Apresentação espectros radiação e energia

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1. Espectros, radiação e energia
• Pelos seus efeitos: 
Radiação ionizante - capaz de ionizar moléculas. 
Radiação não ionizante - incapaz de ionizar moléculas. 
Radiação é a propagação da energia por meio de partículas ou ondas no 
espaço.
A radiação pode ser identificada:
• Pelo elemento condutor de energia: 
Radiação electromagnética – fotões. 
Radiação corpuscular - partículas (protões, neutrões, etc.) 
Radiação gravitacional - gravitões. 
• Pela fonte de radiação: 
Radiação solar - causada pelo Sol. 
Radiação de Cerenkov - causada por partículas com a velocidade superior a da luz no meio. 
Radioactividade - núcleos instáveis. 
• Espectro electromagnético é o intervalo completo da radiação electromagnética, que contém desde as 
ondas de rádio, o infravermelho, a luz visível, os raios ultravioletas, o raio X, até a radiação gama. 
• Radiação electromagnética é uma combinação de um campo eléctrico e de um campo 
magnético que se propagam através do espaço transportando energia. A luz visível é uma das partes da radiação 
electromagnética. 
Nós só vemos uma pequeníssima parte deste espectro, a luz visível
A dispersão, ou decomposição, da luz é a separação da luz branca (um feixe de luz 
policromático) nas diversas cores (cada uma delas um feixe monocromático) 
Onda é uma perturbação oscilante de alguma grandeza física no espaço e periódica no tempo. 
A oscilação espacial é caracterizada pelo comprimento de onda e a periodicidade no tempo é medida pela 
frequência da onda, que é o inverso do seu período. Estas duas grandezas estão relacionadas pela 
velocidade de propagação da onda. 
Comprimento de ondaComprimento de onda
Comprimento de onda é a distância entre dois pontos consecutivos de onda. É
usualmente representado pela letra grega lambda (λ).
Frequência é a quantidade de ondas completas (ciclos completos) que ocorrem numa unidade de 
tempo (usualmente medido em segundos).
A unidade de medida da frequência é o hertz (Hz), em honra ao físico alemão Heinrich Rudolf Hertz. 1 Hz 
corresponde a um evento que ocorre uma vez por segundo. Alternativamente, podemos medir o tempo decorrido 
para a ocorrência do evento (período). Desse modo, a frequência é o inverso deste tempo.
Período é o tempo em que decorre um fenómeno. Neste caso é o tempo em que decorre uma onda. A 
unidade de medida do período é o segundo (s)
T
1F =
Relação entre comprimento de onda, frequência e velocidade da luz
O comprimento de onda λ tem uma relação inversa com a frequência f. Quando se lida com radiação 
electromagnética no vácuo, essa velocidade é igual à velocidade da luz 'c', para sinais (ondas) no ar, essa 
velocidade é a velocidade a que a onda viaja. Esta relação é dada por:
f
c=λ
onde:
λ = comprimento de onda de uma onda sonora ou onda electromagnética; 
c = velocidade da luz no vácuo = 299.792,458 km/s ≈ 300.000 km/s = 300.000.000 m/s = 3x108 m/s ou 
c = velocidade do som no ar = 343 m/s a 20 °C (68 °F); 
f = frequência da onda 1/s = Hz. 
Espectros contínuos e descontínuos (de absorção e de 
emissão)
Espectro continuo: é um espectro de luz emitida que contém todos os comprimentos de onda das 
cores que compõem a luz branca (vermelho, laranja, amarelo, verde, azul, anil e violeta se formos dos 
comprimentos de onda mais longos para os mais curtos). Os espectros contínuos são emitidos por sólidos 
incandescentes, líquidos, ou gases comprimidos. Várias estrelas, como, por exemplo, o nosso Sol, emitem 
espectros contínuos nos quais as cores se fundem umas nas outras, estando a cor vermelha numa das 
extremidades e a cor azul na outra extremidade. 
Espectros de emissão e a temperatura das estrelas
Os espectros de luz visível emitida por sólidos ou líquidos incandescentes e gases a alta 
pressão são espectros de emissão contínuos
Um prisma decompõe a luz branca em diferentes comprimentos de onda formando um espectro:
Uma estrela é um emissor de luz visível cujo espectro é
contínuo, no entanto a sua cor pode variar com a 
temperatura:
•Se a temperatura da estrela for muito elevada, cerca de 7000 
K, a luz emitida é azulada, pois a intensidade das radiações 
que a constituem é maior na zona do violeta e azul.
•Quando a temperatura da estrela é de cerca de 6000 K como 
a da superfície do Sol, a luz emitida é amarelada, pois as 
radiações que a constituem são mais intensas na zona do 
verde e do amarelo.
•Quando a temperatura da estrela é menos elevada, cerca de 
5000 k, a luz emitida é alaranjada, pois as radiações que a 
constituem são mais intensas na zona do laranja ou 
vermelho.
Diagrama de Hertzpung e Russel – diagrama H-R
Relaciona a luz emitida pelas estrelas com a 
temperatura à sua superfície.
Mostra que a maior parte das estrelas está situada na 
diagonal que une o canto superior esquerdo (elevada 
intensidade luminosa e temperatura mais elevada) ao 
canto inferior direito (intensidade luminosa mais baixa 
e temperatura mais baixa). São estrelas da sequência 
principal.
Espectro de emissão É um espectro descontínuo, mostrando riscas brilhantes discretas, que é
emitido por átomos ou moléculas. O espectro de emissão é característico dos elementos químicos que 
estão a emitir fotões. Quando aquecidos, os compostos e elementos individuais frequentemente libertam 
uma ou dúzias de linhas (riscas) de emissão. 
•Os espectros da luz visível emitida pelos átomos excitados dos elementos químicos, no estado gasoso e a 
pressão muito reduzida, são espectros de emissão descontínuos ou de riscas.
•Cada elemento químico apresenta um espectro de emissão de riscas característico que permite identificá-lo
Espectro de emissão
A radiação de um gás aquecido passando por uma fenda, sendo decomposta ao atravessar um prisma. 
Formam-se riscas brilhantes de emissão em determinados comprimentos de onda.
Espectro de absorção: se algumas linhas discretas faltam num espectro, este é um espectro de 
absorção, indicando a presença de elementos que absorvem comprimentos de ondas particulares. 
Um espectro de absorção é criado quando a luz proveniente de uma fonte incandescente passa através de 
um gás mais frio que absorve fotões. Cada molécula e elemento diferente absorve a luz num conjunto 
único de frequências. O espectro de absorção consiste de linhas de absorção escuras sobrepostas sobre 
um espectro contínuo brilhante. 
Um exemplo de espectro de absorção é aquele produzido nas atmosferas estelares. No caso do Sol, os gases 
quentes da atmosfera solar estão situados entre nós e a fonte de altíssima temperatura que está no seu interior. 
Esta atmosfera absorve certas frequências deixando linhas escuras sobre o seu espectro contínuo. Os 
astrónomos podem determinar a composição dos gases em uma estrela procurando as frequências 
características das linhas de absorção.
Espectro de absorção
Exemplo do espectro observado quando a radiação de uma lâmpada atravessa um gás frio. Neste 
caso formam-se riscas escuras de absorção sobrepostas ao espectro contínuo.
Os três tipos de espectros. O espectro contínuo não contém interrupções (riscas negras), mas o espectro de 
absorção é interrompido pelas riscas negras. O espectro de emissão é negro excepto em certos comprimentos 
de onda, onde existem riscas de emissão. Repara que as riscas negras no espectro de absorção do hidrogénio 
têm o mesmo comprimento de onda que as riscas coloridas no espectro de emissão do hidrogénio.
(a) O espectro de emissão do sódio, em que duas riscas brilhantes de emissão aparecem na parte
amarela do espectro visível. 
(b) Espectro de absorção do sódio, em que as duas riscas escuras aparecem na mesma posição 
correspondentes às linhas de emissão.
Espectro Contínuo Espectros descontínuosDe absorção De emissão
Resumo
Aplicações tecnológicas das radiações:
Ondas de rádio:
• As estrelas emitem ondas de rádio que são 
detectadas por radiotelescópios e permitem 
identificar a sua composição.
•As estações de rádio e televisão emitem 
ondas de rádio, que são captadas pelos 
aparelhos receptores.
Microondas:
• As radiações de microondas são utilizadas nas comunicações via 
satélite, na localização de obstáculos e na detecção da velocidade 
dos veículos, RADAR.
• Estas ondas também são muito utilizadas para aquecer os 
alimentos nos fornos de microondas.
Radiação infravermelha:
• As poeiras cósmicas emitem radiação infravermelha que permite 
localizá-las.
•As câmaras ocultas de videovigilância detectam a presença de 
pessoas captando a radiação infravermelha que emitem.
•As resistências eléctricas, ao rubro, e o carvão em brasa emitem 
muita radiação infravermelha de elevado efeito térmico, sendo 
utilizadas no aquecimento e para cozinhar alimentos.
Radiação visível:
• A radiação visível é emitida pelo Sol, pelas lâmpadas de 
incandescência e fluorescentes, pelas lâmpadas de néon e lâmpadas 
de poupança de energia.
Radiação ultravioleta:
• As radiações ultravioleta são emitidas pelo Sol, mas poucas 
chegam à Terra pois são absorvidas nas camadas superiores da 
atmosfera. As radiações ultravioleta de menor energia bronzeiam a 
pele. É necessário ter cuidado com estas radiações porque 
provocam queimaduras e cancro de pele.
•São usadas como desinfectante da água da rede pública.
Raios X:
• Os raios X, muito penetrantes na matéria, são usados na medicina 
em radiografias e TAC. Também se usam no controlo das bagagens 
nos aeroportos.
Raios γ:
• Os raios γ são tão penetrantes na matéria que destroem as células 
vivas. Por isso são usados na medicina mas destruição dos tumores 
malignos e na esterilização de materiais.
Quantum de energia
Como vimos os diferentes tipos de radiação têm associados a si valores de energia diferentes.
Mas o que significam estes valores:
Primeiro temos de compreender que:
•A energia de cada radiação não pode ter um valor qualquer;
•Há uma quantidade mínima de energia característica dessa radiação – quantum de energia;
•A energia de cada radiação é sempre múltipla da correspondente quantidade minima
FotãoRadiação EnE ×=
Nesta expressão o número n representa o número de fotões que constituem a radiação correspondente à
intensidade da radiação.
Assim:
•Quando se fala de uma radiação muito intensa deve entender-se com se refere a muitos fotões;
•Quando se fala de uma radiação muito energética refere-se a uma energia grande para cada fotão.
υ×= hEFotão
“ a energia de um fotão é directamente proporcional à frequência (ν)”. A constante de proporcionalidade 
(h) é chamada de constante de Planck (6,626X10-34 J.s-1)
• A energia dos fotões também não pode ter um valor qualquer; esse valor é tanto maior quanto maior for a 
frequência de vibração:
Interacção da radiação com a matéria
Efeito fotoeléctrico
é a emissão de electrões por um material, geralmente metálico, quando exposto a uma radiação 
electromagnética (como a luz) de frequência suficientemente alta, que depende do material. Ele pode ser 
observado quando a luz incide numa placa de metal, literalmente arrancando da placa electrões. Esse efeito é
bem observado quando se coloca algum objecto de metal no microondas. 
Os electrões que giram à volta do núcleo são aí mantidos por 
forças de atracção. Se a estes for fornecida energia 
suficiente, eles abandonarão as suas orbitas. 
O efeito fotoeléctrico implica que, normalmente sobre metais, se 
faça incidir um feixe de radiação com energia suficiente para 
a remoção dos electrões do metal, provocando a sua saída 
das orbitas:
•sem energia cinética (se a energia da radiação for igual à energia 
de remoção)
•com energia cinética, se a energia da radiação exceder a energia 
de remoção do electrão.
•Existe uma energia mínima a partir da qual o fotão consegue arrancar um electrão do metal
Assim o número de electrões ejectados era proporcional ao brilho (intensidade) da luz , o que não se verificava 
com a energia dos electrões ejectados. Abaixo do limiar de frequência não eram ejectado quaisquer electrões por 
mais intensa que fosse a luz.
Este fenómeno não podia ser explicado pela teria ondulatória da luz. No Entanto Einstein conseguiu tornar 
compreensível esse efeito fazendo uma suposição extraordinária. Sugeriu que não se pensasse num raio de luz 
como uma onda mas como um feixe de partículas, denominadas fotões.
Assim:
•Quanto mais intenso for o feixe de luz, mais fotões contem, mais electrões arranca da superfície do metal
•Quanto mais energia tiver o feixe (maior frequência) maior a energia cinética dos electrões que são arrancados
A grande dúvida que se tinha a respeito do efeito fotoeléctrico era que quando se aumentava a intensidade da 
luz, ao contrário do esperado, a luz não arrancava os electrões do metal com maior energia cinética. O que 
acontecia era que uma maior quantidade de electrões era ejectado.
Resumo sobre o efeito fotoeléctrico:
• só ocorre se a radiação tiver energia superior a um valor mínimo característico de cada metal que se chama 
energia mínima de remoção;
• é praticamente instantâneo, ocorrendo logo após a incidência da radiação no metal;
• a velocidade dos electrões emitidos é independente da intensidade do feixe de radiação monocromática 
incidente mas é tanto maior quanto maior for a energia da radiação;
• o número de electrões emitidos é tanto maior quanto maior for a intensidade da radiação incidente mas 
não depende da energia de radiação, desde que superior ao valor mínimo de energia;
• quanto maior é a energia de cada fotão incidente, no mesmo metal, maior é a energia cinética dos 
electrões emitidos e, portanto, maior a sua velocidade;
• quanto maior o número de fotões incidentes, ou seja, quanto mais intenso é o feixe formado pelo mesmo 
tipo de radiação, mais electrões são emitidos, mas com a mesma energia cinética.
Aplicações do Efeito fotoeléctrico, células fotoeléctricas:
•Enquanto a radiação incide no cátodo C, os electrões emitidos são atraídos pelo ânodo, A. O circuito 
está fechado e a corrente eléctrica passa.
• Quando a incidência de luz é interrompida, não há emissão de electrões. O circuito está aberto e não 
permite a passagem de corrente eléctrica.
3.1. Modelo de Bohr para o átomo de hidrogénio
Niels Bohr (1885 –
1962) físico 
dinamarquês cujos 
trabalhos 
contribuíram 
decisivamente para 
a compreensão da 
estrutura atómica e 
da física quântica. 
Prémio Nobel em 
1922.
No final do século XIX os cientistas já conheciam os espectros de emissão de riscas 
de vários elementos no estado gasoso e interrogavam-se sobre os motivos da emissão 
dessas radiações de energias tão bem definidas, características dos elementos.
“cada elemento tem um espectro de emissão próprio. As riscas características dos 
espectros atómicos podem ser usadas em análises químicas para identificar os 
átomos, tal como as impressões digitais são usadas para identificar pessoas.”
Em 1913 Niels Bohr apresentou uma explicação teórica para o espectro de emissão 
do átomo de Hidrogénio. O tratamento de Bohr é muito complexo e já não é
considerado correcto em todos os seus detalhes. Vamos, então, concentrar-nos nas 
suas suposições mais importantes e nos resultados finais que explicam as posições 
das riscas espectrais.
Quando Bohr iniciou o seu estudo, os físicos sabiam que o átomo continha electrões e protões. O átomo 
era concebido como uma entidade na qual os electrões giravam à volta do núcleo em órbitas circulares a 
altasvelocidades.
O modelo atómico de Bohr incluía a ideia dos electrões movendo-se me órbitas circulares, mas impôs uma 
restrição bastante severa: o electrão único do átomo de hidrogénio apenas podia estar localizado em 
determinadas órbitas. E como cada órbita tinha determinada energia associada a ela, a restrição de Bohr 
significava que as energias associadas com o movimento do electrão nas orbitas permitidas tinham um valor 
fixo – eram quantificadas.
Assim a emissão de radiação por um átomo de hidrogénio excitado podia ser explicada em termos de 
decaimento do electrão de uma órbita de maior energia para uma de menor energia com a formação 
de um quantum de energia (fotão) na forma de luz.
Analogia: movimento de uma bola de ténis subindo ou descendo um conjunto de degraus. A sua passagem 
de um degrau mais baixo para outro mais alto é um processo que requer energia e a sua passagem de um 
degrau mais alto para um mais baixo é um processo que liberta energia.
A bola pode estar em qualquer degrau mas não entre degraus
A quantidade de energia envolvida em qualquer tipo de mudança é determinada pela distância entre o primeiro 
e o último degrau. Da mesma maneira, a quantidade de energia necessária para mover um electrão no átomo 
de bohr depende da diferença entre os níveis dos estados inicial e final.
O estado fundamental = estado de menor energia (nível 1)
A teoria de Bohr do átomo de hidrogénio permite explicar o aparecimento do espectro de riscas deste átomo.
• Inversamente a energia radiante (na forma 
de um fotão) é emitida quando o electrão se 
move de uma orbita de maior energia para 
uma orbita de menor energia.
•A energia radiante absorvida pelo átomo 
obriga o electrão a mover-se de uma 
orbita de menor energia (n) para uma 
orbita de maior energia (n+1;n+2;…). 
InicialFinal EEE −=∆InicialFinal EEE −=∆
EE emitidarad ∆=.
0〉∆E 0〈∆E
EE absorvidarad ∆=.
Uma radiação de energia ligeiramente superior ou ligeiramente inferior à diferença entre a energia de 
dois níveis não é absorvida nem emitida pelo átomo.
Erad > Efinal – Einicial
Não é absorvida nem emitida pelo 
átomo
Erad = Efinal – Einicial
É absorvida ou emitida pelo átomo
Erad < Efinal – Einicial
Não é absorvida nem emitida pelo 
átomo
Só são absorvidas ou emitidas pelo átomo radiações de energia igual à diferença de energias dos 
dois níveis.
Bohr mostrou que as energias que um electrão de um átomo de hidrogénio pode possuir são dadas por:
12
1 E
n
En ×=
Sendo E1 = -2,18x10-18 J/electrão
Esta expressão relaciona a energia de cada nível En com a energia do 
primeiro nível E1 – Estado fundamental
2
1810182
n
En
−×−= ,
Energia dos níveis do átomo de hidrogénio
Onde n = 1, 2, 3 … (nº inteiro ≥ 1) chama-se-lhe número quântico principal
Esta equação implica que todas as energias permitidas ao electrão sejam negativas. Na realidade, este sinal 
não é mais do que uma convenção arbitrária – diz-nos que a energia do electrão no átomo é mais baixa que 
a energia de um electrão livre (um electrão que está infimamente afastado dum núcleo) à qual se lhe atribui o 
valor zero (E∞ = 0)
Níveis de energia do átomo de hidrogénio:
3.2. O espectro do átomo de hidrogénio e as transições 
electrónicas As riscas do espectro de emissão
Cada risca do espectro de emissão corresponde a uma certa transição num átomo de hidrogénio.
O espectro de emissão do hidrogénio cobre uma larga gama de comprimentos de onda, do infravermelho ao 
ultravioleta. Os esquemas seguintes mostram as séries de transições no espectro do hidrogénio que foram 
baptizadas com os nomes dos seus descobridores. A série de Balmer foi a mais fácil de estudar porque algumas 
das suas riscas encontram-se na gama do visível.
Ionização do átomo de hidrogénio:
Quando o átomo de hidrogénio absorve radiação que o faz passar do nível de energia onde se encontra para o 
nível n = ∞, o electrão deixa de estar sob a influência do núcleo e forma-se um ião (H+). À energia desta 
radiação dá-se-lhe o nome de energia de remoção do electrão, Er.
Como:
∆E = Ef – EiÙ
Ù ∆E = En∞ - En Ù
Ù ∆E = 0 – En 
Er = -En
O que ocorre quando incide no átomo de hidrogénio uma energia de radiação superior à energia de 
remoção
Qualquer radiação de energia superior à energia de remoção é absorvida pelo átomo de hidrogénio que 
emite o electrão com um determinado valor de energia cinética – ocorre efeito fotoeléctrico
Erad = Er+ EC
A energia do electrão no átomo está quantificada
A energia do electrão fora do átomo não está quantificada
3.3. Modelo atómico actual: números quânticos
O modelo atómico de Bohr, baseado na existência de orbitas bem definidas para o electrão que estavam 
associadas a valores bem determinados de energia, foi um marco muito importante na evolução do modelo 
atómico.
Estudos posteriores confirmaram a quantificação da energia do electrão, mas pôr de parte a a existência de 
órbitas.
O físico austríaco Heisenberg demonstrou que para partículas tão pequenas como o electrão, que se movem 
com velocidade tão elevada, não é possível conhecer simultaneamente e com exactidão a velocidade e 
posição de um electrão num determinado instante, pelo que é impossível conhecer as suas órbitas – Principio 
da incerteza de Heizenberg
Apenas é possível falar na probabilidade de encontrar o electrão, com determinada energia numa certa zona do 
espaço à volta do núcleo. Deixa-se de falar em órbitas para o electrão e passa-se a falar em orbitais.
Orbital atómica: função probabilística que define a distribuição da densidade electrónica em torno do núcleo 
atómico.
Para descrever a posição dos electrões em átomos de hidrogénio como noutros átomos são necessários quatro 
números, chamados números quânticos. Estes números são usados para descrever as orbitais atómicas e para 
caracterizar os electrões que nelas se encontram.
Número quântico principal (n) pode ter como valores os números inteiros 1,2,3 e assim sucessivamente. No 
átomo de hidrogénio o valor de n especifica a energia de uma orbital. Está relacionado com a distância média 
do electrão ao núcleo numa determinada orbital. Quanto maior for o valor de n, maior é a distância média de um 
electrão numa orbital ao núcleo e portanto maior a orbital (e menos estável).
Número quântico secundário ou de momento angular (l) informa-nos acerca da forma da orbital. O valor de l
varia com o valor de n, varia de 0 a n-1. Então para n=1 l é igual a 0; para n=2 l é igual a 0 e 1. Normalmente o 
valor de l é designado pelas letras s, p, d, … da seguinte maneira.
l 0 1 2 3 4 5
Designação 
da orbital
s p d f g h
Número quântico magnético (ml) este descreve a orientação espacial da orbital. Dentro de uma subcamada, 
o valor de ml depende do valor do número quântico de momento angular l. Para um dado valor de l, há (2l+1) 
valores de ml. Se l = 1 então ml varia em 2l+1 valores inteiros:
- l, (-l+1), 0, +l -1, +l ou seja varia de -2, -1, 0, 1 e 2 
Número quântico de spin electrónico (ms) este descreve o comportamento do electrão num átomo. 
Descobriu-se que os electrões se comportam como pequenos imanes. Se pensarmos nos electrões como 
estando a rodar sobre o próprio eixo, tal como a Terra, as suas propriedades magnéticas podem ser explicadas 
pois uma carga em rotação gera um campo magnético.
Na tabela seguinte vemos a relação entre os números quânticos e as orbitais atómicas.
Forma das orbitais no átomo de hidrogénio
1 s 2 s 2 p
3 s
3 p
3 d
• Cada orbital atómica é caracterizada por um conjunto de 
três números quânticos: (n, l, ml)
• Cada electrão é caracterizado por um conjunto de quatro 
números quânticos: (n, l, ml, ms)
Relaciona-se com o tamanho da 
orbital(energia desta) Relaciona-se com 
a forma da orbital
Relaciona-se com 
orientação espacial da 
orbital
Relaciona-se com 
o modo de rotação 
do electrão
Níveis, Subníveis e orbitais
• Cada nível, n, tem:
n subníveis 
e n2 orbitais
• Cada subnível, l, tem:
2l + 1 orbitais
3.4. Configurações electrónicas
Energia das orbitais
Diagrama de Pauling:
Átomos polielectrónicos: distribuição dos electrões pelas orbitais
Principio da exclusão de Pauli: O princípio de exclusão de Pauli afirma que dois electrões de um mesmo átomo 
não podem ter os mesmos quatro números quânticos. Cada orbital atómica comportará somente dois electrões e 
os mesmos devem apresentar spins opostos. Se um electrão, num átomo, tem os números quânticos n=1, l=0, 
ml=0 e ms=+1/2, nenhum outro electrão pode ocupar a mesma orbital, com número quântico de spin +1/2... 
Como só são possíveis dois valores de ms, uma orbital pode ter, no máximo, dois electrões. Num diagrama de 
orbitais, a orbital que tiver dois electrões, vai tê-los com as setas em direcção opostas. Cada subcamada pode 
ter, no máximo, tantos electrões quanto for o dobro do número de orbitais. Assim, a subcamada 2p, têm 3 orbitais 
(ml = -1, 0, +1), pode ter, no máximo, 6 electrões.
As setas indicam o spin do electrão
Principio da energia mínima: no estado fundamental os electrões estão nas orbitais de menor energia possível. 
O electrão tem tendência a a manter-se no estado de menor energia.
Átomos polielectrónicos: distribuição dos electrões pelas orbitais
Regra de Hund: Cada orbital do subnível que se está a preencher recebe inicialmente apenas um electrão
Somente depois da última orbital desse subnível receber o seu primeiro electrão começa o preenchimento de
cada orbital com o seu segundo electrão, que terá spin contrário ao primeiro. 
A designação dos diferentes blocos da Tabela Periódica com base no preenchimento das orbitais atómicas, 
ocupadas pelos electrões de valência de cada elemento químico.