Resumos para a primeira prova de Química Geral I

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Resumos para a primeira prova de Química Geral I 
Com base no livro Kotz Volume 1 ( 6ª edição )
Estados da matéria e a teoria cinético-molecular = essa teoria ajuda a interpretação das propriedades dos sólidos, líquidos e gases. De acordo com esta toda matéria consiste em partículas extremamente pequenas (átomos, moléculas ou íons) que estão em movimento constante. Um aspecto da teoria é que quanto mais alta a temperatura , mais rapidamente as partículas se movem. A energia das partículas devida a movimento (sua energia cinética) atua para superar as forças de atração entre elas.
Substâncias puras = cada substância apresenta um conjunto de propriedades únicas, por meio das quais ela pode ser reconhecida. Nenhuma técnica física, como o aquecimento em bico de Bunsen, é capaz de separá-la em duas ou mais espécies diferentes. Se pudesse ser separada a amostra seria uma mistura.
 	Misturas Heterogêneas = mistura em que a textura desigual dos materiais pode ser detectada. Algumas podem parecer uniformes a olho nu como é o caso do sangue (que ao ser analisado em microscopia consegue se ver os glóbulos brancos e os vermelhos) e o leite ( glóbulos de proteína no líquido e gordura). Diferenças nas propriedades em cada região da mistura (fase).
 	Misturas Homogêneas = consiste em duas ou mais substancias na mesma fase. Nenhuma ampliação ótica mostra regiões com propriedades das outras. Estas são frequentemente chamadas de soluções (Ex.: ar, gasolina, refrigerante). Quando uma mistura É separada em seus componentes puros, diz -se que os componentes estão purificados. A separação frequentemente não se completa em uma única etapa, e a repetição quase sempre leva a uma substância cada vez mais pura.
Elemento = apenas um tipo de átomo – substancias elementares ou simples (Ex.: H,O, He, Ba). Podem ser frequentemente identificadas por sua cor e pelo estado físico à temperatura ambiente.
Átomo = menor partícula de um elemento que retém as propriedades características desse elemento. A química moderna se baseia na compreensão e na exploração da natureza em nível atômico.
Composto químico = duas ou mais substancias elementares diferentes unidas por uma ligação química. Quando os elementos tornam-se parte de um composto, suas propriedades originais, tais como sua cor, a dureza e o ponto de fusão, são substituídas pelas propriedades características do composto.
Moléculas = menores unidades discretas que retêm as características química e de composição do composto. A composição do composto pode ser representada por sua fórmula química.
Densidade = razão entre a massa (g) de um objeto e seu volume (cm³). A densidade relaciona estabelece a relação entre a massa e o volume de uma substância. Se duas das três grandezas – massa, volume e densidade – forem conhecidas para uma amostra de matéria, a terceira pode ser calculada. Massa(g) = volume x densidade = volume (cm³) x massa / volume
Temperatura = A água é única entre as substâncias no universo: o gelo é bem menos denso que a água, portanto ele flutua na água. Deve-se verificar a temperatura quando faz –se medidas exatas de volume, uma vez que a densidade dos líquidos varia conforme a temperatura.
Propriedades Extensivas = dependem da quantidade de substância presente . Exemplo: massa e volume.
	Propriedades Intensivas = não dependem da quantia de substância. Exemplo: derretimento de um cubo de gelo ou um iceberg , densidade.
Ao contrário de uma mudança química, uma mudança física não resulta na produção de uma nova substancia . As substancias ( átomos, moléculas ou ions) presentes antes e após a mudança são as mesmas, mas podem estar mais separadas em um gás ou mais próximas em um sólido.
	Unidades básicas no SI
	Grandeza
	Unidade
	Símbolo
	Comprimento
	metro
	m
	Massa
	quilograma
	kg
	Tempo
	segundo
	s
	Corrente elétrica
	ampere
	A
	Temperatura termodinâmica
	kelvin
	K
	Quantidade de matéria
	mol
	mol12
	Intensidade luminosa
	candela
	cd
Temperatura 
 
 
1 Kg = 1000g 
1x109 nm = 1m
1x1012pm= 1m
10dm= 1m
100cm= 10dm= 1m
1000m = 1km
1L = 1000mL = 1000cm3 
1 cm3 = 0,001 L = 1 mL
1Kg = 1000g
1g = 1000mg
Medições :
	Precisão = indica concordância entre diversas determinações da mesma quantidade. A precisão de uma medida é frequentemente expressa expressa em termos de seu desvio padrão.
	Exatidão = concordância entre o valor medido e o valor normalmente aceito para a quantia.
	
1900: Thomson e Rutherford , estabelecimento de um modelo do átomo que ainda é a base da teoria atômica moderna. Três partículas subatômicas são os constituintes de todos os átomos : prótons eletricamente positivos, nêutrons eletricamente neutros e elétrons eletricamente negativos. O número dos elétrons fora do núcleo é igual ao número de prótons no núcleo.
A estrutura do átomo = Todos os átomos possuem um núcleo com um ou mais prótons e nêutrons. Os elétrons são arranjados no espaço como uma nuvem ao redor do núcleo.
Eletricidade = está envolvida em muitas das experiências a partir das quais a teoria da estrutura atômica foi derivada. Benjamin Franklin concluiu que existe um balanço de cargas: se uma carga negativa aparece em algum lugar, uma carga positiva do mesmo tamanho deve aparecer em outro lugar. O fato de que uma carga se acumula quando uma substância é friccionada contra outra implica a fricção que separa cargas positivas e negativas. As cargas positivas e negativas estão associadas de algum modo com a matéria – e talvez com os átomos.
Radioatividade = 1896 : H. Becquerel descoberta do urânio
1898: Marie e Pierri Curie isolamento dos elementos polônio e rádio. Os átomos de determinadas substâncias emitem raios incomuns quando se desintegram ( fenômeno da radioatividade). Experimento: radiação alfa, beta e gama se comportam de maneira diferentes quando passam entre placas eletricamente carregadas. Alfa e beta (comprova que são eletricamente carregadas , pois são atraídas ou repelidas pela placa) são defletidos e os gama ( sem massa ou carga detectáveis , se comportam com raios de luz) passam pela placa sem deflexão. Essa sugestão de Marie de que os átomos se desintegram se opunha à ideia apresentada por Dalton em 1803 de que o átomo era indivisível. 
Tubos de raios catódicos = evidência adicional de que os átomos são compostos de partículas menores. Quando uma voltagem suficientemente elevada é aplicada aos eletrodos, um raio catódico flui de um eletrodo negativo (cátodo) ao eletrodo positivo (ânodo). O raio catódico é um feixe das partículas negativamente carregadas (elétrons).
John Thomson usou o princípio usou esse princípio para provar experimentalmente a existência do elétron e estudar suas propriedades.
Millikan = determinou a massa do elétron. Experimento: gotas de óleos foram introduzidas em câmera e expostas a raios X que ocasionou no adquirimento de carga elétrica. O valor da massa do elétron é de 9,109383x10-28 g, e a carga do elétron é -1,602176x10-19 . O elétron é uma partícula fundamental da matéria. Outro tipo de radiação: um feixe de partículas positivamente carregadas chamadas de raios canais foi observado usando –se um tubo de raios catódicos especialmente projetado , com um catodo perfurado. Os raios canais se originam das colisões dos raios catódicos com átomos gasosos no interior do tubo de raios catódicos, o que faz que cada átomo se fragmente em um íon positivo e um elétron. As partículas positivas são atraídas pelo cátodo negativamente carregado.
Rutherford : descoberta do próton. Irradiação de elementos por partículas alfa. Exemplo: irradiação de metais como ouro, que levavam à conclusão de que os átomos continham um núcleo positivamente carregado com a maior parte da massa do átomo. Este por sua vez realizou um experimento que desmentiu o conceito de Thomson de que o átomo era uma esfera uniforme de matéria positivamente carregada, dentro da qual havia milhares de elétrons incrustados. Assim ele propôs um novo modelo no qual toda carga positiva ea maior parte da massa se concentrassem em um volume muito pequeno e os elétrons ocupavam o resto do espaço do átomo.
Uma unidade de massa atômica , 1u,, corresponde a 1/12 da massa de um átomo de carbono com seis prótons e seis nêutrons . Assim, o átomo do carbono tem uma massa de 12.000u. A unidade de massa atômica pode ser relacionada a outras unidades de massa pelo fator de conversão : 1u = 1,661 x 10-24 g.
	Isótopos = átomos com o mesmo número atômico e números de massa diferentes. Para possuírem massas diferentes, os isótopos devem possuir um número diferente de nêutrons. Todos os átomos de hidrogênio possuem apenas um próton. Quando essa for a única partícula, o isótopo é chamado de prótio, ou simplesmente hidrogênio . O isótopo de hidrogênio, com um nêutron , 12H, é chamado de deutério, ou hidrogênio pesado ( símbolo = D). O núcleo do hidrogênio radioativo, 13H, ou trítio ( símbolo = T), contém um próton e dois nêutrons. 
	Mol = é a quantia de substância que possui um número de unidades fundamentais ( átomos, moléculas ou outas partículas) igual ao número de átomos presente em exatamente 12g do isótopo carbono – 12. 1mol = 6,02 x 1023 partículas ( constante de Avogrado ).
Tabela periódica 
Os elementos são arranjados de modo que aqueles com propriedades químicas e físicas similares são as famílias ou grupos nas colunas verticais. Já as fileiras horizontais são chamados de períodos.
Metais = sólidos ( exceto o Hg), conduzem eletricidade , geralmente dúcteis( podem ser transformados em fios) e maleáveis ( podem ser enrolados em folhas), podem formar ligas (soluções de um ou mais metais em um outro metal). 
Não metais ( Ametais) = alguns sólidos ( C, S, N, F, Cl), Br é liquido à temperatura ambiente. À exceção do carbono na forma de grafite, os não metais não conduzem a eletricidade.
Metalóides (Semimetais) = elemento que tenha algumas das características físicas de um metal, mas também algumas das características químicas de um não metal, e nós incluiremos somente B, Si, Ge, As, Sb e Te.
1869: Dmitri Ivanovitch Mendeleev = Percebeu que os elementos fossem arranjados em ordem crescente de massa atômica, elementos com propriedades similares formavam um padrão regular. Isto é , observou uma periodicidade, ou repetição periódica , das propriedades dos elementos. Rutherford corrigiu o erro da tabela ao notar que o comprimento de onda dos raios X emitidos por um elemento estava relacionado de forma com o número atômico desse elemento. 
Grupo 1 – Metais alcalinos ( Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) = todos metais e sólidos à temperatura ambiente, são reativos e reagem com a água para produzir hidrogênio e soluções alcalinas. Por serem muito reativos só são encontrados na forma de composto ( ex.: NaCl).
Grupo 2 – Metais alcalino – terrosos ( Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) = metais naturalmente em compostos, à exceção do berílio , reagem com a água para produzir soluções alcalinas, e a maioria de seus óxidos . 
Grupo 3 – Família do Boro (B, Al, Ga, In, Tl) = o B é um metaloide e os demais metais. 
Grupo 4 – Família do Carbono (C, Si, Ge, Sn, Pb) = não metal C, metaloides Si e Ge, metais Sn e Pb. Por causa da mudança de comportamento metálico para não metálico, existe mais variações nas propriedades dos elementos . Ainda assim, esses elementos também formam compostos com formas análogas ( tais com CO2, SiO2, GeO2, SnO2, PbO2). 
Um dos aspectos mais interessantes da química dos não metais é que um determinado elemento pode frequentemente existir em diversas formas diferentes, chamadas de alótropos, cada um com suas propriedades individuas ( ex.: Carbono – grafite , diamante e C60).
Grupo 5 – Família do Nitrogênio ( N, P, As, Sb, Bi) 
Substâncias elementares que existem na forma de moléculas diatômicas e poliatômicas. Sete dos elementos da Tabela periódica existem com substâncias elementares na forma de moléculas diatômicas, isto é, que contêm dois átomos ( H2, N2, O2, O3, F2, Cl2, Br2, I2).
Grupo 6 – Calcogênio (O, S, Se, Te, Po) 
Grupo 7 – Halogênio ( F, Cl, Br, I, At) = não metais e existem todos em forma de moléculas diatômicas. São os elementos mais reativos e combinam-se violentamente com os do grupo 1 para formar sais e também reagem com os demais elementos para formar compostos.
Grupo 8 – Gases Nobres ( He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) = são menos reativos, gases e pouco abundantes na Terra.
Grupo B – Elementos de transição = metais, abundantes na natureza. Ag , Au e Pt são menos reativos, substâncias puras.
Os elementos no corpo 
Elementos principais 
99,9% de todos os átomos (99,5% em massa) = C,H, N, O, Na, Mg, P, Cl, K, Ca
Elementos traço 0,1% de todos os átomos (0,5% em massa) = V, Cr, Mo, Mn, Fe, Co, Ni, Cu,Zn, B, Si, Se, F, Br, I, As, Sn).
Moléculas = é a menor unidade identificável em que uma substância pura. Retém a composição e as propriedades e as propriedades químicas da substâncias.
Como os compostos diferem dos elementos ? Quando um composto é produzido a partir de seus elementos, as características dos elementos constituintes são perdidas.
Fórmulas :
Fórmula molecular = descreve a composição das moléculas mas não fornece nenhuma informação estrutural (ex.: C6H6O). A informação estrutural – como os átomos estão ligados e como a molécula preenche o espaço – é importante, pois ajuda na compreensão de como uma molécula pode interagir com a outra.
Fórmula condensada = indica o modo como os átomos são agrupados juntos ( Ex.: CH3CH2OH).
Compostos iônicos = consistem em íons, átomos ou grupos de átomos que têm uma carga elétrica positiva ou negativa ( ex.: NaCl , CaO). 
Cátions = um átomo perde um elétron ( que é transferido a um átomo de outro elemento durante uma reação), o átomo tem agora menos elétrons negativos do que prótons positivos no núcleo. O resultado é um íon positivamente carregado. Átomo do elemento e- + cátion +. 
Ânions = Se um átomo ganhar um ou mais elétrons , terá então mais elétrons negativamente carregados do que prótons nucleares. Átomo do elemento + e- ânion - .
Compostos moleculares = Ametal + Ametal ; H + H. Praticamente todos os compostos moleculares binários de não metais são uma combinação dos elementos dos grupos 4 – 7 uns com os outros ou com o hidrogênio.
 
Em química, uma protonação é uma reação química que ocorre quando um próton (H+) liga-se a um átomo, uma molécula ou um íon. O produto desta reação é chamado ácido conjugado do reagente inicial. É possivelmente a reação química mais fundamental e é um passo em muitos processos estequiométricos e catalíticos.
Protonando-se a ligação de B pelo ácido AH, resultando um deprotonado.
A reação inversa é a deprotonação, quando um próton, novamente H+, é removido de uma molécula ou de um íon.
Ácido clorídrico entrega um próton para a molécula de amônia. Então resulta um íon cloro negativamente carregado assim como um cátion amônio positivamente carregado.
Observe-se que um próton não pode ser "removido" de um átomo, quimicamente falando, mas sim, ter desfeita sua ligação com um íon.
Protonação ou deprotonação ocorrem em muitas reações ácido-base; elas são o núcleo da maioria das teorias das reações ácido-base. Um ácido de Bronsted-Lowry é definido como uma substância que pode protonar uma outra substância. Por protonação, a carga da molécula/íon é mudada assim como o seu caráter hidrófobo/hidrófilo.
A capacidade da substância poder aceitar um próton é dada pela sua pKb. Ao protonar um substrato, a massa e a carga da espécie em questão aumenta de uma unidade.
Alguns íons e moléculas podem passar por mais que uma protonação ou deprotonação; tais espécies são chamadas polibásicas. Muitas moléculas biológicas são polibásicas.
Protonar ou deprotonar uma molécula ou íon altera muitas das suas propriedades químicas além da mudança de carga e massa: hodrofilicidade, potencial de redução ,propriedades óticas, entre outras . Protonação é também um passo essencial em certos procedimentos analíticostais como o eletrospray em espectroscopia de massa . .
	A forma mais comum de energia que se vê nos processos químicos é o calor. As mudanças de conteúdo de calor e sua transferência entre objetos são um dos principais temas da termodinâmica.
A energia é definida como a capacidade de realizar trabalho. A lei da conservação da energia (primeira lei da termodinâmica) : afirma que a energia não pode ser criada ou destruída, a energia total do universo é constante. 
Temperatura : capacidade de transferir calor. Todas as substância sofrem expansão quando aquecidas. Quanto mais energia térmica uma substancia possui, maior é o movimento de seus átomos e de suas moléculas. A energia térmica total em um objeto é a soma das energias individuais de todos os átomos, moléculas ou íons desse objeto.
Propriedades das Ondas = distância entre cristas sucessivas ou pontos elevados de uma onda é o comprimento de onda . símbolo do comprimento de onda = λ . 
As ondas são caracterizadas também por sua frequência = v. Frequência é o número de ondas que passam por um determinado ponto em uma certa unidade de tempo geralmente em segundos (1/s) Hertz , Hz. 
			Velocidade (m.s-1) = comprimento de onda (m) x frequência (s-1)
c = λ x v onde c é a velocidade da luz ( constante 3,0 x 108 m.s-1) v = c / λ
Equação de Planck = a radiação é também emitida com comprimentos de onda mais curtos (no ultravioleta) e longos (no infravermelho) do que aqueles da luz visível. Ou seja, é emitido um espectro eletromagnético mais intensos que outros. A catástrofe do ultravioleta, as previsões falhavam na região do ultravioleta. Os átomos vibrando em um objeto aquecido causam a emissão de radiação eletromagnética. As vibrações são quantizadas. No modelo de Planck, a quantização significa que somente determinadas vibrações, com frequência específicas, são permitidas. Alguns átomos vibram em alta frequência , alguns em baixa, mas a maioria tem uma frequência intermediaria. Poucos átomos com vibrações alta frequência são responsáveis por uma parte da luz, como o são aqueles poucos com vibrações de baixa frequência. A maior parte da luz deveria vir, entretanto, da fração majoritária de átomos que têm frequências vibracionais intermediárias. Isto é, um espectro de luz é emitido, com uma intensidade máxima em algum comprimento de onda, de acordo com os dados experimentais. A intensidade não deveria se tornar cada vez maior ao se aproximar da região do ultravioleta. 
Constante de Planck = 6,63 x 10 -34 J.s representada pela letra h.
E (J) = hv (frequência s-1).
Einstein e o efeito fotoelétrico = Ejeção de elétrons quando a luz atinge a superfície de um metal (ex.: portas automáticas). Quando a luz atinge o cátodo da célula, elétrons são ejetados da superfície do cátodo e movem-se para um ânodo positivamente carregado. Um fluxo de elétrons – uma corrente – flui através da célula. Assim, a célula pode agir como um interruptor ativado pela luz em um circuito elétrico. Os elétrons são ejetados da superfície somente se a frequência da luz é alta o bastante. Se a luz de uma frequência mais baixa for usada, nenhum efeito será observado, não importando a intensidade da luz (seu brilho). Se a frequência for acima do mínimo, entretanto, um aumento da intensidade da luz levará a um aumento da intensidade da corrente, pois mais e mais elétrons serão ejetados. A luz tem propriedades de partículas. A energia de cada fóton é proporcional à frequência da radiação. Quanto maior for a intensidade da luz, mais fótons existirão para atingir uma superfície por unidade de tempo.
Energia e a química : usando a equação de Planck
E = hv = hc / λ
(à medida que a frequência (v) aumenta, a energia (E) aumenta)
(à medida que o comprimento de onda diminui, a energia aumenta)
	Os fótons da radiação ultravioleta- com os comprimentos de onda mais curtos do que aqueles da luz do visível – têm uma energia mais alta do que a luz visível. Como a luz visível possui energia suficiente para afetar ligações entre átomos, é óbvio que a luz ultravioleta também a possui. Esta é a razão pela qual a radiação ultravioleta pode causar queimaduras solares. Em contrastes, fótons de radiação infravermelha – com comprimentos de onda maiores do que aqueles da luz visível – têm energia menor do que a luz visível. Eles geralmente não têm energia suficiente para originar reações químicas, mas podem afetar vibrações das moléculas.
	Espectros de linhas atômicas = Se uma tensão é aplicada a átomos de um elemento na fase gasosa em baixa pressão, eles absorvem energia e assumem um estado que é chamado de excitado da luz branca. Os átomos excitados emitem luz; porém essa luz é diferente do espectro contínuo de comprimentos de onda. Os átomos excitados na fase gasosa emitem somente determinados comprimentos de onda de luz. Quando essa luz passa através de um prisma, comente algumas linhas coloridas são vistas. As linhas características do espectro de emissão de um elemento podem ser usadas na análise química para identificar o elemento e determinar quanto dele está presente. É sempre útil quando dados experimentais podem ser relacionados por uma equação matemática, pois um padrão regular de informação implica uma explicação lógica para as observações. 
Equação de Rydberg = possibilidade de calcular o comprimento de onda das linhas vermelhas, verdes e azuis no espectro de emissão no visível de átomos de hidrogênio.
1 / λ = R (1 / 22 – 1 / n2) quando n > 2
n = nº inteiro R = constante de Rydberg = 1,09 x 107 m-1.
O modelo de Bohr do átomo de hidrogênio = O modelo mais simples do átomo de hidrogênio era aquele em que o elétron move –se em uma órbita circular ao redor do núcleo da mesma forma que os planetas circulam ao redor do Sol. Bohr postulou que a condição de que um elétron orbitando o núcleo poderia ocupar somente determinadas órbitas ou níveis de energia, nos quais ele é estável. Isto é, a energia do elétron no átomo é quantizada ( A energia do elétron no átomo de hidrogênio depende do valor do número quântico principal, n (En – Rhc/n2). Quanto maior for o valor de n , maior será o raio de Bohr e menos negativo será o valor da energia). Um elétron na órbita = 1 é o mais próximo do núcleo e tem portanto a energia mais baixa ou mais negativa. Diz –se que um átomo com seus elétrons nos níveis de energia mais baixos possíveis encontra-se em seu estado fundamental. Quando um elétron de um átomo de hidrogênio ocupa um orbita com n maior do que 1, o elétron está mais distante do núcleo, o valor de sua energia é menos negativo e então dizemos que ele está em um estado excitado. Para excitar um elétron e retirá-lo de seu estado fundamental é necessário dar a este energia , perturbá-lo .
ΔE = Efinal – Einicial = (-Rhc/22) – ( -Rhc / 12)
Propriedades Ondulatórias do elétron = Broglie propôs que um elétron livre de massa m, que se move com uma velocidade v, deve ter um comprimento de onda associado. Onde : 1 = h / mv
Ligação entre as propriedades de partículas do elétron ( m e v) a uma propriedade de ondas (λ). Uma vez que a difração é um efeito mais bem explicado em termos das propriedades ondulatórias da radiação, ocorre que os elétrons também podem ser descritos como tendo propriedades ondulatórias sob determinadas circunstâncias. Qualquer partícula em movimento possui um comprimento de onda associado. Só é possível observar propriedades 
ondulatórias em partículas extremamente pequenas como prótons, elétrons e nêutrons .
	Schrödinger (mecânica quântica) : Princípio da incerteza = dualidade onda-partícula – isto é, a ideia que o elétron realmente possui propriedades de ambas. O princípio da incerteza, que é impossível fixar a posição de um elétron em um átomo e sua energia com qualquer grau de certeza se o elétron for descrito como uma onda. A tentativa de determinar exatamente seja a posição, seja a energia, implica uma incerteza quanto à outra. O modelo de átomo de hidrogênio de Schrodinger baseia-se na premissa de que o elétronpode ser descrito como uma onda e não como uma minúscula partícula. Ao contrário do modelo de Bohr, a aproximação de Schcrodinger resultou em equações matemáticas que são complexas e de difícil solução. Os números quânticos são usados para definir os estados de energia e os orbitais disponíveis para o elétron. São análogos a um código postal atômico, fornecendo a energia relativa e a posição aproximada do elétron.
Número quântico principal , n = 1, 2, 3 , ... = Camadas eletrônicas, famílias.
Número quântico de momento angular, l = 0, 1, 2, 3, ... n-1 = Como l não pode ser maior que n-1, o valor de n limita o número de subcamadas possíveis porque l não pode ser maior que n-1.
Número quântico magnético , ml = -3,-2, -1, 0, 1, 2, 3 
n= nº de camadas
2l + 1 = nº de orbitais em uma subcamada = nº dos valores de ml
n2= nº de orbitais em uma camada
	Orbitais S = Quando um elétron tem l = 0, geralmente dizemos que o elétron pertence a, ou ocupa, um orbital. A densidade de pontos é maior perto do núcleo ( a nuvem eletrônica é mais densa nessa região) indica que o elétron é mais frequentemente encontrado perto do núcleo. Inversamente, a probabilidade de encontrar o elétron diminui ao se afastar do núcleo. O orbital 1s tem formato esférico. O tamanho do orbital s e sua energia aumentam à medida que n aumenta. O orbital 1s é mais compacto do que o orbital 2s, eu por sua vez é mais compacto do que o orbital 3s.
	Orbitais P = Os orbitais atômicos para os quais l =1 são orbitais p e todos têm o mesmo formato básico. Todos os orbitais p têm um plano imaginário que passa através do núcleo e que divide a região de densidade eletrônica ao meio. Esse plano é chamado de superfície nodal , superfície plana em que a probabilidade de se encontrar o elétron é zero. Se assemelham a um haltere. Quando l = 1, ml pode ser -1, 0 e +1.
	Orbitais D = cinco orbitais d, para os quais l = 2, têm duas superfícies nodais, o que resulta em quatro regiões de densidade eletrônica. Forma de rosca.
	Orbitais F = Todos os sete orbitais f têm l = 3. Não são visualizados com facilidade. 
Spin eletrônico = Por volta de 1920, foi demonstrado experimentalmente que o elétron comporta – se como se tivesse uma rotação, da mesma forma que a Terra. Compreender essa propriedade e sua relação com a estrutura atômica requer a compreensão de alguns aspectos do fenômeno geral que chamamos de magnetismo. A rotação do elétron deve ser representada por um quarto número quântico, o número quântico magnético do spin eletrônico, ms. Ou seja, a descrição completa de um elétron em um átomo requer quatro números quânticos: n, l, ml, ms A Terra é um grande ímã esférico. Já que os polos opostos (N-S) se atraem, isso significa que o polo norte geográfico da Terra é o polo sul. 
Experiências mostraram que , se um átomo com um único elétron desemparelhado for colocado em um campo magnético, somente duas orientações serão possíveis para a rotação do elétron: alinhado com o campo ou oposto ao campo. Uma orientação é associada com um valor do número quântico de spin do elétron ms = +1/2 (pra cima) e a outra com valor de ms = -1/2 (pra baixo). O spin eletrônico é quantizado. Em resumo, o paramagnetismo é a atração a um campo magnético das substancias em que os átomos ou íons constituintes possuem elétrons desemparelhados. As substâncias em que todos os elétrons são emparelhados com parceiros de spin oposto são diamagnéticas. Essa explanação abre o caminho para compreender o arranjo dos elétrons em átomos com mais de um elétron. 
Princípio da Exclusão de Pauli = Dois elétrons em um mesmo átomo não podem ter o mesmo conjunto de números quânticos ( n, l, ml, ms) o que leva a Nenhum orbital atômico pode conter mais que dois elétrons. O orbital 1s do átomo de H tem o conjunto de números quânticos n = 1, l =0 e ml =0. Nenhum outro conjunto é possível ( no estado fundamental ). Se um elétron estiver nesse orbital, o seu sentido de rotação deve também ser especificado.
	A carga nuclear efetiva, Z* = A ordem em que os elétrons são atribuídos às subcamadas em um átomo, e muitas propriedades atômicas, pode ser racionalizada por meio do conceito de carga nuclear efetiva. Essa é a carga nuclear sentida por determinado elétron em um átomo multieletrônico, modificada pela presença dos outros elétrons. À medida que mais elétrons são adicionados a um átomo, os elétrons mais externos penetrarão a região ocupada pelos elétrons internos, mas a penetração é diferente para orbitais ns, np e orbitais nd, e suas energias são diferentemente alteradas. Penetração relativa das subcamada = s > p > d > f. Na carga nuclear efetiva ns > np > nd > nf. Uma consequência das diferenças de penetração dos orbitais de blindagem dos elétrons é que as subcamadas dentro de uma camada eletrônica são preenchidas na ordem ns antes de np antes de nd e de nf. 
Cátion (+) = perde elétron
ânion (-) = ganha elétron
	Tamanho atômico = os elementos devem ser arranjados em ordem crescente de número atômico e que a ocorrência periódica de propriedades semelhantes está relacionada às configurações eletrônicas dos elementos. Para os elementos do grupo principal, os raios aumentam grupo abaixo na tabela periódica e diminuem ao longo de um período. O tamanho de um átomo é determinado pelos elétrons mais externos. A atração entre o núcleo e os elétrons aumenta e o raio atômico diminui.
	Energia de ionização = é a energia necessária para remover um elétron de um átomo na fase gasosa. O sinal da energia de ionização é positiva. A remoção de elétrons das camadas internas requer muito mais energia do que a remoção de um elétron de valência. Elétrons de camadas internas não são perdidos nas reações químicas comuns.
Átomo no estado fundamental (g) átomo+ (g) + e- . A energia de ionização para a remoção do segundo elétron é elevada porque o segundo elétron é removido de uma subcamada (interna) de energia muito mais baixa. As primeiras energias de ionização geralmente aumentam ao longo de um período e diminuem grupo abaixo. A tendência ao longo de um período é racionalizada pelo aumento na carga efetiva, com o aumento do número atômico. Isso significa não apenas que o raio atômico diminui, mas também que a energia necessária para remover um elétron aumenta. A diminuição geral na energia de ionização grupo abaixo ocorre porque o elétron removido está cada vez mais distante do núcleo, reduzindo assim a força atrativa núcleo-elétron.
	Afinidade Eletrônica = Alguns átomos têm afinidade, ou atração, por elétrons e podem adquirir um ou mais elétrons para formar um íon negativo. A AE de um átomo é definida como a energia de um processo em que um elétron é adquirido pelo átomo na fase gasosa. A(g) + e(g) A-(g). Quanto maior a afinidade eletrônica de um átomo, mais negativo o seu valor de EA. A afinidade eletrônica e a energia de ionização representam a energia envolvida no ganho ou na perda de um elétron por um átomo, respectivamente. A carga nuclear efetiva dos átomos aumenta ao longo de um período, não apenas tornando mais difícil de ionizar o átomo, mas também aumentando a atração do átomo por um elétron adicional. Assim, um elemento com alta energia de ionização tem geralmente afinidade elevada por um elétron. Os metais geralmente apresentam valores muito mais negativos de EA do que os metais, refletindo a maior afinidade dos não metais por elétrons. Os metais geralmente não formam íons negativos e que os não metais têm uma tenência crescente de formar ânions à medida que percorre um período.
	Tamanho do íons = Quando um elétron é removido de um átomo para formar um cátion, seu tamanho encolhe consideravelmente, o raio de um cátion é sempre menor do que o do átomo do qual ele é derivado. Os íons isoeletrônicos possuem o mesmo número de elétrons ( mas um número diferente de prótons), e uma série de íons que ocorre de forma geral é O -2, F-, Na+ e Mg+2. À medida que o número de prótons aumenta em uma série de íons isoeletrônicos, o equilíbrio entre a atração elétron-próton e a repulsão elétron-elétrondesloca-se a favor da atração, e os raios diminuem.
Os não metais geralmente adquirem elétrons suficientes para atingir a configuração eletrônica do gás nobre de maior massa atômica mais próxima.