Grade 11
  1. Conceitos básicos de química  1.1. Importância da Química  1.2. Natureza e escopo da química  1.3. leis da combinação química  1.3.1. Lei da conservação da massa  1.3.2. Lei das proporções definidas  1.3.3. Lei das proporções múltiplas  1.3.4. Lei dos volumes gasosos  1.3.5. Lei de Avogadro  1.4. Teoria atômica de Dalton  1.5. Conceito de mol e massa molar  1.6. Composição percentual  1.7. Fórmula empírica e molecular  1.8. Estequiometria e Cálculos Estequiométricos  1.9. Conceito de reagente limitante
  2. Estrutura do átomo  2.1. Descoberta do elétron, próton e nêutron  2.2. Modelo Atômico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. Modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecânico quântico do átomo  2.4. Dupla natureza da matéria e da radiação  2.5. Princípio da Incerteza de Heisenberg  2.6. Números quânticos  2.7. Orbitais atômicos e suas formas  2.8. Configuração eletrônica dos elementos  2.9. Princípio de Aufbau  2.10. Princípio da exclusão de Pauli  2.11. Regra da máxima multiplicidade de Hund  2.12. Hipótese de de Broglie  2.13. Efeito fotoelétrico
  3. Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades  3.1. Desenvolvimento histórico da tabela periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tabela Periódica  3.3. Tendências periódicas em propriedades  3.3.1. Raio Atômico e Iônico  3.3.2. Entalpia de ionização  3.3.3. Entalpia de ganho de elétrons  3.3.4. Eletronegatividade  3.3.5. Valência  3.3.6. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  3.3.7. Estados de oxidação  3.4. Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química  4.2. Ligação iônica ou eletrovalente  4.3. Ligação covalente e suas características  4.4. Parâmetros de ligação  4.5. Teoria VSEPR  4.6. Teoria do enlace de valência  4.7. Hibridização e seus tipos  4.8. Teoria do orbital molecular  4.8.1. Ordem de ligação e estabilidade  4.9. Ligação de hidrogênio
  5. Estados da matéria  5.1. Forças intermoleculares  5.2. Leis dos Gases  5.2.1. Lei de Boyle  5.2.2. Lei de Charles  5.2.3. Lei de Avogadro  5.2.4. Lei de Dalton das pressões parciais  5.2.5. Lei de Graham da difusão  5.3. Equação do Gás Ideal e Aplicações  5.4. Gases reais e desvios do comportamento ideal  5.5. Teoria cinética molecular dos gases  5.6. Liquefação de gases  5.7. Propriedades dos Líquidos  5.8. Tensão superficial e viscosidade
  6. termodinâmica  6.1. Sistema e ambiente  6.2. Tipos de sistemas em termodinâmica  6.3. Tipos de procedimentos  6.4. Primeira lei da termodinâmica  6.5. Energia interna e entalpia  6.6. Capacidade calorífica e calor específico  6.7. Lei de Hess da soma constante de calor  6.8. Entalpia de dissociação de ligação  6.9. Entalpia de formação e combustão  6.10. Entalpia de solução e neutralização  6.11. Espontaneidade e a segunda lei da termodinâmica  6.12. Energia livre de Gibbs e suas aplicações
  7. Equilíbrio  7.1. O conceito de equilíbrio  7.2. Constante de equilíbrio e suas aplicações  7.3. Princípio de Le Chatelier  7.4. Equilíbrio iônico em soluções  7.5. Teoria de Ácidos e Bases  7.5.1. Conceito de Arrhenius  7.5.2. Conceito de Bronsted-Lowry  7.5.3. Conceito de Lewis  7.6. Escala de pH e pOH  7.7. Efeito do íon comum  7.8. Hidrólise de sais  7.9. Soluções tampão e seu mecanismo de ação  7.10. Equilíbrio de solubilidade de sais pouco solúveis
  8. Reações Redox  8.1. Conceitos de Oxidação e Redução  8.2. Número de oxidação e suas aplicações  8.3. Reações redox em termos de transferência de elétrons  8.4. Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)  8.5. Tipos de reações redox  8.6. Células Eletroquímicas e Reações Redox
  9. Hidrogênio  9.1. Posição do Hidrogênio na Tabela Periódica  9.2. Isótopos do hidrogênio  9.3. Preparação de Hidrogênio  9.4. Propriedades do Hidrogênio  9.5. Hidratos e sua classificação  9.6. Água e água pesada  9.7. Peróxido de hidrogênio e suas propriedades  9.8. Usos do Hidrogênio e Seus Compostos
  10. Elementos do bloco s (metais alcalinos e alcalino-terrosos)  10.1. Elementos do Grupo 1 - Propriedades e Tendências  10.2. Elementos do Grupo 2 - Propriedades e Tendências  10.3. Unusual properties of lithium and beryllium  10.4. Compostos importantes de sódio e seus usos  10.5. Compostos Importantes de Magnésio e Cálcio
  11. Alguns elementos do bloco p  11.1. Introdução Geral aos Elementos do Bloco p  11.2. Elementos do Grupo 13  11.2.1. Boro e seus compostos  11.3. Grupo 14 Elementos  11.3.1. Carbono e seus alótropos  11.3.2. Compostos Importantes de Carbono e Silício
  12. Química Orgânica - Alguns Princípios e Técnicas Básicas  12.1. Classificação e Nomenclatura de Compostos Orgânicos  12.2. Representação estrutural de compostos orgânicos  12.3. Classificação das reações orgânicas  12.4. Efeitos Eletrônicos em Química Orgânica  12.4.1. Efeito indutivo  12.4.2. Efeito de ressonância  12.4.3. Hiperconjugação  12.5. Mecanismo de reação e espécies intermediárias  12.6. Purificação e análise qualitativa de compostos orgânicos
  13. Hidrocarbonetos  13.1. Hidrocarbonetos  13.1.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2. alceno  13.2.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2.2. Reações de adição eletrofílica  13.3. Alcinos  13.3.1. Preparação e Propriedades dos Alcinos  13.4. Aromatic hydrocarbons  13.4.1. Estrutura e propriedades do benzeno  13.4.2. Reações de substituição eletrofílica do benzeno
  14. Química Ambiental  14.1. Poluição Ambiental  14.2. Poluição atmosférica e o efeito estufa  14.3. Poluição da água e métodos de tratamento  14.4. Poluição do solo e seus efeitos  14.5. Resíduos industriais e seu tratamento  14.6. Estratégias para controle da poluição

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Teoria atômica de Dalton


O conceito de átomo tem sido um elemento central para compreender a matéria e suas propriedades. Antes de a teoria atômica moderna tomar forma, John Dalton, um químico inglês, propôs uma teoria científica dos átomos no início do século XIX. Esta teoria forneceu uma base para a compreensão da matéria e sua estrutura. Abaixo está uma exploração detalhada da teoria atômica de Dalton, seus princípios, implicações e significado no campo da química.

Introdução

A teoria atômica de Dalton baseia-se na ideia de que toda matéria é composta por partículas minúsculas e indivisíveis chamadas átomos. Este conceito revolucionário transformou a química em uma ciência moderna, explicando como diferentes substâncias se combinam e reagem ao nível molecular. Aqui, discutiremos em profundidade cada princípio fundamental da teoria atômica de Dalton e suas contribuições para a química.

Cinco princípios da teoria atômica de Dalton

1. A matéria é composta por partículas indivisíveis

A primeira teoria de Dalton afirmou que a matéria era composta por partículas extremamente pequenas e indivisíveis chamadas átomos. Embora descobertas posteriores tenham revelado a existência de partículas subatômicas como elétrons, prótons e nêutrons, esta teoria introduziu a ideia de que os átomos eram os blocos básicos da matéria.

2. Átomos de um dado elemento são semelhantes em tamanho, massa e outras propriedades

De acordo com a segunda lei de Dalton, os átomos de um elemento específico são idênticos em termos de tamanho, massa e outras propriedades. Enquanto a ciência moderna mostrou que isótopos existem e que átomos de um elemento podem ter massas diferentes, esta teoria introduziu a consistência ou homogeneidade dos elementos ao nível atômico.

3. Átomos de diferentes elementos diferem em tamanho, massa e propriedades

Esta teoria enfatiza que átomos de diferentes elementos são diferentes. Eles diferem em termos de tamanho, massa e propriedades químicas. Essa diferença ajuda a explicar por que elementos se comportam de forma diferente e têm características únicas.

Exemplo:

Considere os elementos hidrogênio e oxigênio:

Elemento: Hidrogênio (H)
Massa atômica: cerca de 1.008 amu

Elemento: Oxigênio (O)
Massa atômica: cerca de 16.00 amu

As diferenças significativas em suas massas atômicas indicam o quão distintas são as propriedades dos átomos de diferentes elementos.

4. Átomos combinam-se em números inteiros simples para formar compostos

O quarto postulado de Dalton explica como os compostos se formam. Átomos de diferentes elementos combinam-se em razões de números inteiros simples para formar compostos. Este conceito é fundamental na estequiometria e nos ajuda a entender equações e reações químicas.

Exemplo:

Um composto simples como a água (H2O) é formado quando dois átomos de hidrogênio se combinam com um átomo de oxigênio em uma proporção simples de 2:1.

2H + O → H2O

5. Reações químicas envolvem o rearranjo de átomos

A última teoria afirma que reações químicas envolvem o rearranjo de átomos. Durante uma reação química, os próprios átomos não mudam; ao contrário, a forma como eles se combinam muda. Este rearranjo leva à formação de novas substâncias.

Exemplo:

Considere a combustão do metano:

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Nesta reação, as moléculas de metano (CH4) e oxigênio (O2) reorganizam-se para formar dióxido de carbono (CO2) e água (H2O).

Significado histórico e influência

A teoria atômica de Dalton lançou as bases para a química moderna. Introduziu uma base científica coerente para compreender o mundo físico ao nível atômico. Esta teoria permitiu aos químicos prever os resultados de reações químicas, entender as leis de combinação química e descobrir novos compostos químicos.

Lei da conservação da massa

A teoria de Dalton apoiou a lei da conservação da massa, segundo a qual a massa não é criada nem destruída em uma reação química. Vendo as reações como um rearranjo de átomos, Dalton forneceu evidências de que a massa total permanece constante.

Lei das proporções definidas

O trabalho de Dalton também confirmou a lei das proporções definidas, que sustenta que as proporções de elementos por massa em um composto químico serão sempre as mesmas. Isso pode ser explicado pelas proporções consistentes em que diferentes tipos de átomos se combinam para formar compostos.

Lei das proporções múltiplas

As teorias de Dalton introduziram a lei das proporções múltiplas. Esta lei afirma que se dois elementos se combinam para formar mais de um composto, a razão das massas do segundo elemento que se combina com uma massa fixa do primeiro elemento forma razões inteiras pequenas.

Exemplo:

Considere monóxido de carbono (CO) e dióxido de carbono (CO2):

Monóxido de carbono: 12 gramas de carbono (C) se combinam com 16 gramas de oxigênio (O).
Dióxido de carbono: 12 gramas de carbono (C) se combinam com 32 gramas de oxigênio (O).

Aqui, a razão das massas de oxigênio é 1:2, o que mostra a lei das proporções múltiplas.

Limitações e modificações

Apesar da natureza fundamental da teoria atômica de Dalton, ela tem algumas limitações com base em avanços científicos subsequentes:

1. Indivisibilidade dos átomos

Dalton propôs que os átomos eram indivisíveis; no entanto, a descoberta de partículas subatômicas (elétrons, prótons e nêutrons) demonstrou que os átomos eram compostos de componentes menores.

2. Átomos semelhantes nos elementos

A descoberta de isótopos mostrou que átomos do mesmo elemento podem ter massas diferentes, mesmo que apresentem as mesmas propriedades químicas. Isso contradiz a ideia de que todos os átomos de um determinado elemento são idênticos.

3. Identificação química de átomos

A teoria de Dalton não conseguiu explicar as diferenças no comportamento químico dos isótopos, que são formas diferentes de elementos com o mesmo número de prótons, mas diferentes números de nêutrons.

Conclusão

A teoria atômica de Dalton foi revolucionária para a época e fornece uma compreensão fundamental dos processos químicos. Embora modelos e teorias mais atualizados tenham expandido suas ideias, as teorias de Dalton permanecem um marco acadêmico na compreensão da química.

Suas ideias sobre átomos, reações químicas e estrutura da matéria estão integradas aos princípios básicos estudados em química. Sua visão lançou as bases para futuras descobertas e o desenvolvimento de teorias científicas mais avançadas.

Em resumo, a teoria atômica de Dalton contém vários princípios chave que descrevem a natureza, propriedades e interações dos átomos, e contribuiu significativamente para o avanço da química como ciência.


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