Energia de Ionização

Prévia do material em texto

Energia de Ionização 
Química
Energia de Ionização, também denominada de Potencial de ionização, corresponde à energia mínima necessária para retirar um elétron de um átomo ou íon no estado gasoso.
O átomo ou íon só perderá elétrons se ele receber energia suficiente, que é a energia de ionização.
Na prática, o mais importante é primeiro potencial de ionização ou primeira energia de ionização, que corresponde à remoção do primeiro elétron. Ela costuma ser a menor energia de ionização, pois como esse elétron é o mais afastado do núcleo, a sua força de atração com o núcleo é a menor, precisando de menos energia e sendo mais fácil removê-lo.
Além disso, com a perda de elétrons, o raio atômico diminui e o íon fica cada vez mais positivo, portanto, a atração com o núcleo fica mais forte e, consequentemente, será necessária mais energia para retirar o próximo elétron e assim sucessivamente.
Para considerar um exemplo, o átomo de sódio possui como primeira energia de ionização o valor de 406 kJ/mol. Já sua segunda energia de ionização é de 4560, isto é, muito maior que a primeira. Isso mostra que é necessário fornecer muito mais energia ao sódio para retirar dois elétrons do que apenas um. É por isso que na natureza é mais comum encontrar átomos de sódio com a carga +1.
Observe como isso ocorre no caso do alumínio a seguir:
13Al + 577,4 kJ/mol → 13Al1++ e-
13Al + 1816,6 kJ/mol → 13Al2++ e-
13Al + 2744,6 kJ/mol → 13Al3++ e-
13Al + 11575,0 kJ/mol → 13Al4++ e-
Assim, para o Alumínio temos a seguinte ordem de energia de ionização (EI):
1ª EI < 2ª EI < 3ª EI <<< 4ª EI
A partir desse fato, podemos concluir que:
Por isso, se considerarmos os elementos em uma mesma família ou num mesmo período da tabela periódica, veremos que conforme aumentam os números atômicos, menores são as energias de ionização, porque mais afastados do núcleo os elétrons estão. Desse modo, a energia de ionização cresce na tabela periódica de baixo para cima e da esquerda para a direita. Portanto, a energia de ionização é uma propriedade periódica.
Veja como isso é mostrado a seguir e compare os valores da primeira energia de ionização de alguns átomos, que foram obtidos experimentalmente em kJ (quilojoule):
Observe como os valores das energias de ionização dos elementos do segundo período da Tabela Periódica são maiores que os do terceiro período e assim por diante. Atente também ao fato de que a primeira energia de ionização dos elementos da família 1A são menores que os da 2A e assim sucessivamente.
Aqueles elementos representativos que possuem baixa energia de ionização perdem elétrons para se tornarem estáveis, ou seja, ficarem com a configuração de gás nobre. Já os com alta energia de ionização (ametais) recebem elétrons ao invés de perdê-los.
Eletroafinidade ou Afinidade Eletrônica 
Química
Eletroafinidade ou afinidade eletrônica corresponde à energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro no estado gasoso.
O elemento flúor, por exemplo, tem essa capacidade de atrair elétrons e “capturá-los”, originando um íon de carga negativa. Quando isso ocorre, é liberada uma quantidade de energia específica para cada elemento. No caso do flúor, essa energia é de 328 kJ. Desse modo, essa energia liberada é definida como Eletroafinidade, pois mede o grau de afinidade ou a potência da atração do átomo pelo elétron adicionado.
F (g) + e- → F-(g) + 328 kJ
Se compararmos a eletroafinidade do flúor, que é um elemento da família VII A ou 17 da Tabela Periódica, com a do lítio, pertencente à primeira família, veremos que a eletroafinidade do flúor é bem maior, pois, como vimos, é de 328 kJ, enquanto a do lítio é de apenas 60 kJ.
Fatos como esse se repetem ao examinarmos as eletroafinidades dos elementos ao longo dos períodos e das famílias da Tabela Periódica. Assim, apesar de não se ter ainda determinado experimentalmente os valores das eletroafinidades de todos os elementos, é possível generalizar que a eletroafinidade diminui com o aumento do raio atômico, isto é, na Tabela Periódica, ela aumenta de baixo para cima e da esquerda para a direita. O que faz da eletroafinidade uma propriedade periódica.
Portanto, como se pode observar no esquema a seguir, visto que ainda não foram determinados experimentalmente os valores das eletroafinidades dos gases nobres (família 18, ou VIII A ou ainda, 0), eles foram apenas estimadas; os elementos com maiores eletroafinidades são os halogênios (elementos pertencentes à família 17 ou VII A) e o oxigênio.
Eletronegatividade 
Química
A eletronegatividade representa a tendência que um átomo tem de atrair elétrons para si em uma ligação química covalente em uma molécula isolada.
A eletronegatividade é a tendência que um átomo possui de atrair elétrons para perto de si, quando se encontra ligado a outro elemento químico diferente por meio de uma ligação covalente, isto é, em que há o compartilhamento dos elétrons, considerando essa molécula como estando isolada.
Vamos considerar dois exemplos para entender melhor o conceito apresentado:
1º Exemplo: Molécula de gás hidrogênio: H2 → H - H
Quando dois átomos de hidrogênio aproximam-se, ocorrem ao mesmo tempo forças de atração entre o núcleo de cada um desses átomos pelo elétron do outro átomo e forças de repulsão entre os elétrons e os núcleos dos dois átomos. Quando essas forças atingem o equilíbrio, os dois elétrons ficam em uma região das eletrosferas que é algum lugar entre os dois átomos da molécula, em que ambos interagem com os dois elétrons, ficando estáveis, ou seja, os dois átomos compartilham um par de elétrons.
Essa é uma ligação covalente, que forma uma molécula. Mas visto que os dois átomos dessa molécula são exatamente iguais, a maneira com que eles atraem os elétrons para si também é a mesma. Assim, dizemos que não há diferença de eletronegatividade ou que ela é apolar.
2º Exemplo: Molécula de cloreto de hidrogênio: HCℓ 
Nesse caso, o compartilhamento de um par de elétrons é realizado entre elementos diferentes, pois, nessa ligação, o átomo do cloro atrai os elétrons com maior intensidade que o hidrogênio. Por isso, dizemos que o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio.
Como mostra a figura abaixo, em virtude da diferença de eletronegatividade, é formado um dipolo elétrico (μ), que são dois monopolos elétricos, com os elétrons tendendo a serem mais atraídos pelo cloro. Então, a ligação H ─ Cℓ terá uma carga parcial negativa no cloro (δ-) e uma carga parcial positiva no hidrogênio (δ+). Portanto, essa é uma molécula com diferença de eletronegatividade e é polar:
Isso nos mostra que a eletronegatividade é uma grandeza relativa, e não absoluta, pois ela é determinada levando-se em conta comparações de forças exercidas pelos átomos em uma ligação covalente.
Existem várias formas de se calcular a eletronegatividade, mas a mais comum é a escala de eletronegatividade proposta por Pauling. Digamos que temos uma molécula genérica A ─ B. Pauling propôs que a energia de ligação dessa molécula, simbolizada por D, seria dada pela soma da média aritmética das energias de ligação (D) das moléculas gasosas desses dois átomos, isto é, A-A e B-B, com o quadrado da diferença de eletronegatividades de cada átomo dessa molécula (xA e xB):
D(A-B) = [D(A-A) + D(B-B)]+ k (xA - xB)2
A constante k na fórmula acima é igual a 96,5 kJ . mol-1. Pauling atribuiu um valor arbitrário para a eletronegatividade do hidrogênio, que foi de 2,1, e, dessa forma, foi possível descobrir o valor da eletronegatividade dos outros elementos em relação a ele.
Com base nesse método, foram dados os valores da eletronegatividade de Pauling para os elementos da Tabela Periódica, com exceção dos gases nobres.
Observe que esses valores são uma propriedade periódica, pois eles variam periodicamente em função dos números atômicos dos elementos. Veja, por exemplo, que os elementos mais eletronegativos são os que estão no canto superior direito da tabela, isto é, o flúor (4,0) e o oxigênio (3,5), e os menos eletronegativossão os que estão no canto inferior esquerdo, que são o frâncio (0,8) e o césio (0,8).
Baseado nisso, criou-se até mesmo uma fila de eletronegatividade dos elementos mais eletronegativos que costumam ser mais trabalhados:
F > O > N > Cℓ > Br > I > S > C > P > H
Veja os valores das eletronegatividades:
4,0 > 3,5 > 3,0 > 3,0 > 2,8 > 2,5 > 2,5 > 2,5 < 2,1
Existe uma espécie de “macete” para se decorar essa fila de eletronegatividade, que é dada pela frase abaixo, em que a inicial de cada palavra corresponde ao símbolo dos elementos em questão:
“Fui Ontem No Clube, Briguei  I Saí Correndo Para o Hospital”
Portanto, podemos dizer que a eletronegatividade é uma propriedade periódica que aumenta da esquerda para a direita e de baixo para cima na Tabela Periódica.
Isso acontece em virtude do tamanho do raio atômico. Quanto maior o raio de um átomo, mais distantes os elétrons compartilhados estarão do seu núcleo e, portanto, mais fraca será a atração entre eles. O contrário também é verdadeiro, quanto menor o raio atômico, mais próximos do núcleo os elétrons estarão e maior será a atração entre eles. Assim, podemos concluir o seguinte:
A eletronegatividade aumenta com a diminuição do raio atômico.
Eletropositividade 
Química
A eletropositividade é a tendência que cada átomo tem de perder elétrons, tornando-se um cátion em uma ligação química.
A eletropositividade indica a tendência que o núcleo do átomo de um elemento químico tem de se afastar de seus elétrons na camada de valência quando forma um composto. É, portanto, o contrário da eletronegatividade, que se refere à tendência que o átomo tem de atrair os elétrons compartilhados em uma ligação.
Por exemplo, o óxido de sódio é um composto formado pela ligação entre dois átomos de sódio e um de oxigênio (Na2O). Se essas ligações fossem rompidas, o oxigênio atrairia os elétrons compartilhados na ligação para si com maior facilidade, pois ele é o mais eletronegativo. Já o sódio possui maior tendência de perder os elétrons, o que significa que ele é mais eletropositivo. 
A eletropositividade também é chamada de caráter metálico, pois os metais possuem maior tendência de perder os elétrons da camada de valência quando postos em contato com elementos eletronegativos.
Assim como a eletronegatividade, a eletropositividade é uma propriedade periódica, ou seja, é uma propriedade dos elementos químicos que varia em períodos regulares com o aumento ou com a diminuição do número atômico ao longo da Tabela Periódica.
A eletropositividade aumenta com o aumento do raio atômico, ou seja, na Tabela Periódica, a eletropositividade aumenta da direita para a esquerda e de cima para baixo:
Em uma mesma família da Tabela Periódica, ou seja, em uma mesma coluna, a eletropositividade aumenta de cima para baixo, porque nesse sentido os períodos vão aumentando, o que significa que as camadas eletrônicas vão aumentando e os elétrons da camada de valência (camada mais externa) vão ficando mais distantes do núcleo, logo, a atração entre eles é cada vez menor, isto é, a eletropositividade é cada vez maior.
Por exemplo, considerando os elementos da família 17 ou VII A, temos que o sentido crescente da eletropositividade deles é: F < Cl < Br < I < At.
Agora, quando consideramos os elementos em um mesmo período, que é a mesma linha na horizontal, vemos que a eletropositividade diminui da esquerda para a direita, porque nesse sentido todos eles possuem a mesma quantidade de camadas eletrônicas, mas a cada família que aumenta, a quantidade de elétrons na camada de valência aumenta e, com isso, a atração pelo núcleo é maior.
Por exemplo, considerando todos os elementos do segundo período da Tabela Periódica, temos que o sentido crescente de sua eletropositividade é dado por: Ne < F < O < N < C < B < Be < Li.
Se você observar na Tabela a localização do sódio (Na) e do oxigênio (O), verá realmente que o sódio é mais eletropositivo. 
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
Ligações Químicas
Basicamente, duas forças de naturezas distintas atuam no interior da matéria: são as forças intermoleculares, isto é, entre moléculas, e as forças intramoleculares, que agem no interior dessas moléculas, entre dois ou mais átomos. As forças intermoleculares podem ser descritas, sucintamente, como Pontes de Hidrogênio ou Forças de Van der Waals. As forças intramoleculares são as famosas ligações químicas, que podem ser do tipo iônico, covalente ou metálico. O propósito deste texto é abordar aspectos referentes às forças intramoleculares, isto é, referentes às ligações químicas.
Sem nenhuma dúvida, ainda hoje as forças que atuam entre átomos representam um dos aspectos mais intrigantes de todo o estudo da química. Destas forças, as mais fortes são as ligações químicas, responsáveis pela união estável de átomos, resultando na formação de moléculas, sendo estas as bases constituintes de toda matéria que conhecemos.
As ligações químicas representam interações entre dois ou mais átomos, interações essas que podem ocorrer por doação de elétrons, compartilhamento de elétrons ou ainda deslocalização de elétrons. Cada um desses processos é caracterizado por uma denominação de ligação química. É importante, entretanto, salientar que a grande maioria das ligações não ocorre de modo a pertencer 100% a um determinado grupo. O que ocorre é determinada ligação apresentar propriedades intermediárias a um e a outro grupo. Mas esse aspecto intermediário raramente é abordado na literatura química, sendo utilizada a classificação predominante para a ligação química em questão.
De modo geral, como fora mencionado, pode ocorrer a doação e o recebimento de elétrons entre dois átomos, caracterizando uma ligação denominada de Ligação Iônica. Nessa ligação, predominam as forças eletrostáticas que atraem os íons de cargas opostas. A ligação iônica é a responsável pela formação de compostos iônicos, e ocorre entre um átomo metálico e um átomo não metálico, com doação de elétrons por parte do primeiro e recebimento de elétrons por parte do segundo.
Quando se combinam dois átomos que possuem um mesma tendência de ganhar e perder elétrons, ocorre então a formação de uma Ligação Covalente. Sob essas condições, não ocorre uma transferência total de elétrons. Nesse processo, ocorre um compartilhamento de elétrons, aos pares. A ligação covalente,  sempre entre dois átomos não metálicos, forma os compostos de natureza molecular, de modo a constituir uma molécula de natureza polar (ligação entre dois átomos diferentes) ou apolar (entre dois átomos iguais).
Já a Ligação Metálica traz um processo distinto. Os elétrons distribuem-se sobre núcleos positivos de átomos metálicos, formando uma nuvem eletrônica sobre toda estrutura da matéria formada, sendo esta a responsável pelas propriedades metálicas da matéria constituída.
Teoria do Octeto 
A Teoria do Octeto determina que os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a sua camada de valência com oito elétrons. Sendo assim, o átomo é considerado estável quando apresentar 8 elétrons em sua última camada da eletrosfera.
Na tentativa de atingir a estabilidade sugerida pela Regra do Octeto, cada elemento precisa ganhar ou perder (compartilhar) elétrons nas ligações químicas, como no exemplo a seguir:
Ligação de Sódio (Na) e Cloro (Cl): o átomo de sódio doa um elétron para o átomo de Cloro.
Em uma visão mais dinâmica, este compartilhamento de elétrons ficaria assim:
Vamos observar o seguinte:
• O átomo de Sódio doa um elétron para o átomo de Cloro;
• Forma-se o íon Na+ com oito elétrons na camada de valência (última camada da eletrosfera);
• O íon de cloro aparece com uma carga negativa (Cl-), indicando que recebeu um elétron e atingiu a estabilidade.
Segundo a Teoria do Octeto, as moléculas ou íons tendem a ser mais estáveis quando a camada de elétrons externa de cada um dos seus átomos está preenchida com a configuração de um gás nobre (oito elétrons). Essa teoria explica porque os elementos sempre formamligações: para atingirem a estabilidade.
Por Líria Alves
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola
Distribuição Eletrônica de Elétrons
Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Admite-se a existência de 7 camadas eletrônicas, designados pelas letras maiúsculas:
K,L,M,N,O,P e Q. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados.
As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as camadas K,L,M,N,O, P e Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia, respectivamente.
Por meio de métodos experimentais, os químicos concluíram que o número máximo de elétrons que cabe em cada camada ou nível de energia é:
 
	Nível de energia
	Camada
	Número máximo de elétrons
	1º
	K
	2
	2º
	L
	8
	3º
	M
	18
	4º
	N
	32
	5º
	O
	32
	6º
	P
	18
	7º
	Q
	2 (alguns autores admitem até 8)
Em cada camada ou nível de energia, os elétrons se distribuem em subcamadas ou subníveis de energia, representados pelas letras s,p,d,f, em ordem crescente de energia.
O número máximo de elétrons que cabe em cada subcamada, ou subnivel de energia, também foi determinado experimentalmente:
energia crescente
---------------------------------->
 
	Subnível
	s
	p
	d
	f
	Número máximo de elétrons
	2
	6
	10
	14
 
O número de subníveis que constituem cada nível de energia depende do número máximo de elétrons que cabe em cada nível. Assim, como no 1ºnível cabem no máximo 2 elétrons, esse nível apresenta apenas um subnível s, no qual cabem os 2 elétrons. O subnível s do 1º nível de energia é representado por 1s.
Como no 2º nível cabem no máximo 8 elétrons, o 2º nível é constituído de um subnível s, no qual cabem no máximo 2 elétrons, e um subnível p, no qual cabem no máximo 6 elétrons. Desse modo, o 2º nível é formado de dois subníveis, representados por 2s e 2p, e assim por diante.
Resumindo:
 
	Nível
	Camada
	Nº máximo de elétrons
	Subníveis conhecidos
	1º
	K
	2
	1s
	2º
	L
	8
	2s e 2p
	3º
	M
	18
	3s, 3p e 3d
	4º
	N
	32
	4s, 4p, 4d e 4f
	5º
	O
	32
	5s, 5p, 5d e 5f
	6º
	P
	18
	6s, 6p e 6d
	7º
	Q
	2 (alguns autores admitem até 8)
	7s 7p
 
Linus Carl Pauling (1901-1994), químico americano, elaborou um dispositivo prático que permite colocar todos os subníveis de energia conhecidos em ordem crescente de energia. É o processo das diagonais, denominado diagrama de Pauling, representado a seguir. A ordem crescente de energia dos subníveis é a ordem na sequência das diagonais.
Acompanhe os exemplos de distribuição eletrônica:
1 - Distribuir os elétrons do átomo normal de manganês (Z=25) em ordem de camada.
Solução:
O símbolo "Z" corresponde ao número atômico, que é a quantidade de prótons que o átomo possui em seu núcleo. Quando o átomo está no estado fundamental, a quantidade de prótons é igual à quantidade de elétrons. Assim, se Z=25, isto significa que no átomo normal de manganês há 25 elétrons. Aplicando o diagrama de Pauling, teremos:
K - 1s2 
L - 2s2 2p6
M - 3s2 3p6 3d5
N - 4s2 4p 4d 4f
O - 5s 5p 5d 5f
P - 6s 6p 6d
Q - 7s 7p
Resposta: K=2; L=8; M=13; N=2
2 - Distribuir os elétrons do átomo normal de xenônio (Z=54) em ordem de camada.
Solução:
K - 1s2
L - 2s2 2p6
M- 3s2 3p6 3d10 
N- 4s2 4p6 4d10 4f
O- 5s2 5p6 5d 5f
P- 6s 6p 6d
Q- 7s 7p
Resposta: K=2; L=8; M=18; N=18; O=8
Há alguns elementos químicos cuja distribuição eletrônica não “bate” com o diagrama de Pauling.
Por Líria Alves
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola
Montagem de uma fórmula estrutural 
Para montar uma fórmula estrutural, é fundamental saber a quantidade de elétrons que cada átomo necessita para alcançar a estabilidade.
Os compostos moleculares, ou covalentes, são formados por meio de ligações covalentes, aquelas nas quais não temos o envolvimento de metais (com exceção do Berílio) em sua formação. Assim, nesse tipo de ligação, todos os átomos precisam receber elétrons e, por isso, sempre os compartilharão.
A fórmula estrutural é uma das formas utilizadas para representar o compartilhamento de elétrons entre os átomos dos compostos moleculares. Para que consigamos realizar a montagem de uma fórmula estrutural, é necessário que antes de mais nada saibamos qual é a necessidade de cada um dos elementos envolvidos no composto de acordo com a teoria do octeto. A tabela a seguir mostra a necessidade de cada elemento envolvido de acordo com sua família:
A partir das necessidades expressas acima, devemos saber que, ao montar uma fórmula estrutural, temos como recursos apenas as seguintes ferramentas:
• ligação simples: − (compartilhamento de dois elétrons);
• ligação dupla: = (compartilhamento de quatro elétrons);
• ligação tripla: ≡ (compartilhamento de seis elétrons);
Conhecendo as necessidades e as ferramentas, a montagem da fórmula estrutural de um composto molecular pode ser realizada a partir do seguinte passo a passo:
a) Molécula diatômica (formada por apenas dois átomos):
Basta escrever um átomo à esquerda e um átomo à direita e colocar a ligação que se adéqua as necessidades de ambos. Veja alguns exemplos:
- O2
Como o oxigênio pertence à família VIA, ele necessita de dois elétrons. Por isso, a ligação que melhor se enquadra entre eles é a ligação dupla.
- HCl
Como o H e o Cl necessitam apenas de um elétron, a ligação que melhor se enquadra entre eles é a simples.
b) Moléculas que apresentam mais de dois átomos
Em compostos moleculares que apresentam mais de dois átomos, devemos posicionar no centro da molécula o átomo que necessita de um maior número de ligações (prioridade) ou o átomo menos eletronegativo. Os demais devem ficar nos quatro polos (norte, sul, leste e oeste). Na hora de colocar a ligação entre cada um deles, devemos priorizar os átomos que estão nos polos. O átomo central sempre vai ser estabilizado seguindo essa ordem de montagem. Veja alguns exemplos:
- H2O	
Como o oxigênio necessita de mais ligações (duas, por ser da família VIA), ele será colocado no centro da molécula, e os hidrogênios, nos polos. Como a necessidade de cada H é de apenas uma ligação para cada um deles, utilizaremos uma ligação simples. Como o oxigênio realizará duas ligações simples, ele estará estável.
- NH3
Como o nitrogênio necessita de mais ligações (três, por ser da família VA), ele será colocado no centro da molécula, e os hidrogênios, nos polos. Como a necessidade de cada hidrogênio é de apenas uma ligação para cada um deles, utilizaremos uma ligação simples. Como o oxigênio realizará três ligações simples, ele estará estável.
- CH4
Como o carbono necessita de mais ligações (quatro, por ser da família VIA), ele será colocado no centro da molécula, e os hidrogênios, nos polos. Como a necessidade de cada hidrogênio é de apenas uma ligação para cada um deles, utilizaremos uma ligação simples. Como o carbono realizará quatro ligações simples, ele estará estável.
- CO2
Como o carbono necessita de mais ligações (4, por ser da família IVA), ele será colocado no centro da molécula, e os oxigênios, nos polos. Como a necessidade de cada O é de duas ligações para cada um deles, utilizaremos uma ligação dupla. Como o oxigênio realizará duas ligações duplas, ele estará estável.
Observação: Quando um átomo da molécula, durante a montagem da fórmula estrutural, estiver estável e outro ainda necessitar de dois elétrons, podemos utilizar uma ferramenta diferenciada, que é a chamada ligação covalente coordenada dativa. Esse tipo de ligação só pode utilizado mediante essa condição (um átomo estável e outro necessitando de dois elétrons). Veja alguns exemplos:
- CO
Como só temos dois átomos, vamos posicionar um à esquerda e outro à direita. O oxigênio precisa de duas ligações, por isso, temos que utilizar obrigatoriamente uma ligação dupla.
Porém, ao utilizar a dupla, o oxigênio fica estável e o carbono ainda precisa de mais dois elétrons. Por isso, podemos utilizara ligação covalente dativa, que é representada por uma seta que sempre vai do átomo estável até o átomo que não está estável.
- O3
Como temos três átomos, um dos oxigênios deverá ficar no centro da molécula e os outros dois, nos polos. A regra estudada sempre pede para que, nesses casos, coloquemos primeiramente ligações nos átomos dos polos. Todavia, aqui só podemos adicionar uma única dupla, já que todos os oxigênios só fazem duas ligações.
O oxigênio do centro está estável, enquanto o da esquerda necessita ainda de dois elétrons. Por essa razão, podemos utilizar uma ligação dativa para estabilizá-lo.
Diagrama de Pauling
O diagrama de Pauling ou princípio de Aufbau nada mais é do que um método de distribuir os elétrons na eletrosfera do átomo e dos íons. Este método foi desenvolvido pelo físico alemão Erwin Madelung (no Brasil, em muitos livros de química, o modelo é atribuído à Linus Pauling; entretanto, não há evidências de que tenha sido ele o criador desse método). Ele provou experimentalmente que os elétrons são dispostos nos átomos em ordem crescente de energia, visto que todas as vezes que o elétron recebe energia ele salta para uma camada mais externa a qual ele se encontra, e no momento da volta para sua camada de origem ele emite luz, em virtude da energia absorvida anteriormente. Baseado na proposição de Niels Borh de que os elétrons giram ao redor do núcleo, como a órbita dos planetas ao redor do sol.
Uma lâmpada fluorescente, por exemplo, ela contém uma substância química em seu interior, obviamente formada por átomos, os elétrons presentes na eletrosfera destes átomos, ao receber a energia elétrica são excitados, e começam a saltar para outras camadas e ao retornarem emitem a luz.
Diagrama de Pauling
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d106p6 7s2 5f146d10 7p6 ... 
Ordem crescente de energia
Número Quântico Principal (n): também conhecido como nível energético são representados pelos números inteiros correspondentes a:
K= 1 s
L=  2 s p
M= 3 s p d
N= 4 s p d f
O= 5 s p d f g
P= 6 s p d f g h
Q= 7 s p d f g h i...
Número Quântico Azimutal(l): é comumente conhecido como subnível energético e representado pelas (“s, p, d, f,”...), respectivamente, “s(Sharp), p(Principal), d(difuse) e f(fundamental)”.  Os subníveis energéticos são formados por orbitais, que comportam 2 elétrons com spins opostos segundo o Princípio da exclusão de Pauli.
s²= 1 orbital e 2 spins
p6= 3 orbitais e 6 spins
d10= 5 orbitais e 10 spins
f14= 7 orbitais e 14 spins
Número Quântico Magnético(m): o número quântico magnético é útil para identificação dos orbitais. Onde o orbital da direita tem valor (+) e os da esquerda valor (-). Por exemplo, utilizando o subnível f que possui um maior número de orbitais, temos:
Número Quântico de Spin (Ms): são representações em forma de seta dos elétrons distribuídos nos orbitais. O valor dos de cada spin é:
↑ Para cima é positivo Ms=+½(meio) e ↓ Para baixo é negativo e Ms=-½(meio) 
Exemplo: é necessário fazer a distribuição eletrônica do átomo de Praseodímio:
Passo 1: procurar o elemento na tabela periódica e observar seu número atômico.
Utilizando o diagrama de Pauling e seguindo pelas diagonais obtém-se:
No átomo de Pr as camadas possuem:
K=2 elétrons, L=8 elétrons, M=18 elétrons, N=21elétrons, O=8 elétrons e P=2 elétrons.
Passo 2: dispor os spins em orbitais(aqui representados pelos quadrinhos) sendo
Para os íons a distribuição é diferente, visto que íons são átomos que possuem carga e são subdividos em Cátions - tem tendência de perder seus elétrons e Ânions – tem tendência de ganhar elétrons.
Para o Cátion de Pr+2 por exemplo, a distribuição passa a ser para 57 elétrons pois ele perde 2 em virtude de sua valência:
K=2 elétrons, L=8 elétrons, M=18 elétrons, N=19 elétrons, O=8 elétrons e P=2 elétrons.
Para um átomo de cloro, por exemplo, a distribuição é 17, porém para o ânion cloreto passa a ser de 18 elétrons por que ele ganha 1 elétron:
17Cl:
1s2
2s2 2p6
3s2 3p5 ou  1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
K=2, L=8 e M=7 elétrons
17Cl-1:
1s2 
2s2 2p6 
3s2 3p6 ou  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
K=2, L=8 e M=8 elétrons
É importante salientar que no texto acima existem reticências demonstrando a continuação das camadas, níveis, subníveis etc. Simplesmente por que Pauling seguiu o raciocínio de Mendeleyev, sabendo que novos elementos ainda serão descobertos e ocuparão, por exemplo, a camada R nível 8 e subníveis s,p,d,f,g,h,i, j e assim por diante.