Energia dos eletrões nos átomos (Química)

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1.2. Energia dos eletrões nos átomos 1
󾠯
1.2. Energia dos eletrões nos 
átomos
1.2.1 Espetro eletromagnético e energia dos fotões
Ondas (8º Ano)
Representação
Caraterísticas das ondas
Período (T)
É o tempo decorrido entre duas cristas (ou ventres) consecutivas. 
A sua unidade SI é o segundo (s).
Frequência (f)
Corresponde ao número de vibrações completas por segundo.
A sua unidade SI é o Hertz (Hz).
1.2.1 Espetro eletromagnético e energia dos fotões
1.2.2 Espetros atómicos + 1.2.4 Espetros de átomos polieletrónicos 
1.2.3 Espetro de emissão do átomo de hidrogénio
1.2.5 Energia de remoção eletrónica + 1.2.6. Nuvem eletrónica e orbitais
1.2.7. Configuração eletrónica dos átomos
Conceitos-chave
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 2
Comprimento de onda (λ)
É a distância entre duas cristas (ou ventres) consecutivas. 
A sua unidade SI é o metro (m). 
Amplitude (A)
É o máximo da vibração relativamente à posição de equilíbrio.
A sua unidade SI depende do que está a vibrar.
Velocidade de propagação (v)
É a velocidade a que as cristas (ou ventres) se afastam da fonte de 
vibrações. 
Relações entre grandezas
 e 
 ou 
Luz
A luz é também designada de radiação eletromagnética. A luz, que pode ser 
visível ou invisível, pode ser entendida como:
uma onda eletromagnética, que se propaga a uma velocidade de 
, não necessitando de um meio material para se propagar.;
um feixe de partículas (fotões).
Radiação (ou luz) visível e invisível 
Radiação visível
A radiação (ou luz) visível é a única que o olho humano consegue 
detetar. 
Radiação invisível
A radiação (ou luz) invisível é aquela que o olho humano não consegue 
detetar. 
Utilização
A radiação invisível pode ser utilizada, por exemplo, para o controlo 
de aparelhos com comandos (IV), detetar dinheiro falso (UV) ou 
fazer uma radiografia (RX). 
Fotão
f = T
1 T = f
1
v =
T
λ v = λ× f
c =
3, 0 × 10 m/s8
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 3
Um fotão é uma partícula de luz, que transporta o menor valor de energia 
possível de uma determinada radiação.
Energia do fotão
A energia do fotão é diretamente proporcional à frequência da luz 
correspondente. 
 é a constante de proporcionalidade e chama-se constante de Planck.
Esquema
Exemplo
A energia de um fotão de luz amarela de frequência Hz é 
 J
e a de um fotão de luz UV de frequência 10 vezes superior é 10 vezes 
maior, ou seja, . 
Cálculo da frequência da radiação
O cálculo da energia do fotão é feito na perspetive do fotão, logo, ao 
fazermos equações em ordem à frequência, utilizamos o valor absoluto 
da energia de transição eletrónica, que tem de ser previamente 
calculada.
Exemplo
E = h× f
J = 6, 63.10 ×−34 Hz
h
5, 1 × 10−19
3, 4 × 10−19
3, 4 × 10−18
E =transiç o(3→1)a~ −1, 94 × 10 J−18
E =fot oa~ h× f ↔+1,94 × 10 J =−18 6, 63.10 ×−34 f ↔
f = 6, 17 × 1014
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 4
Energia e comprimento de onda da radiação
Energia da radiação
Só podemos comparar, em termos energéticos, radiações com a mesma 
intensidade (número de fotões).
Comprimento de onda da radiação
No caso da radiação, (a velocidade), é constante e corresponde à 
velocidade da luz.
Se realizarmos uma equação em ordem a λ (o comprimento de onda), 
sabemos a localização exata da risca no espetro (de emissão ou de 
absorção) descontínuo.
Exemplo
Cálculo do comprimento de onda da radiação absorvida
No espetro de absorção descontínuo (ou de riscas), surge uma 
linha preta a 102nm, sobre um fundo colorido (assim como aparece 
uma linha colorida no espetro de emissão). 
Cálculo do comprimento de onda da radiação emitida
No espetro de emissão descontínuo (ou de riscas), surge uma linha 
colorida a 486 nm, sobre um fundo preto (assim como aparece uma 
linha preta no espetro de absorção). 
Espetro eletromagnético
Espetro eletromagnético é o conjunto de todas as radiações, visíveis e 
invisíveis. 
Emissão de radiação em todas as frequências
E = N × h× f
J = N ×fot eso~ 6, 63.10 ×−34 Hz
c = λ× f
λ =
f
c
m =
Hz
3,0.10 m/s8
c
λ = ↔2,93.1015
3,0.108 λ = 1, 02.10 m↔−7 λ = 102nm
λ = ↔6,17.1014
3,0.108 λ = 4, 86.10 m↔−7 λ = 486nm
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 5
Um corpo imite radiação em todas as frequências, ainda que, que possa 
imitir radiação de baixa intensidade. 
Exemplo
Se um corpo emitir radiação vermelha, podemos concluir que a 
radiação de máxima intensidade emitida dentro do visível tem a 
frequência de radiação vermelha; mas não que esta é a radiação de 
máxima intensidade emitida. O corpo pode estar a emitir radiação na 
zona infravermelha (e por isso, invisível). 
Ordem crescente de energia e frequência das radiações
Ondas de rádio, micro ondas, infravermelha, visível, ultravioleta, raios X, 
raios gama.
Esquema
1.2.2 Espetros atómicos + 1.2.4 Espetros de átomos 
polieletrónicos 
Tipos de espetros
Espetro de emissão contínuo
O espetro de emissão contínuo resulta da decomposição da luz emitida por 
um corpo no estado sólido ou líquido, a uma determinada temperatura; 
observando-se uma sequência ininterrupta de cores.
Ex.: Sol; lâmpada/corpo incandescente 
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 6
Espetro de emissão descontínuo
O espetro de emissão descontínuo resulta da decomposição da luz emitida 
por uma substância atomizada (cujas partículas estão separadas umas das 
outras), observando-se linhas espetrais coloridas sobre um fundo preto. 
Cada uma das linhas espetrais coloridas corresponde a uma radiação 
emitida, e o fundo preto corresponde à ausência de radiação. 
Ex.: Lâmpada tubular
Espetro de absorção descontínuo
O espetro de absorção descontínuo resulta do registo da absorção da luz 
por matéria, observando-se linhas espetrais pretas sobre um fundo colorido. 
Cada uma das linhas espetrais pretas corresponde a uma radiação 
absorvida, e o fundo colorido corresponde radiação não absorvida. 
Ex.: Arco íris
Espetros atómicos
Os espetros atómicos, de emissão ou absorção, são descontínuos e a 
localização das linhas espetrais depende da configuração eletrónica do átomo. 
Cada elemento tem um conjunto de níveis de energia que o carateriza, sendo 
as energias associadas às transições eletrónicas que ocorrem diferentes de 
elemento para elemento; logo os espetros atómicos são caraterísticos de cada 
elemento.
Frequência da luz emitida e absorvida
Para um elemento, a energia de transição eletrónica de para é a 
mesma de para , logo, para um mesmo elemento, as riscas nos 
espetros de emissão e de absorção descontínuos encontram-se nas 
mesmas posições (nos mesmos comprimentos de onda).
A radiação absorvida e que ficou revelada no espetro de absorção, coincide 
com a radiação emitida, que ficou revelada no espetro de emissão. 
na nb
nb na
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 7
Exemplo
Espetro atómico de absorção descontínuo do Hidrogénio
Espetro atómico de emissão descontínuo do Hidrogénio
Provas experimentais
O facto de os espetros atómicos serem descontínuos mostra que a energia 
dos eletrões é quantizada, e estes apenas transitam por emissão ou 
absorção de energia com valores discretos.
O facto de os espetros atómicos serem todos diferentes mostra que a 
radiação envolvida nas transições eletrónicas é diferente para cada tipo de 
átomo, ou seja, para cada tipo de átomo, as energias dos eletrões são 
diferentes. 
Aplicações dos espetros
Indústria
O facto de cada elemento químico apresentar um espetro único tem 
aplicações na indústria, como no fabrico de fogo de artifício ou tubos de 
iluminação (nestes casos, a cor depende dos elementos químicos 
constituintes). 
Deteção de substâncias
Os espetros atómicos são caraterísticos de cada elemento químico, logo 
através da análise de um espetro de absorção descontínuo de matéria, 
podemos saber a sua constituição. 
Um elemento está presenta na matéria que absorveu luz, se as linhas 
espetrais do seu espetro atómico estão na mesma posição que as linhas 
espetrais no espetro de absorção dessa matéria.
Exemplo 
Ao compararmos os espetros atómicosde emissão descontínuos dos 
vários elementos químicos com o espetro de absorção descontínuo das 
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 8
estrelas, podemos saber a sua composição.
O arco íris que observamos é um espetro de absorção descontínuo 
combinado de várias substâncias presentes na atmosfera solar (mas de 
baixa resolução, daí parecer uma sequência ininterrupta de cores). 
Então, através da análise do espetro de absorção descontínuo, 
sabemos as substâncias que constituem a atmosfera solar.
Corpo negro
Um corpo negro é a expressão usada para designar um corpo (hipotético) capaz 
de absorver toda a radiação que sobre ele incide, sendo também um emissor de 
radiação, pois apresenta um espetro característico que se encontra relacionado 
com a sua temperatura.
1.2.3 Espetro de emissão do átomo de hidrogénio
Modelo de Bohr
O Modelo de Bohr é um modelo atómico proposto pelo cientista Niels Bohr, na 
qual toda a carga positiva, e a maior parte da massa de um átomo está 
concentrada num núcleo central e os eletrões descrevem órbitas circulares em 
torno dele. 
Hoje em dia sabemos que os eletrões não se movem em órbitas circulares bem 
definidas, mas ocupam níveis de energia bem definidos, como sugerido por 
Bohr; e apesar de o seu modelo atómico ter sido já substituído por modelos 
mais avançados, mantêm-se as ideias de quantização de energia e de 
transições eletrónicas. 
Energia dos eletrões
Energia quantizada
A energia dos eletrões é quantizada (ou quantificada), ou seja, os níveis de 
energia têm valores discretos. O eletrão não pode ter valores de energia no 
intervalo entre dois níveis de energia, transitando apenas entre níveis. 
Variação da energia
A energia do eletrão é negativa, e pode variar devido à:
distância ao núcleo (em geral, quanto maior é a distância ao núcleo, 
maior é a energia do eletrão); 
atração entre os eletrões e o núcleo (quanto maior é a atração do 
núcleo, menor é a energia do eletrão);
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 9
repulsão entre os eletrões (que, nos átomos polieletrónicos, faz 
aumentar a energia do eletrão). 
Níveis de energia n=1 a n=∞
Os níveis de energia vão de n=1 a n=∞, e a sua energia varia cada vez 
menos à medida que a distância ao núcleo aumenta, ou seja, quanto 
mais elevados forem os níveis de energia, mais próximos estão uns dos 
outros energeticamente. 
Isto verifica-se na análise do espetro atómico descontínuo do hidrogénio 
pois, em cada série espetral, à medida que a frequência aumenta, as 
riscas vão ficando cada vez mais próximas.
Para qualquer átomo, a referência de energia zero (E=0J) é a periferia 
(n=∞), pois à medida que a distância ao núcleo aumenta, o valor 
absoluto dos níveis de energia diminui. Isto significa que os eletrões já 
não se encontram sob a influência do núcleo atómico. 
Eletrões de valência
Os eletrões que ocupam o último nível de energia (não subnível) 
são chamados eletrões de valência. 
Transições eletrónicas
Os eletrões podem transitar entre níveis de energia (transições eletrónicas), por 
absorção ou emissão de energia de valores bem definidos. 
Para haver transição de eletrões entre níveis, o átomo tem de absorver ou emitir 
energia de valores bem definidos, logo, só são absorvidos fotões que têm 
energia igual à das transições possíveis entre níveis de energia. 
A cada transição eletrónica, corresponde uma radiação com frequência 
específica, e uma resultante risca no espetro atómico (de emissão ou de 
absorção) descontínuo. 
Exemplo
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 10
Estado fundamento e excitado do átomo
Estado fundamental de um átomo
A distribuição eletrónica de menor energia para os eletrões de um 
átomo corresponde ao estado fundamental desse átomo. 
Estado excitado de um átomo
Quando um ou mais dos eletrões de um átomo transitam para níveis de 
energia superiores, os átomos encontram-se em estados excitados. O 
que excita/desexcita é o átomo e não o eletrão. 
Normalmente os estados excitados são transitórios: os eletrões 
rapidamente transitam para níveis de menor energia, emitindo a energia 
a mais. 
A excitação de átomos pode ser provocada por:
aquecimento;
colisão com outros átomos;
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 11
descargas elétricas (colisão com eletrões);
radiação (absorção de fotões). 
Excitação e desexcitação do átomo
Excitação do átomo
Durante a excitação de um átomo (por absorção de fotões), o átomo 
absorve radiação com as frequências certas para que se dê a transição 
dos eletrões para níveis de energia superiores. Podemos ver as 
radiações específicas que foram absorvidas pelo átomo, e cujos fotões 
têm o mesmo valor de energia que a energia de transição eletrónica, no 
espetro atómico de absorção descontínuo (ou de riscas), marcadas com 
riscas pretas bem definidas sobre um fundo colorido, que corresponde à 
radiação não absorvida. 
Ionização
Quanto um átomo absorve a energia necessária para um eletrão 
transitar para o nível n=∞ (energia de ionização), o átomo ioniza-se, 
perdendo o eletrão e dando origem a um ião positivo.
Desexcitação do átomo
Durante a desexcitação de um átomo, o átomo emite radiação com as 
frequências certas (e que coincide com a radiação que foi anteriormente 
absorvida no processo de excitação) para que se dê a transição dos 
eletrões para um nível de energia inferior. Podemos ver as radiações 
específicas que foram emitidas pelo átomo, e cujos fotões têm o mesmo 
valor de energia que a energia de transição eletrónica, no espetro 
atómico de emissão descontínuo (ou de riscas), marcadas com riscas 
coloridas sobre um fundo preto, que corresponde à ausência de 
radiação. 
A desexcitação é um processo aleatório no sentido em que as 
transições eletrónicas de desexcitação dão-se de forma aleatória (do 
n=3 para o n=1, do n=3 para o n=2 e só depois para o n=1, ...). 
Energia de transição
Se o resultado da variação de energia for positivo (+), foi absorvida 
energia pelo átomo. 
△E = E −n(f inal) En(inicial)
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 12
Se o resultado da variação de energia for negativo (-), foi libertada 
energia pelo átomo. 
A energia de transição eletrónica de para é a mesma de para .
Transições eletrónicas do hidrogénio
Séries espetrais 
Podemos dividir as radiações que podem ser emitidas pelo átomo de 
hidrogénio, em séries espetrais:
Pfund (radiação infravermelha): n≥6 para n=5 
Brackett (radiação infravermelha): n≥5 para n=4 
Paschen (radiação infravermelha): n≥4 para n=3 
Balmer (radiação visível): n≥3 para n=2
n=3 para n=2 → 656 nm 🔴
n=4 para n=2 → 486 nm 🔵
n=5 para n=2 → 434 nm � 
n=6 para n=2 → 410 nm �
Lyman (radiação ultravioleta): n≥2 para n=1
Nota: Para espécies monoeletrónicas, a energia dos eletrões depende 
apenas do nível de energia que ocupam (e não do subnível). 
Esquema
1.2.5 Energia de remoção eletrónica + 1.2.6. Nuvem eletrónica e 
orbitais
na nb nb na
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 13
Espetroscopia fotoeletrónica 
A espetroscopia fotoeletrónica é uma técnica utilizada para determinar energias 
de remoção eletrónica; e permitiu identificar a presença de subníveis de energia 
nos níveis de energia do átomo. 
Espetro fotoeletrónico
Os registos obtidos por espetroscopia fotoeletrónica chama-se espetros 
fotoeletrónicos.
Esquema e interpretação de um espetro fotoeletrónico
Num espetro fotoeletrónico, os níveis de energia estão separados pela 
dupla barra na escala das energias de remoção, a cada pico 
corresponde um subnível de energia e a altura relativa dos picos é 
proporcional ao número de eletrões em cada subnível de energia. 
Nota
Num espetro fotoeletrónico, só se representarmos as energias de 
remoção por ordem crescente (e decrescente de níveis de energia), 
é que podemos desenhar uma seta na escala das energias de 
remoção.
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 14
Caso contrário, fazemos uma escala com fim. 
Energia de remoção eletrónica ( )
Energia de remoção eletrónica por efeito fotoelétrico
Efeito fotoelétricoO efeito fotoelétrico consiste na emissão de eletrões deslocalizados 
num metal, quando sobre este se faz incidir radiação.
Ilustração
A energia de remoção eletrónica por efeito fotoelétrico é a energia 
necessária para a remoção de um eletrão deslocalizado num metal. 
A energia de remoção eletrónica ( é a energia necessária para a remoção 
de um eletrão de um subnível de energia, e existem tantas energias de remoção 
quantos subníveis de energia ocupados com eletrões no átomo. 
A energia de remoção eletrónica é igual ao simétrico da energia do eletrão no 
átomo.
Normalmente, o valor da é dado em por mole de átomos ejetados.
Er
E )r
Er KJ
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 15
 = 
Variação da energia de remoção eletrónica
Visto que a energia dos eletrões é negativa e, em geral, aumenta com a 
distância ao núcleo; à medida que aumenta a distância ao núcleo, diminui a 
energia de remoção. 
Logo, os eletrões do cerne (região do núcleo e eletrões mais próximos do 
núcleo) são mais difíceis de remover que os eletrões de valência.
Energia do fotão absorvido 
Para que um eletrão seja ejetado, o fotão que incide no átomo (ou no metal) 
tem de ter uma energia igual ou superior à energia de remoção eletrónica. 
Se for superior, o excesso de energia constitui a energia cinética do eletrão. 
Cada fotão origina a emissão de um único eletrão.
Energia de ionização ( )
A energia de ionização ( ) é a energia necessária para a remoção de um 
eletrão de valência de um átomo (1ª energia de ionização) ou de um ião (≤2ª 
energia de ionização); e existem tantas energias de ionização quantos eletrões 
no átomo. 
Variação da energia de ionização 
À medida que a proporção entre protões e eletrões vai diferenciando 
(existindo cada vez menos eletrões, para o mesmo número de protões), a 
atração entre o núcleo e os eletrões é maior, logo a energia de ionização 
aumenta (diferindo das energias de remoção eletrónica). 
Para um determinado átomo, a 1ª energia de ionização é igual à energia de 
remoção do subnível mais exterior (e mais energético); porém as restantes 
energias de ionização serão sempre diferentes das energias de remoção. 
Distribuição dos eletrões no átomo
No átomo, os eletrões estão distribuídos por níveis de energia, que se dividem 
em subníveis, com valores de energia ligeiramente diferentes entre si e onde 
existem orbitais, que informam sobre a distribuição espacial de probabilidades 
de encontrar o eletrão no átomo, e onde podem estar no máximo 2 eletrões, 
com spin oposto. 
Subníveis 
1KJ .mol−1 1J/ tomo×á 10 ×−3 6, 022.1023
E =fot oa~ E +remoç oa~ Ecin ticaé
Ei
Ei
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 16
Os subníveis dependem da cada nível n e diferenciam-se pelas letras s, p e 
d.
n=1
1s
n=2
2s
2p
n=3
3s
3p
3d
n=4
4s
4p
4d
4f
Subníveis por ordem crescente de energia
Nem sempre o subnível mais externo é o mais energético. A ordem 
crescente de energia dos subníveis é dada pela Mnemónica de Moeller. 
1s < 2s< 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f
🚨 Não esquecer que o subnível 4s tem menor energia que 3d. 
Mnemónica de Moeller
Orbitais
Modelo quântico ou modelo da nuvem eletrónica
O modelo quântico ou o modelo da nuvem eletrónica informa-nos da 
probabilidade de encontrar o eletrão em certas zonas, as orbitais. 
Em geral, a probabilidade de encontrar eletrões diminui com a distância 
ao núcleo. 
Representação
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 17
Nuvem eletrónica do átomo de hidrogénio no estado fundamental e 
no estado excitado
(a) Estado fundamental
(b) Estado excitado
Cada subnível tem um número específico de orbitais degeneradas, ou seja, 
com a mesma energia, e com forma própria.
Um subnível s tem 1 orbital, de forma esférica.
Um subnível p tem 3 orbitais, de forma lobular.
Um subnível d tem 5 orbitais, de forma complexa.
Orbitais por nível
1s
2s 2px 2py 2pz
3s 3px 3py 3pz 3d_ 3d_ 3d_ 3d_ 3d_
Representação
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 18
Diagramas de energias
Os diagramas de energias podem-nos fornecer várias informações.
Níveis de energia, e os respetivos valores de energia:
Níveis e subníveis de energia, e os respetivos valores de energia: 
Níveis e subníveis de energia, e os eletrões em cada subnível: 
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 19
Níveis e subníveis de energia, os respetivos valores de energia, e os 
eletrões em cada subnível e orbital: 
Spin do eletrão
Para além da massa e da carga, podemos associar ao eletrão outra 
propriedade, o spin, que está relacionado com os dois sentidos opostos 
possíveis para a rotação do eletrão em torno do seu eixo.
O spin do eletrão manifesta-se pelo seu comportamento magnético, enquanto 
que a sua carga, pelo seu comportamento elétrico. 
Eletrões desemparelhados e emparelhados 
Dois eletrões com o mesmo spin tendem a afastar-se, o que torna 
impossível que ocupem a mesma orbital. Se um único eletrão ocupa uma 
orbital, diz-se que o eletrão está desemparelhado. 
Dois eletrões, com spin oposto, podem ocupar uma mesma orbital. Se dois 
eletrões, com spin oposto, ocuparem a mesma orbital orbital, diz-se que os 
eletrões estão emparelhados. 
Representação
Uma forma de representar o spin dos eletrões é com setas.
Eletrão desemparelhado: ↑ ou ↓
Eletrão emparelhado: ↑↓
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 20
1.2.7. Configuração eletrónica dos átomos
Regras para a distribuição dos eletrões no átomo
Principio da Energia Mínima ou Princípio da Construção/Aufbau
Os eletrões ocupam preferencialmente os subníveis de menor energia, 
preenchendo-os totalmente, e só depois ocupam os subníveis de maior 
energia; de modo a que a energia do átomo seja mínima. A ordem 
crescente de energia dos subníveis é dada pela Mnemónica de Moeller. 
Principio da Exclusão de Pauli
Cada orbital só pode ser ocupada, no máximo, por dois eletrões com spin 
oposto. 
Regra de Hund
Na distribuição dos eletrões por orbitais degeneradas, cada eletrão ocupa 
uma orbital desocupada, caso possível, só havendo emparelhamento 
quando já não há orbitais desocupadas.
Configuração eletrónica dos átomos 
Podemos representar a configuração eletrónica dos eletrões por subníveis, 
orbitais ou por um diagrama de caixas.
Subníveis
 representa o nível de energia.
 representa o subnível.
 representa o número de eletrões por subnível.
Ex.: 
Nota
Sendo , a configuração do átomo , e a do átomo , , 
podemos escrever que a configuração de é [ ] . 
Orbitais
 representa o nível de energia.
 representa o subnível.
nse
n
s
e
Na−11 1s 2s 2p 3s2 2 6 1
1s2 x y 1s 2s2 2
y x 2s2
nso
e
n
s
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 21
 representa o número de eletrões por orbital.
 representa a orientação da orbital (x, y, z), no caso de orbitais a partir 
de p.
Ex.: 
Diagrama de Caixas
Através do diagrama de caixas, representamos os eletrões por setas (cuja 
direção está relacionada com o spin do eletrão). A cada caixa corresponde 
uma orbital, e a cada conjunto de uma ou mais caixas corresponde um 
subnível. 
Ex.: 
Nota
No caso de eletrões emparelhados, a direção das setas é 
irrelevante.
Visto que cada caixa corresponde a uma orbital, com a mesma 
energia, se num subnível não existirem eletrões suficientes para 
preencher todas as caixas, a caixa que cada eletrão ocupa é 
irrelevante, desde que cada caixa tenha apenas um eletrão. 
A única coisa que varia é a configuração eletrónica por orbitais que 
corresponde a cada diagrama de caixas:
; ; 
Violação das regras para a distribuição dos eletrões no átomo
Configurações eletrónicas possíveis
e
o
Na−11 1s 2s 2px 2py 2pz 3s2 2 2 2 2 1
Na11
2px 2py 2pz0 1 1 2px 2py 2pz1 0 1 2px 2py 2pz1 1 0
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 22
Uma configuração eletrónica pode ser possível, mesmo havendo violação 
do Principio da Energia Minimia. Se esta regra for violada, o átomo 
encontra-se num estado excitado. 
Exemplos
Excitação entre níveis
Excitação entre subníveis
Configurações eletrónicas impossíveisSe houver violação do Principio da Exclusão de Pauli ou da Regra de Hund, 
a configuração eletrónica é impossível. 
Exemplos
Violação do P.E. de Pauli
Violação da R. de Hund
Violação do P.E. de Pauli e da R. de Hund
1s 2s 2p 3s2 1 6 1
1s 2s 2p2 1 4
1s 2s 2p2 3 5
1s 2s 2px 2py 2pz2 2 2 2 0
1.2. Energia dos eletrões nos átomos 23
Conceitos-chave
Conceitos-chave
Luz
Fotão
Energia do fotão
Espetro eletromagnético
Espetro de emissão
Espetro de absorção
Quantização de energia
Transição eletrónica
Energia de remoção eletrónica
Energia de ionização
Nível de valência
Nuvem eletrónica
Orbital atómica
Orbital degenerada 
Spin
Configuração eletrónica
Estado fundamental