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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Orbitais atômicos e suas formas


A estrutura do átomo é um dos tópicos mais básicos em química. O estudo dos orbitais atômicos e suas formas permite-nos entender a distribuição dos elétrons ao redor do núcleo de um átomo. Em termos simples, orbitais atômicos são as regiões do espaço ao redor do núcleo onde os elétrons têm maior probabilidade de serem encontrados.

Historicamente, o conceito de orbitais atômicos surgiu com o desenvolvimento da mecânica quântica no início do século 20. Ele introduziu uma maneira complexa, mas bela, de descrever o comportamento dos elétrons em átomos usando funções de onda, um conceito baseado em matemática avançada.

Noções básicas sobre orbitais atômicos

Um orbital atômico é uma função matemática que descreve o comportamento ondulatório de um elétron em um átomo. Cada orbital pode acomodar até dois elétrons, que são identificados por seus spins. Em química, classificamos os orbitais em diferentes tipos - [s], [p], [d] e [f] - cada um com formas e números específicos de elétrons.

Orbitais s

Os orbitais s são o tipo mais simples de orbitais atômicos. Eles têm forma esférica, o que significa que há uma probabilidade igual de encontrar um elétron em todas as direções a partir do núcleo. Cada nível de energia em um átomo possui exatamente um orbital s.

Por exemplo, o orbital 1s é o orbital de energia mais baixa, mais próximo do núcleo, e faz parte do primeiro nível de energia. O orbital 2s é semelhante em forma, mas está localizado no segundo nível de energia. Vamos imaginar a natureza esférica:

        
        
        S

Orbitais p

Os orbitais p são mais complexos do que os orbitais s e têm uma forma de haltere. Existem três orientações dos orbitais p, nomeadas como p x, p y e p z. Esses três orbitais são perpendiculares entre si e situam-se nos planos x, y e z, respectivamente.

A forma dos orbitais p pode ser visualizada da seguinte maneira:

        
        
        
        P x

Quando examinamos os elétrons em orbitais p, descobrimos que eles estão em um nível de energia superior aos dos orbitais s. Cada orbital p pode ter no máximo dois elétrons.

Orbitais d

Ainda mais complexos são os orbitais d, encontrados no terceiro nível de energia e superiores. Existem cinco orbitais d: d xy, d yz, d zx, d x²-y² e d z². Esses orbitais têm formas variadas, que estão principalmente envolvidos na ligação de metais de transição.

Um exemplo de configuração do orbital d xy:

        
        
        
        d xy

Cada orbital d contribui para a química diversificada dos metais de transição e comporta até dois elétrons por orbital.

Orbitais f

Os orbitais f são os mais complexos, com sete orientações diferentes. Os orbitais f encontrados no quarto nível de energia em diante são importantes na química dos lantanídeos e actinídeos. No entanto, eles geralmente não estão envolvidos na química dos elementos mais leves.

Os orbitais f são bastante complicados de representar visualmente, então focamos principalmente em sua importância em cenários de ligação complexos nos elementos mais pesados.

Números quânticos e orbitais

Para entender completamente os orbitais atômicos, dependemos de números quânticos que descrevem as propriedades desses orbitais e os elétrons neles contidos:

  • Número quântico principal (n): Representa o nível de energia do elétron no átomo. Por exemplo, n=1 para o primeiro nível de energia.
  • Número quântico azimutal (l): Relacionado à forma do orbital. Para orbitais s, p, d, f, l é 0, 1, 2, 3 respectivamente.
  • Número quântico magnético (ml): Descreve a orientação do orbital no espaço. Seu valor varia de -l a +l.
  • Número quântico de spin (ms): Representa os dois possíveis estados de spin de um elétron, sendo +1/2 ou -1/2.

Configuração eletrônica

Compreender como os elétrons preenchem esses orbitais segue um princípio chamado princípio de Aufbau, onde os elétrons ocupam primeiro os orbitais de menor energia. Isso ajuda a prever configurações eletrônicas, como:

        1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2

Mostra como os elétrons estão distribuídos em diferentes orbitais dentro de um átomo e explica a estrutura e reatividade dos elementos na tabela periódica.

Importância das formas dos orbitais atômicos

A forma e o tipo de orbitais atômicos determinam muitas propriedades químicas, incluindo a ligação dos átomos, a forma molecular e a formação de compostos. Compreender os orbitais atômicos é essencial para mergulhar mais fundo na química molecular, espectroscopia e cristalografia.

Por exemplo, a orientação dos orbitais p em átomos de carbono leva à formação de orbitais híbridos sp3, que explica estruturas tetraédricas em compostos orgânicos, como o etano.

Conclusão

Os orbitais atômicos desempenham um papel fundamental na determinação das propriedades químicas de cada elemento. Embora o conceito possa começar de uma base matemática na mecânica quântica, a visualização das formas dos orbitais os torna uma ferramenta intuitiva e prática para os químicos. Esta exploração ajuda a entender melhor a estrutura fundamental da matéria e a prever o comportamento dos átomos e moléculas em reações químicas.

Conhecer os orbitais atômicos e suas formas ajuda significativamente a aumentar nosso conhecimento sobre vários processos químicos e contribui significativamente para o desenvolvimento de novos materiais e reações no campo da química.


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Orbitais atômicos e suas formas

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