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 de Aufbau


O princípio de Aufbau, derivado da palavra alemã "aufbauen" que significa "construir", é um conceito fundamental na química que descreve a ordem na qual os elétrons ocupam os orbitais de um átomo. O princípio de Aufbau nos ajuda a entender e prever a estrutura eletrônica dos átomos, o que nos permite descrever o comportamento químico e as propriedades dos elementos.

Conceitos básicos do princípio de Aufbau

O princípio de Aufbau é baseado na ideia de construir a configuração eletrônica de um átomo do nível de energia mais baixo para o mais alto. De acordo com esse princípio, os elétrons são adicionados aos orbitais de menor energia disponíveis. À medida que nos movemos de números atômicos mais baixos para números atômicos mais altos, os elétrons preenchem as subcamadas em uma ordem previsível. Vamos começar com as regras essenciais que orientam o processo de Aufbau:

  • Princípio da Exclusão de Pauli: Nenhum dois elétrons em um átomo podem ter o mesmo conjunto de quatro números quânticos. Isso significa que um orbital pode conter no máximo dois elétrons com spins opostos.
  • Regra de Hund: Os elétrons permanecerão sozinhos em orbitais degenerados antes de formar pares. Isso reduz a repulsão entre elétrons e mantém o átomo estável.
  • Ordem de preenchimento das subcamadas: Os elétrons preenchem os orbitais em ordem crescente de energia, frequentemente representado por um diagrama de Aufbau.

Sequência de preenchimento da subcamada

A ordem em que os elétrons preenchem as subcamadas pode ser determinada usando a regra n + l (também chamada regra de Madelung). A regra estabelece:

  • As subcamadas são preenchidas em ordem crescente de valor de n + l.
  • Se duas subcamadas tiverem os mesmos valores de n + l, então a subcamada com o menor valor de n será preenchida primeiro.

Aqui, n é o número quântico principal e l é o número quântico azimutal. Considere o seguinte gráfico que mostra a ordem em que os orbitais são preenchidos:

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

Uso do princípio de Aufbau

Vamos aplicar o princípio de Aufbau para escrever a configuração eletrônica dos elementos. Consideraremos exemplos simples usando hidrogênio, hélio, lítio e outros.

Hidrogênio:

O hidrogênio tem um elétron.

1s 1

O único elétron está localizado no orbital 1s, que é o de menor energia.

Hélio:

O hélio tem dois elétrons.

1s 2

Ambos os elétrons ocupam o orbital 1s e o completam totalmente.

Lítio:

O lítio tem três elétrons.

1s 2 2s 1

Os dois primeiros elétrons preenchem o orbital 1s, e o terceiro elétron entra no orbital 2s.

Continue este processo para átomos mais complexos, como carbono, nitrogênio ou oxigênio:

Carbono:

O carbono tem seis elétrons.

1s 2 2s 2 2p 2

Os elétrons preenchem os orbitais em ordem de energia crescente. O orbital 2p começa a preencher após o orbital 2s.

Oxigênio:

O oxigênio tem oito elétrons.

1s 2 2s 2 2p 4

Embora haja quatro elétrons no orbital 2p, a subcamada 2p ainda não está completamente preenchida.

Exceções ao princípio de Aufbau

Embora o princípio de Aufbau forneça uma estrutura útil para construir configurações eletrônicas, é importante observar algumas exceções, particularmente aquelas relacionadas aos metais de transição e elementos mais pesados. Por exemplo:

Cobre (Cu):

O cobre tem 29 elétrons.

[Ar] 3d 10 4s 1

Em vez da configuração 4s 2 3d 9, o cobre completa totalmente a subcamada 3d antes do 4s.

Cromo (Cr):

O cromo tem 24 elétrons.

[Ar] 3d 5 4s 1

A subcamada 3d semicheia oferece estabilidade adicional, resultando nesta configuração incomum.

Essas anomalias surgem devido ao equilíbrio sutil entre energia de troca, repulsão entre elétrons e outros efeitos quânticos. Embora o princípio de Aufbau sirva como um guia confiável, essas exceções são importantes para entender a química de alguns elementos.

Importância do princípio de Aufbau

O princípio de Aufbau é essencial na química por várias razões:

  • Previsão de propriedades químicas: Entender a configuração eletrônica ajuda os químicos a prever o comportamento químico dos elementos e suas possíveis reações.
  • Formação de ligações químicas: Os elétrons na camada mais externa, ou elétrons de valência, estão envolvidos na ligação química. O princípio de Aufbau ajuda a identificar esses elétrons.
  • A posição dos elementos na tabela periódica e suas propriedades podem muitas vezes ser explicadas por meio de sua configuração eletrônica.

Visualizando o princípio de Aufbau

Considere uma analogia para entender o princípio de Aufbau. Pense nos elétrons como ocupando assentos em um teatro, onde certos assentos são preferidos por terem melhor visão ou conforto (menor energia). Os elétrons naturalmente preenchem os melhores assentos disponíveis primeiro e depois se movem para assentos menos favoráveis. Isso é semelhante ao modo como eles preenchem orbitais, seguindo as regras do princípio.

1s 2s 2P 3s 3P

Conclusão

O princípio de Aufbau é a pedra angular da teoria da estrutura eletrônica na química. Embora simplifique as complexas interações dentro do átomo, fornece uma abordagem prática para arranjar elétrons em átomos. Com exceções observadas em elementos específicos, a teoria fornece insights sobre configurações eletrônicas, ajudando-nos a obter uma compreensão mais profunda das propriedades químicas, do comportamento de ligação e das tendências observadas na tabela periódica.


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