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

Grade 11 → Estrutura do átomo ↓


Números quânticos


No mundo dos átomos, os números quânticos desempenham um papel vital na definição da estrutura e do comportamento dos elétrons dentro de um átomo. O conceito de números quânticos é importante para entender como os elétrons estão dispostos e como ocupam espaço dentro de um átomo. Compreender esses números pode ajudar a prever o nível de energia de um elétron, a forma da órbita do elétron e sua orientação no espaço, bem como sua direção de rotação.

Compreendendo os números quânticos

Os números quânticos são um conjunto de valores numéricos que fornecem soluções para as equações da mecânica quântica que descrevem os elétrons em um átomo. Existem quatro números quânticos:

  1. Número quântico principal (n)
  2. Número quântico do momento angular (l)
  3. Número quântico magnético (m_l)
  4. Número quântico de spin (m_s)

Número quântico principal (n)

O número quântico principal, representado por n, indica principalmente o nível de energia do elétron no átomo. É um número inteiro positivo onde n = 1, 2, 3, .... Este número é fundamental para determinar o tamanho e a energia da camada na qual o elétron reside.

Por exemplo, se n = 1, o elétron está no primeiro nível de energia, mais próximo do núcleo. À medida que n aumenta, o elétron está em um nível de energia mais distante do núcleo, portanto tem maior energia. O número quântico principal também define o número máximo de elétrons que uma camada específica pode comportar, que é calculado pela fórmula 2n².

Representação visual dos níveis n

n=1 n=2 n=3 n=4

Número quântico do momento angular (l)

O número quântico do momento angular, designado como l, define a forma da órbita do elétron. Para um dado número quântico principal n, l pode assumir qualquer valor inteiro de 0 a n-1. O valor de l indica diferentes subcamadas:

  • l = 0: orbital s (esfera)
  • l = 1: orbital p (forma de haltere)
  • l = 2: orbital d (forma de folha de trevo)
  • l = 3: orbital f (forma complexa)

Exemplo para valores de l

Para o número quântico principal n = 3, os valores possíveis de l são 0, 1, e 2, indicando a presença de orbitais 3s, 3p e 3d, respectivamente.

Representação visual das formas dos orbitais

S P D F

Número quântico magnético (m_l)

O número quântico magnético, denotado por m_l, descreve a orientação do orbital em que o elétron se encontra em relação ao campo magnético externo. Os valores possíveis de m_l variam de -l a +l, incluindo zero. Por exemplo, quando l = 1 (orbital p), os possíveis valores de m_l são -1, 0, e +1.

Exemplo para valores de m_l

Se o número quântico do momento angular l é 2 (orbital d), então m_l pode assumir os valores -2, -1, 0, +1, e +2, indicando diferentes orientações dos orbitais d.

Representação visual da orientação m_l

ml = 1 ml = 0 ml = -1

Número quântico de spin (m_s)

O número quântico de spin, representado por m_s, descreve o spin intrínseco do elétron dentro de seu orbital. Um elétron pode girar em duas direções possíveis, representadas pelos valores +1/2 e -1/2. Esses dois estados de spin são frequentemente representados como "spin para cima" e "spin para baixo".

m_s é importante para entender porque ajuda a explicar o princípio da exclusão de Pauli, que afirma que não há dois elétrons dentro de um átomo que possam ter o mesmo conjunto de todos os quatro números quânticos. Assim, cada elétron em um átomo é definido de forma única.

Exemplo para valores de m_s

Considere dois elétrons no mesmo orbital. Se um elétron tem spin +1/2, o outro deve ter spin -1/2 para satisfazer o princípio da exclusão de Pauli.

Representação visual do spin

M s = +1/2 m s = -1/2

Combinação de todos os números quânticos

Para descrever o estado de um elétron em um átomo em detalhes, é necessário usar uma combinação de todos os quatro números quânticos. Cada elétron em um átomo é único porque possui um conjunto único de números quânticos. Vamos usar um exemplo de um elétron em um orbital 3p:

  • Número quântico principal (n) = 3
  • Número quântico do momento angular (l) = 1 (orbital p)
  • Número quântico magnético (m_l) = -1, 0, ou +1
  • Número quântico de spin (m_s) = +1/2 ou -1/2

Atribuições de números quânticos de exemplo

Vamos considerar como esses números quânticos podem descrever elétrons em diferentes orbitais:

  • Um elétron em um orbital 1s tem n = 1, l = 0, m_l = 0, m_s = +1/2 ou -1/2.
  • O valor de um elétron em um orbital 2p pode ser n = 2, l = 1, m_l = -1, e m_s = +1/2.

Compreender os números quânticos é fundamental na química e na física porque eles formam a base das configurações eletrônicas e fornecem informações sobre as propriedades químicas dos elementos. Ao entender como os elétrons estão organizados usando números quânticos, é possível prever como os átomos irão interagir, se ligar e reagir entre si.

Aplicações dos números quânticos

A importância dos números quânticos vai além dos aspectos teóricos. Eles têm implicações práticas na determinação das configurações eletrônicas, que são essenciais para prever o comportamento químico dos elementos. Os números quânticos explicam por que os elementos exibem propriedades específicas e como essas propriedades são refletidas na tabela periódica.

Além disso, os números quânticos são importantes na espectroscopia e na mecânica quântica, onde desempenham um papel fundamental na compreensão dos espectros atômicos e da distribuição de probabilidade dos elétrons.

Exemplo de configuração eletrônica

Considere a configuração eletrônica do oxigênio: 1s² 2s² 2p⁴. Os números quânticos ajudam a descrever cada elétron nesses orbitais:

Para o primeiro elétron em 1s:
n = 1, l = 0, m l = 0, ms = +1/2

Para o segundo elétron em 1s:
n = 1, l = 0, m l = 0, ms = -1/2

Para o primeiro elétron em 2p:
n = 2, l = 1, m l = -1, ms = +1/2

Conclusão

Em suma, os números quânticos são fundamentais para entender a estrutura dos átomos e a disposição dos elétrons dentro deles. Eles fornecem uma estrutura para descrever o estado único de cada elétron em um átomo. Ao dominar o conceito de números quânticos, os estudantes podem desenvolver uma compreensão mais profunda da teoria quântica, das configurações eletrônicas e dos princípios mais amplos que regem o comportamento químico.

À medida que você se aprofunda no estudo da química e da mecânica quântica, lembre-se de que os números quânticos são seu guia para desvendar os mistérios do mundo atômico e subatômico.


Grade 11 → 2.6


U
username
0%
concluído em Grade 11

← Anterior (2.5)
Princípio da Incerteza de Heisenberg
Próximo (2.7) →
Orbitais atômicos e suas formas

Comentários 



Números quânticos

https://www.chemistryelite.com/g11/2.6?ceal=pt