa distinção que separa quem decora de quem entende.

Há ainda a distribuição abreviada com o gás nobre anterior entre colchetes, muito usada para elementos grandes. O bromo (Z = 35) pode ser escrito como \\([Ar]\\ 4s^2\\ 3d^{10}\\ 4p^5\\), em que [Ar] resume os 18 primeiros elétrons. Ela é ótima para economizar tempo em prova e para enxergar de imediato a camada de valência: no bromo, nível 4 com 2 + 5 = 7 elétrons, o típico halogênio que precisa de apenas um elétron para completar o octeto.

Tabela: exemplos de distribuição eletrônica

Distribuição eletrônica, íons e tabela periódica

A distribuição eletrônica é a chave que liga o átomo à tabela periódica. O período do elemento é o nível de maior número da sua distribuição: o cálcio, que termina no nível 4, está no 4º período. O grupo, para os elementos representativos, é dado pelo número de elétrons na camada de valência: o oxigênio, com 6 elétrons de valência, está no grupo 16; o sódio, com 1, está no grupo 1. E o bloco do elemento é dado pelo subnível do último elétron: quem termina em p está no bloco p, quem termina em d está no bloco d, e assim por diante.

Nos íons, a regra de ouro é: cátion perde elétrons, ânion ganha elétrons, e a contagem muda. Para montar a distribuição de um cátion, monte primeiro a do átomo neutro e depois retire os elétrons da camada mais externa (maior nível). O \\(Ca^{2+}\\) vem do cálcio neutro \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^6\\ 3s^2\\ 3p^6\\ 4s^2\\); retirando os dois elétrons do \\(4s\\), fica \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^6\\ 3s^2\\ 3p^6\\), igual à do argônio — e é por isso que o \\(Ca^{2+}\\) é tão estável. Para um ânion, some os elétrons: o \\(Cl^-\\) tem 18 elétrons, com distribuição \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^6\\ 3s^2\\ 3p^6\\), também igual à do argônio.

Existem exceções famosas que as provas adoram: o cromo (Z = 24) e o cobre (Z = 29). Pela ordem de Pauling, o cromo seria \\(4s^2\\ 3d^4\\), mas sua distribuição real é \\(4s^1\\ 3d^5\\); o cobre seria \\(4s^2\\ 3d^9\\), mas é \\(4s^1\\ 3d^{10}\\). Isso acontece porque subníveis d semipreenchidos (5 elétrons) ou totalmente preenchidos (10 elétrons) são extraestáveis. Não é preciso decorar todos os casos, mas vale lembrar esses dois exemplos clássicos e o motivo: a estabilidade do subnível d.

Mapa mental

• Níveis: 1 a 7 (K a Q); cada nível se divide em subníveis s, p, d, f.
• Capacidades: s = 2, p = 6, d = 10, f = 14 elétrons.
• Ordem de Pauling: \\(1s\\ 2s\\ 2p\\ 3s\\ 3p\\ 4s\\ 3d\\ 4p\\ 5s\\ 4d\\ 5p\\ 6s\\ 4f\\ 5d\\ 6p\\); \\(4s\\) antes do \\(3d\\).
• Pauli: no máximo 2 elétrons por orbital, com spins opostos.
• Hund: um elétron em cada orbital do subnível antes de emparelhar.
• Camada de valência: nível de maior número; define grupo e tendência a ligar.
• Período: maior nível da distribuição; bloco: subnível do último elétron.
• Cátions: perdem da camada mais externa; ânions: ganham elétrons.
• Exceções: Cr (\\(4s^1\\ 3d^5\\)) e Cu (\\(4s^1\\ 3d^{10}\\)) pela estabilidade do d.

SAQ — perguntas curtas

1. Quantos elétrons cabem, no máximo, nos subníveis s, p, d e f? s comporta 2, p comporta 6, d comporta 10 e f comporta 14 elétrons.

2. Qual é a ordem de preenchimento entre os subníveis \\(4s\\) e \\(3d\\)? O \\(4s\\) é preenchido antes do \\(3d\\), porque sua energia é menor.

3. O que diz o princípio da exclusão de Pauli? Que cada orbital comporta no máximo dois elétrons, e eles devem ter spins opostos.

4. O que diz a regra de Hund? Que, dentro de um subnível, os orbitais são ocupados primeiro com um elétron cada, e só depois os elétrons começam a se emparelhar.

5. Escreva a distribuição eletrônica do oxigênio (Z = 8). \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^4\\).

6. Quantos elétrons de valência tem o cálcio (Z = 20)? Dois, os do nível 4 (\\(4s^2\\)).

7. Ao formar o íon \\(Fe^{2+}\\), de onde saem os dois elétrons perdidos? Do subnível \\(4s\\), a camada mais externa, e não do \\(3d\\).

8. Por que o cromo tem distribuição \\(4s^1\\ 3d^5\\) em vez de \\(4s^2\\ 3d^4\\)? Porque o subnível d semipreenchido, com 5 elétrons, é extraestável.

Questões comentadas

Questão 1. Um átomo neutro tem número atômico 17. Sua distribuição eletrônica e seu número de elétrons na camada de valência são, respectivamente: a) \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^6\\ 3s^2\\ 3p^5\\) e 7; b) \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^6\\ 3s^2\\ 3p^6\\) e 8; c) \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^6\\ 3s^1\\ 3p^6\\) e 7; d) \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^5\\ 3s^2\\ 3p^6\\) e 6; e) \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^6\\ 3s^2\\ 3p^4\\) e 6. Resposta: A. Seguindo Pauling até somar 17 elétrons, chega-se a \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^6\\ 3s^2\\ 3p^5\\); a camada de valência é o nível 3, com 2 + 5 = 7 elétrons. Trata-se do cloro, um halogênio.

Questão 2. Sobre a distribuição \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^6\\ 3s^2\\ 3p^6\\ 4s^2\\ 3d^5\\), é correto afirmar que o elemento: a) está no 3º período; b) tem 5 elétrons de valência; c) é um metal de transição do 4º período; d) é um gás nobre; e) tem número atômico 23. Resposta: C. O maior nível é o 4, logo o elemento está no 4º período; o último elétron está no subnível d, caracterizando um metal de transição. Somando os expoentes, Z = 25 (manganês), e a camada de valência tem 2 elétrons.

Questão 3. O íon \\(X^{3+}\\) apresenta distribuição \\(1s^2\\ 2s^2\\ 2p^6\\ 3s^2\\ 3p^6\\ 3d^3\\). O número atômico do átomo neutro X é: a) 21; b) 24; c) 26; d) 23; e) 22. Resposta: B. O íon tem 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 3 = 21 elétrons. Como perdeu 3 elétrons para virar \\(X^{3+}\\), o átomo neutro tem 24 elétrons e, portanto, Z = 24 (cromo).

Questão 4. Dois átomos neutros, A e B, terminam suas distribuições em \\(3p^1\\) e \\(3p^5\\), respectivamente. Sobre eles, é correto afirmar que: a) A e B estão no mesmo grupo; b) A tende a perder elétrons e B tende a ganhar 1 elétron; c) A e B são gases nobres; d) A tem 3 elétrons de valência e B tem 5; e) A e B estão em períodos diferentes. Resposta: B. A tem configuração de valência \\(3s^2\\ 3p^1\\) (3 elétrons de valência, tende a perdê-los para ficar com o octeto da camada anterior) e B tem \\(3s^2\\ 3p^5\\) (7 elétrons de valência, tende a ganhar 1 elétron). Ambos estão no 3º período, mas em grupos diferentes.

Questão 5. Qual das distribuições abaixo viola a regra de Hund? a) \\(2p^3\\) com um elétron em cada orbital p; b) \\(2p^4\\) com dois elétrons emparelhados em um orbital e um em cada um dos outros dois; c) \\(2p^2\\) com os dois elétrons no mesmo orbital; d) \\(3d^5\\) com um elétron em cada orbital d; e) \\(3d^{10}\\) com todos os orbitais d completos. Resposta: C. Pela regra de Hund, os dois elétrons do \\(2p^2\\) devem ocupar orbitais diferentes, com spins paralelos, e só depois começar o emparelhamento.

Questão 6. Um elemento tem distribuição abreviada \\([Ne]\\ 3s^2\\ 3p^3\\). Ele está no: a) 2º período, grupo 13; b) 3º período, grupo 15; c) 3º período, grupo 13; d) 2º período, grupo 15; e) 4º período, grupo 15. Resposta: B. O maior nível é o 3 (3º período) e a camada de valência tem 2 + 3 = 5 elétrons, o que corresponde ao grupo 15. Trata-se do fósforo.

Dica do professor

Monte o diagrama de Pauling no rascunho antes de começar a prova e use-o em todas as questões de distribuição: ele evita o erro mais comum, que é preencher o \\(3d\\) antes do \\(4s\\). Depois de montar a distribuição, faça sempre duas perguntas: qual é o maior nível (período) e quantos elétrons há nele (grupo, para os representativos). Essas duas perguntas transformam uma distribuição em posição na tabela periódica — e é isso que a maioria das questões realmente cobra.

Atenção/cuidado

Não confunda ordem de preenchimento com ordem de remoção de elétrons: preenche-se \\(4s\\) antes do \\(3d\\), mas, ao formar um cátion, perde-se primeiro o \\(4s\\). Não some os elétrons do \\(3d\\) na camada de valência dos metais de transição: a valência é o nível de maior número. E cuidado com a soma dos expoentes: ela deve fechar exatamente no número de elétrons do átomo ou do íon — se passar, o último expoente está errado.

Conexão com outras áreas

A distribuição eletrônica conecta a Química à classificação periódica e às propriedades periódicas, que dependem diretamente da camada de valência, e aos modelos atômicos, que explicam por que os elétrons se organizam assim. Na Física, ela se relaciona com os espectros de emissão e com a energia dos fótons; na Biologia, explica por que o ferro transporta oxigênio no sangue e por que o cálcio participa da contração muscular. Para continuar, revise a Química na sala de estudo do Clique Vestibular.

Incidência

Tema ♨️ Morno na planilha, de Química 1, Estrutura Atômica. Cai com frequência média no ENEM e nos vestibulares, quase sempre como ferramenta para outras questões: identificar o elemento, prever o íon formado, justificar a posição na tabela periódica ou explicar uma propriedade periódica. Vale revisar junto com os modelos atômicos e a classificação periódica.