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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Desenvolvimento histórico da tabela periódica


A tabela periódica é uma das pedras angulares da química moderna. Para entender sua importância, devemos traçar sua interessante evolução histórica. Desde os gregos antigos até os cientistas modernos, muitas mentes brilhantes contribuíram para organizar sistematicamente os elementos. Esta jornada moldou nossa compreensão das propriedades químicas e sua natureza periódica.

Primeiras tentativas de classificação de elementos

Antes da tabela periódica, os antigos filósofos tinham suas próprias ideias sobre os elementos. Gregos como Platão e Aristóteles acreditavam em quatro elementos principais — terra, água, fogo e ar. No entanto, essas eram mais ideias filosóficas do que classificações científicas.

Foi somente após a descoberta de diferentes elementos que os cientistas começaram a pensar em organizá-los. No início do século XIX, os químicos haviam descoberto cerca de 30 elementos, o que levou os pesquisadores a começar a classificá-los com base em diferentes propriedades.

Johann Wolfgang Döbereiner e as tríades

Em 1829, o químico alemão Johann Wolfgang Döbereiner identificou um padrão com alguns elementos. Ele descobriu que alguns elementos poderiam ser agrupados em grupos de três, chamados 'tríades'. Nestas tríades, o peso atômico do elemento do meio era próximo à média dos outros dois. Por exemplo:

Li, Na, K (7, 23, 39) Na ≈ (Li + K) / 2 = (7 + 39) / 2 = 23

Embora a ideia de Döbereiner fosse prática, funcionou apenas para alguns elementos e não levou a um sistema abrangente.

John Newlands e a lei das oitavas

Na década de 1860, o químico inglês John Newlands propôs uma nova maneira de ordenar os elementos, chamada 'Lei das Oitavas'. Ele descobriu que a cada oitavo elemento havia propriedades semelhantes, o que foi comparado a uma escala musical:

Li, Be, B, C, N, O, F, Na, Mg

Esta foi uma das primeiras tentativas de mostrar periodicidade. No entanto, a lei de Newlands funcionava apenas para elementos mais leves e não ganhou ampla aceitação na época.

Desenvolvimento da tabela periódica de Mendeleev

Os avanços mais importantes vieram de Dmitri Mendeleev. Em 1869, o químico russo Mendeleev publicou uma tabela baseada no peso atômico, na qual elementos com propriedades semelhantes apareciam abaixo uns dos outros. Sua tabela periódica foi revolucionária e incluía os seguintes princípios:

  1. Os elementos são dispostos na ordem crescente de peso atômico.
  2. Elementos com propriedades semelhantes vêm em colunas verticais, chamadas grupos.
  3. Permanecem lacunas para elementos ainda desconhecidos, que Mendeleev previu com notável precisão.

Um exemplo da precisão de suas previsões foi para o elemento 'gálio'. Mendeleev o chamou de 'eka-alumínio' e previu com precisão suas propriedades antes mesmo de ser descoberto. A tabela periódica moderna segue a maioria dos princípios de Mendeleev, mas com algumas modificações importantes.

Henry Moseley e os números atômicos

A tabela de Mendeleev baseava-se no peso atômico; no entanto, existiam anomalias na ordem de alguns elementos. Henry Moseley, um físico inglês, resolveu essas questões recriando a tabela periódica com base no número atômico em vez de no peso atômico. Em 1913, Moseley introduziu a lei periódica moderna, que afirmava:

"As propriedades dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos."

O trabalho de Moseley explicou por que alguns elementos pareciam estar desordenados apenas com base no peso atômico.

Tabela periódica moderna

A tabela periódica evoluiu para incluir uma compreensão sintética que acomoda elementos e séries recém-descobertos. A tabela moderna está organizada em ordem crescente de número atômico, com elementos dispostos em linhas (períodos) e colunas (grupos) com as seguintes características:

  • Grupo: Colunas verticais representam elementos com propriedades semelhantes, como grupo 1 (metais alcalinos) e grupo 18 (gases nobres).
  • Período: Linhas horizontais onde o número atômico aumenta da esquerda para a direita.
  • Blocos: Com base na configuração eletrônica são divididos em blocos s, p, d e f.

A seguir está um exemplo mostrando o layout geral:

Grupo 1 2 13 14 15 16 17 18 H He Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba Fr Ra

Importância da tabela periódica

A tabela periódica simplifica o estudo da química. Usando-a, os cientistas podem prever as propriedades, reações e possíveis compostos formados por elementos. Ela ajuda a entender as relações entre diferentes elementos e se torna um roteiro para a exploração científica.

Por exemplo, saber que elementos no mesmo grupo têm características semelhantes ajuda os químicos a prever como um elemento reagirá com base em sua posição. Lítio (Li) e sódio (Na) são ambos metais alcalinos, portanto, são altamente reativos, especialmente com água.

A tabela também apresenta conceitos como eletronegatividades, raio atômico e energia de ionização, cada um dos quais muda periodicamente na tabela e fornece informações valiosas sobre o comportamento dos elementos.

Conclusão

Das antigas crenças de terra, ar, fogo e água a gráficos estruturados explicando o comportamento químico, a tabela periódica representa avanços monumentais na ciência. É um testemunho do esforço humano e da busca para entender o mundo natural, destacando as contribuições de muitos indivíduos importantes, como Mendeleev e Moseley. À medida que continuamos a explorar o mundo atômico e eventualmente partículas além dos elementos conhecidos, a tabela periódica permanecerá um símbolo duradouro de descoberta e uma ferramenta valiosa na educação e pesquisa científica.


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Desenvolvimento histórico da tabela periódica

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