Resumo Química Geral TEORIA ATÔMICA

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TEORIA ATÔMICA
Composição do átomo amplamente considerada = O átomo é composto por elétrons, prótons e geralmente nêutrons que são assim definidos: 
- elétron: partícula negativamente carregada que se move descrevendo uma trajetória ao redor do núcleo de um átomo. Os elétrons estão dispostos em camadas. Cada camada contém elétrons que orbitam a uma mesma distância média do núcleo. Eles compensam um igual número de prótons, que têm carga positiva, o que possibilita que o átomo todo seja eletricamente neutro. Se um átomo ganha ou perde elétrons, o equilíbrio se desfaz, e ele torna-se um átomo carregado, ou íon; 
- próton: partícula subatômica que se encontra no núcleo e tem uma carga elétrica unitária positiva; 
- nêutron: partícula relativamente estável que influencia na radioatividade e em outras formas das reações nucleares, porém tem pouca influência nas propriedades físicas e químicas. 
Na tabela abaixo são apresentadas algumas propriedades das partículas subatômicas. 
Um átomo individual é especificado por dois números: 
- número atômico (Z): número de prótons no núcleo. Um átomo eletricamente neutro ou estável tem número de elétrons igual ao de prótons, ou seja, Z = p = e-
- número de massa atômica (A): número total de núcleons (partículas do núcleo: prótons e nêutrons), ou seja, A = p + n. 
Para identificar um átomo utiliza-se a seguinte notação: sendo que X indica o símbolo do elemento. AXz
Dalton
O modelo de Dalton surgiu a partir da quantificação das substâncias que reagiam entre si para formar novas substâncias. Notou uma tendência na razão entre as massas. 
Hipótese atômica
– Cada elemento é composto de átomos, partículas indivisíveis, maciças e neutras
- Átomos de diferentes elementos tem massas diferentes
– Todos os átomos de um dado elemento são idênticos.
– Nas reações químicas, os átomos não são criados nem destruídos, apenas trocam de parceiro para formar novas substâncias
– Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se combinam.
– Lei de Dalton das proporções múltiplas: Quando dois elementos formam diferentes compostos, a proporção da massa dos elementos em um composto está relacionada à proporção da massa do outro através de um número inteiro pequeno. Ou seja, Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa. 
O Átomo pode ser imaginado como bolinhas de gude, uma minúscula esfera maciça, impenetrável, indestrutível e indivisível.
Falhas no modelo de Dalton
- Existência de isótopos
- Átomos podem ser alterados nas reações (ex.: perda ou ganho de elétrons)
- Ausência dos elétrons
- Ausência dos orbitais e níveis de energia
- Ausência do núcleo
Thompson
A primeira evidencia experimental da estrutura interna dos átomos veio com a descoberta da primeira partícula subatômica – os elétrons. 
Raios catódicos e elétrons= Um tubo de raios catódicos (CRT) é um recipiente profundo com um eletrodo em cada extremidade, no qual uma voltagem alta é aplicada através dos eletrodos. 
	Através, então, de experimentos com raios que não podiam ser vistos, mas eram detectados pelo fato de fazerem certos materiais apresentarem fluorescência, os raios catódicos (raios emitidos quando uma grande diferença de potencial – alta voltagem ou alta tensão – é aplicada entre dois eletrodos – contatos metálicos – em um tubo sob vácuo). Utilizando uma ampola de Crookes, isto é, tubos de vidro fechados com um eletrodo positivo e outro negativo, contendo gases a pressões extremamente baixas; Thomson submeteu estes gases a voltagens elevadíssimas, desse modo foi possível observar o aparecimento de emissões, que foram denominadas raios catódicos. Em seguida, foi colocado um campo elétrico externo e, por fim, verificou-se que o feixe de raios catódicos era desviado, sempre indo na direção e sentido da placa carregada positivamente. Portanto, estas emissões possuíam cargas negativas.									Outro ponto importante é que não importava o gás utilizado, sempre ocorria o mesmo; assim Thomson chegou à conclusão lógica de que estas cargas negativas estavam presentes em toda e qualquer matéria, eram parte integrante destas. Desse modo, provou-se que, ao contrário do que Dalton havia afirmado, o átomo não era indivisível, pois possuía uma partícula subatômica negativa, que ficou denominada elétron.											Sequencialmente, em 1886, outro cientista, de nome Eugen Goldstein, descobriu os raios anódicos ou canais, que eram raios carregados positivamente, formados pelo que sobrou dos átomos do gás que teve seus elétrons arrancados pela descarga elétrica. Sabia-se que estes raios possuíam carga positiva porque eram desviados na direção oposta da dos raios catódicos, ou seja, eram atraídos pela placa negativa.										Descobriu-se então que o átomo também possuía uma parte positiva, o que inclusive era necessário para manter sua neutralidade elétrica. Desse modo, J. J. Thomson propôs um novo modelo para o átomo, apelidado de “pudim de passas” ou “pudim de ameixas”. Seria uma esfera de carga positiva, não maciça, incrustada de elétrons (negativos), de modo que sua carga elétrica total é nula. 
1ºexperimento
 A ausência de matéria gerada pela bomba de vácuo representa que, para o fechamento da corrente elétrica, "algo" deve passar entre o catodo e o anodo. Esse feixe foi denominado de raios catódicos.
2º experimento
 
 	Nesse experimento, a presença da ventoinha tem por objetivo determinar se o feixe possuía massa. Como a ventoinha se movimenta, fica provada a existência de massa no feixe.
3º experimento
O último experimento teve por objetivo a determinação da carga do feixe. Como pode ser observado acima, o feixe aproxima-se da placa positiva tendo, portanto, carga negativa.																Através desses três experimentos Thomson comprovou a existência do elétron, propondo um novo modelo atômico no qual o átomo seria formado por uma pasta positiva repleta de partículas negativas (o elétron). Esse modelo ficou conhecido como "Pudim de passas". 
As experiências realizadas com descargas elétricas em turbos com gases a baixa pressão permitiram novos esclarecimentos com relação à natureza elétrica da matéria.
A sombra do ânodo sobre a parede do tubo de vidro mostra a propagação retilínea dos raios catódicos
A natureza elétrica dos raios catódicos é demonstrada quando são desviados por campos elétricos e magmáticos aplicados.
As partículas que formam os raios catódicos apresentam massa, pois fazem girar as paletas do molinete.																
  
Por meio destes experimentos, descobriram que ao aplicar elevadas diferenças de potenciais através dos eletrodos e extrair parcialmente o ar do tubo, um alvo, que neste caso era uma superfície recoberta com sulfureto de fósforo e zinco nos dois lados, que estava posicionado entre os eletrodos, brilhava na parte que ficava em frente ao cátodo. Esta observação indicava que a descarga se origina no cátodo e se dirige para o ânodo e, por isso, estes raios foram chamados de catódicos.
Os raios catódicos apresentam as seguintes propriedades:
·         Propagam-se em linha reta;
·         Fazem girar um molinete colocado na sua trajetória;
·         São desviados pela ação de campos elétricos ou magnéticos;
·         São capazes de aquecer lâminas metálicas situadas entre os eletrodos;
·         Comportam-se sempre de modo igual, independentemente do gás ou dos eletrodos.
Assim, percebeu-se que estes raios catódicos eram na realidade partículas que fazem parte da matéria, como estes raios possuem cargas negativas eles foram chamados de elétrons.
Como a matéria é eletricamente neutra, suspeitou-se que também deveriam existir partículas carregadas positivamente. Por isto, foram feitos novos experimentos que comprovaram a existência destas partículas, que receberam o nome de prótons.								Em 1897, o físico americano Joseph J. Thomson determinou a relação carga/massa (e/m), para o elétron, que é de -1,76. 108 coulomb/grama. A partir de suas pesquisas, Thomsonpropôs um novo modelo para o átomo, que seria como um "pudim" compacto (sem espaços vazios) de carga positiva, com cargas negativas espalhadas em seu interior, em número suficiente para tornar o conjunto neutro.
Resumindo:
Radioatividade
Considere o seguinte experimento:
• Uma substância radioativa é colocada em um anteparo contendo um pequeno orifício de tal forma que um feixe de radiação seja emitido pelo orifício.
• A radiação passa entre duas chapas eletricamente carregadas e é detectada.
• Três pontos são observados no detector:
– um ponto no sentido da chapa positiva,
– um ponto que não é afetado pelo campo elétrico,
– um ponto no sentido da chapa negativa.
Um alto desvio no sentido da chapa positiva corresponde à radiação que é negativamente carregada e tem massa baixa. Essa se chama radiação β (consiste de elétrons).
• Nenhum desvio corresponde a uma radiação neutra. Essa se chama radiação γ.
• Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada negativamente corresponde à radiação carregada positivamente e de massa alta. Essa se chama radiação α.
Pela separação da radiação, conclui-se que o átomo consiste de entidades neutras e carregadas negativa e positivamente.
• Thomson supôs que todas essas espécies carregadas eram encontradas em uma esfera.
Falhas no modelo de Thomson
- Não explicava a estabilidade eletrostática do átomo, uma vez que um número muito grande de partículas negativas próximas umas das outras levaria a uma repulsão eletrostática elevada
- Ausência do núcleo
- Ausência dos orbitais e níveis de energia
- Elétrons sem energia quantizada
Rutherford
Rutherford executou o seguinte experimento:
• Uma fonte de partículas α foi colocada na boca de um detector circular.
• As partículas α foram lançadas contra um pedaço de chapa de ouro.
• A maioria das partículas α passaram diretamente através da chapa, sem desviar.
• Algumas partículas α foram desviadas com ângulos grandes.
Rutherford, Geiger e Marsden (1911) lançaram um feixe paralelo de partículas alfa (que tem carga positiva e massa muito maior do que a de um elétron) emitidas por uma amostra de polônio sobre uma fina folha metálica. Observaram que muitas partículas atravessassem a folha em linha reta e que algumas foram desviadas (espalhadas). Então, projetaram um aparelho para medir o ângulo de desvio sofrido pelas partículas alfa, quando estas passavam através de uma fina folha de ouro, que consistia em um anteparo móvel revestido com sulfeto de zinco ligado a um transferidor circular que indicaria os ângulos. As partículas alfas são detectadas, pois ao colidirem com o anteparo, causam cintilações sobre ele. Verificou-se que, embora muitas das partículas atravessassem a folha com pouco ou nenhum desvio, algumas foram desviadas a valores superiores a 90º, ou seja, foram rebatidas após o choque sem atravessar a folha.
Thomson (b) Rutherford
O átomo com núcleo
Para fazer com que a maioria das partículas α passe através de um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior parte do átomo deve consistir de carga negativa difusa de massa baixa − o elétron. Para explicar o pequeno número de desvios grandes das partículas α, o centro ou núcleo do átomo deve ser constituído de uma carga positiva densa. Assim, Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira: Suponha que o átomo é esférico, mas a carga positiva deve estar localizada no centro, com uma carga negativa difusa em torno dele.
Em resumo: o modelo de Rutherford representa o átomo consistindo em um pequeno núcleo rodeado por um grande volume no qual os elétrons estão distribuídos. O núcleo carrega toda a carga positiva e a maior parte da massa do átomo. Rutherford demonstrou também a existência de uma partícula de massa muito maior que a do elétron, de carga de igual grandeza, mas de sinal contrário, portanto, positiva, que compõe o núcleo dos átomos, denominada próton (1920). Teríamos então, estrutura planetária, semelhante ao sistema solar, onde o núcleo corresponde ao sol e os elétrons aos planetas que se movimentas num espaço vazio em órbitas fixas. 
Por outro lado, Rutherford havia observado que apenas cerca da metade da massa do núcleo se justificava pelos prótons. Sugeriu a existência de partículas de carga zero e de massa semelhante à do próton no núcleo atômico. Em 1932, o cientista inglês J. Chadwick solucionou a questão sobre a massa extra verificada, ao bombardear berílio com partículas ao observar que eram emitidas partículas que realmente possuíam massa semelhante à dos prótons e que eram eletricamente neutras (não carregadas), os nêutrons. Em resumo, podemos então descrever um átomo como apresentando um núcleo central, que é pequeníssimo, mas que contém a maior parte da massa do átomo e é circundado
por uma enorme região extranuclear contendo elétrons (carga -1). O núcleo contém prótons (carga +1) e nêutrons (carga 0).O átomo como um todo não tem carga devido ao número de prótons ser igual ao número de elétrons. A soma das massas dos elétrons em um átomo é praticamente desprezível em comparação com a massa dos prótons e nêutrons. 
Falhas no modelo de Rutherford
O átomo de Rutherford possuía um sério problema: um átomo contendo um núcleo pequeno de carga positiva com elétrons orbitando ao seu redor é instável, pois: 
- se os elétrons (que têm carga negativa) estivessem parados, eles seriam atraídos pelo núcleo (positivo) rapidamente, “caindo” no núcleo e entrando em colapso, impossibilitando a existência do universo; 
- se os elétrons descrevessem uma trajetória circular ao redor do núcleo, segundo a física clássica (eletromagnetismo), a direção de movimento dos elétrons precisaria ser mudada constantemente e para isso emitiria energia radiante continuamente; perdendo energia, os elétrons cairiam lentamente no núcleo, também entrando em colapso. 
Isótopos, Números atômicos e Números de massa
• Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo.
• Número de massa (A) = número total de núcleons no núcleo (por exemplo, prótons e nêutrons).
• Isótopos têm o mesmo Z, porém A é diferente.
• Encontramos o Z na tabela periódica.
A teoria atômica moderna
Os fenômenos envolvendo elétrons não poderiam ser explicados em termos de mecânica clássica. Diante disso, Niels Bohr tentou resolver o paradoxo utilizando a teoria quântica da energia, desenvolvida por Max Planck.
Características da radiação eletromagnética
	Um feixe de radiação eletromagnética é o produto de campos elétricos e magnéticos oscilantes (isto é, que variam com o tempo) que atravessa o vácuo a 3,00 x 108 m.s-1. 
 
- Todas as ondas têm um comprimento de onda característico, λ, e uma amplitude, A.
- A frequência, ν, de uma onda é o número de ciclos que passam por um ponto em um segundo.
- A velocidade de uma onda, v, é dada por sua frequência multiplicada pelo seu comprimento de onda.
- Para a luz, velocidade = c.
O movimento ondulatório é periódico, ou seja, ele se repete no tempo. O tempo necessário para o corpo fazer uma oscilação completa (uma calha e uma crista) é o período T, dado em unidade de tempo (s). O inverso de T é a frequência n, que é o número de oscilações completas por segundo e tem por unidade s-1, denominada hertz (Hz). A amplitude consiste na altura máxima da onda em relação ao eixo central. O comprimento de onda λ corresponde à distância entre cristas sucessivas. 
 
	A luz visível é um exemplo de radiação eletromagnética. A cor da luz depende da frequência ou do seu comprimento de onda. A cor que enxergamos é a cor complementar. 
Radiação, Quanta e fótons
Segundo a teoria clássica da radiação, acreditava-se também que a energia das ondas eletromagnéticas que constituíam a luz dependia somente da amplitude e não da frequência ou do comprimento de onda dessas ondas. A teoria eletromagnética explicava com perfeição fenômenos óticos, tais como difração e o espalhamento, mas não era adequada para explicar a natureza da radiação emitida por corpos sólidos aquecidos.O corpo passa por estágios nos quais emite luz vermelha, amarela e branca à medida que a temperatura aumenta. A curva de distribuição das frequências emitidas por um sólido determinadas utilizando a teoria ondulatória é insuficiente para explicar os resultados experimentais. 
	Quando um objeto é aquecido, ele brilha com maior intensidade = incandescência, e a cor da luz emitida passa sucessivamente do vermelho ao laranja e ao amarelo até chegar ao branco. Estas são observações qualitativas. Para avaliar quantitativamente os cientistas tiveram que mediar a intensidade da radiação em cada comprimento de onda e repetir as medidas em várias temperaturas diferentes. O “objeto quente” = corpo negro. O nome significa que o objeto não tem preferência em absorver ou emitir um determinado comprimento de onda em especial. 
 
	Josef Stefan = ao investigar o aumento do brilho quando um corpo negro é aquecido, descobre que a intensidade total emitida em todos os comprimentos de onda aumentava com a quarta potência da temperatura (Lei de Stefan-Boltzmann). (cte = 5,67 x 108 W.m-2.K-4)
	Pouco tempo depois, William Wien examinou a mudança da cor da radiação do corpo negro com o aumento da temperatura e descobriu que o comprimento de onda que corresponde ao máximo de intensidade é inversamente proporcional à temperatura = Lei de Wien. (cte = 1,44 x 10-2 K.m)
 
	Apesar destes estudos, os cientistas descobriram que toda essa teoria não batia com dados experimentais. O pior de tudo era a catástrofe do ultravioleta: a física clássica deveria emitir radiação ultravioleta intensa além de raios x e γ! De acordo com a física clássica, qualquer objeto muito quente deveria devastar a região em volta dele com suas radiações de alta frequência. Até o corpo humano deveria brilhar no escuro. Não existiria, de fato, a escuridão. 							A solução para esse problema veio com Max Planck, em 1900, defendendo a ideia de que a troca de energia entre matéria e radiação (liberação ou absorção de energia) ocorre em quanta, ou seja, em pacotes discretos de energia. Ao oscilar na frequência v, os átomos só poderiam trocar energia com sua vizinhança em pacotes de magnitudes igual a . Em que h = constante de Planck = 6,626 × 10-34 J s. Para entender a quantização, considere a subida em uma rampa versus a subida em uma escada: Para a rampa, há uma alteração constante na altura, enquanto na escada há uma alteração gradual e quantizada na altura.											A hipótese de Planck aponta que a radiação de frequência v só pode ser gerada se um oscilador com essa frequência tem a energia mínima suficiente para começar a oscilar. Em temperaturas baixas, não existe energia suficiente para estimular uma oscilação em frequências muito altas, e o objeto não pode gerar radiação ultravioleta, de alta frequência. Dessa maneira, as curvas de intensidade caem drasticamente nas frequências mais altas (menores comprimentos de onda), o que evita a catástrofe do ultravioleta. 
Em 1905, Einstein desenvolveu a ideia, proposta por Planck, de que a energia de um feixe de luz concentrava-se em pacotes, os fótons. O quantum de energia luminosa é o fóton. 				Para justificar essa quantização da energia, vem o efeito fotoelétrico, que é a ejeção de elétron de um metal quando sua superfície é exposta à radiação ultravioleta. O efeito fotoelétrico fornece evidências para a natureza de partícula da luz - “quantização”. 
- Se a luz brilha na superfície de um metal, há um ponto no qual os elétrons são expelidos do metal.
- Os elétrons somente serão expelidos se a frequência mínima é alcançada.
- Abaixo da frequência mínima, nenhum elétron é expelido.
- Acima da frequência mínima, o número de elétrons expelidos depende da intensidade da luz.
- os elétrons são ejetados imediatamente, por menor que seja a intensidade da radiação.
- A energia cinética dos elétrons ejetados aumenta linearmente com a frequência da radiação incidente. 
 
	No entendimento de Einstein, a radiação eletromagnética é feita de partículas = fótons. Cada fóton pode ser entendido como um pacote de energia, relacionando-se com a frequência da radiação (E = hv). De acordo com esse modelo, pode-se visualizar um feixe de luz vermelha como um feixe de fótons com uma dada energia, a luz amarela com um feixe de energia maior e a verde com energia mais alta ainda. A intensidade da radiação é uma indicação do número dos fótons presentes e que E = hv é uma medida da energia de cada fóton, tomado individualmente. Por exemplo, a energia de um único fóton de luz azul, de frequência 6,4 x 1014 Hz é, 
	Agora, podemos interpretar os resultados experimentais do efeito fotoelétrico à luz da teoria de Einstein. 
Um elétron só pode ser expelido do metal se receber uma quantidade mínima de energia, Φ, do fóton durante a colisão. Assim, a frequência da radiação deve ter um valor mínimo para que elétrons sejam ejetados. Essa frequência mínima depende da função de trabalho, logo, da natureza do metal. 
Se o fóton tem energia suficiente, a cada colisão observa-se a ejeção imediata de um elétron.
A energia cinética do elétron ejetado do metal aumenta linearmente com a frequência da radiação incidente.
Concluindo: o efeito fotoelétrico dá forte suporte à visão de que a radiação eletromagnética consiste de fótons que se comportam como partículas. Porém, outras evidências mostram que a radiação eletromagnética se comporta como ondas! A evidência mais comumente é a difração = padrão de intensidades máximas e mínimas geradas por um objeto colocado no caminho de um feixe de luz. Um padrão de difração é obtido quando máximos e mínimos de ondas que viajam por um caminho interferem com máximos e mínimos que viajam por outro caminho. Se os máximos se coincidem, a amplitude da onda aumenta e temos uma interferência construtiva. Se os máximos de uma onda coincide com os mínimos de outras, a amplitude diminui e temos uma interferência destrutiva. 
Dualidade onda-partícula
	The Broglie = partículas com propriedades de ondas. O comprimento de onda é inversamente proporcional à massa da partícula e à velocidade. Como o produto da massa pela velocidade é momento linear, p, tem-se a relação de Broglie:
 
	Assim, uma partícula de massa de 1 g viajando a 1 m/s:
Princípio da incerteza
	Na mecânica clássica, uma partícula tem trajetória definida, ou seja, segue um caminho em que a localização e o momento linear são especificados a cada instante. Por outro lado não é possível especificar a localização precisa de uma partícula se ela se comporta como onda. O princípio da incerteza preconiza que “não é possível determinar, simultaneamente, a posição e o momento de uma partícula subatômica com precisão ilimitada”. Isso ocorre porque para fazer a medição da posição de um elétron é necessário interagir o mesmo utilizando outra partícula como um fóton, por exemplo, (ou uma força elétrica ou magnética) a qual, ao colidir com o elétron, irá alterar seu estado inicial e assim impossibilitar a medição precisa do seu momento para aquele estado. A impossibilidade de conhecer a posição com precisão se o momento linear é precisamente conhecido é um aspecto da complementariedade de posição e momento (quando um é conhecido, o outro não). Assim temos a equação que expressa o principio da Incerteza de Heisenberg estabelece que se a localização de uma partícula é conhecida com incerteza ∆x, então, o momento linear paralelo ao eixo x somente pode ser conhecido com incerteza ∆p:
 Em que o h barrado é h/2π = 1,05457 x 10-34 J.s. Essa equação diz que se a incerteza na posição é muito pequena, então a incerteza do momento linear é muito grande, e vice-versa. 
	Os cientistas precisavam reformular a descrição da matéria, levando em conta a dualidade partícula-onda. O primeiro a fazer isso foi Schrodinger, substituindo a trajetória precisa da partícula por uma função de onda, Ѱ (função matemática em que os valores mudam com a posição). O cientista alemão Born fez uma interpretação física para a função de onda. Nessa interpretação,a probabilidade de encontrar uma partícula em uma região é proporcional ao valor de Ѱ² (densidade de probabilidade – probabilidade de que a partícula esteja numa pequena região do espaço dividida pelo volume da região ocupada, assim, para calcular a probabilidade, multiplica-se Ѱ² pelo volume da região). 			
Como o quadrado de qualquer número é sempre positivo, não precisamos nos preocupar com Ѱ ter sinal negativo em algumas regiões do espaço; a densidade nunca é negativa. A região do espaço em que Ѱ é zero é um nó da função de onda e a partícula tem probabilidade zero nos nós da função de onda. A equação de Schrodinger é uma equação diferencial, que relaciona derivadas de uma função com o valor da função em cada ponto. 
 
Outra forma de escrever é utilizando o termo hamiltoniano, H: 
	Um dos exemplos mais simples da função de onda é o da partícula na caixa (partícula de massa m confinada entre duas paredes rígidas separadas por uma distancia L). Somente alguns comprimentos de onda podem existir na caixa. As formas das funções de onda são idênticas às virações de um fio esticado e suas formas matemáticas obedecem à descrição de uma onda estacionária:
 Em que n é um número quântico (em geral, um número inteiro que determina as funções de onda e especifica um estado).
 
	Temos, então, que as energias permitidas para uma partícula de massa m numa caixa de dimensão de comprimento L, são:
 
	Dessa equação, conclui-se que a energia da partícula é quantizada, ou seja, ela é restrita a uma série de valores discretos chamados níveis de energia. A quantização é uma consequência das condições de contorno, isto é, das restrições colocadas sobre as funções de onda a que elas devem satisfazer em pontos diferentes do espaço (tal como caber exatamente na caixa). 				Pode-se usar a equação acima para calcular a separação de energia entre dois níveis adjacentes com números quânticos n e n+1:
	Outra consequência da equação das energias permitidas é que uma partícula confinada não pode ter energia igual a zero. Como o menor valor de n = 1 (onda de meio comprimento de onda), a energia mais baixa é E1 = h²/8mL². Esse é o menor nível e é chamado de energia do ponto zero. Isso significa que uma partícula pode estar perfeitamente imóvel quando confinada entre duas paredes: ela possui sempre energia – cinética neste caso – no mínimo igual a h²/8mL². Isso vai de acordo com o princípio da incerteza: quando uma partícula está confinada entre duas paredes, a incerteza da posição não pode ser maior que a distancia entre as duas paredes. Como a posição não é completamente incerta, o momento linear dever ser também incerto e não podemos dizer que a partícula está imóvel, ela dever ter alguma energia cinética. 
Espectros atômicos e níveis de energia
	Quando uma corrente elétrica passa através de uma amostra de gás hidrogênio em baixa pressão, a amostra emite luz. A corrente elétrica quebra as moléculas de H2 e excita os átomos de hidrogênio livres a energias mais altas. Esses átomos excitados descarregam rapidamente o excesso de energia através da emissão de radiação eletromagnética e em seguida se recombinam para formar H2. 															Quando a luz branca atravessa um prisma, obtém-se um espectro contínuo de luz. Quando, porém, a luz emitida pelos átomos de hidrogênio excitados passa pelo prisma, verifica-se que a radiação tem um certo número de componentes ou linhas espectrais. A linha mais intensa é vermelha e é possível observar que os átomos excitados do gás brilham com esta cor. Os átomos também emitem radiação ultravioleta e infravermelha, mas apenas são detectadas eletrônica e fotograficamente. 
	Os átomos só emitem radiação em certas frequências, pois um átomo só pode perder energia em quantidades discretas. Quando um elétron sofre transição e vai do nível mais alto para um mais baixo, a diferença de energia entre os níveis é emitida como um fóton. Como a energia do fóton é hv, temos a condição de frequência de Bohr e cada linha vem de uma transição e específica: 
 
	A análise do espectro permite construir um diagrama de energia para o átomo.
 
	A primeira pessoa a observar um padrão nas linhas espectrais foi Balmer. Descobriu que as frequências de todas as linhas conhecidas até então podiam ser geradas pela expressão:
	Com novas descobertas, Rydberg melhorou a expressão, em que R é uma constante empírica, a cte de Rydberg (3,29 x 1015 Hz):
	A série de Balmer corresponde ao conjunto de linhas com n1 = 2 (e n2 = 3,4,...). A série de Lyman, um conjunto de linhas na região do ultravioleta do espectro, tem n1 = 1 (e n2 = 2,3,...). 
 
	Outra consequência da quantização é que um átomo só pode absorver radiação em certas frequências. A energia do fóton se aproxima excita os elétrons de um nível quântico para outro. Se passarmos luz através de um vapor formado pelos átomos de um elemento, veremos seu espectro de absorção, uma série de linhas escuras sobre um fundo contínuo. Essas linhas têm as mesmas frequências das linhas dos espectros de emissão.
Número quântico principal
	Um elétron, num átomo é semelhante a uma partícula na caixa, pois está confinado ao núcleo. Para encontrar os níveis de energia de um elétron em um átomo de hidrogênio, é preciso resolver a equação de Schrodinger adequada, acrescentando a energia potencial de Coulomb com carga -e, que varia com a distancia (r) do núcleo, com carga +e:
	Em 1927, Schrodinger descobriu que os niveis de energia permitidos são:
	Quando os valores adequados das constantes são inseridas na expressão de R, o valor obtido é o mesmo encontrado experimentalmente. Uma expressão muito semelhante se aplica a outros íons com um elétron como He+ e C5+ com número atômico Z:
 Quanto maior o valor de Z, mais fortemente o elétron estará ligado ao núcleo; logo, essas energias são sucessivamente mais negativas para os átomos pesados, a partir do átomo de hidrogênio. 	
	O número quântico principal n, é um número inteiro que indica os níveis de energia, de n = 1 para o primeiro nível, n = 2 para o segundo e assim por diante até o infinito. O estado com nível de energia mais baixo é conhecido como estado fundamental do átomo. A energia do elétron ligado aumenta no diagrama de níveis de energia quando n aumenta. Ele alcança o topo do diagrama, que corresponde a E = 0, quando n chega ao infinito e liberta-se. Nesse ponto, o elétron já não está mais ligado ao átomo = ionização. A diferença de energia entre o estado fundamental e o ionizado é energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro em seu estado fundamental. 
Orbitais atômicos
	As funções de onda dos elétrons em um átomo são chamadas de orbitais atômicos. Para interpretar a informação contida em cada orbital atômico, precisamos saber como identificar a localização de cada ponto em torno do núcleo, escrevendo as posições em termos de coordenadas polares (3 coordenadas para cada tempo):
A função de onda pode ser escrita como o produto de duas funções: 
	A função de R (r) = função de onda radial, e a Y = função de onda angular. Para o estado fundamental do hidrogênio, temos:
 em que a0 = raio de Bohr (52,9 pm). Para o nível imediatamente acima, temos:
	Uma função de onda está associada a três números quânticos:
n = numero quântico principal que especifica a energia do orbital (camadas). Para o hidrogênio, orbitais de uma mesma camada tem a mesma energia = degenerados;
l = numero quântico do momento angular do orbital , medida da velocidade com que o elétron circula em volta do núcleo (subcamadas);
ml = número quântico magnético, que distingue entre si os orbitais numa subcamada, podendo ter os valores (Quando l =1, temos ml = +1, 0 -1 – três orbitais p numa dada camada). Dá a orientação do movimento orbital do elétron. No caso dos 3 orbitais p, um elétron está girando no sentido horário, e o elétron em outro estado gira no sentido anti-horário. 
	Orbitais s são independentes dos ângulos θ e Ф, por isso são esfericamente simétricos.A função de distribuição radial, P, está intimamente ligada à função de onda e é dada por:
. Ela nos dá a probabilidade de encontrar um elétron sobre um determinado eixo, independentemente da direção. 
	Para os orbitais s, tem-se:
 
 
Plano nodal = passa pelo núcleo e tem Ѱ = 0. Um elétron nunca será encontrado nesse plano, de modo que nunca será encontrado no núcleo. Os orbitais p (subcamada l = 1) possuem plano nodal que separam dois lobos de sinais opostos. Essa diferença em relação aos orbitais s, que será da maior importância para o entendimento da estrutura da Tabela Periódica, tem origem no fato de que um elétron no orbital p tem momento angular diferente de zero, o que o afasta do núcleo. 
 
Subcamada l = 2 5 orbitais d:
	O número de orbitais em cada camada com numero quântico principal n é n². 
	
	O elétron pode se comportar, de certo modo, como uma esfera que gira = spin. Um elétron pode ter dois estados de spin, representados por ↑ (sentido anti-horário = +1/2) e ↓ (sentido horário = -1/2). Esses dois estados são distinguidos pelo quarto número quântico = número quântico magnético de spin, ms. 
Estrutura eletrônica do hidrogênio
	O estado do elétron em um átomo de hidrogênio é definido por quatro números quânticos n, l, ml e ms (orbital 1s). Quando o valor de n aumenta, o tamanho do átomo aumenta, pois os elétrons ficam mais afastados do núcleo. 
	Quando um átomo adquire energia suficiente para que seu elétron atinja a camada em que n = 2, ele pode ocupar qualquer um de quatro orbitais. Nessa camada, existem um orbital 2s e três orbitais 2p, e todos devem ter a mesma energia. Se vai para n = 3, pode ocupar nove orbitais; e se vai para n = 4, 16 orbitais. 
A ESTRUTURA DOS ÁTOMOS COM MUITOS ELÉTRONS
Energia dos orbitais
	Os elétrons em átomos ocupam orbitais semelhantes aos do hidrogênio. Entretanto, as energias desses orbitais não são iguais às do átomo de hidrogênio; isso porque com mais elétrons, o núcleo tem um número maior de cargas e atrai os elétrons mais fortemente, diminuindo a energia. Porém os elétrons também se repelem entre si, aumentando a energia. No caso do He, a energia potencial é:
 	Considerando a distância de cada elétron ao núcleo e a distancia entre os dois núcleos. 
	O número de elétrons afeta as propriedades do átomo. No átomo de hidrogênio não existe repulsão entre elétrons, mas num átomo com mais de um elétron, existe. Assim, por exemplo, o orbital 2s e os três orbitais 2p tem a mesma energia. Nos átomos com muitos elétrons, entretanto, as repulsões entre elétrons fazem com que a energia dos orbitais 2p seja mais alta do que a de um orbital 2s. O mesmo ocorre na camada n = 3, em que os três orbitais 3p ficam mais altos do que o 3s, e os cinco orbitais 3d ficam ainda mais altos.
	Assim como é atraído pelo núcleo, cada elétron é repelido pelos demais elétrons. Como resultado, ele está menos fortemente ligado ao núcleo do que estaria sem a influencia dos outros elétrons. Dizemos que cada elétron está blindado pelos demais para a atração total do núcleo. A blindagem reduz efetivamente a atração entre o núcleo e os elétrons. A carga nuclear efetiva, Zef, experimentada pelo elétron é sempre menor do que a carga nuclear real, Ze, porque as repulsões entre elétrons trabalham contra a atração do núcleo. 
	Os demais elétrons não “bloqueiam” a influencia do núcleo. Eles simplesmente providenciam uma interação repulsiva coulombiana adicional que corrige parcialmente a atração do núcleo sobre os elétrons (ele meio que balanceia). 
	Um elétron s de qualquer das camadas pode ser encontrado em uma região muito próxima do núcleo, assim, ele pode penetrar através das camadas internas. Um elétron p penetra muito menos, porque o momento angular do orbital impede a aproximação entre o elétron e o núcleo. A sua função de onda possui um nó que atravessa o núcleo, então a densidade de probabilidade do elétron é zero no núcleo para um elétron p. Como o elétron p penetra menos, ele está mais efetivamente blindado em relação ao núcleo e tem uma carga efetiva menor que um elétron s e está menos firmemente ligado ao núcleo, e assim a força dessa ligação vai diminuindo para elétrons d e f. A ordem precisa da energia dos orbitais depende do numero de elétrons no átomo. 							Então resumindo, por causa dos efeitos da penetração e blindagem, a ordem das energias dos orbitais num dada camada é tipicamente s < p < d < f. 
Princípio da construção
	Para obter a configuração eletrônica de um átomo, temos que levar em conta o princípio da exclusão de Pauli: 
- Dois elétrons, no máximo, podem ocupar um dado orbital (= camada fechada). Quando dois elétrons ocupam um orbital, seus spins devem estar emparelhados. 
- Dois elétrons em um átomo não podem ter o mesmo conjunto de quatro números quânticos. 
 
 
 
	Os elétrons da camada mais externa são chamados elétrons de valência (maior valor de n)		O procedimento que usamos é chamado de princípio da construção. Ele pode ser resumido em duas regras. Para predizer a configuração do estado fundamental de um elemento com o número atômico Z:
- Adicione elétrons, um após o outro, aos orbitais, porém não coloque mais de dois elétrons em cada orbital.
- Se mais de um orbital em uma subcamada estiver disponível, adicione elétrons com spins paralelos aos diferentes orbitais daquela subcamada até completá-la, antes de emparelhar dois elétrons em um dos orbitais.
	A primeira leva em conta o princípio da exclusão de Pauli. A segunda regra é conhecida como regra de Hund = dá a configuração do átomo que corresponde à energia total mais baixa, levando em conta a atração dos elétrons pelo núcleo e a repulsão dos elétrons. Quando os elétrons estão em estados de energia mais altos, eles estão num estado excitado. Esse estado é instável e emite um fóton quando o elétron retorna ao orbital que restabelece o estado de energia mínima do átomo.
	A organização básica da Tabela Periódica começa a ficar mais clara. A camada de valencia de todos os átomos dos elementos do grupo principal, em determinado período tem o mesmo número quantico principal, que, por sua vez, é igual ao número do período. Assim, a camada de valência dos elementos do período 2 é a camada de n = 2. Logo, todos os átomos de um período tem o mesmo caroço. Os átomos do período 2 tem caroço 1s², semelhante ao hélio, e os elementos do período 3, 1s²2s²2d6, semelhante ao [Ne]. Todos os átomos de um determinado grupo têm configurações de elétrons de valência análogas, que só diferem no valor de n. Todos os membros do grupo 1, por exemplo, têm configuração de valência ns¹. 
	Os blocos da Tabela Periódica são nomeados segundo o último orbital que é ocupado de acordo com o princípio da construção. Os períodos são numerados de acordo com o número quântico principal da camada de valência.