Distribuição dos atômos

Dimitri Mendeleev foi um químico russo muito famoso. É considerado pela comunidade científica um dos maiores gênios da química. Mendeleev nasceu em Tobolsk, na Sibéria, em 1834. Doutorou-se na Universidade de São Petersburgo, onde começou a lecionar em 1866. O conceito de periodicidade química deve seu desenvolvimento, em especial, a dois químicos, Lothar Meyer (alemão) e Dimitri Mendeleev (russo).

Distribuição Eletrônica

Com o advento de novas descobertas na área da mecânica quântica entre os séculos XIX e XX, o modelo de Rutheford-Bohr, consolidado em 1913, o qual se aplicava muito bem aos átomos  com um só elétron, não foi capaz  de explicar fenômenos envolvendo átomos com mais elétrons, por isso surgiu a necessidade de aperfeiçoar o modelo, segundo as observações experimentais, resultando no conceito de subníveis atômicos ou subníveis de energia.

Nos experimentos com espectroscopia com a difração da luz  emitida pela transição eletrônica dos átomos, foi possível observar que havia uma raia de diferentes comprimentos de onda emitidos, dentro de uma mesma estreita faixa, de um mesmo nível de energia. Foi então que, em 1919, o físico inglês Arnold Sommerfeld (1868-1951) buscou uma solução, ele propôs que os elétrons deveriam assumir órbitas elíptcas variadas dentro de um mesmo nível, com mesma energia, permitindo um “espectro de raias” na emissão de luz. Cada órbita recebeu o nome de subnível e, cada qual, foi identificado com uma letra: s, p, d ou f (letras relacionadas as palavras do inglês: sharp, principal, diffuse e fundamental;  visto a descriçao do comportamento de cada orbital).
Em 1924, o físico inglês Edmund Clifton Stoner(1889-1973) chegou ao número máximo de elétrons comportado por cada subnível:

s: 2 elétrons, p: 6 elétrons, d: 10 elétrons e f:14 elétrons.

Para conhecer a relação de energia de cada subnível, basta verificar o diagrama criado por Linus Pauling a cerca da distribuição eletrônica de um átomo no estado fundamental:

Distribuição de Energia

Energia:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5 s< 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p

Seguindo a sequência de distribuição energética, pode-se representar os elétrons de um átomo da seguinte forma:
Exemplo:
nitrogênio N: 1s²2s²3s³
Sendo que, por convenção,  para 3s³, por exemplo, tem-se 3 elétrons no subnível p do 4º nível.
Os subníveis também possuem representaçao espacial de acordo com a distribuição de probabilidade dos elétrons, dada por:

Os subníveis representam apenas um modelamento correspondente aos ensaios experimentais, pois se ajustam bem, mas não correspondem á realidade e, por isso, não podem ser traduzidos como a distribuição 
real dos elétrons, que é muito mais complexa.


Camadas Eletrônicas ou Níveis de Energia
A coroa ou eletrosfera está dividida em 7 camadas designadas por K, L, M, N, O, P, Q ou pelos números: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

O número de camada é chamado número quântico principal (n).

Número máximo de elétrons em cada nível de energia:
1. Teórico:
Equação de Rydberg: x = 2n²

K	L	M	N	O	P	Q
2	8	18	32	50	72	98

2. Experimental:
O elemento de número atômico 112 apresenta o seguinte número de elétrons nas camadas energéticas:

K	L	M	N	O	P	Q
2	8	18	32	32	18	2

Fonte: http://www.infoescola.com/fisico-quimica/subniveis-de-energia/