Livro de Química Geral 1 Cópia

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QUÍMICA
GERAL 1
Dr. Jesús Lázaro Romero Recasens
UEA
2010
Introdução
A Química Geral contém os conceitos, princípios, regras e leis básicas da Química. A comprención dos conteúdos da Química Geral é fundamental para a aprendizagem de outras partes específicas da Química como a Química Orgânica, a Química Biológica, a Química Física, a Análise Química, etc.
O objectivo deste texto é que contribua à formação geral de um futuro especialista que aprenda a aplicar os conceitos teóricos fundamentais da ciência Química. 
O conteúdo deste texto apresenta-se em 14 Capítulos divididos em dois livros: Química Geral 1 e Química Geral 2.
Os aspectos teóricos ilustram-se mediante fotografias, figuras e exemplos. 
As capítulos que contêm o livro de Química Geral 1 são os siguentes:
Capítulo 1: A Química e sua historia.
Capítulo 2: Conceitos fundamentais.
Capítulo 3: Estrutura dos átomos.
Capítulo 4: Tabela Periódica. Propriedades periódicas.
Capítulo 5: Ligação química.
Capítulo 6: Nomenclatura dos compostos inorgánicos.
As capítulos que contêm o livro de Química Geral 2 são os siguentes:
Capítulo 7: Estequiometría.
Capítulo 8: Soluções.
Capítulo 9: Termoquímica.
Capítulo 10: Cinética Química.
Capítulo 11: Equilíbrio Químico.
Capítulo 12: Eletroquímica.
Capítulo 1
A Química e sua historia.
1.1 Conceito de Quimica
Química (do egípcio kēme (chem), significando "terra") é a ciência que trata das substâncias da natureza, dos elementos que a constituem, de suas características, propriedades combinatórias, processos de obtenção, suas aplicações e sua identificação. Estuda a maneira que os elementos ou as substâncias se ligam e reagem entre si, as causas que provocam estas transformações, as energias que as acompanham e as leis que as governam.
1.2 Desenvolvimento histórico da Química
O princípio do domínio da química (que para alguns antropólogos coincide com o princípio do homem moderno) é o domínio do fogo. Há indícios de que faz mais de 500.000 anos, em tempos do Homo erectus, algumas tribos conseguiram este sucesso que ainda hoje é uma das tecnologias mais importantes. Não só dava luz e calor na noite, como ajudava a proteger-se contra os animais selvagens. Também permitia a preparação de comida cozida. Esta continha menos microorganismos patogênicos e era mais facilmente digerida. Assim, baixava-se a mortalidade e melhoravam as condições gerais de vida.
O fogo também permitia conservar melhor a comida e especialmente a carne e os peixes secando-os e defumando-os.
Desde este momento teve uma relação intensa entre as cozinhas e os primeiros laboratórios químicos até o ponto que a pólvora negra foi descoberta por uns cozinheiros chineses.
Na antiguedade 
Entre os séculos III a.C. e o século XVI d.C a química estava dominada pela alquimia. O objetivo de investigação mais conhecido da alquimia era a procura da pedra filosofal, um método hipotético capaz de transformar os metais em ouro. Na investigação alquímica desenvolveram-se novos produtos químicos e métodos para a separação de elementos químicos. Deste modo foram-se assentando os pilares básicos para o desenvolvimento de uma futura química experimental.
gases HYPERLINK "http://pt.wikipedia.org/wiki/Imagem:Antoine_lavoisier.jpg" \o "Ampliar" ��A química, como é concebida actualmente, começa a desenvolver-se entre os séculos XVI e XVII. Nesta época estudou-se o comportamento e propriedades dos estabelecendo-se técnicas de medição. Pouco a pouco foi-se desenvolvendo e refinando o conceito de elemento como uma substância elementar que não podia ser descomposto em outras. 
A ciência química surge no século XVII a partir dos estudos de alquimia populares entre muitos dos cientistas da época. Considera-se que os princípios básicos da química se recolhem pela primeira vez na obra do cientista britânico Robert Boyle: The Sceptical Chymist (1661). 
Por volta do século XVIII a química adquire definitivamente as características de uma ciência experimental. Desenvolvem-se métodos de medição cuidadosos que permitem um melhor conhecimento de alguns fenômenos, como o da combustão da matéria, descobrindo Antoine Lavoisier o oxigênio e assentando finalmente os pilares fundamentais da química moderna.
Um ponto crucial no desenvolvimento da química como ciência foi a racionalização dos conhecimentos empíricos obtidos, procurando criar leis racionais e simplificar de forma coerente as informações obtidas. O principio de conservação da massa e o entendimento da influência da composição da atmosfera nos experimentos, ambos amplamente disseminados a partir dos trabalhos de A. Lavoisier no final do século XVIII, permitiram que os experimentos se tornassem cada vez mais rigorosos e precisos, em oposição ao caráter qualitativo das experimentações alquimistas.
A partir desse momento, a medição de massas assume um caráter fundamental na história da química, tendo sido esse o principal impulsor para o desenvolvimento da balança a partir da época de Lavoisier, tendo ele próprio construído os equipamentos mais precisos desse período.
Uma das maiores vitórias da Química, devido ao uso de balanças nos experimentos, foi sem dúvida devida a John Dalton. Esse cientista inglês ficou intrigado com o fato de que, ao decompor qualquer substância em seus constituintes mais simples, as razões entre as massas das diversas substâncias obtidas poderem ser sempre escritas a partir de números inteiros de pequeno valor, ocorrendo freqüentemente razões do tipo 1:2, 2:3, 5:2, etc.
Com base nesse curioso dado experimental, Dalton propôs, em 1881, um modelo para a constituição da matéria: tais dados seriam facilmente explicados se toda a matéria fosse constituída de unidades indivisíveis, nomeadas de átomo (do grego "indivisível"). Tal conceito, cuja primeira descrição provinha do filósofo grego Demócrito, agora surgia, naturalmente, de medidas quantitativas rigorosas.
A teoria atomística de Dalton teve importantes repercussões. Baseado em dados experimentais, um cientista francês chamado Joseph Proust já tinha proposto formalmente o conceito de que toda substância tinha uma composição constante e homogênea. Assim, a água, por exemplo, independente de sua origem, era sempre composta pela mesma proporção de dois gases: oxigênio e hidrogênio. Juntando esse conceito e seus postulados atomísticos, Dalton organizou de forma racional as diversas substâncias conhecidas, criando uma tabela de substâncias que seriam formadas por apenas um tipo de átomo, e substâncias que eram formadas por uma combinação característica de átomos.
Assim, tanto a grafite como os gases hidrogênio e oxigênio, por exemplo, eram formados apenas por um tipo de átomo, enquanto que outras substâncias, como a água, eram formadas pela combinação de dois ou mais átomos, nesse caso, dos elementos hidrogênio e oxigênio (as dificuldades de obter certos dados com uma precisão razoável levaram Dalton a propor erroneamente para a água à fórmula HO, em vez de H2O). Apesar das dificuldades experimentais, Dalton propôs formulas certas para diversos compostos conhecidos na época, tendo seu trabalho revolucionado de forma definitiva o entendimento da matéria.
O vitalismo e o começo da química orgânica
ureia HYPERLINK "http://pt.wikipedia.org/wiki/Imagem:Friedrich_woehler.jpg" \o "Ampliar" ��Tão cedo se compreendessem os princípios da combustão, outro debate de grande importância apoderou-se da química: o vitalismo e a distinção essencial entre a matéria orgânica e inorgânica. Esta teoria assumia que a matéria orgânica só podia ser produzida pelos seres vivos atribuindo este facto a uma vis vitalis (força ou energia vital) inerente na própria vida. A base desta teoria era a dificuldade de obter matéria orgânica a partir de precursores inorgânicos. Este debate foi revolucionado quando Friedrich Wöhler descobriu acidentalmente como se podia sintetizar a a partir do cianato de amónio, em 1828,mostrando que a matéria orgânica podia criar-se de maneira química. 
No entanto, ainda hoje se mantém a classificação em química orgânica e inorgânica, ocupando-se a primeira essencialmente dos compostos do carbono e a segunda dos compostos dos demais elementos.
Os motores para o desenvolvimento da química orgânica eram, no princípio, a curiosidade sobre os produtos presentes nos seres vivos (provavelmente com a esperança de encontrar novos fármacos) e a síntese dos corantes ou tinturas. A última surgiu depois da descoberta da anilina por Runge e a primeira síntese de um corante artificial por Perkin.
Depois adicionaram-se os novos materiais como os plásticos, os adesivos, os cristais líquidos, os fitossanitários, etc.
Até à Segunda Guerra Mundial a principal matéria-prima da indústria química orgânica era o carvão, dada a grande importância da Europa no desenvolvimento desta parte da ciência e o facto de que em Europa não há grandes jazigos de alternativas como o petróleo.
Com o final da segunda guerra mundial e o crescente peso dos Estados Unidos no sector químico, a química orgânica clássica se converte cada vez mais na petroquímica que conhecemos hoje. Uma das principais razões era a maior facilidade de transformação e a grande variedade de produtos derivados do petróleo.
A tabela periódica e a descoberta dos elementos químicos
massa atômica HYPERLINK "http://pt.wikipedia.org/wiki/Imagem:Medeleeff_by_repin.jpg" \o "Ampliar" ��Em 1860, os cientistas já tinham descoberto mais de 60 elementos químicos diferentes e tinham determinado sua . Notaram que alguns elementos tinham propriedades químicas similares pelo que deram um nome a cada grupo de elementos parecidos. Em 1829, o químico J. W. Döbenreiner organizou um sistema de classificação de elementos no qual estes agrupavam-se em grupos de três denominados tríades. As propriedades químicas dos elementos de uma tríade eram similares e suas propriedades físicas variavam de maneira ordenada com sua massa atômica.
Alguns anos mais tarde, o químico russo Dmitri Ivanovich Mendeleyev desenvolveu uma tabela periódica dos elementos segundo a ordem crescente das suas massas atômicas. Dispôs os elementos em colunas verticais começando pelos mais levianos e, quando chegava a um elemento que tinha propriedades semelhantes às de outro elemento, começava outra coluna. Em pouco tempo Mendeleiev aperfeiçoou a sua tabela acomodando os elementos em filas horizontais. O seu sistema permitiu-lhe predizer com bastante exatidão as propriedades de elementos não descobertos até o momento.
A grande semelhança do germânio com o elemento previsto por Mendeleyev conseguiu finalmente a aceitação geral deste sistema de ordenação que ainda hoje segue-se aplicando.
Desenvolvimento da teoria atômica
Ao longo do século XIX a química estava dividida entre os seguidores da teoria atómica e aqueles que não a subscreviam, como Wilhelm Ostwald e Ernst Mach. Os impulsores mais decididos da teoria atômica foram Amedeo Avogadro, Ludwig Boltzmann e outros, que conseguiram grandes avanços no entendimento do comportamento dos gases. A disputa foi finalizada com a explicação do efeito Browniano por Albert Einstein em 1905 e pelos experimentos de Jean Perrin a respeito.
Muito antes que a disputa tivesse sido resolvida muitos pesquisadores tinham trabalhado sob a hipótese atômica. Svante Arrhenius tinha pesquisado a estrutura interna dos átomos propondo a sua teoria da ionização. O seu trabalho foi seguido por Ernest Rutherford, quem abriu as portas ao desenvolvimento dos primeiros modelos de átomos que desembocariam no modelo atômico de Niels Bohr. Na actualidade o estudo da estrutura do átomo considera-se um ramo da física e não da química.
Breve cronología na Química
Antiguidade
Egipto
Extração do ferro. 
Fabricação do vidro. 
Os egípcios conhecem a fermentação que permite-lhes produzir cerveja. Eles fabricam corantes utilizados sobretudo para maquiagens. 
China
Fabricação da porcelana. 
Utilização da Pólvora. 
Grécia
Para Empédocles existem quatro elementos: a água, o ar, o fogo e a terra, que se atraem ou se repelem. Platão retoma mais tarde esta teoria associando estes quatro elementos a formas geométricas. 
O filósofo Anaxágoras vê o mundo em mudança perpétua, sem criação nem destruição de matéria mas com reordenações das partículas elementares. 
Leucipo, e depois Demócrito, acham que a matéria está composta de partículas elementares, os átomos. 
Nascimento da alquimia
A alquimia nasce em Alexandria por volta do século IX a.C. Os alquimistas tentam conseguir ouro a partir de diversos metais. Seu objectivo é a fabricação da pedra filosofal, que transmuta os metais em ouro e permite a preparação do elixir da panacéia ou remédio universal. Os corpos classificam-se em sólidos, líquidos e vapores e segundo a sua cor. Eles interagem segundo leis de simpatia e de antipatia. 
Idade Média
Civilização árabe
A civilização árabe conta alquimistas brilhantes. Procurando ouro, trabalham sobre outras matérias como por exemplo o ácido nítrico e aperfeiçoam a destilação. 
Ocidente
A alquimia aparece no Europa com raiz em traduções de textos árabes. Além disso, adotam-se os numerosos termos árabes (por exemplo, álcali) que ainda hoje se usam. 
Século XVI
Paracelso, através da sua prática da medicina e suas investigações sobre os medicamentos, é considerado como o precursor da química moderna. 
Século XVII
Newton, que é alquimista além de físico, acha que existem forças entre as partículas, comparáveis às forças de gravitação. 
Século XVIII
Descoberta do oxigênio por Scheele e Priestley. 
Síntese da água por Cavendish. 
Descoberta do princípio da conservação da massa por Mikhail Lomonosov (sem divulgação na Europa Ocidental). 
Teorias de Lavoisier. 
Século XIX
1828: Síntese da ureia por Wöhler, demonstrando a unidade da química mineral e da química orgânica, anteriormente consideradas dois campos independentes (refutação do «princípio de vida»). 
1869: Mendeleiev publica a sua classificação periódica dos elementos. 
Século XX
1913: Bohr publica o seu modelo da estrutura do átomo. 
1926: Schrödinger publica o seu modelo da estrutura do átomo, modelo que se utiliza hoje. 
1953: Descoberta da estrutura do DNA por Watson e Crick. 
Capítulo 2
Conceitos fundamentais
2.1 Estados físicos da matéria
 Fases ou estados da matéria são conjuntos de configurações que objetos macroscópicos podem apresentar. São três os estados ou fases considerados: sólido, líquido e gasoso. Outros tipos de fases da matéria, como o estado pastoso ou o plasma são estudados em níveis mais avançados de física. As características de estado físico são diferentes em cada substância e depende da temperatura e pressão na qual ela se encontra.
Há muitas discussões sobre quantos estados da matéria existem, porém as versões mais populares atualmente são de que a matéria somente tem três estados: sólido, líquido e gasoso. Mas há também outros que, ou são intermediários ou pouco conhecidos. Por exemplo: os vapores, que nada mais são uma passagem do estado líquido para o gasoso na mesma fase em que o gás, porém quando está em estado gasoso, não há mais possibilidade de voltar diretamente ao estado líquido; já quando em forma de vapor, pode ir ao estado líquido, desde que exista as trocas de energia necessárias para tal fato. Por isto que diz-se comumente "vapor d´água".
 Condensado de Bose-Einstein→ Sólido → Líquido → Gasoso → Plasma
No estado sólido considera-se que a matéria do corpo mantém a forma macroscópica e a posição relativa de sua partícula. É particularmente estudado nas áreas da estática e da dinâmica.
No estado líquido, o corpo mantém a quantidade de matéria e aproximadamente o volume; a forma e posição relativa da partículas não se mantém. É particularmente estudado nas áreas da hidrostática e da hidrodinâmica.
No estado gasoso, o corpo mantém apenas a quantidade de matéria, podendo variaramplamente a forma e o volume. É particularmente estudado nas áreas da aerostática e da aerodinâmica.
O estado pastoso ou condensado esta entre o estado sólido e o estado liquido apresentando caracteristicas dos dois.
O Plasma (ou quarto estado da matéria) é o estado em que a maioria da matéria se encontra no universo. Neste estado há uma certa "pastosidade" da substância, que permite uma maior e melhor resposta quando recebe informações decodificadas pelos feixes de luz emitidos pelos componentes da TV. Sabe-se que qualquer substância pode existir em três estados: sólido, líquido e gasoso, cujo exemplo clássico é a água que pode ser gelo, água em estado líquido e vapor de água. Todavia há muito poucas substâncias que se encontram nestes estados, que se consideram indiscutíveis a difundidos, mesmo tomando o Universo no seu conjunto. É pouco provável que superem o que em química se considera como restos infinitamente pequenos. Toda a substância restante do universo subsiste no estado denominado plasma.
O Condensado de Bose-Einstein é o quinto estado da matéria, e é obtido quando a temperatura chega a ser tão baixa que as moléculas entram em colapso.
O sexto estado da matéria, o Condensado Fermiônico , acontece quando certa materia é aquecida a ponto de suas moléculas ficarem completamente livres.
Já existe também o sétimo estado da matéria o Superfluido de Polaritons.
Existem outros possíveis estados da matéria; alguns destes só existem sob condições extremas, como no interior de estrelas mortas, ou no começo do universo depois do Big Bang:
Fluidos supercríticos 
Colóide 
Superfluido 
Supersólido 
Matéria degenerada 
Neutrônio 
Matéria fortemente simétrica 
Matéria debilmente simétrica 
Condensado fermiônico 
Plasma de quarks-glúons 
Matéria estranha ou materia de quark 
Mudanças de fase
Como a cada uma destas fases de uma substância corresponde determinado tipo de estrutura corpuscular, há vários tipos de mudanças de estruturas dos corpos quando muda a fase, ou de estado de aglomeração, da substância que são feitos. A mudança de fases ocorre conforme o diagrama de fases da substância. Mudando a pressão ou a temperatura do ambiente onde um objeto se encontra, esse objeto pode sofrer mudança de fase.
Fusão - mudança do estado sólido para o líquido.Existem dois tipos de fusão: 
Gelatinosa - derrete todo por igual; por exemplo o plástico. 
Cristalina - derrete de fora para dentro; por exemplo o gelo. 
Vaporização - mudança do estado líquido para o gasoso. Existem três tipos de vaporização: 
Evaporação - as moléculas da superfície do líquido tornam-se gás em qualquer temperatura. 
Ebulição - o líquido está na temperatura de ebulição e fica borbulhando, recebendo calor e tornando-se gás. 
Calefação - o líquido recebe uma grande quantidade de calor em período curto e se torna gás rapidamente. 
Condensação - mudança de estado gasoso para líquido (inverso da Vaporização). 
Solidificação - mudança de estado líquido para o estado sólido (inverso da Fusão). 
Sublimação - um corpo pode ainda passar diretamente do estado sólido para o gasoso. 
Re-sublimação - mudança direta do estado gasoso para o sólido (inverso da Sublimação). 
Ionização - mudança de estado gasoso para o estado plasma. 
Desionização - mudança de estado plasma para estado gasoso (inverso de Ionização). 
2.2 Substâncias e misturas
Uma substância possui uma composição característica, determinada e um conjunto definido de propriedades. Uns dos exemplos de substâncias são o cloreto de sódio (NaCl), a sacarose (C12H22O11) e o oxigênio (O2), entre outros. Uma substância pode ser composta por um único elemento químico, como por exemplo, o oxigênio (O2), o ouro (Au), ferro (Fé) ou o cobre (Cu), ou pode ser também composto por dois ou mais elementos numa proporção definida, como é o caso do cloreto de sódio (39,34% de sua massa é de sódio e 60,66%,de cloro).
Duas ou mais substâncias agrupadas constituem uma mistura, cuja composição e propriedade são variáveis. O leite, por exemplo, é uma mistura.
Uma substância é formada por átomos de elementos específicos em proporções específicas. Cada substância possui um conjunto definido de propriedades e uma composição química.
Classificação
Uma substância composta por átomos de um único elemento químico (denomina-se elemento químico todos os átomos que possuem o mesmo número atômico (Z), ou seja, o mesmo número de prótons) é denominada substância simples. Exemplos:
Ouro: Au
Ferro: Fe
Cobre: Cu
Gás Hidrogênio: H2
Uma substância composta por mais de um elemento químico, numa proporção determinada de átomos, é denominada substância composta. Exemplos:
Cloreto de Sódio: NaCl
Água: H2O
Metano: CH4
Sacarose: C12H22O11
Duas ou mais substâncias agrupadas constituem uma mistura. O leite e o soro caseiro são exemplos de misturas.
Sistema
Sistema é uma porção limitada do universo, considerada como um todo para efeito de estudo.
Sistema homogêneo, material homogêneo ou matéria homogênea é aquele que apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinado.
Sistema heterogêneo, material heterogêneo ou matéria heterogênea é aquele que não apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinado.
Fases são as diferentes porções homogêneas, limitadas por superfícies de separação, que constituem um sistema heterogêneo.
Os sistemas homogêneos são monofásicos ou unifásicos. Os sistemas heterogêneos são polifásicos, podendo ser bifásicos, trifásicos, etc.
Sistemas com n componentes sólidos, como regra têm n fases. Sistemas com n gases sempre têm uma única fase. Não existe sistema heterogêneo de dois ou mais gases.
Um sistema heterogêneo ou é uma mistura (heterogênea) ou é uma substância pura em mudança de estado físico.
Um sistema homogêneo ou é uma mistura (homogênea) ou é uma substância pura num único estado físico.
Mistura e substância pura
Mistura é qualquer sistema formado de duas ou mais substâncias puras, denominadas componentes. Pode ser homogênea ou heterogênea, conforme apresente ou não as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinada.
Toda mistura homogênea é uma solução, por definição.
Substância pura é todo material com as seguintes características:
Unidades estruturais(moléculas, conjuntos iônicos) quimicamente iguais entre si. 
Composição fixa, do que decorrem propriedades fixas, como densidade, ponto de fusão e de ebulição, etc. 
A temperatura se mantém inalterada desde o início até o fim de todas as suas mudanças de estado físico (fusão, ebulição, solidificação, etc.). 
Pode ser representada por uma fórmula porque tem composição fixa. 
Não conserva as propriedades de seus elementos constituintes, no caso de ser substância pura composta. 
As misturas não apresentam nenhuma das características acima. Essas são as diferenças entre as misturas e as combinações químicas (substâncias puras compostas).
Mistura eutética e mistura azeotrópica
Existem misturas que, como exceção, se comportam como se fossem substâncias puras no processo de fusão, isto é, a temperatura mantém-se inalterada do início ao fim da fusão. Essas são chamadas misturas eutéticas.
Existem misturas que, como exceção, se comportam como se fossem substâncias puras em relação à ebulição, isto é, a temperatura mantém-se inalterada do início ao fim da ebulição. Essas são chamadas misturas azeotrópicas.
Não é conhecida nenhuma mistura que seja eutética e azeotrópica simultaneamente.
Substância simples e alotropia
Substância simples é toda substância pura formada de um único elemento químico.
Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico (átomos de mesmo Z) forma duas ou mais substâncias simples diferentes.
Variedades alotrópicas:
Carbono (C): Diamante (Cn) Grafite (Cn) 
Oxigênio (O): Oxigênio (O2) Ozônio (O3) 
Fósforo (P): Fósforobranco (P4) Fósforo vermelho (Pn) 
Enxofre (S): Enxofre rômbico (S8) Enxofre monoclínico (S8) 
 Diamante Grafite
Grandeza molecular: Substância simples
moléculas monoatômicas: gases nobres 
moléculas biatômicas: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2 
moléculas triatômicas: O3 
moléculas tetratômicas: P4 
moléculas octatômicas: S8 
moléculas gigantes (macromoléculas): Pn,Cn, todos os metais (Nan,Can,Agn) 
2.3 Átomo
Um átomo é a menor porção em que pode ser dividido um elemento químico, mantendo ainda as suas propriedades físico-químicas mínimas.
O átomo é a menor partícula que ainda caracteriza um elemento químico. Ele apresenta um núcleo com carga positiva (Z é a quantidade de prótons e "e" a carga elementar) que apresenta quase toda sua massa (mais que 99,9%) e Z elétrons determinando o seu tamanho. 
Até fins do século XIX, era considerado a menor porção em que se poderia dividir a matéria. Mas nas duas últimas décadas daquele século, as descobertas do próton e do elétron revelaram o equívoco dessa idéia. Posteriormente, o reconhecimento do nêutron e de outras partículas subatômicas reforçou a necessidade de revisão do conceito de átomo.
2.4 Elementos
Denomina-se elemento químico todos os átomos que possuem o mesmo número de prótons em seu núcleo, ou seja, o mesmo número atômico (Z). O termo elemento químico pode se referir também a uma substância química pura composta por átomos com o mesmo número de prótons em seu núcleo. Este último conceito algumas vezes é chamado de substância elementar, diferindo da primeira definição, mas muitas vezes, o conceito de elemento químico é usado em ambos os casos.
Exemplo:
Oxigênio é o elemento químico constituído por todos os átomos que possuem número atômico 8, ou seja, com 8 prótons. 
Cálcio é o elemento químico constituído por todos os átomos que possuem número atômico 20, ou seja, com 20 prótons. 
Dessa forma, o número atômico é característica de cada elemento químico, sendo como seu número de identificação.
Elementos naturais:
São os elementos químicos encontrados na natureza. São conhecidos 92 elementos naturais, sendo o de maior número atômico o urânio (Z = 92).
Elementos sintéticos
São os elementos cujos átomos são produzidos artificialmente. Os elementos com número atômico superior ao do urânio (Z > 92) são todos artificiais (elementos transurânicos). 
Ocorrência
Alguns elementos químicos como ouro, platina, cobre, gases nobres e outros, existem em estado natural. Entretanto, a maioria ocorre combinado com outros elementos constituindo os compostos químicos como, por exemplo, hidrogênio e oxigênio constituindo a água.
Simbologia
Cada elemento químico, natural ou sintetizado, é representado por um símbolo que o identifica graficamente.
Desde o tempo dos alquimistas os elementos químicos conhecidos já eram representados por símbolos. Por exemplo: o ouro era identificado pelo símbolo do Sol e a prata pelo símbolo da Lua.
Atualmente adota-se o método de J. J. Berzelius sugerido em 1811:
Os símbolos são adotados internacionalmente. Qualquer que seja a língua ou alfabeto o símbolo é o mesmo. 
O símbolo é a letra inicial, maiúscula, do seu nome latino seguida, quando necessário, de uma segunda letra minúscula do seu nome. 
Elementos transférmios
Terminando com 30 anos de controvérsias, a IUPAC através do CNIC (Committee en Nomenclature of Inorganic Chemistry) comunicou, em 30 de agosto de 1997, que os nomes e os símbolos dos elementos transférmios (número atômico maior que o do férmio) seriam:
101 - Mendelevium (Mendelévio) - Md 
102 - Nobelium (Nobélio) - No 
103 - Lawrencium (Laurêncio) - Lr 
104 - Rutherfordium (Rutherfórdio) - Rf 
105 - Dubnium (Dúbnio) - Db 
106 - Seaborgium (Seabórgio) - Sg 
107 - Bhorium (Bóhrio) - Bh 
108 - Hassium (Hássio) - h 
109 - Meitnerium (Meitnério) - Mt 
110 - Darmstádio (Darmstádio) - Ds 
111 - Roentgênio - (Roentgênio) - Rg 
Os isótopos com números atômicos superiores a 111 ainda não foram nomeados.
Lista de elementos químicos por número atômico
	Número atômico (Z)   
	Nome  
	Símbolo  
	Massa atômica (g/mol)   
	Ponto de fusão (°C)   
	Ponto de ebulição (°C)   
	1
	Hidrogênio
	H
	1.00794 
	-259.1 
	-252.9 
	2
	Hélio
	He
	4.002602
	-272.2 
	-268.9 
	3
	Lítio
	Li
	6.941
	180.5 
	1317 
	4
	Berílio
	Be
	9.012182
	1278 
	2970 
	5
	Boro
	B
	10.811
	2300 
	2550 
	6
	Carbono
	C
	12.011 
	3550 
	4827 
	7
	Nitrogênio / Azoto
	N
	14.00674 
	-209.9 
	-195.8 
	8
	Oxigênio
	O
	15.9994 
	-218.4 
	-182.9 
	9
	Flúor
	F
	18.9984032
	-219.6 
	-188.1 
	10
	Néon
	Ne
	20.1797 
	-248.7 
	-246.1 
	11
	Sódio
	Na
	22,989768 
	97,8 
	892 
	12
	Magnésio
	Mg
	24,305 
	648,8 
	1107 
	13
	Alumínio
	Al
	26,981539 
	660,5 
	2467 
	14
	Silício
	Si
	28,0855 
	1410 
	2355 
	15
	Fósforo
	P
	30,973762 
	44 (P4) 
	280 (P4) 
	16
	Enxofre
	S
	32,066 
	113 
	444,7 
	17
	Cloro
	Cl
	35,4527 
	-34,6 
	-101 
	18
	Árgon / Argônio
	Ar
	39,948 
	-189,4 
	-185,9 
	19
	Potássio
	K
	39,0983 
	63,7 
	774 
	20
	Cálcio
	Ca
	40,078 
	839 
	1487 
	21
	Escândio
	Sc
	44,95591
	1539 
	2832 
	22
	Titânio
	Ti
	47,88 
	1660 
	3260 
	23
	Vanádio
	V
	50,9415 
	1890 
	3380 
	24
	Cromo
	Cr
	51,9961 
	1857 
	2482 
	25
	Manganês
	Mn
	54,93805 
	1244 
	2097 
	26
	Ferro
	Fe
	55,847 
	1535 
	2750 
	27
	Cobalto
	Co
	58,9332
	1495 
	2870 
	28
	Níquel
	Ni
	58,69 
	1453 
	2732 
	29
	Cobre
	Cu
	63,546 
	1083,5 
	2595 
	30
	Zinco
	Zn
	65,39 
	419,6 
	907 
	31
	Gálio
	Ga
	69,723 
	29,8 
	2403 
	32
	Germânio
	Ge
	72,61 
	937,4 
	2830 
	33
	Arsênio
	As
	74,92159 
	613 
	613 (sublimiert) 
	34
	Selênio
	Se
	78,96 
	217 
	685 
	35
	Bromo
	Br
	79,904 
	-7,3 
	58,8 
	36
	Crípton/Criptônio
	Kr
	83,8 
	-156,6 
	-152,3 
	37
	Rubídio
	Rb
	85,4678 
	39 
	688 
	38
	Estrôncio
	Sr
	87,62 
	769 
	1384 
	39
	Ítrio
	Y
	88,90585 
	1523 
	3337 
	40
	Zircônio
	Zr
	91,224
	1852 
	4377 
	41
	Nióbio
	Nb
	92,90638 
	2468 
	4927 
	42
	Molibdênio
	Mo
	95,94 
	2617 
	5560 
	43
	Tecnécio
	Tc
	98,9063 
	2172 
	5030 
	44
	Rutênio
	Ru
	101,07 
	2310 
	3900 
	45
	Ródio
	Rh
	102,9055
	1966 
	3727 
	46
	Paládio
	Pd
	106,42 
	1552 
	3140 
	47
	Prata
	Ag
	107,8682 
	961,9 
	2212 
	48
	Cádmio
	Cd
	112,411 
	321 
	765 
	49
	Índio
	In
	114,82 
	156,2 
	2080 
	50
	Estanho
	Sn
	118,71 
	232 
	2270 
	51
	Antimônio
	Sb
	121,75 
	630,7 
	1750 
	52
	Telúrio
	Te
	127,6 
	449,6 
	990 
	53
	Iodo
	I
	126,90447 
	113,5 
	184,4 
	54
	Xénon/Xenônio
	Xe
	131,29 
	-111,9 
	-107 
	55
	Césio
	Cs
	132,90543 
	28,4 
	690 
	56
	Bário
	Ba
	137,327 
	725 
	1640 
	57
	Lantânio
	La
	138,9055 
	920 
	3454 
	58
	Cério
	Ce
	140,115 
	798 
	3257 
	59
	Praseodímio
	Pr
	140,90765
	931 
	3212 
	60
	Neodímio
	Nd
	144,24 
	1010 
	3127 
	61
	Promécio
	Pm
	146,9151 
	1080 
	2730 
	62
	Samário
	Sm
	150,36 
	1072 
	1778 
	63
	Európio
	Eu
	151,965 
	822 
	1597 
	64
	Gadolínio
	Gd
	157,25 
	1311 
	3233 
	65
	Térbio
	Tb
	158,92534 
	1360 
	3041 
	66
	Disprósio
	Dy
	162,5 
	1409 
	2335 
	67
	Hólmio
	Ho
	164,93032
	1470 
	2720 
	68
	Érbio
	Er
	167,26 
	1522 
	2510 
	69
	Túlio
	Tm
	168,93421
	1545 
	1727 
	70
	Itérbio
	Yb
	173,04 
	824 
	1193 
	71
	Lutécio
	Lu
	174,967 
	1656 
	3315 
	72
	Háfnio
	Hf
	178,49 
	2150 
	5400 
	73
	Tântalo
	Ta
	180,9479 
	2996 
	5425 
	74
	Tungstênio
	W
	183,85 
	3407 
	5927 
	75
	Rênio
	Re
	186,207 
	3180 
	5627 
	76
	Ósmio
	Os
	190,23045 
	5027 
	77
	Irídio
	Ir
	192,22 
	2410 
	4130 
	78
	Platina
	Pt
	195,08 
	1772 
	3827 
	79
	Ouro
	Au
	196,96654 
	1064,4
	2940 
	80
	Mercúrio
	Hg
	200,59
	-38,9 
	356,6 
	81
	Tálio
	Tl
	204,3833 
	303,6 
	1457 
	82
	Chumbo
	Pb
	207,2 
	327,5 
	1740 
	83
	Bismuto
	Bi
	208,98037 
	271,4 
	1560 
	84
	Polônio
	Po
	208,9824
	254 
	962 
	85
	Astato
	At
	209,9871 
	302 
	337 
	86
	Rádon/Radônio
	Rn
	222,0176 
	-71 
	-61,8 
	87
	Frâncio
	Fr
	223,0197 
	27 
	677 
	88
	Rádio
	Ra
	226,0254 
	700 
	1140 
	89
	Actínio
	Ac
	227,0278
	1047 
	3197 
	90
	Tório
	Th
	232,0381 
	1750 
	4787 
	91
	Protactínio
	Pa
	231,0359 
	1554 
	4030 
	92
	Urânio
	U
	238,0289 
	1132,4 
	3818 
	93
	Neptúnio
	Np
	237,0482 
	640 
	3902 
	94
	Plutônio
	Pu
	244,0642 
	641 
	3327 
	95
	Amerício
	Am
	243,0614 
	994 
	2607 
	96
	Cúrio
	Cm
	247,0703 
	1340 
	3110 
	97
	Berquélio
	Bk
	247,0703
	986 
	
	98
	Califórnio
	Cf
	251,0796 
	900 
	
	99
	Einstênio
	Es
	252,0829 
	860 
	
	100
	Férmio
	Fm
	257,0951 
	1527 
	
	101
	Mendelévio
	Md
	258,0986 
	
	
	102
	Nobélio
	No
	259,1009 
	
	
	103
	Laurêncio
	Lr
	260,1053 
	
	
	104
	Rutherfórdio
	Rf
	261,1087 
	
	
	105
	Dúbnio
	Db
	262,1138 
	
	
	106
	Seabórgio
	Sg
	263,1182 
	
	
	107
	Bório
	Bh
	262,1229 
	
	
	108
	Hássio
	Hs
	265 
	
	
	109
	Meitnerio
	Mt
	266 
	
	
	110
	Darmstádio
	Ds
	269 
	
	
	111
	Roentgênio
	Rg
	272 
	
	
	112
	Unúnbio
	Uub
	277 
	
	
	113
	Ununtrio
	Uut
	
	
	
	114
	Ununquádio
	Uuq
	
	
	
	115
	Ununpentio
	Uup
	
	
	
	116
	Ununhexio
	Uuh
	
	
	
	117
	Ununséptio
	Uus
	
	
	
	118
	Ununóctio
	Uuo
	
	
	
2.5 Compostos
Um composto químico é uma substância química constituída por moléculas ou cristais de dois ou mais átomos ou íons ligados entre si numa proporção fixa e definida, isto é, as proporções entre elementos de uma substância não podem ser alterados por processos físicos. Por exemplo, a água é um composto formado por hidrogênio e oxigênio na proporção de dois para um.
Em geral, esta razão fixa deve-se a uma propriedade física (formada por moléculas com ligações químicas estáveis) e não a uma seleção humana arbitrária. Por este motivo o bronze ou o chocolate são misturas ou ligas metálicas e não compostos.
Os compostos são identificados através de representações gráficas denominadas fórmulas químicas. As formulas descrevem a proporção dos átomos de cada elemento na formação da molécula ou, do conjunto iônico, da substância. Por exemplo, a formula H2O (água) indica que a molécula desta substância é constituida de dois átomos de hidrogênio para cada átomo de oxigênio, e a formula do sal de cozinha (NaCl) indica que na sua estrutura cristalina existe uma proporção fixa de um íon de sódio para cada um íon de cloro.
Os elementos de um composto não podem ser divididos ou separados por métodos de separação físicos (decantação, filtração, destilação, etc.), somente mediante reações químicas.
Todos os compostos poderão ser quebrados em compostos menores ou em átomos individuais quando convenientemente aquecidos. Esta temperatura, diferente para cada composto, é denominada temperatura de decomposição.
Tipos de compostos, dependendo se apresentam ou não o carbono como elemento químico principal:
Compostos inorgânicos ou minerais 
Compostos orgânicos 
Tipos de compostos, dependendo das ligações que os átomos efetuam:
Compostos iônicos 
Compostos moleculares 
Existem três tipos de ligações químicas: covalentes, iônicas e metálicas.
2.6 Moléculas
Uma molécula é um conjunto eletricamente neutro de dois ou mais átomos unidos por pares compartilhados de elétrons (ligações covalentes) que se comportam como uma única partícula. Uma substância que apresente somente ligações covalentes e seja formada por moléculas discretas é chamada de substância molecular cuja ligação suficientemente forte caracteriza como uma identidade estável (Água: H2O, Metano: CH4, Sacarose: C12H22O11, Hidrogênio: H2).
Um antigo conceito diz que a molécula é a menor parte de uma substância que mantém suas características de composição e propriedades químicas, entretanto tem-se conhecimento atualmente que as propriedades químicas de uma substância não são determinadas por uma molécula isolada, mas por um conjunto mínimo destas.
Muitas substâncias familiares são feitas de moléculas (por exemplo açúcar, água, e a maioria dos gases) enquanto muitas outras substâncias igualmente familiares não são moleculares em sua estrutura (por exemplo sais, metais, e os gases nobres).
Quando iniciou-se o estudo e formulação da teoria atômica, era dado o nome de átomo a qualquer entidade química que poderia ser considerada fundamental e indivisível. As observações no comportamento dos gases levaram ao conceito de átomo como unidade básica da matéria e relacionada ao elemento químico, desta forma, houve uma distinção da molécula como "porção fundamental de todo composto", obtida pela união de vários átomos por ligações de natureza diferente.
Basicamente, o átomo abriga em seu núcleo partículas elementares de carga elétrica positiva (prótons) e neutra (nêutrons), este núcleo atômico é rodeado por uma nuvem de elétrons em movimento contínuo (eletrosfera). A maioria dos elementos não são estáveis, por isso, quando dois átomos se aproximam, há uma interação das núvens eletrônicas entre si. Esta interação se dá também com os núcleos dos respectivos átomo, isto acaba por torná-los estáveis. Os átomos se ligam e formam agregados de moléculas.
A natureza das moléculas determina as propriedades químicas das substâncias, se caracterizam pela natureza dos átomos que as integram, pela relação de proporção entre esses átomos e pelo seu arranjo dentro de si.
Uma ligação entre dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio (H2O), forma uma molécula de água; dois átomos de cada um desses mesmos elementos produz peróxido de hidrogênio (H2O2), vulgarmente chamado de água oxigenada, cujas propriedades são diferentes da água.
Os átomos também se ligam em proporções idênticas, mas podem formar isômeros, que são moléculas diferentes. No álcool etílico (CH3CH2OH) e o éter metílico (CH3OCH3), é a diferença de arrumação dos átomos que estabelece ligações diferentes dentro da molécula.
A distribuição espacial dos átomos que formam uma molécula depende das propriedades químicas e do tamanho destes. Quando muito eletronegativos os átomos formam ligações classificadas como covalentes, pois apresentam aspecto equilibrado e simétrico.
No caso das substâncias iônicas, é nítida a diferença no que se refere à força de atração entre os elétrons, estes se deslocam de um átomo para outro. No caso do sal de cozinha, (cloreto de sódio - NaCl), no estado sólido, consiste de íons positivos de sódio e íons negativos de cloro. As forças elétricas existentes entre esses íons formam os seus cristais.
2.7 Íons
Um íon é uma espécie química eletricamente carregada, geralmente um átomo ou molécula que perdeu ou ganhou elétrons. Íons carregados negativamente são conhecidos como ânions, ou aniões (que são atraídos para ânodos), enquanto íons carregados positivamente são conhecidos como cátions, ou catiões (que são atraídos por cátodos).
Na química, um íon é uma molécula ou átomo que ganhou ou perdeu elétrons num processo conhecido como ionização.
Os íons foram pela primeira vez teorizados por Michael Faraday por volta de 1830, para descrever as porções de moléculas que viajavam, quer na direção do ânodo, quer na direção do cátodo. No entanto, o mecanismo através do qual o fenômeno se processa só foi descrito em 1884 por Svante August Arrhenius na sua tese de doutoramento na Universidade de Uppsala. A teoria de Arrhenius a princípio não foi aceita (ele conseguiuo doutoramento com a nota mais baixa possível), mas acabou por ganhar o Prêmio Nobel de Química em 1903 pela mesma dissertação.
2.8 Energia química
Energia química é a energia potencial das ligações químicas entre os átomos. Sua liberação é percebida mais claramente, por exemplo, numa combustão. A energia química é liberada ou absorvida em qualquer reação química.
C(s) + O2(g) → CO2(g) + Q
2.9 Reações químicas
Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um ou mais produtos. Envolve mudanças relacionadas à mudança nas conectividades entre os átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na interconversão entre dois tipos de isômeros. Resumidamente, pode-se afirmar que uma reacção química é uma transformação da matéria em que pelo menos uma ligação química é criada ou desfeita.
Um aspecto importante sobre uma reação química é a conservação da massa e o número de espécies químicas microscópicas (átomos e íons) presentes antes e depois da ocorrência da reação. Essas leis de conservação se manifestam macroscopicamente sob a forma das leis de Lavoisier, de Proust e de Dalton. De fato, essas leis, no modelo atômico de Dalton, se justificariam pelas leis de conservação acima explicitadas e pelo fato de os átomos apresentarem valências bem definidas. Ao conjunto das características e relações quantitativas dos números de espécies químicas presentes numa reação dá-se o nome de estequiometria.
Deve-se salientar que uma ligação química ocorre devido a interações entre as núvens eletrônicas dos átomos, e que então reação química apenas envolve mudanças nas eletrosferas. No caso de ocorrer mudanças nos núcleos atômicos teremos uma reação nuclear. Ao passo que nas reações químicas a quantidade e os tipos de átomos sejam os mesmos nos reagentes e produtos, na reação nuclear, as partículas subatômicas são liberadas, o que causa redução de sua massa, sendo este um fato relacionado à existência de elementos isóbaros, isótonos e isótopos entre si.
Um exemplo de uma reação química é (ambos os regentes em solução aquosa):
Na2SiO3(aq) + NiCl2(aq) → 2NaCl(aq) + NiSiO3(s)
Nesta reação química, ao passo que o NaCl permanece em solução, formou-se uma ligação entre os ions Ni2+(aq) e os ions SiO32-(aq) o que resultou em um produto sólido de cor verde (Silicato de Niquel, NiSiO3(s)), pode-se então dizer que houve uma reação química.
Tipos de reações químicas
Tradicionalmente, as reações químicas podem ser classificadas de acordo com o número de reagentes e produtos em cada lado da equação química que representa a reação:
reações de síntese, composição ou adição: 
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)
reações de análise ou decomposição:
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
reações de simples troca ou deslocamento:
2HCl(aq) + Zn(s) → ZnCl2(aq) + H2(g)
reações de dupla troca:
NaCl(aq) + AgNO3(aq) → NaNO3(aq) + AgCl(s)
Outra classificação categoriza as reações em dois tipos:
reações de oxirredução ou reações redox:
2Mg0 + O20 → 2 Mg2+ O2-
as demais reações, 
Algumas reações de síntese, algumas de análise, todas de simples troca e nenhuma de dupla troca são reações de oxirredução.
Um tipo de reação que não encontra paralelo nas classificações acima é a chamada reação de isomerização.
Ainda existem uma série de reações que são estudadas em Química Orgânica, ou seja, sub-classes de reações, tais como : Reações de Halogenação, Reações de Hidrogenação, Reações de Substituição Nucleofílica, etc.
2.10 Leis da química
As reações químicas são governadas por certas leis, as quais trazem conceitos fundamentais em química. Algumas delas são:
Lei da conservação das massas, que de acordo com alguns físicos modernos considera que a energia é conservada, e que massa e energia são relacionadas; um conceito que se torna importante em química e física nuclear. 
Lei da conservação da energia que conduz aos importantes conceitos de equilíbrio, termodinâmica, e cinética. 
Lei de Proust ou "lei das proporções constantes", embora em muitos sistemas (notavelmente macromoléculas bioquímicas e minerais) as variedades possíveis tendem a requerer vastos números, e são freqüentemente representados como frações. 
Lei das proporções múltiplas 
Lei de Hess 
Lei de Beer-Lambert 
Lei da difusão de Fick 
Lei de Raoult 
Lei de Henry 
Lei de Boyle (1662, relacionando pressão e volume) 
Lei de Charles (1787, relacionando volume e temperatura) 
Lei de Gay-Lussac (1809, relacionando pressão e temperatura) 
Lei de Avogadro 
2.11 Ligações químicas
As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem as moléculas, que constituem a estrutura básica de uma substância ou composto. Na Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos químicos. Os átomos destes elementos químicos ao se unirem formam a grande diversidade de substâncias químicas. 
Para exemplificar podemos citar o alfabeto em que podemos juntar as letras para formar as palavras. Os átomos, comparando, seriam as letras e, as moléculas seriam as palavras. Na escrita não podemos simplesmente ir juntando as letras para a formação de palavras: aasc em português não tem significado (salvo se corresponder a uma sigla); porém se organizarmos essas letras teremos casa que já tem o seu significado. Assim como na escrita a união estabelecida entre átomos não ocorre de qualquer forma, deve haver condições apropriadas para que a ligação entre os átomos ocorra, tais como: afinidade, contato, energia etc. 
As ligações químicas podem ocorrer através da doação e recepção de elétrons entre os átomos (ligação iônica). Como exemplo NaCl (cloreto de sódio). Compostos iônicos conduzem electricidade no estado líquido ou dissolvido. Eles normalmente têm um alto ponto de fusão e alto ponto de ebulição. 
Outro tipo de ligações químicas ocorre através do compartilhamento de elétrons: a ligação covalente. Como exemplo H2O (água). Existe também a ligação metálica onde os elétrons das últimas camadas dos átomos do metal saltam e passam a se movimentar livremente entre os átomos criando uma força de atração entre os átomos do metal, neste caso, não há perda de elétrons.
2.12 Áreas de estudo e algumas de suas subdivisões
A divisão da química pode ser feita de diversas maneiras.
Por exemplo, a IUPAC divide a química em:
Química física e biofísica 
Química inorgânica 
Química orgânica e química biométrica 
Polímeros 
Química analítica 
Química e meio ambiente 
Química e saúde humana 
Nomenclatura química e representação estrutural 
Mais tradicionalmente, a química pode, também, ser dividida em diversas modalidades:
Química orgânica 
É a ciência da estrutura, das propriedades, da composição e das reações químicas dos compostos orgânicos que, em principio, são os compostos cujo elemento principal é o carbono. O limite entre a química orgânica e a química inorgânica, que segue, não é sempre nítido; por exemplo, o óxido de carbono (CO) e o anidrido carbônico (CO2) não fazem parte da química orgânica. 
Química inorgânica 
É o ramo da química que trata das propriedades e das reações dos compostos inorgânicos. Neste é incluída a geoquímica 
Físico-Química ou Química Física 
É o estudo dos fundamentos físicos dos sistemas químicos e dos processos físicos. Em particular, a descrição energética das diversas transformações faz, por exemplo, parte deste ramo da química. Nela encontram-se disciplinas importantes como a termodinâmica química e a termoquímica, a cinética química, a mecânica estatística, a espectroscopia e a eletroquímica. 
Bioquímica 
É o estudo dos compostos químicos, das reações químicas e das interações químicas que nos acontecem organismos vivos. 
Química analítica 
É o estudo de amostras de material para conhecer a sua composição química e sua estrutura. 
Química nuclear 
É o estudodos fenômenos materiais e energéticos que aparecem no nível do núcleo dos átomos. 
Química dos polímeros 
Alguns elementos como o carbono e o silício têm a propriedade de poder formar cadeias repetindo numerosas vezes a mesma estrutura. Estas macromoléculas tem propriedades químicas e físicas exploradas pela indústria. 
Literatura em Química
Além dos livros didáticos ou específicos sobre tópicos da Química no mundo, são publicados diariamente centenas de artigos técnicos e científicos. Há milhares de jornais e revistas periódicas de Química. A principal fonte de referência para uma pesquisa bibliográfica sobre os assuntos tratados na área química é o Chemical Abstracts, publicado pela American Chemical Society, o qual contém resumos dos principais artigos publicados mundialmente.
Capítulo 3
Estructura dos átomos
O átomo é a menor partícula que ainda caracteriza um elemento químico. Ele apresenta um núcleo com carga positiva (Z é a quantidade de prótons e "e" a carga elementar) que apresenta quase toda sua massa (mais que 99,9%) e Z elétrons determinando o seu tamanho.
Até fins do século XIX, era considerado a menor porção em que se poderia dividir a matéria. Mas nas duas últimas décadas daquele século, as descobertas do próton e do elétron revelaram o equívoco dessa idéia. Posteriormente, o reconhecimento do nêutron e de outras partículas subatômicas reforçou a necessidade de revisão do conceito de átomo.
3.1 Evolução Histórica da Idéia de Átomo
Os atomistas na antiga Grécia
Por volta de 400 a.C. os gregos propuseram as primeiras idéias a respeito da constituição da matéria. Demócrito (460 a.C.-370 a.C.) admitiu que qualquer tipo de matéria seria formado por pequenas partículas. As partículas às quais Demócrito se referia receberam o nome de átomo (do grego átomo = indivisível). Várias considerações foram feitas a respeito dos átomos, formulando-se assim uma teoria que pretendia explicar o que era observado apoiada apenas em especulações. De acordo com essas preposições, os átomos de Demócrito deveriam atender às seguintes condições:
Os átomos constituíram toda e qualquer matéria; 
Os átomos seriam qualitativamente iguais, diferindo, apenas, na forma, no tamanho e na massa. 
Para Demócrito, a grande variedade de materiais na natureza provinha dos movimentos dos diferentes tipos de átomos, que, ao se chocarem, formavam conjuntos maiores, gerando diferentes corpos, com características próprias. Os fundamentos de Demócrito para os átomos foram tomando corpo com o passar do tempo. Epicuro (241 a.C. - 270 a.C.) complementou suas idéias ao sugerir que haveria um limite para o tamanho dos átomos, justificando assim a razão de serem invisíveis.
Acreditava-se que a matéria seria constituída de elementos da natureza como fogo, água, terra e ar, que misturados em diferentes proporções resultariam em propriedades físico-químicas diferentes.
Leucipo e Demócrito imaginaram que a matéria não poderia ser dividida infinitamente, mas partindo-a várias vezes, chegaríamos a uma partícula muito pequena: uma esfera indivisível, impenetrável e invisível. Com a ajuda de Lucrécio, a idéia dos filósofos teve rápida propagação.
Naquele tempo (430 a.C.), caminhando pelas areias próximas ao mar Egeu, o filósofo grego Leucipo disse a seu discípulo Demócrito: "Esta areia, vista de longe, parece ser um material contínuo, mas de perto é formada de grãos, sendo um material descontínuo. Assim ocorre com todos os materiais do Universo". "Mas, mestre", interrompeu Demócrito, "como posso acreditar nisso se a água que vemos aqui aparenta continuidade tanto de longe como de perto?"
Respondeu-lhe Leucipo: "Muitos vêem e não enxergam; use os 'olhos da mente', pois estes nunca o deixaram na escuridão do conhecimento. Em verdade, em verdade lhe digo: todos os materiais são feitos de partículas com espaços vazios ou vácuo entre elas. Essas partículas são tão pequenas que mesmo de perto não podem ser vistas. Muitos séculos passarão até que essa verdade seja aceita. Chegará o dia em que essas partículas serão até 'vistas' pelo homem. Ide e ensinai a todos e aqueles que nela acreditarem encontrarão respostas para as suas perguntas sobre o Universo."
O modelo atômico de Dalton
O cientista inglês John Dalton, em 1807, criou um modelo que retomava o antigo conceito dos gregos. Ele imaginou o átomo como uma pequena esfera, com massa definida e propriedades características. Dessa forma, todas as transformações químicas podiam ser explicadas pelo arranjo de átomos.
Dalton concebeu a existência de átomos com propriedades diferentes. E, dessa forma, definiu elemento químico. Os átomos que possuem a mesma massa, tamanho e forma constituem um elemento químico.
Dalton formalizou seu modelo nos seguintes postulados:
Toda matéria é constituída por átomos. Esses são as menores partículas que a constituem; são indivisíveis e indestrutíveis, e não podem ser transformados em outros, nem mesmo durante os fenômenos químicos.
Átomos de elementos químicos diferentes têm massas diferentes e se comportam desigualmente em transformações químicas.
Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em massa e se comportam igualmente em transformações químicas.
As transformações químicas ocorrem por separação e união de átomos. Isto é, os átomos de uma substância que estão combinados de um certo modo, separam-se, unindo-se novamente de uma outra maneira, formando outras substâncias.
Cinco pontos principais de Dalton's Atomic Theory
Elementos são feitas de partículas minúsculas chamados átomos. 
Todos os átomos de um dado elemento são idênticos. 
Os átomos de um dado elemento são diferentes das de qualquer outro elemento; os átomos de diferentes elementos podem ser distinguidos uns dos outros por seus respectivos pesos relativos. 
Átomos de um elemento pode combinar com átomos de outros elementos para formar compostos; um determinado composto tem sempre a mesma relação do número de tipos de átomos. 
Átomos não podem ser criados, divididos em pequenas partículas, nem destruídos no processo químico; uma reação química simplesmente muda a forma como átomos são agrupados. 
Dalton propôs mais uma "regra da maior simplicidade", que criaram controvérsia, uma vez que não pôde ser confirmado independentemente.
Quando átomos combinam em um único ratio ", que deve ser .. presume ser um binário um, a menos que alguns parecem causar ao contrário" Isso foi apenas uma suposição, derivados de fé na simplicidade da natureza. Nenhuma evidência foi, em seguida, à disposição dos cientistas para deduzir quantos átomos de cada elemento combinam para formar compostos moléculas. Mas este ou algum outro tal regra era absolutamente necessária para qualquer incipiente teoria, uma vez que um precisava de um assumiu a fórmula molecular, a fim de calcular relativa pesos atômicos. Em qualquer caso, Dalton da "regra da maior simplicidade" causou-lhe supor que a fórmula de água foi OH e amoníaco foi NH, muito diferente da nossa compreensão moderna.
Apesar da incerteza no coração de Dalton da teoria atómica, os princípios da teoria sobreviveu. Para ter a certeza, a convicção de que átomos não podem ser subdivididos, criados ou destruídos em pequenas partículas quando são combinadas, separados, ou reorganizadas em reacções químicas é incompatível com a existência de fusão e cisão nuclear, mas tais processos são reações nucleares e não reações químicas. 
Além disso, a ideia de que todos os átomos de um dado elemento são idênticos em suas propriedades físicas e químicas não é exactamente verdade, como sabemos agora que os diferentes isótopos de um elemento tem um pouco diferentes pesos. No entanto, Dalton tinha criado uma teoria do imenso poder e importância. na verdade, Dalton da inovação foi totalmente tão importante para o futuro da ciência como Antoine Lavoisier Laurent's à base de oxigénio químico.
O modelo atômico de ThomsonEntre 1813 e 1834, um cientista chamado Michael Faraday estudou a relação entre as quantidades de materiais em transformações químicas e de eletricidade necessária para realizar essas transformações. Esses estudos evoluíram até que, em 1891, a unidade mais simples de eletricidade foi determinada e denominada elétron.
A descoberta de partículas com carga elétrica fez com que o modelo atômico de Dalton ficasse superado. Em 1897, Thomson idealizou um experimento para medir a carga elétrica do elétron. Com base em seu experimento, e considerando o átomo eletricamente neutro (com quantidades iguais de partículas positivas e negativas), ele representou o átomo como uma esfera uniforme, de carga positiva, incrustada de elétrons (partículas negativas). Daí vem o nome do modelo:"pudim de passas".
O modelo atômico de Thompson é uma teoria sobre a estrutura atômica proposta por Joseph John Thomson, descobridor do elétron e da relaçāo entre a carga e a massa do elétron, antes do descobrimento do próton ou do neutron. Neste modelo, o átomo é composto de elétrons embebidos numa sopa de carga positiva, como as passas num pudim. Acreditava-se que os elétrons distribuiam-se uniformemente no átomo. Em outras oportunidades, postulava-se que no lugar de uma sopa de carga positiva seria uma núvem de carga positiva.
O modelo de Thompson foi superado após a experiência de Rutherford, quando foi descoberto o núcleo do átomo, originando um novo modelo, o modelo atômico de Rutherford.
O modelo atômico de Rutherford
Em 1908, realizando experiências de bombardeio de lâminas de ouro com partículas alfa (partículas de carga positiva, liberadas por elementos radioativos), Rutherford fez uma importante constatação: a grande maioria das partículas atravessava diretamente a lâmina, algumas sofriam pequenos desvios e outras, em número muito pequeno (uma em cem mil), sofriam grandes desvios em sentido contrário.
A partir dessas observações, Rutherford chegou às seguintes conclusões:
No átomo existem grandes espaços vazios; a maioria das partículas o atravessava sem sofrer nenhum desvio. 
No centro do átomo existe um núcleo muito pequeno e denso; algumas partículas alfa colidiam com esse núcleo e voltavam, sem atravessar a lâmina. 
O núcleo tem carga elétrica positiva; as partículas alfa que passavam perto dele eram repelidas e, por isso, sofriam desvio em sua trajetória. 
Pelo modelo atômico de Rutherford, o átomo é constituído por um núcleo central, dotado de cargas elétricas positivas (prótons), envolvido por uma nuvem de cargas elétricas negativas (elétrons).
Rutherford demonstrou, ainda, que praticamente toda a massa do átomo fica concentrada na pequena região do núcleo.
Dois anos depois de Rutherford ter criado o seu modelo, o cientista dinamarquês Niels Bohr o completou, criando o que hoje é chamado modelo planetário. Para Bohr, os elétrons giravam em órbitas circulares, ao redor do núcleo. Depois desses, novos estudos foram feitos e novos modelos atômicos foram criados. O modelo que representa o átomo como tendo uma parte central chamado núcleo, contendo prótons e nêutrons, serve para explicar um grande número de observações sobre os materiais.
O modelo atômico de Niels Bohr e a mecânica quântica
O modelo planetário de Niels Bohr foi um grande avanço para a comunidade científica, provando que o átomo não era maciço. Segundo a Teoria Eletromagnética, toda carga elétrica em movimento em torno de outra, perde energia em forma de ondas eletromagnéticas. E justamente por isso tal modelo gerou certo desconforto, pois os elétrons perderiam energia em forma de ondas eletromagnéticas, confinando-se no núcleo, tornando a matéria algo instável.
Bohr, que trabalhava com Rutherford, propôs o seguinte modelo: o núcleo contendo os prótons e nêutrons e definiu as órbitas estacionárias, onde o elétron orbitaria o núcleo, sem que perdesse energia. Entre duas órbitas, temos as zonas proibidas de energia, pois só é permitido que o elétron esteja em uma das órbitas. Ao receber um quantum, o elétron salta de órbita, não num movimento contínuo, passando pela área entre as órbitas (daí o nome zona proibida), mas simplesmente desaparecendo de uma órbita e reaparecendo com a quantidade exata de energia. Se um pacote com energia insuficiente para mandar o elétron para órbitas superiores encontrar o elétron, nada ocorre. Mas se um fóton com a energia exata para que o elétron salte para órbitas superiores, ele certamente o fará, depois, devolvendo a energia absorvida em forma de ondas eletromagnéticas.
Em 1913, Bohr , estudando o átomo de hidrogênio, conseguiu formular um novo modelo atômico. Bohr concluiu que o eletrón do átomo não emitia radiações enquanto permanecesse na mesma órbita, emitindo-as apenas quando se desloca de um nível de maior energia (órbita mais distante do núcleo, onde a sua - do elétron - energia cinética tende a diminuir enquanto que sua energia potencial tende a aumentar; mas, sua energia total aumenta) para outro de menor energia (órbita menos distante, onde sua energia cinemática tende a aumentar e sua energia potencial tende a diminuir; mas, sua energia total diminui).
A teoria quântica permitiu-lhe formular essa concepção de modo mais preciso: as órbitas não se localizariam a quaisquer distâncias do núcleo, pelo contrário, apenas algumas órbitas seriam possíveis, cada uma delas correspondendo a um nível bem definido de energia do eletrón. A transição de uma órbita para a outra seria feita por saltos pois, ao absorver energia, o eletrón saltaria para uma órbita mais externa(conceito quantum) e, ao emiti-la, passaria para outra mais interna (conceito fóton). Cada uma dessas emissões aparece no espectro como uma linha luminosa bem localizada.
3.2 Teoría de Planck
Em 1900 Planck explicou as propriedades da distribuição de energia nos espectros dos corpos incandescentes, supondo que a energia não é emitida pelos átomos destes corpos de maneira contínua, senão que se emite em forma de pequeñísimas porções separadas e indivisibles telefonemas quantos, cuja energia depende da frequência da luz emitida, isto é:
E=h.ν
onde:
E = energia do fóton, denominada quantum; 
h = constante de Planck; 
ν = frequência da radiação. Letra do alfabeto grego, que tem som de "ni". 
A constante de Planck, representada por h, é uma das constantes fundamentais da Física, usada para descrever o tamanho dos quanta. Tem um papel fundamental na teoria de Mecânica Quântica, aparecendo sempre que fenômenos em que a mecânica quântica se torna influente são estudados. Tem o seu nome em homenagem a Max Planck, um dos fundadores da Teoria Quântica. Seu valor é de aproximadamente:
h = 6,625.10-34 J.s
A equação de Planck expressa uma das mais importantes leis da natureza, e a constante de Planck, ao igual que a velocidade da luz e a carga do electrón, são constantes fundamentais.
A freqüência da onda é proporcional à magnitude da energia da partícula. Como os fótons são emitidos e absorvidos por partículas, eles atuam como transportadores de energia.
Se um fóton for absorvido por um átomo, ele excita um elétron, elevando-o a um alto nível de energia. Se o nível de energia é suficiente, ele pula para outro nível maior de energia, ele pode escapar da atração do núcleo e ser liberado em um processo conhecido como fotoionização. Um elétron que descer ao nível de energia menor emite um fóton de luz igual a diferença de energia, como os níveis de energia em um átomo são discretos, cada elemento tem suas próprias características de emissão e absorção.
3.3 Dualidade onda-partícula
As ondas eletromagnéticas são uma combinação de um campo elétrico e de um campo magnético que se propagam através do espaço transportando energia. A luz visível é cobre apenas uma pequena parte do espectro de radiação eletromagnética possível. O conceito de ondas eletromagnéticas foi postulado por James Clerk Maxwell e confirmado experimentalmente por Heinrich Hertz. Uma de suas principais aplicações éa radiotransmissão.
Radiação eletromagnética
A radiação eletromagnética são ondas que se auto-propagam pelo espaço, as quais podem ser percebidas pelo olho humano como luz. A radiação eletromagnética compõe-se de um campo elétrico e um magnético, que oscilam perpendicularmente um ao outro e à direção da propagação de energia. A radiação eletromagnética é classificada de acordo com a freqüência da onda, que em ordem crescente da duração da onda são: ondas de rádios, microondas, radiação terahertz (Raios T), radiação infravermelha, luz visível, radiação ultravioleta, Raios-X e Radiação Gama.
Ondas Eletromagnéticas
As ondas eletromagnéticas primeiramente foram “vistas” por James Clerk Maxwell e depois confirmadas por Heinrich Hertz. Maxwell notou as ondas a partir equações de eletricidade e magnetismo, revelando sua natureza e sua simetria. Como a equação da velocidade da radiação eletromagnética combinava com a equação da velocidade da luz, Maxwell concluiu que a luz em si é uma onda eletromagnética.
De acordo com as equações de Maxwell, a variação de um campo elétrico gera um campo magnético e vice-versa. Então, como uma oscilação no campo elétrico gera uma oscilação no campo magnético, o campo magnético também gera uma oscilação no campo elétrico, essa forma de oscilação de campos gera a onda eletromagnética.
Propriedades
Os campos elétrico e magnético obedecem aos princípios da superposição, sendo assim, seus vetores se cruzam e criam os fenômenos da refração e da difração. Uma onda eletromagnética pode interagir com a matéria e, em particular, perturbar átomos e moléculas que as absorvem, podendo os mesmos emitir ondas em outra parte do espectro. Também, como qualquer fenômeno ondulatório, as ondas eletromagnéticas podem interferir entre si. Sendo a luz uma oscilação, ela não é afetada pela estática elétrica ou campos magnéticos de uma outra onda eletromagnética no vácuo. 
Em um meio não linear como um cristal, por exemplo, interferências podem acontecer e causar o efeito Faraday, em que a onda pode ser dividida em duas partes com velocidades diferentes. 
Na refração, uma onda transitando de um meio para outro de densidade diferente, tem alteradas sua velocidade e direção (caso essa não seja perpendicular à superfície) ao entrar no novo meio. A relação entre os índices de refração dos dois meios determina a escala de refração medida pela lei de Snell (n1.sen i = n2.sen r , i = incidência, r = refração).
 A luz se dispersa em um espectro visível porque a luz é refletida por um prisma por causa da refração. As características das ondas eletromagnéticas demonstram as propriedades de partículas e da onda ao mesmo tempo, e se destacam mais quando a onda é mais prolongada.
3.4 Principio da incerteza de Heisenberg
Pode-se exprimir o princípio da incerteza nos seguintes termos:
O produto da incerteza associada ao valor de uma coordenada xi e a incerteza associada ao seu correspondente momento linear pi não pode ser inferior, em grandeza, à constante de Planck normalizada.
Em termos matemáticos, exprime-se assim:
Δxi . Δxp ≥ ћ/2
Onde ћ é a Constante de Planck (h) dividida por 2π.
A explicação disso é fácil de se entender, e fala mesmo em favor da intuição, embora o raciocínio clássico e os aspectos formais da análise matemática tenham levado os cientistas a pensarem diferentemente por muito tempo.
Quando se quer encontrar a posição de um elétron, por exemplo, é necessário fazê-lo interagir com algum instrumento de medida, direta ou indiretamente. Por exemplo, faz-se incidir sobre ele algum tipo de radiação. Tanto faz aqui que se considere a radiação do modo clássico - constituída por ondas eletromagnéticas - ou do modo quântico - constituída por fótons. Se se quer determinar a posição do elétron, é necessário que a radiação tenha comprimento de onda da ordem da incerteza com que se quer determinar a posição.
Neste caso, quanto menor for o comprimento de onda (maior freqüência) maior é a precisão. Contudo, maior será a energia cedida pela radiação (onda ou fóton) em virtude da relação de Planck entre energia e freqüência da radiação (E = h.v) e o elétron sofrerá um recuo tanto maior quanto maior for essa energia, em virtude do efeito Compton. Como conseqüência, a velocidade sofrerá uma alteração não de todo previsível, ao contrário do que afirmaria a mecânica clássica.
Argumentos análogos poderiam ser usados para se demonstrar que ao se medir a velocidade com precisão, alterar-se-ia a posição de modo não totalmente previsível.
Resumidamente, pode-se dizer que tudo se passa de forma que quanto mais precisamente se medir uma grandeza, forçosamente mais será imprecisa a medida da grandeza correspondente, chamada de canonicamente conjugada.
Algumas pessoas consideram mais fácil o entendimento através da analogia. Para se descobrir a posição de uma bola de plástico dentro de um quarto escuro, podemos emitir algum tipo de radiação e deduzir a posição da bola através das ondas que "batem" na bola e voltam. Se quisermos calcular a velocidade de um automóvel, podemos fazer com que ele atravesse dois feixes de luz, e calcular o tempo que ele levou entre um feixe e outro. Nem radiação nem a luz conseguem interferir de modo significativo na posição da bola, nem alterar a velocidade do automóvel. Mas podem interferir muito tanto na posição quanto na velocidade de um elétron, pois aí a diferença de tamanho entre o fóton de luz e o elétron é pequena. Seria, mais ou menos, como fazer o automóvel ter de atravessar dois troncos de árvores (o que certamente alteraria sua velocidade), ou jogar água dentro do quarto escuro, para deduzir a localização da bola através das pequenas ondas que baterão no objeto e voltarão; mas a água pode empurrar a bola mais para a frente, alterando sua posição.
Natureza da medida em mecânica quântica
Como se pode depreender da argumentação acima exposta, a natureza de uma medida sofre sérias reformulações no contexto da mecânica quântica. De fato, na mecânica quântica uma propriedade leva o nome de observável, pois não existem propriedades inobserváveis nesse contexto. Para a determinação de um observável, é necessário que se tenha uma preparação conveniente do aparato de medida, a fim de que se possa obter uma coleção de valores do ensemble de entes do sistema. Se não puder montar, ao menos teoricamente (em um Gedankenexperiment) uma preparação que possa medir tal grandeza (observável), então é impossível determiná-la naquelas condições do experimento.
Uma comparação tornará mais clara essa noção. No experimento de difração da dupla fenda, um feixe de elétrons atravessando uma fenda colimadora atinge mais adiante duas outras fendas paralelas traçadas numa parede opaca.
Do lado oposto da parede opaca, a luz, atravessando as fendas simultaneamente, atinge um anteparo. Se se puser sobre este um filme fotográfico, obtém-se pela revelação do filme um padrão de interferência de zonas claras e escuras. Esse resultado indica uma natureza ondulatória dos elétrons, resultado esse que motivou o desenvolvimento da mecânica quântica.
Entretanto, pode-se objetar e afirmar-se que a natureza dos elétrons seja corpuscular, ou seja, composta de fótons. Pode-se então perguntar por qual fenda o elétron atravessou para alcançar o anteparo. Para determinar isso, pode-se pôr, junto de cada fenda, uma pequena fonte luminosa que, ao menos em princípio, pode indicar a passagem dos elétrons por tal ou qual fenda. Entretanto, ao fazê-lo, o resultado do experimento é radicalmente mudado. A figura de interferência, antes presente, agora dá lugar a uma distribuição gaussiana bimodal de somente duas zonas claras em meio a uma zona escura, e cujos máximos se situam em frente às fendas.
Isso acontece porque as naturezas ondulatória e corpuscular do elétron não podem ser simultaneamente determinadas. A tentativa de determinar uma inviabiliza a determinação da outra. Essa constatação da dupla natureza da matéria (e da luz) leva o nome de princípioda complementaridade.
Essa analogia serve para mostrar como o mundo microfísico tem aspectos que diferem significativamente do que indica o senso comum.
Para se entender perfeitamente o alcance e o real significado do princípio da incerteza, é necessário que se distingam três tipos reconhecidos de propriedades dinâmicas em mecânica quântica:
Propriedades compatíveis: são aquelas para as quais a medida simultânea e arbitrariamente precisa de seus valores não sofre nenhum tipo de restrição básica. Exemplo: a medição simultânea das coordenadas x, y e z de uma partícula. A medição simultânea dos momentos px,py e pz de uma partícula. 
Propriedades mutuamente excludentes: são aquelas para as quais a medida simultânea é simplesmente impossível. Exemplo: se um elétron está numa posição xi, não pode estar simultaneamente na posição diferente xj. 
Propriedades incompatíveis: são aquelas correspondentes a grandezas canonicamente conjugadas, ou seja, aquelas cujas medidas não podem ser simultaneamente medidas com precisão arbitrária. Em outras palavras, são grandezas cujas medidas simultâneas não podem ser levadas a cabo em um conjunto de subsistemas identicamente preparados (ensemble) para este fim, porque tal preparo não pode ser realizado. Exemplos: as coordenadas x, y e z e seus correspondentes momentos px,py e pz, respectivamente. As coordenadas angulares θi e os correspondentes momentos angulares Ji. 
3.5 Equação de Schrödinger
Em Física, a Equação de Schrödinger, proposta pelo físico austríaco Erwin Schrödinger em 1925, descreve a evolução temporal de sistemas fisicos sujeitos à Mecânica Quântica. Essa equação tem uma importância capital na Teoria da Mecânica Quântica, e seu papel é similar ao da segunda Lei de Newton na Mecânica Clássica.
Pela formulação matemática da mecânica quântica, todo sistema é associado a um espaço de Hilbert complexo, tal que cada estado instantâneo do sistema é descrito por um vetor unitário nesse espaço. Este vetor de estados guarda as probabilidades para os resultados de todas as possíveis medições aplicadas ao sistema. Em geral, o estado de um sistema varia no tempo e o vetor de estados é uma função do tempo. A equação de Schrödinger mais simples é: 
Ĥ Ψ = E Ψ
Onde Ĥ é o operador Hamiltoniano, Ψ é a função de onda e E a energia total do sistema. 
3.6 Orbital atómico
Num átomo, os estados estacionários da função de onda de um elétron (funções próprias do Hamiltoniano (Ĥ) na equação de Schrödinger Ĥ Ψ = E Ψ, onde Ψ é a função de onda são denominados orbitais atômicos. Entretanto, os orbitais não representam a posição exata do elétron no espaço, que não pode ser determinada devido a sua natureza ondulatória; apenas delimitam uma região do espaço na qual a probabilidade de encontrar o elétron é elevada.
No caso do átomo de hidrogênio, pode-se resolver a equação anterior de forma exata, determinando que as funções de ondas estão determinadas pelos valores de quatro números quânticos: n , l, m e s.
De onde surgem os números quânticos?
Na teoria de Bohr era necessário postular a existência de números quânticos. Contudo, na mecânica quântica, estes números surgem naturalmente da solução matemática da equação de Schrödinger.
Os números quânticos descrevem as energias dos elétrons nos átomos e são de enorme relevância quando se trata de descrever a posição dos elétrons nos átomos.
Existem quatro números quânticos:
número quântico principal (n); 
número quântico de momento angular ou azimutal (l); 
número quântico magnético (m); 
número quântico de spin (s). 
Estes quatro números quânticos, além de se complementarem, nos permitem fazer uma descrição completa dos elétrons nos átomos, pois eles dizem o nível principal de energia do elétron, o subnível de energia, a orientação espacial da nuvem eletrônica e a orientação do próprio elétron na nuvem. Cada combinação dos quatro números quânticos é única para um elétron.
Os primeiros três números quânticos são usados para descrever orbitais atômicos e a caracterização dos elétrons que neles se encontram. O quarto número quântico, número quântico de spin, é utilizado na descrição do comportamento específico de cada elétron. Assim, qualquer par de elétrons pode ter até três números quânticos iguais sendo que, neste caso, necessariamente, o quarto número quântico deverá ser diferente, ou seja, este par de elétrons estará ocupando o mesmo orbital sendo que os elétrons apresentam spins opostos.
3.5.1 Número quântico principal, n
O número quântico principal pode tomar como valor qualquer número inteiro positivo. Como o próprio nome o sugere, este número quântico é o mais importante, pois o seu valor define a energia do átomo de hidrogénio (ou de qualquer outro átomo monoelectrónico de carga nuclear Z) por meio da equação:
onde m e e são a massa e a carga do elétron, ε0 é a permissividade do vácuo, e h é a constante de Planck. Esta equação foi obtida como resultado da equação de Schrödinger e é igual a uma das equações obtidas por Bohr, utilizando os seus postulados incorrectos.
O valor do número quântico n (número quântico principal ou primário, que apresenta os valores 1, 2, 3, 4, 5, 6 ou 7) define o tamanho do orbital. Quanto maior o número, maior o volume do orbital. Também é o número quântico que tem a maior influência na energia do orbital. 
Os elétrons, numa região em torno do núcleo de um átomo, orbitam em espaços com quantidades de energia características denominadas níveis eletrônicos, camadas eletrônicas ou camadas de electrões. Uma camada eletrônica é constituida por um grupo de orbitais atômicos com o mesmo valor de número quântico principal n.
A existência de camadas eletrônicas foi observada pela primeira vez experimentalmente nos estudos de absorção de raio-x de Charles Barkla e Henry Moseley. Barkla nomeou-os então com as letras K, L, M, etc. (A terminologia original era alfabética. K e L eram originalmente chamados B e A, mas foram renomeados posteriormente para deixar espaço para linhas escpectrais hipotéticas que nunca foram descobertas. O nome do nível K foi escolhido em homenagem a Lord Kelvin, o criador da escala Kelvin de temperatura).
Em 1913, Niels Bohr (1885-1962), fundamentado na teoria quântica da radiação formulada por Max Planck em 1900, propôs que os elétrons, em torno do núcleo atômico, giram em órbitas estacionárias denominadas de "níveis de energia", "camadas eletrônicas" (camadas de electrões). Nestes níveis energéticos os elétrons não emitem e não absorvem energia. Se receberem energia, na forma de luz ou calor, se afastam para níveis mais externos e, ao retornarem, emitem esta mesma quantidade de energia. Segundo a teoria quântica a energia envolvida na transição de um nível para outra é quantizada, ou seja, ocorre em "pacotes" inteiros, não divisíveis, denominados “quanta” (“quantum”, no singular ).
Para os átomos conhecidos atualmente, os elétrons ocupam 7 níveis de energia (camadas de elétrons), representados por letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P e Q , e identificados através de "números quânticos", denominados "principais" ou "primários", que são, respectivamente: 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7. A quantidade de elétrons que o átomo de número atômico 112 apresenta ocupando cada nível são, respectivamente: 2, 8, 18, 32, 32, 18 e 8. O átomo 118 possivelmente apresentará a mesma configuração eletrônica, apenas distribuindo 8 elétrons no nível Q.
Camada de valência
A camada de valência é a última camada do átomo ou o último nível de uma distribuição eletrônica, normalmente os elétrons pertencentes à camada de valência, são os que participam de alguma ligação química.
3.5.2 Número quântico de momento angular, l
O número quântico de momento angular, ou azimutal, informa-nos sobre a forma das orbitais. Como o próprio nome indica, o valor de l define o momento angular do elétron, sendo que o aumento do seu valor implica o aumento correspondente do valor do momento angular. Deste modo, a energia cinética do elétron