Este número foi introduzido no terceiro postulado da teoria atômica de Niels Böhr, representando aproximadamente a distância do elétron ao núcleo. Indicando que as órbitas possíveis são aquelas em que o elétron possuí um momento angular múltiplo inteiro de h/2π, isto implica que o elétron não pode estar a qualquer distância do núcleo, mas somente em poucas regiões, chamadas de órbitas.

O Número quântico principal pode apresentar os seguintes valores: n = 1,2,3,4,5,6,....∞.Os números fracionários, negativos e o zero, não são válidos para o número quântico principal.

O número quântico de momento angular, ou azimutal, informa-nos sobre a forma das orbitais. Foi introduzido por Sommerfeld, pois verificou-se que um elétron, numa mesma órbita, apresentava energias diferentes. Tal fato não é possível se as órbitas forem circulares. Sommerfeld sugeriu que as órbitas são elípticas, pois elipses apresentam diferentes excentricidades, ou seja, distâncias diferentes do centro, gerando energias diferentes para uma mesma camada eletrônica.

O número quântico secundário indica a energia do elétron no subnível. Um nível de energia n é formado por n subníveis de energia, cujos valores de l variam de 0 a (n - 1). Como, teoricamente, são também possíveis infinitos subníveis de energia. Entre os átomos conhecidos em seus estados fundamentais, os subníveis conhecidos são quatro, com os valores de l iguais a 0, 1, 2, 3, em ordem crescente de energia.

Esses subníveis são representados pelas letras s, p, d, f, respectivamente. O nome dos orbitais (s, p, d, f) vem dos nomes dados às linhas do espectro do Hidrogênio em Inglês: s para sharp (afiado), p para principal (principal), d para diffuse (difuso), e f para fundamental (fundamental).

Os subníveis teóricos, com l = 4, 5, 6, ..., são representados pelas letras g, h, i, ..., na seqüência alfabética. A representação de cada subnível é feita pelo valor de n, seguido da letra que indica o subnível (s, p, d, f). 

O número máximo de elétrons, em cada subnível, é dado pela equação 2 (2l + 1). Considerando apenas os subníveis conhecidos, com isso temos:

Podemos comparar as energias de subníveis de diferentes níveis de energia pelo valor da soma (n + l). Quanto maior for o valor dessa soma, maior será a energia do subnível no caso de igual valor para (n + l), terá maior energia o subnível com maior valor de n. Veja:

Diferença entre órbita e orbital

Enquanto órbita indica uma trajetória regular do elétron em torno do núcleo, orbital indica uma região do espaço onde há grande probabilidade de encontrarmos um elétron. Didaticamente, é a tradução de um conceito clássico determinista para outro quântico e probabilístico. Os orbitais estão relacionados com subníveis de energia nos quais os elétrons se situam dentro do nível principal.

Cada suborbital pode comportar até 2 elétrons, desta forma o número de elétrons que estes orbitais podem acomodar pode ser representado por:

Spin é o movimento de rotação do elétron em torno do seu eixo.

Uma maneira de se fazer a comprovação experimental da existência do spin do elétron é a seguinte. Faz-se um feixe de átomos de hidrogênio, H(g) (1 próton e 1 elétron), passar através de um campo magnético não homogêneo. Verifica-se que o feixe divide-se em dois, com igual número de átomos. Metade dos átomos de H(g) do feixe original tem o seu elétron com spin paralelo e a outra metade, com spin antiparalelo. Por isso, metade dos átomos de H (g) é desviada para uma região e a outra metade para a região oposta. Como o spin eletrônico é quantizado, não existem estados intermediários e o feixe de átomos de átomos de H(g) é dividido em apenas dois outro feixes:

Para os elementos atuais, os elétrons estão distribuídos em sete camadas eletrônicas (ou sete níveis de energia). As camadas são representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q ou 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia. Até o momento, temos o seguinte número máximo de elétrons nas camadas.

Em cada camada, os elétrons estão distribuídos em subcamadas ou subníveis de energia, representados pelas letras s, p, d e f (subníveis usados até Z =114). O número máximo de elétrons que cabe em cada subnível é o seguinte.

O número de subníveis conhecidos em cada camada é dado pela tabela a seguir.

Proposto em 1925, na tentativa de explicar algumas das propriedades dos elétrons nos átomos, o Princípio de exclusão de Pauli postula que “Em um sistema fechado, dois elétrons não podem ocupar o mesmo estado”. Em outras palavras, dois elétrons não podem ter os 4 números quânticos idênticos. Assim, podemos aplicar isto à um esquema chamado de diagrama de construção (Aufbau), que explica a ordem de preenchimento dos orbitais de átomos multieletrônicos:

Diamagnetismo e paramagnetismo

O átomo mais simples a seguir ao hidrogênio é o hélio, que tem 2 elétrons. A configuração eletrônica do hélio é:

O princípio da exclusão de Pauli é, como referimos, um dos princípios fundamentais da mecânica quântica e pode ser testado por simples observação da experiência. Se os dois elétrons no hélio tivessem os mesmos quatro números quânticos, ou seja o mesmo spin (o que quer dizer spins paralelos), o campo magnético total era a soma devida aos dois elétrons. Assim o hélio seria paramagnético. Substâncias paramagnéticas são aquelas que são atraídas por um magnete. Por outro lado se os spin forem antiparalelos os campos magnéticos cancelam-se e a substância é diamagnética. Substâncias diamagnéticas são levemente repelidas por um magnete.

A experiência mostra que o hélio é diamagnético, o que está de acordo com o princípio de Pauli.

O lítio tem 3 elétrons, logo a configuração eletrônica será:

O lítio é de fato paramagnético. Mas porque é a orbital 2s de menor energia que as 2p? Isto deve-se ao fato de a orbital 2p ter menor densidade eletrônica junto ao núcleo, logo não sofre tanto o efeito de blindagem dos elétrons da orbital 1s (ver em detalhe o item 1.4.4.1). O elemento seguinte, com 4 elétrons, é o berílio. A sua configuração eletrônica é:

O berílio é diamagnético, como seria de esperar.

O boro tem 5 elétrons e é paramagnético, de acordo com a sua configuração eletrônica:

Nenhuma das três hipóteses viola o princípio da exclusão de Pauli.

Assim, qual delas é a mais estável? A resposta está na regra de Hund, que diz que o arranjo mais estável é aquele com maior número de spins paralelos. Logo, para a configuração eletrônica do carbono vem:

O carbono é de fato paramagnético. Os próximos elementos são o nitrogênio, o oxigênio e o flúor, cujas configurações se mostram de seguida:

O Neônio tem as 3 orbitais p completamente preenchidas:

O Néon é de fato um elemento diamagnético.

Por este processo e seguindo o princípio de Aufbau, poderíamos ir preenchendo todos os orbitais para os diferentes elementos.

Com base na configuração eletrônica dos elementos podemos compreender muitas das suas propriedades. Notemos desde já que os gases nobres têm a última camada completamente preenchida, o que lhes confere grande estabilidade, e logo reduzida reatividade química.

Na tabela seguinte encontra-se a configuração eletrônica de alguns dos elementos conhecidos.

A configuração eletrônica do potássio é:

K: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

Como 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ é a configuração eletrônica do gás nobre Argônio, podemos simplificar a configuração eletrônica do potássio para:

K: [Ar] 4s¹

Exemplos semelhantes encontram-se na tabela.

Tutorial de distribuição eletrônica

Para fazer a distribuição eletrônica de um elemento qualquer existem alguns poucos passos a serem seguidos e as regras acabam por serem aplicadas naturalmente. O primeiro destes passos é saber quantos elétrons devem ser distribuídos. Lembrando que o número de elétrons é igual ao número atômico, temos, por exemplo, que o Hidrogênio tem 1 elétron, o Hélio tem 2 elétrons, o Flúor tem 9 elétrons....

Assim temos as seguintes distribuições:

H 1s¹

He 1s²

ATENÇÃO:

• A distribuição eletrônica dos íons

A distribuição eletrônica dos íons é semelhante à dos átomos neutros. No entanto, é importante salientar que os elétrons que o átomo irá ganhar ou perder (para se transformar em um íon) serão recebidos ou retirados da última camada eletrônica, também chamada de camada de valência (que é a camada mais afastada do núcleo), e não do subnível mais energético.

Assim, por exemplo, o átomo de ferro (número atômico = 26) tem a seguinte distribuição eletrônica:

Analogamente, no caso de um átomo de cloro ganhar um elétron, se transformará no íon Cl^- terá a seguinte distribuição eletrônica:

₁₇Cl (átomo no estado fundamental): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ ou K=2; L=8; M=7

• DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA MODERNA

Existe uma maneira mais simples de se representar a distribuição eletrônica, que é particularmente interessante para elementos de Z elevado. Essa representação é feita a partir do cerne do gás nobre que antecede o elemento em relação ao número atômico.

Os gases nobres são:

Exemplos:

As distribuições eletrônicas pela regra de aufbau (preenchimento dos subníveis em ordem crescente de energia com o número máximo de elétrons permitido em cada subnível) algumas vezes não são confirmados experimentalmente.

Entre os elementos com Z entre 1 e 40, esse fato só ocorre com os elementos Cr (Z = 24) e Cu (Z = 29):