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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Princípio da exclusão de Pauli


Quando falamos sobre a estrutura de um átomo, é essencial entender o comportamento dos elétrons dentro do átomo. Basicamente, temos esse princípio conhecido como princípio da exclusão de Pauli que governa o arranjo desses elétrons. Foi formulado por Wolfgang Pauli em 1925.

Entendendo o básico

O princípio da exclusão de Pauli é um conceito fundamental na mecânica quântica. Ele afirma que não existem dois elétrons em um átomo que possam ter o mesmo conjunto de quatro números quânticos. Para entender isso completamente, é importante primeiro entender o que são números quânticos. Números quânticos descrevem as propriedades das orbitais atômicas e as propriedades dos elétrons nessas orbitais.

Quatro números quânticos

Os elétrons em um átomo são descritos pelos seguintes quatro números quânticos:

  1. Número quântico principal (n): Descreve o nível de energia do elétron. Pode assumir valores inteiros positivos como 1, 2, 3 etc.
  2. Número quântico azimutal (l): descreve a forma da orbital. Pode assumir valores de 0 a (n-1). Por exemplo, se n = 3, então l pode ser 0, 1 ou 2.
  3. Número quântico magnético (m l ): descreve a orientação da orbital no espaço. Pode assumir valores inteiros entre -l e +l, incluindo zero.
  4. Número quântico de spin (m s ): Descreve a direção do spin do elétron. Pode ser +½ ou -½.

Ilustrando com exemplos

Considere um átomo simples, como o hidrogênio. Ele tem um elétron que está no nível de energia mais baixo, conhecido como orbital 1s. Como estamos focando em um elétron, isso é simples. Vamos imaginar como o princípio se aplica quando temos dois elétrons.

Para o hélio, com dois elétrons, ambos os elétrons podem ocupar a orbital 1s, mas devido ao princípio da exclusão de Pauli, eles devem ter spins diferentes. Um elétron pode ter spin +½, e o outro deve ter spin -½. Assim, para o hidrogênio, o conjunto de números quânticos é único porque há apenas um elétron, mas para o hélio, embora ambos compartilhem os números quânticos principais n = 1 e l = 0, e m l = 0, seus spins m s garantem que eles sejam diferentes.

Exemplo visual de elétron e spin

A figura acima mostra dois elétrons em um átomo e seus spins opostos.

Átomos mais complexos

À medida que os átomos se tornam mais complexos e, portanto, possuem mais elétrons, este princípio continua necessário para determinar corretamente o arranjo dos elétrons. Por exemplo, tome um elemento como o carbono, que possui seis elétrons:

- Elétron 1: n = 1, l = 0, m l = 0, m s = +½ - Elétron 2: n = 1, l = 0, m l = 0, m s = -½ - Elétron 3: n = 2, l = 0, m l = 0, m s = +½ - Elétron 4: n = 2, l = 0, m l = 0, m s = -½ - Elétron 5: n = 2, l = 1, m l = -1, m s = +½ - Elétron 6: n = 2, l = 1, m l = 0, m s = +½

No carbono, você pode ver que os elétrons preenchem completamente as orbitais 1s e 2s antes de passar para as orbitais 2p, o que é consistente com a regra de Hund para preenchimento de elétrons, mas também respeita o princípio da exclusão de Pauli ao ter conjuntos únicos de números quânticos.

Por que o princípio da exclusão de Pauli é importante?

Esta teoria explica a configuração eletrônica dos elementos e ajuda a prever suas propriedades químicas. Ela está subjacente à estrutura da tabela periódica. Cada linha da tabela periódica representa o preenchimento de um nível de número quântico principal com elétrons, seguindo as regras estabelecidas por Pauli. Esta teoria desempenha um papel importante na química e na física, especialmente quando se trata de entender estruturas atômicas e a ligação de átomos.

Tabela periódica

A tabela periódica é organizada de forma a mostrar a configuração eletrônica dos elementos. Cada linha horizontal, ou período, começa a preencher uma nova camada de elétrons. Grupos verticais, ou famílias, compartilham arranjos eletrônicos similares em suas camadas mais externas, o que confere propriedades químicas semelhantes.

Ilustração do conceito da tabela periódica

1s2s2P

Conclusão

O princípio da exclusão de Pauli é mais do que apenas uma regra; é uma estrutura que determina como os átomos se parecem e como se comportam no universo. Sem ele, os elementos não teriam propriedades distintas e a matéria, como a conhecemos, não poderia existir. Assim, entender este princípio é a chave para entender o comportamento e as propriedades da matéria em nosso mundo.


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Princípio da exclusão de Pauli

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