ELETRÓLISE ÍGNEA
O cloreto de sódio funde a 808°C e torna-se condutor de corrente elétrica. Passando-se uma corrente elétrica contínua por este líquido, geralmente a 808°C, produz-se a eletrólise deste sal. Neste processo são produzidos o gás cloro (altamente tóxico) e o sódio metálico em forma líquida nesta temperatura. O cloro pode ser recolhido em solução de soda cáustica para produção do hipoclorito de sódio, e o sódio metálico deve ser muito cuidadosamente manipulado pois reage violentamente com água causando explosões, produzindo hidróxido de sódio e gás hidrogênio.
A reação se processa com as seguintes reações:

NaCl → Na¹⁺ + Cl^1-

Os íons Cl^1- se dirigem para o ânodo (pólo positivo), perdem seus elétrons e são transformados em gás cloro, Cl₂:

2 Cl^1- → Cl₂ + 2 e^- (reação de oxidação)

Os íons Na¹⁺ se dirigem para o cátodo (pólo negativo), recebem um elétron e são transformados em sódio metálico (Na⁰).
Assim, equilibrando as cargas, por multiplicação da equação de oxidação.

2 Na¹⁺ + 2 e^- → 2 Na⁰ (reação de redução)

A equação global desta eletrólise é dada pela soma das reações de dissociação do sal e das reações que ocorrem nos eletrodos.

2 NaCl → 2 Na¹⁺ + 2 Cl^1-

2 Cl^1- → Cl₂ + 2 e^- (reação de oxidação)

2 Na¹⁺ + 2 e^- → 2 Na⁰ (reação de redução)

Tendo-se, finalmente, a reação global:

2 NaCl → Cl₂ + 2 Na⁰

ELETRÓLISE
Eletrólise Aquosa
É uma eletrólise onde há a dissociação de um composto iônico em solução aquosa. O eletrodo deve ser inerte.
É necessário considerar a reação de auto-ionização da água, onde produz íon H+ e íon OH-.
O composto iônico é dissolvido em água, ocorrendoa formação de íons livres, que produzirão a corrente elétrica. Deve ser montada as quatro reações para obter a reação global desta eletrólise.

Nesta cuba eletrolítica deve haver água e o composto iônico dissolvidos. Da auto-ionização da água, formará íons H+ e íons OH-. Se o composto for um sal, o NaCl, em contato com a água, formará o íon Na+ e o íon Cl-. Os íons positivos serão atraídos pelo eletrodo negativo e os íons negativos serão atraídos pelo eletrodo positivo. Cada par de íons (positivo e negativo) competirão entre si para ver qual se formará ao redor do seu respectivo eletrodo.
Existe uma tabela de facilidade de descarga elétrica, entre cátions e ânions:
Cátions:
Alcalinos
Alcalinos Terrosos
Al3+ < H+ < demais cátions
Ordem Crescente de Facilidade de Descarga dos Cátions
Ânions:
Ânions Oxigenados < OH- < ânions não-oxigenados < halogênios
Ordem Crescente de Facilidade de Descarga dos Ânions
Observando a tabela, deve-se comparar então os seguintes íons:
- Cl- e OH-
- H+ e Na+
De acordo com a tabela, o íon Cl- (halogênio) tem mais facilidade do que o íon OH-.
De acordo com a tabela, o íon H+ tem mais facilidade do que o íon Na+.
Então, formam-se nos eletrodos, o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2).
No polo (-) = H+
No polo (+) = Cl-
Reações:


Observe que forma o H2 e Cl2.
Também forma 2Na+ e 2OH-. Juntando estes dois íons, forma-se 2NaOH.

Fonte: http://www.cocemsuacasa.com.br/ebook/pages/9622.htm

Resumo de Pilhas e Eletrólise

Pilha de Daniell	Polo +	Polo -
	Cátodo	Ânodo
	Redução	Oxidação
	Aumenta a lâmina	Corrói a lâmina
	Dilui concentração	Aumenta concentração
Eletrólise	Ânodo	Cátodo
	Oxidação	Redução

Eletroquímica

1. Pilha
   • Representação IUPAC da pilha
2. Eletrodo padrão
3. Corrosão
4. Eletrólise
   • Galvanoplastia
   • Aplicações da eletrólise

---

Pilha

Pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de oxirredução espontânea produz corrente elétrica. Cátodo é o eletrodo no qual há redução (ganho de elétrons). É o pólo positivo da pilha. Ânodo é o eletrodo no qual há oxidação (perda de elétrons). É o pólo negativo da pilha. Os elétrons saem do ânodo (pólo negativo) e entram no cátodo (pólo positivo) da pilha.

Pilhas comerciais
Pilha seca comum (Leclanché) Pilha alcalina comum Pilha de mercúrio Bateria de níquel-cádmio Bateria de chumbo Pilha de combustível

Representação convencionada pela IUPAC

Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo

Exemplo: Pilha de Daniell ® Zn/Zn²⁺//Cu²⁺/Cu

Eletrodo padrão

Eletrodo padrão é aquele no qual as concentrações das substâncias em solução é igual a 1 mol/L e a temperatura é de 25°C. No caso de um gás participar do eletrodo, sua pressão deve ser igual a 1 atm. Por convenção, o potencial padrão de eletrodo do hidrogênio é igual a zero e o seu potencial padrão de redução é igual a zero:

2H+ + 2e-	® ¬	H2
E0red = 0 (convenção)

A IUPAC eliminou o termo potencial de oxidação. Sempre deve ser usada a expressão potencial de redução. A medida do potencial padrão de redução de um dado eletrodo padrão é feita medindo-se a ddp de uma pilha padrão na qual uma das semipilhas é um eletrodo padrão de hidrogênio e a outra é o eletrodo padrão cujo E⁰_red se quer medir.

• Quanto maior for o E⁰_red, mais fácil será a redução e mais forte será o oxidante.
  
• Quanto menor for o E⁰_red, mais difícil será a redução e mais fraco será o oxidante.
  
• Quanto maior for o E⁰_red, mais difícil será a oxidação e mais fraco será o redutor.
  
• Quanto menor for o E⁰_red, mais fácil será a oxidação e mais forte será o redutor.

MENOR E0red	fluxo de elétrons ¾¾¾¾¾¾¾¾® reação espontânea (DG < 0) fluxo de elétrons ¬¾¾¾¾¾¾¾¾ reação não-espontânea (DG > 0)	MAIOR E0red

Corrosão

Corrosão do ferro

Reação global: 2Fe + 3/2O2 + xH2O ®	Fe2O3 · xH2O
	ferrugem

Proteção contra a corrosão
Ferro galvanizado (ferro revestido de zinco) Lata (ferro revestido de estanho) Ferro com plaquetas de Zn ou Mg presas na superfície e que funcionam como eletrodo de sacrifício

Perguntas e respostas sobre o Bóson de Higgs

Entenda o que é a “partícula de Deus” e sua importância para a ciência

AFP

Gráfico mostra colisão de partículas no experimento CMS no Grande Colisor de Hádrons, na Suíça

O que é o Bóson de Higgs?Segundo teorias da Física que aguardam comprovação definitiva, Higgs é uma partícula subatômica considerada uma das matérias-primas básicas da criação do Universo.

Existe uma teoria quase completa sobre o funcionamento do Universo, com todas as partículas que formam os átomos e moléculas e toda a matéria que vemos, além de partículas mais exóticas. Esse é o chamado Modelo Padrão.

Cientistas anunciam descoberta de possível Bóson de Higgs
Mas há um "buraco" na teoria: ela não explica como todas essas partículas obtiveram massa. A partícula de Higgs, cuja teoria foi proposta inicialmente em 1964, é uma explicação para tentar preencher esse vácuo.

Segundo o Modelo Padrão, o Universo foi resfriado após o Big Bang, quando uma força invisível, conhecida como Campo de Higgs, formou-se junto de partículas associadas, os Bósons de Higgs, transferindo massa para outras partículas fundamentais.

Por que a massa é importante?
A massa é simplesmente uma medida de quanto qualquer objeto - uma partícula, uma molécula, um animal - contém em si mesmo. Se não fosse pela massa, todas as partículas fundamentais que compõem os átomos e os animais viajariam pelo cosmos na velocidade da luz, e o Universo como o conhecemos não seria agrupado em matéria. A existência dos átomos e por consequência, da vida, não seria possível.

A teoria em questão propõe que o Campo de Higgs, permeando o Universo, permite que as partículas obtenham massa. Esse processo pode ser ilustrado com a resistência que um corpo encontra quando tenta nadar em uma piscina. O Campo de Higgs permeia o Universo como a água enche uma piscina.

Há quanto tempo os cientistas estão procurando o Bóson de Higgs?
Há mais de duas décadas. O trabalho já envolveu milhares de cientistas que trabalharam no chamado LEP, o antigo acelerador de partículas do laboratório Cern, na Suíça e no Tevatron, do laboratório Fermilab, nos Estados Unidos, que foi fechado recentemente. Atualmente a busca acontece no LHC (sigla em inglês para Grande Colisor de Hádrons), do Cern.

Como os cientistas estão procurando o Bóson de Higgs?
Literalmente arremessando partículas subatômicas umas contra as outras a velocidades altíssimas, perto da velocidade da luz. Ao fazer isso, recriam a energia que existia no início do universo e produzem diversas novas partículas, entre elas, em teoria, o Bóson de Higgs.

A caça ao Higgs é uma das razões que levaram à construção do imenso acelerador de partículas Grande Colisor de Hádrons (LHC, na sigla em inglês), do Cern (Centro Europeu para a Pesquisa Nuclear), na Suíça.

O LHC esmaga dois feixes de prótons próximos à velocidade da luz, gerando uma série de outras partículas. É possível que o Higgs nunca seja observado diretamente, mas os cientistas esperam que ele exista momentaneamente nessa "sopa" de partículas. Se ele se comportar como os pesquisadores esperam que ele se comporte, pode se decompor em novas partículas, deixando um rastro de provas de sua existência.

Caso seja produzido a partir das bilhões de colisões no LHC, o Bóson rapidamente se transformará em partículas de massa menor e mais estáveis. Serão essas partículas os indícios que os físicos poderão usar para comprovar a existência do Bóson, que aparecerão como ligeiras variações - como a anunciada na quarta (4) - em gráficos usados pelos cientistas. Portanto, a confirmação definitiva se dará a partir de uma certeza estatística.

Leia também:Cientistas brasileiros comemoram descoberta de possível bóson de HiggsAmericanos encontram provas de que a ‘partícula de Deus’ existeProfessora de Harvard explica o bóson de Higgs

E o que o Bóson de Higgs tem a ver com o Big Bang?
Tudo. Há 13, 7 bilhões de anos, o Big Bang criou o universo com partículas sem energia e radiação. A teoria diz que uma fração de segundo após a grande explosão, parte dessa radiação se congelou em um campo chamado de campo de Higgs. Com mais alguns segundos o universo começou a esfriar e as partículas começaram a adquirir massa a partir de sua interação com o campo de Higgs.
Por que ela é chamada “a partícula de Deus”?
É o título de um livro do prêmio Nobel de Física Leon Lederman que conta a busca pelo bóson de Higgs. No livro, Lederman conta que o editor do livro não deixaria ele colocar o nome de esta “maldita” (em inglês, goddamn) partícula, o que seria mais apropriado dado o tamanho da despesa e sua natureza, digamos, difícil de ser constatada.

AFP

O professor da Universidade de Edimburgo Peter Higgs é o responsável pela teoria do campo e bóson que levam seu nome

Por que a partícula se chama Higgs?
Peter Higgs (1929-?) é um físico inglês. Professor emérito da Universidade de Edimburgo, na Escócia, é um dos pais do bóson de Higgs, embora não goste de ser chamado assim. Ele foi um dos cientistas que propôs em 1964 o que ficou conhecido como mecanismo de Higgs que prevê a existência do campo (e do Bóson) de Higgs que por sua vez é a responsável pela massa de todas as partículas existentes atualmente no universo. O Bóson de Higgs é uma peça fundamental do chamado Modelo Padrão da Física.
O que é o Modelo Padrão?
É o modelo criado pelos físicos de partículas para explicar a dinâmica das partículas subatômicas. Os físicos assumem que ele está correto pois suas previsões teóricas ao longo dos últimos 40 anos de resultados experimentais tem sido acertadas. Ele, no entanto, não explica tudo, deixando de fora, por exemplo, a força da gravidade.

Quanto esta pesquisa custou até agora?
O LHC sozinho custou cerca de 10 bilhões de dólares para ser construído e gerenciado. Isso inclui os salários de milhares de cientistas e técnicos ao redor do mundo, que colabaram nos dois experimentos que buscam o Higgs independentemente um do outro.
Todos estes estudos tiveram algum resultado prático?
Não diretamente. Mas o esforço científico que chegou à descoberta compensou de outras maneiras, como a criação da Internet em seu uso mais corriqueiro. Os cientistas do Cern desenvolveram a World Wide Web para facilitar a troca de informações entre eles. O vasto poder computacional necessário para analisar todos os dados produzidos pelo LHC também acelerou o desenvolvimento da computação em nuvem, que hoje é usada em serviços disponíveis a todos.

Avanços na captação de energia solar, diagnóstico por imagem e terapia por prótons, usada no combate a câncer -- também foram produtos do trabalho de físicos do Cern e outras instituições parceiras.
O que vem por aí?
"Isto é só o começo," disse James Gillies, porta-voz do Cern. Os pesquisadores continuarão a examinar a nova partícula até compreender completamente como ela se comporta. Com isso, eles pretendem entender os 96% do Universo que ainda estão escondidos da nossa visão. Isso pode resultar no descobrimento de novas partículas e até mesmo em forças da natureza desconhecidas.

E se a partícula que foi encontrada não for o Bóson de Higgs?
Caso se comprove que o Bóson de Higgs não existe, a teoria do Modelo Padrão teria de ser reescrita. Isso poderia abrir caminho para novas linhas de pesquisa, que podem se tornar revolucionárias na compreensão do Universo, da mesma forma que uma lacuna nas teorias da Física acabou levando ao desenvolvimento das teses da mecânica quântica, há um século.

CADEIAS CARBÔNICA

Cadeia	Característica	Exemplo
Aberta ou Acílica ou Alifática	Apresenta extremos livres
Fechada ou Cíclica	Não apresenta extremos livres e forma um ciclo
Normal (aberta)	Apenas dois extremos livres
Ramificada (aberta)	Mais de dois extremos livres
Saturada (aberta ou fechada)	Somente ligação simples entre átomos de carbono
Insaturada ou não saturada (aberta ou fechada)	Pelo menos uma ligação dupla ou tripla entre átomos de carbono
Heterogenia (aberta ou fechada)	Apresenta heteroátomo (S, O, N, P entre átomos de carbono)
Homogenia	Não apresenta heteroátomo
Aromática	Possui anel benzênico ou aromático
Alicíclica (fechada)	Não possui anel benzênico ou aromático
Mista	Ciclo e extremo livre

Obs: O Anel benzênico ou Aromático; cada anel tem seis átomos de carbono que formam um hexágono regular com ligações simples e duplas alternadas.

INTRODUÇÃO A QUÍMICA ORGÂNICA

INTRODUÇÃO
Função Orgânica: é um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes (propriedades funcionais)
Grupo funcional: é o átomo ou grupo de átomos responsável(eis) pelas propriedades químicas dos compostos pertencentes a uma determinada função química.
A nomenclatura orgânica oficial começou a ser criada em 1892 em um congresso internacional eUm Genebra, após várias reuniões surgiu a nomenclatura IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada).
A nomenclatura IUPAC obedece aos seguintes princípios:
I. Cada composto tenha um único nome que o distinga dos demais;
II. Dada a fórmula estrutural de um composto, seja possível elaborar seu nome, e vice-versa.
Obs.: Apesar de a nomenclatura IUPAC ser a oficial, existem outros tipos de nomenclatura como por exemplo a nomenclatura usual.

II. FUNÇÃO HIDROCARBONETO (CxHy

Os compostos pertencentes a esta função são constituídos exclusivamente por carbono e hidrogênio, portanto possuem fórmula geral: CxHy.
Os hidrocarbonetos são muito importantes porque formam o "esqueleto" das demais funções orgânicas.

Os Hidrocarbonetos estão divididos em várias classes, dentre as quais merecem destaque os alcanos, alcenos (alquenos), alcinos (alquinos), alcadienos, cicloalcanos, cicloalcenos e os hidrocarbonetos aromáticos.

A. ALCANOS OU PARAFINAS

São hidrocarbonetos saturados de cadeia aberta (acíclica). Possuem fórmula geral: CnH2n+2.
I. Fundamentos da Nomenclatura Orgânica:

PREFIXO + AFIXO + SUFIXO

Sufixo: indica a função química do composto orgânico:
hidrocarboneto= no
álcool= ol
aldeído= al
cetona= ona
ácido carboxílico= óico
amina= amina
éter= óxi



Prefixo: indica o número de átomos de carbono pertencentes a cadeia principal.

1C = met	6C = hex	11C = undec
2C = et	7C = hept	12C = dodec
3C = prop	8C = oct	13C = tridec
4C = but	9C = non	15C = pentadec
5C = pent	10C = dec	20C = eicos

Afixo ou infixo: indica o tipo de ligação entre os carbonos:

todas simples = an	duas duplas = dien
uma dupla = en	três duplas = trien
uma tripla = in	duas triplas = diin

QUANTIDADE DE MATÉRIA

Quantidade de matéria

A quantidade de matéria está relacionada ao número de partículas que compõe um sistema, ou seja, se o número de partículas é alto, a quantidade de matéria também será.

O mol é considerado a quantidade de matéria que um sistema com entidades elementares pode ter.

Vejamos os exemplos:

Sendo m unidade de massa, n a quantidade de matéria, N número de partículas. Teremos:

N = 6,02 .10²³ moléculas
n = 1 mol
m = 2g

N = 12,04. 10²³ Moléculas
n = 2 mol
m = 4g

Suponhamos que exista uma quantidade de recipientes iguais contendo 32g de enxofre, logo, formamos 1 mol.
Se constituirmos 20 recipientes, o total será de 640g de enxofre, ou seja, 20 mols de enxofre, pois:




O fato de existir quantidades menores que o mol, a partir daí vem a fração de mol, que é 0,1 mol: 0,05 mol etc...

Agora, vamos supor que colocamos 3600g de glicose distribuídos em recipientes, com 180g cada um. Lembrando que a massa molecular da glicose é de 180u e a massa molar da é também de 180u. Logo temos:

Massa molecular = 180u
Massa molar = 180g/mol

3600 = 20 mol x 180 g/mol
m = n. massa molar

Lembrando que NA é a Constante de Avogrado, que é igual a 6,02. 10²³ mol^-1.
É importante sabermos também que a quantidade de partículas N, é totalmente proporcional à quantidade de matéria n. Logo:

N = N_A. n

Observe a resolução do número de moléculas de hidrogênio (H₂), em um sistema contendo 1,5 mol desse gás, onde a constante de Avogrado é o número de Avogrado multiplicado por mol^-1.

N = NA. n
N = 6,02. 10²³ mol-1. 1,5 mol = 9,03. 10²³

O símbolo mol não leva plural, apenas o nome mol, no Brasil o plural de mol é mols, e o símbolo é mol, em outros países o plural é moles. Lembrando que nenhum símbolo leva plural, portanto:

3 gramas-----3g
3 mols---------3 mol

LIGAÇÃO METÁLICA

LIGAÇÃO METÁLICA

Ligação metálica é a ligação entre metais e metais. Formam as chamadas ligas metálicas que são cada vez mais importantes para o nosso dia-a-dia.
No estado sólido, os metais se agrupam de forma geometricamente ordenados formando as células, ou grades ou retículo cristalino.
Uma amostra de metal é constituída por um grande número de células unitárias formadas por cátions desse metal.
Na ligação entre átomos de um elemento metálico ocorre liberação parcial dos elétrons mais externos, com a conseqüente formação de cátions, que formam as células unitárias.
Esses cátions têm suas cargas estabilizadas pelos elétrons que foram liberados e que ficam envolvendo a estrutura como uma nuvem eletrônica. São dotados de um certo movimento e, por isso, chamados de elétrons livres. Essa movimentação dos elétrons livres explica por que os metais são bons condutores elétricos e térmicos.
A consideração de que a corrente elétrica é um fluxo de elétrons levou à criação da Teoria da Nuvem Eletrônica ou Teoria do “Mar” de elétrons.
Pode-se dizer que o metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions, mergulhados numa nuvem ou “mar” de elétrons livres. Esta nuvem de elétrons funcionaria como a ligação metálica, que mantém os átomos unidos.

Figura geométrica do NaCl (cloreto de sódio)

Um cristal ou retículo cristalino de NaCl aumentado 300 vezes

São estas ligações e suas estruturas que os metais apresentam uma série de propriedades bem características, como por exemplo, o brilho metálico, a condutividade elétrica, o alto ponto de fusão e ebulição, a maleabilidade, a ductilidade, a alta densidade e a resistência á tração.
As ligas metálicas são a união de dois ou mais metais. Às vezes com não-metais e metais. As ligas têm mais aplicação do que os metais puros.
Algumas ligas:
- bronze (cobre + estanho) – usado em estátuas, sinos

- aço comum (ferro + 0,1 a 0,8% de carbono) – com maior resistência à tração, é usado em construção, pontes, fogões, geladeiras.

- aço inoxidável (ferro + 0,1 de carbono + 18% de cromo + 8% de níquel) – não enferruja (diferente do ferro e do aço comum), é usado em vagões de metrô, fogões, pias e talheres.

- latão (cobre + zinco) – usado em armas e torneiras.

- ouro / em jóias (75% de ouro ou prata + 25% de cobre) – usado para fabricação de jóias. Utiliza-se 25% de cobre para o ouro 18K. E o ouro 24K é considerado ouro puro.

As substâncias metálicas são representadas graficamente pelo símbolo do elemento:
Exemplo: Fe, Cu, Na, Ag, Au, Ca, Hg, Mg, Cs, Li.

GEOMETRIA MOLECULAR

Para entender o conceito básico da geometria molecular, podemos partir de uma analogia bastante simples, com algumas observações do mundo macroscópico. Sempre que tentamos agrupar aleatoriamente objetos materiais sólidos de determinado formato, notamos que há uma relação direta entre o formato do objeto e o formato final do agrupamento.

Assim, quando jogamos esferas em uma caixa, por exemplo, elas tendem a deslizar umas sobre as outras e assumir uma configuração final organizada, adequada ao formato da caixa.

Se na mesma caixa jogarmos palitos de fósforo, teremos no final um empilhamento caótico, possivelmente uma pirâmide deformada, sem contornos definidos. Com as moléculas acontece coisa semelhante, só que acrescida de um fator que falta às esferas e fósforos do exemplo.

Elétrons e zonas de repulsão

Quando dois ou mais átomos se unem para formar uma molécula, suas eletrosferas entram em contato e o formato de seus orbitais (esféricos ou elípticos) influenciará o formato final da ligação. Só que, neste caso, o formato não é o único fator de influência, já que, ao contrário de nossas esferas e fósforos, as eletrosferas são compostas de elétrons, partículas eletricamente carregadas.

Como os elétrons têm carga negativa, se repelem entre si. Esta repulsão eletrostática influencia de modo definitivo a geometria molecular, ou seja, o formato do agrupamento de átomos que constitui a molécula. Este fator de influência das cargas elétricas negativas dos elétrons na disposição geométrica da molécula é chamado de zonas de repulsão.

Uma zona de repulsão se cria em torno de uma ligação molecular, ou seja, nas vizinhanças dos elétrons compartilhados pelos átomos que formam a molécula.

O efeito das zonas de repulsão tende a formar três disposições geométricas básicas em um molécula apolar (aquela na qual os elétrons não se concentram em pólos): a linear, a triangular plana e a tetraédrica, conforme as três figuras a seguir:

<>
<>

Disposição geométrica linear. Os átomos se posicionam em linha.

<>
<>

Disposição geométrica triangular plana. Os átomos formam um triângulo eqüilátero.

<>
<>

Disposição geométrica tetraédrica. Formato de tetraedro (pirâmide triangular).

Para se determinar a disposição geométrica de uma molécula, basta seguir duas regras simples:

1) Escrever a fórmula estrutural;
2) Identificar o número de ligações atômicas, que é o mesmo número de zonas de repulsão;

Se a molécula tiver até duas zonas de repulsão, a geometria será linear. Se tiver três, será triangular plana e se tiver quatro será tetraédrica.

Vejamos alguns exemplos:

1) Molécula de Dióxido de Carbono (CO₂)

Fórmula estrutural:

<>


Note que o átomo de carbono estabelece duas duplas ligações, uma dupla ligação com cada átomo de oxigênio. A molécula de CO₂ também pode ser representada conforme abaixo:

<>


Se a molécula possui duas duplas ligações, possui também duas zonas de repulsão, que tendem a se afastar uma da outra, fazendo com que a molécula assuma a disposição geométrica linear, conforme a seguinte figura:

<>
<>

Representação esquemática da molécula de dióxido de carbono, que apresenta geometria linear.

2) Molécula de Trifluoreto de Boro (BF₃)

Fórmula estrutural:

<>


Como vemos, o átomo de boro forma três ligações simples, uma com cada átomo de flúor. Assim temos três zonas de repulsão e a geometria molecular é triangular plana, conforme a figura:

<>
<>

Representação esquemática da geometria triangular plana do Trifluoreto de Boro (BF3)

3): Molécula de Metano (CH₄)

Fórmula estrutural:

<>


O carbono estabelece quatro ligações simples, uma com cada átomo de hidrogênio, logo temos quatro zonas de repulsão e a geometria molecular é tetraédrica, conforme figura abaixo:

<>
<>

Representação esquemática da molécula de Metano, de geometria tetraédrica.

A geometria é uma ferramenta preciosa para entendermos o universo. Ela nos ajuda tanto a descrever a grandeza cósmica das órbitas planetárias quanto nos auxilia na visão do inimaginavelmente pequeno das formas das moléculas.

Um excelente lembrete de que as disciplinas do conhecimento podem ser separadas para melhor administração de currículos escolares, mas que todas devem ser integradas na construção individual do conhecimento

MOLÉCULA POLAR E APOLAR

É fácil notar, numa festa ou num ambiente de trabalho, que não somos totalmente iguais aos outros. Mas, se deixarmos de procurar somente as diferenças, a festa ficará menos estranha, e o trabalho, mais solidário.
Na química, observa-se uma generalização: a tendência de as substâncias semelhantes dissolverem as semelhantes.

As moléculas da água (H2O) são diferentes das do álcool comum (C2H5OH), mas, por serem semelhantes quanto à polaridade, formam misturas homogêneas. Através da forma geométrica das moléculas e utilizando vetores, é possível saber se elas são polares ou apolares.

Experimentalmente também é. Isso foi tema de uma questão da Unicamp/2001, que pedia ao candidato que considerasse duas buretas lado a lado. Numa se colocava água e na outra n-hexano. Utilizando um bastão de plástico atritado em uma flanela e abrindo as torneiras, os líquidos escorriam formando fios. Posicionando o bastão entre os fios, indagava-se se era possível identificar qual das duas buretas continha o n-hexano. Sim, era. Veja:




Como as moléculas de água são polares e as de n-hexano são apolares, a aproximação do bastão eletricamente carregado causa desvio apenas no fio de água.

Veja uma questão da Fuvest/ 2001: "Azeite e vinagre, quando misturados, separam-se logo em duas camadas. Porém, adicionando-se gema de ovo e agitando-se a mistura, obtém-se a maionese, que é uma dispersão coloidal. Nesse caso, qual foi o papel representado pela gema de ovo?".

O vinagre (ácido acético) é uma substância polar, e o óleo, apolar, com tendência de não se misturarem. Mas a gema age como um emulsificador, estabilizando a mistura coloidal.

De forma diferente, o sabão e o detergente, por possuírem em suas estruturas uma extremidade polar e outra apolar, agem como uma ponte entre a água (polar) e o óleo (apolar), possibilitando, por exemplo, a remoção da oleosidade de uma panela.

LIGAÇÃO POLAR E APOLAR

Ligação covalente apolar - Os átomos ligados têm eletronegatividade igual.
Ligação covalente polar - Os átomos ligados têm diferente eletronegatividade. A toda ligação covalente polar está associado um vetor polarização, orientado da carga negativa para a positiva (vetor localizado no centro das distâncias entre as cargas). São polares quando sua eletronegatividade é menor que 1,7 e diferente de zero.
Ligação covalente polar - Ligação intermediária entre a ligação covalente apolar e a ligação iônica.
Polaridade das moléculas:
Molécula apolar - A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as ligações covalentes polares da molécula é nula.
Molécula polar - A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as ligações covalentes polares na molécula é diferente de zero.

Polaridade e solubilidade: Substância polar dissolve substância polar e não dissolve substância apolar. Substância apolar dissolve substância apolar e não dissolve substância polar.
A polaridade de uma molécula refere-se às concentrações de cargas da nuvem eletrônica em volta da molécula. É possível uma divisão em duas classes distintas: moléculas polares e apolares.
Moléculas polares possuem maior concentração de carga negativa numa parte da nuvem e maior concentração positiva em outro extremo. Nas moléculas apolares, a carga eletrônica está uniformemente distribuída, ou seja, não há concentração.
A concentração de cargas (em moléculas polares) ocorre quando os elementos ligantes possuem uma diferença de eletronegatividade. Esta diferença significa que um dos átomos (o de maior eletronegatividade) atrai os elétrons da nuvem com maior força, o que faz concentrar neste a maior parte das cargas negativas.
As ligações de dois átomos diferentes normalmente resulta em polarização (moléculas polares), já que os átomos possuirão eletronegatividades diferentes, como H2O, NH3 ou HF, embora, dependendo da distribuição dos átomos pela molécula, essas ligações não resultariam em polarização, como é o caso do CO2 e do CH4.
Ligações iônicas: ocorre transferência definitiva de elétrons, o que acarreta a formação de íons positivos e negativos, os quais originam compostos iônicos. TODA LIGAÇÃO IÔNICA É UMA LIGAÇÃO POLAR.
Ligações covalentes: a existência de pólos está associada á deformação da nuvem eletrônica e depende da diferença de eletronegatividade entre elementos.

A eletronegatividade varia da esquerda para direita e de baixo para cima na tabela periódica.
Ligação de dois átomos iguais resulta em moléculas apolares. Ex: O₂, N₂, Cl₂.
A melhor forma para identificar se a molécula é polar ou apolar é através do cálculo do momento dipolar (μ): se ele for igual a zero a molécula é apolar e se for diferente de zero será polar.

LIGAÇÃO COVALENTE

A. ligação covalente é um tipo de ligação química caracterizada pelo compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre átomos, causando uma atração mútua entre eles, que mantêm a molécula resultante unida. O nome ligação covalente surgiu em 1939.^[1]
Átomos tendem a compartilhar elétrons de modo que suas camadas eletrónicas externas sejam preenchidas e eles adquiram uma distribuição eletrónica mais estável. A força dessas ligações é maior que a das interações intermoleculares e comparável à da ligação iônica. Existem dois tipos principais, a ligação-σ (ligação sigma) e a ligação-π (ligação pi)
Ligações covalentes normalmente ocorrem entre átomos com eletronegatividades similares e altas (geralmente entre dois não-metais), dos quais remover completamente um elétron requer muita energia.
Um tipo especial de ligação covalente é a ligação covalente dativa, também conhecida como ligação covalente coordenada, que ocorre quando um único átomo fornece ambos os elétrons da ligação.
Esse tipo de ligação tende a ser mais forte que outros tipos de ligações, como a iônica. Ao contrário das ligações iônicas, nas quais os íons são mantidos unidos por atração coulômbica não direcional, ligações covalentes são altamente direcionais. Como resultado, Moléculas covalentemente ligadas tendem a formar-se em um número relativamente pequeno de formas características, exibindo ângulos de ligação específicos.
Exemplos de ligação covalente

• - cuja fórmula estrutural é O=O
• - cuja fórmula estrutural é H-O-H

[editar] Exemplo de ligação covalente coordenada (antiga ligação dativa)

• (óxido nitroso) - um dos nitrogênios faz uma ligação covalente coordenada com o oxigênio.

É importante lembrar que só acontece uma ligação coordenada se não for mais possível realizar uma ligação covalente molecular. A ligação covalente coordenada é representada por uma flecha (-->).

LIGAÇÃO IÔNICA

A ligação iônica é formada pela atração eletrostática entre íons de cargas opostas, positivos (cátions) e negativos (ânions). Nesta ligação a transferência de elétrons é definitiva.
A ligação iônica ocorre quando um elemento metálico reage com um ametálico. Os metais doam seus elétrons de última camada, esses serão recebidos pelos ametais. Vejamos como:
- Metais que possuem 1, 2, ou 3 elétrons na última camada se ligam com ametais que possuem 5, 6 ou 7 elétrons.

- Para formar a ligação iônica é necessário que um dos átomos possua uma tendência de ceder elétrons, enquanto outro tenha a tendência de receber elétrons. Os átomos com tendência a ceder elétrons são os metais das famílias IA, IIA, IIIA, e os átomos que recebem elétrons são os ametais que apresentam quatro, cinco, seis e sete elétrons na camada de valência.

Como se formam compostos iônicos?
- Arranjos entre compostos iônicos formam substâncias iônicas. Tudo começa quando os íons unem-se devido às forças de atração eletrostática. Se observarmos por um microscópio, perceberemos a formação de retículos cristalinos, que são aglomerados de íons de forma geométrica bem definida.

- Os sais e outros grupos de minerais possuem íons que formam compostos iônicos e, conseqüentemente, substâncias iônicas. A formação do sal de cozinha (cloreto de sódio) a partir de átomos de sódio (Na) e de cloro (Cl) é o exemplo que mais representa uma ligação iônica. O átomo de sódio consegue a estabilidade eletrônica quando perde um elétron, originando o íon Na⁺. O átomo de cloro atinge a estabilidade quando recebe um elétron, originando o íon Cl^-.

Os compostos constituídos pelos íons (Na_⁺ e Cl^-) são designados compostos iônicos, por serem eletronicamente estáveis, ou seja, ocorre uma interação eletrostática entre eles (cargas com sinal contrário se atraem):

Na⁺ + Cl^- → NaCl

Os compostos iônicos em geral apresentam altos pontos de fusão e ebulição, são sólidos duros e quebradiços e solubilizam-se facilmente em solventes polares

CÁLCULOS DE FÓRMULAS

Duas importantes tarefas que fazem parte do dia-a-dia dos químicos são:

• determinar a composição de uma substância, isto é, a quantidade de átomos de cada elemento presente no agregado atômico da substância;
• calcular as quantidades de reagentes, que serão consumidos, e produtos, que serão obtidos numa reação química. No primeiro caso se deseja conhecer a fórmula da substância. No segundo, utilizando o cálculo estequiométrico, os químicos podem prever o quanto de substância, em massa ou volume, deve ser utilizada, ou será obtida, numa reação realizada em laboratório ou numa indústria química.

CÁLCÚLOS DE FÓRMULAS

Fórmula é a representação gráfica da composição de uma substância. Vários tipos de fórmulas são utilizadas. As teorias que explicam a formação das ligações químicas permitem prever a fórmula molecular, estrutural e eletrônica de uma substância molecular e a fórmula empírica de uma substância iônica. Estudaremos de que maneira é possível, através da análise de dados experimentais, determinar a fórmula molecular de uma substância e outros tipos de fórmulas como a centesimal e a mínima.

Fórmula ou composição centesimal

Fórmula centesimal (ou percentual) indica a percentagem, em massa, de cada elemento que constitui uma substância.

A fórmula centesimal, em outras palavras, nos indica a massa (em gramas) de cada elemento presente em 100 gramas de substância.

A determinação experimental da fórmula centesimal de uma substância é feita através de reações de síntese ou de decomposição.

Reação de síntese é aquela na qual uma substância é formada a partir de seus elementos.

Exemplo 1

Síntese da água: H₂ + ½ O₂ => H₂O;

síntese de dióxido de enxofre: S + O₂ => SO₂.

Reação de decomposição é aquela onde uma substância composta origina substâncias mais simples.

Exemplo 2

decomposição da água oxigenada: H₂O₂ => H₂O + ½ O₂;

decomposição da amônia: 2NH₃ => N₂ + 3H₂.

Para exemplificar como a fórmula centesimal pode ser calculada tomemos como exemplo a água. Uma das propriedades da água é ser decomposta em seus elementos constituintes através da passagem de corrente elétrica. Experimentalmente verifica-se que 900 gramas de água, ao serem decompostas, originam 100 gramas de gás hidrogênio e 800 gramas de gás oxigênio. Utilizando a lei de Proust, podemos calcular as massas de hidrogênio e oxigênio formadas pela decomposição de 100 gramas de água:

água	=>	hidrogênio	+	oxigênio
900 g		100 g		800 g
100 g		x		y

Matematicamente temos:

Repetindo esse procedimento para o oxigênio temos: y = 88,9 g

Cálculos mostram que cada 100 gramas de água é formada por 11,1 gramas de hidrogênio e 88,9 gramas de oxigênio. A fórmula centesimal da água é: H – 11,1% O – 88,9%

Exemplo 3

A fórmula centesimal de uma substância também pode ser calculada teoricamente. Para isso é necessário conhecer a massa molecular da substância. Para o caso do ácido sulfúrico , H₂SO₄, temos:

elemento	massa atômica	Contribuição do elemento para a massa molecular	Composição centesimal (%)
H	1	2	x
O	16	64	y
S	32	32	z

Massa molecular = 2 + 64 + 32 = 98

Utilizando a lei de Proust e realizando as proporções:

para o hidrogênio x = 2 x 100/98 = 2,0%

para o oxigênio y = 64 x 100/98 = 65,3%

para o enxofre z = 32 x 100/98 = 32,7%

Portanto, a fórmula centesimal do ácido sulfúrico é:

H – 2,0%; S – 65,3%; O – 32,7%

Fórmula mínima ou empírica

Fórmula mínima (ou empírica) indica a proporção, expressa pelos números inteiros, entre os átomos presentes num agregado atômico, ou íons num agregado iônico.

Conhecendo-se quanto de cada elemento está presente numa determinada amostra de substância, é possível calcular sua fórmula mínima. Assim, sabendo-se que 560 gramas de buteno são formadas por 480 gramas de carbono e 80 gramas de hidrogênio, o cálculo da fórmula mínima deve ser assim realizado:

• calcular o número de mols de cada tipo de átomo presente na amostra de substância,

para o carbono temos:

12 g é a massa de 1 mol de átomos;

480 g é a massa de x mol de átomos;

para o hidrogênio temos:

1 g é a massa de 1 mol de átomos;

80 g é a massa de y mol de átomos;

• determinar a relação entre os átomos do elemento. Neste exemplo, verificamos que a proporção entre os átomos de carbono e hidrogênio é 1 para 2 (40 mols de carbono: 80 mols de hidrogênio), ou seja, em qualquer amostra de buteno o número de átomos de hidrogênio presente será o dobro do número de átomos de carbono. A fórmula mínima do buteno é CH2.

Conhecendo-se a fórmula molecular de uma substância, sua fórmula mínima é determinada através de "simplificação matemática" dos índices dos elementos na fórmula molecular. Em muitos casos as fórmulas mínima e molecular são as mesmas.

substância	Fórmula molecular	fórmula mínima
água oxigenada	H2O2	HO
benzeno	C6H6	CH
eteno	C2H4	CH2
propeno	C3H6	CH2
buteno	C4H8	CH2
ácido nítrico	HNO3	HNO3
glicose	C6H12O6	CH2O

Observe que substâncias diferentes, como o eteno, propeno e buteno, podem apresentar a mesma fórmula mínima. Isto não acontece com a fórmula molecular, que é característica de cada substância.

A fórmula mínima de uma substância geralmente é expressa da seguinte maneira:

(fórmula mínima)_n

onde n, é um número inteiro. Para a água oxigenada temos (HO)_n onde n = 2 e para a glicose (CH₂O)_n onde n = 6.

Exemplo

Calcular a fórmula mínima de um composto que apresenta 43,4% de sódio, 11,3% de carbono e 45,3% de oxigênio. Dados: massas atômicas: Na = 23; C = 12; O = 16

Resolução

Vamos adotar o seguinte esquema:

Dados	Divisão das porcentagens pelas respectivas massas atômicas	Divisão pelo menor dos valores encontrados (0,94)
43,4% Na	43,4/23 = 1,88	1,88/0,94 = 2
11,3% C	11,3/12 = 0,94	0,94/0,94 = 1
45,3% O	45,3/16 = 2,82	2,82/0,94 = 3

Fórmula mínima = Na₂CO₃

OBS: No esquema explicado, acontece freqüentemente o seguinte: dividindo-se todos os valores pelo menor deles (coluna 3), nem sempre chegamos a um resultado com todos os números inteiros. Por exemplo, num outro problema, poderíamos ter a proporção 2 : 1,5 : 3; no entanto, multiplicando esse valores por 2, teremos 4 : 3 : 6. Generalizando, diremos que, às vezes, no final do problema somo obrigados a efetuar uma "tentativa", multiplicando todos os valores por 2, ou por 3, etc. (sempre um número inteiro pequeno), a fim de que os resultados finais tornem-se inteiros.

Fórmula molecular

Fórmula molecular indica os elementos e a quantidade de átomos de cada elemento presente numa molécula da substância.

Um dos caminhos para determinar a fórmula molecular é calcular inicialmente a fórmula mínima e depois multiplicá-la por n. O valor de n, por sua vez, é calculado a partir da massa molecular da substância, uma vez que a relação anterior indica que:

massa molecular = (massa da fórmula mínima) x n

de onde resulta:

n = massa molecular/massa da fórmula mínima

Nos problemas, a massa molecular em geral é dada. Para gases ou vapores, a massa molecular (M) pode também ser calculada pela expressão PV = mRT/M. Por sua vez, a massa da fórmula mínima é obtida somando-se as massas atômicas dos átomos formadores da fórmula mínima.

1. Cálculo da fórmula molecular através da fórmula mínima

Uma substancia de massa molecular 180, encerra 40,00% de carbono, 6,72% de hidrogênio e 53,28% de oxigênio. Pede-se sua fórmula molecular. Dados: massas atômicas: H = 1; C = 12; O = 16.

Resolução:

Vamos inicialmente, calcular a fórmula mínima, como aprendemos no item anterior:

Dados	Divisão das porcentagens pelas respectivas massas atômicas	Divisão pelo menor dos valores encontrados (3,33)
40,00% C	40,00/12 = 3,33	3,33/3,33 = 1
6,72% H	6,72/1 = 6,72	6,72/3,33 = 2
53,28% O	53,28/16 = 3,33	3,33/3,33 = 1

Agora, podemos calcular, inclusive, a massa da fórmula mínima (CH₂O), somando as massa atômicas dos átomos aí contidos: 12 + 1 x 2 + 16 = 30

Podemos, também, dizer que:

fórmula molecular = (CH₂O)_n

onde:

n = massa molecular/massa da fórmula mínima = 180/30 = 6

do que resulta:

fórmula molecular = (CH₂O)₆ => fórmula molecular = C₆H₁₂O₆

QUANTIDADE DE MATÉRIA

A quantidade de matéria está relacionada ao número de partículas que compõe um sistema, ou seja, se o número de partículas é alto, a quantidade de matéria também será.

O mol é considerado a quantidade de matéria que um sistema com entidades elementares pode ter.

Vejamos os exemplos:

Sendo m unidade de massa, n a quantidade de matéria, N número de partículas. Teremos:

N = 6,02 .10²³ moléculas
n = 1 mol
m = 2g

N = 12,04. 10²³ Moléculas
n = 2 mol
m = 4g

Suponhamos que exista uma quantidade de recipientes iguais contendo 32g de enxofre, logo, formamos 1 mol.
Se constituirmos 20 recipientes, o total será de 640g de enxofre, ou seja, 20 mols de enxofre, pois:




O fato de existir quantidades menores que o mol, a partir daí vem a fração de mol, que é 0,1 mol: 0,05 mol etc...

Agora, vamos supor que colocamos 3600g de glicose distribuídos em recipientes, com 180g cada um. Lembrando que a massa molecular da glicose é de 180u e a massa molar da é também de 180u. Logo temos:

Massa molecular = 180u
Massa molar = 180g/mol

3600 = 20 mol x 180 g/mol
m = n. massa molar

Lembrando que NA é a Constante de Avogrado, que é igual a 6,02. 10²³ mol^-1.
É importante sabermos também que a quantidade de partículas N, é totalmente proporcional à quantidade de matéria n. Logo:

N = N_A. n

Observe a resolução do número de moléculas de hidrogênio (H₂), em um sistema contendo 1,5 mol desse gás, onde a constante de Avogrado é o número de Avogrado multiplicado por mol^-1.

N = NA. n
N = 6,02. 10²³ mol-1. 1,5 mol = 9,03. 10²³

O símbolo mol não leva plural, apenas o nome mol, no Brasil o plural de mol é mols, e o símbolo é mol, em outros países o plural é moles. Lembrando que nenhum símbolo leva plural, portanto:

3 gramas-----3g
3 mols---------3 mol

CÁTIONS E ÂNIONS

Um íon é um átomo que possui déficit ou excesso de elétrons. Para o primeiro caso, adquire carga positiva (cátion). Para o segundo, carga negativa (ânion) – uma vez que a carga do elétron é convencionada negativa. Ou seja, o ganho ou perda de elétrons de um átomo elimina-o da neutralidade e lhe confere carga elétrica.

Apesar de carregados eletricamente, os íons podem apresentar maior estabilidade do que os átomos neutros: o íon fluoreto (F^-), por exemplo, é derivado de um átomo de flúor que recebeu 1 elétron e adquiriu, assim, carga negativa. Mas, como a adição desse faz com que sua camada de valência possua 8 elétrons, de acordo com a regra do octeto, adquire estabilidade elétrica.
Ou seja, o fato desse íon possivelmente se ligar a um cátion não é visando estabilidade elétrica, pois a mesma já foi atingida, mas por atração eletrostática. Assim, numa possível separação, tanto o F^- quanto o cátion continuariam estabilizados.

Potencial de Ionização

O potencial de ionização, ou energia de ionização, de um átomo é a energia mínima necessária para que um elétron seja retirado da sua eletrosfera quando se encontra em estado gasoso e não excitado. Assim, quanto maior essa energia, menor a tendência desse átomo se tornar cátion.
Os halogênios são os elementos que apresentam os maiores potenciais de ionização. Ao contrário dos metais, em geral.

Afinidade Eletrônica

Ao contrário do potencial de ionização, a afinidade eletrônica mede a tendência de um átomo gasoso não excitado aceitar a adição de um elétron na sua eletrosfera. Portanto, determina a tendência de um átomo em se tornar ânion, onde quanto maior a afinidade eletrônica, mais energia é liberada pela entrada desse elétron.
Assim, os metais apresentam valores mais baixos, em módulo, de energia liberada do que os halogênios.

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DOS ELÉTRONS

Um problema para os químicos era construir uma teoria consistente que explicasse como os elétrons se distribuíam ao redor dos átomos, dando-lhes as características de reação observadas em nível macroscópico.
Foi o cientista americano Linus C. Pauling quem apresentou a teoria até o momento mais aceita para a distribuição eletrônica.
Sobre Pauling, é sempre interessante citar que ele foi duas vezes laureado com o Prêmio Nobel. O de química em 1954, por suas descobertas sobre as ligações atômicas, e o da Paz em 1962, por sua militância contra as armas nucleares.
Para entender a proposta de Pauling, é preciso primeiro dar uma olhadinha no conceito de camadas eletrônicas, o princípio que rege a distribuição dos elétrons em torno do átomo em sete camadas, identificadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q.


Uma característica destas camadas é que cada uma delas possui um número máximo de elétrons que podem comportar, conforme tabela que segue:

Camada	Número máximo de elétrons
K	2
L	8
M	18
N	32
O	32
P	18
Q	8

Pauling apresentou esta distribuição dividida em níveis e subníveis de energia, em que os níveis são as camadas e os subníveis divisões destes (representados pelas letras s, p, d, f), possuindo cada um destes subníveis também um número máximo de elétrons.

Subnível	Número máximo de elétrons	Nomenclatura
s	2	s2
p	6	p6
d	10	d10
f	14	f14

Quando combinados níveis e subníveis, a tabela de distribuição eletrônica assume a seguinte configuração:

Camada	Nível	Subnível				Total de elétrons
		s2	p6	d10	f14
K	1	1s				2
L	2	2s	2p			8
M	3	3s	3p	3d		18
N	4	4s	4p	4d	4f	32
O	5	5s	5p	5d	5f	32
P	6	6s	6p	6d		18
Q	7	7s	7p			8

A distribuição eletrônica, conforme Pauling, não era apenas uma ocupação pelos elétrons dos espaços vazios nas camadas da eletrosfera.
Os elétrons se distribuem segundo o nível de energia de cada subnível, numa seqüência crescente em que ocupam primeiro os subníveis de menor energia e, por último, os de maior.
É esta a tradução do diagrama de energia de Pauling, que define esta ordem energética crescente que é também a seqüência de distribuição dos elétrons:

Diagrama de Linus Pauling

Na figura, as setas indicam a ordem crescente dos níveis de energia: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰
Note que como a energia de 4s² é menor, esta posição vem antes de 3d¹⁰.
Assim, seguindo o diagrama de Pauling, podemos montar a distribuição eletrônica de qualquer elemento químico, como por exemplo:

Elemento químico	Número atômico	Distribuição eletrônica
He Hélio	2	1s2
		K = 2
Cl Cloro	17	1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
		K = 2, L = 8, M = 7
Zr Zircônio	40	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2
		K = 2, L = 8, M = 18, n = 10, O =2
Pt Platina	78	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d8
		K = 2, L = 8, M = 18, N = 32, O = 16, P = 2

Lembre-se que a soma da distribuição dos elétrons, tanto nos subníveis quanto nas camadas deve bater com o número atômico, como no exemplo da Platina:

Camada	Nível	Distribuição eletrônica da platina				Total de elétrons
		s2	p6	d10	f14
K	1	1s2				2
L	2	2s2	2p6			8
M	3	3s2	3p6	3d10		18
N	4	4s2	4p6	4d10	4f14	32
O	5	5s2	5p6	5d8		16
P	6	6s2		-		2
Q	7	-				-
Total						78

Algumas edições da Tabela Periódica informam também a distribuição eletrônica dos elementos químicos, o que facilita muito o trabalho de quem precisa operar estes dados.
Mas, independentemente disto, é muito importante conhecer os mecanismos que regem esta distribuição, e particularmente o conceito de níveis e subníveis de energia, ponto de partida para estudos mais avançados como os princípios da mecânica quântica.