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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Entalpia de ionização


No campo da química, compreender o comportamento dos elementos e seus compostos depende de conceitos fundamentais como a entalpia de ionização. É uma propriedade importante que afeta como os elementos interagem entre si, formam compostos e participam de reações químicas. Vamos nos aprofundar em uma exploração mais profunda da entalpia de ionização, abordando sua definição, tendências periódicas, fatores que a afetam e sua importância na química.

Definição de entalpia de ionização

Entalpia de ionização, também conhecida como energia de ionização, é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo ou íon gasoso isolado. Formalmente, é a energia necessária para remover o elétron mais externo, ou mais frouxamente ligado, de um átomo neutro, formando um cátion. Este processo pode ser representado pela seguinte equação:

M(g) → M + (g) + e - ; ΔH = Entalpia de Ionização

Aqui, M(g) representa um átomo gasoso, e M + (g) é o cátion resultante após perder um elétron. O elétron e - é o elétron removido. A mudança de energia associada a este processo de ionização é chamada de entalpia de ionização.

Fatores que afetam a entalpia de ionização

Diversos fatores afetam a entalpia de ionização de um átomo, incluindo:

  1. Tamanho atômico: Em geral, quanto maior o raio atômico, menor é a entalpia de ionização. Isso ocorre porque os elétrons externos em átomos maiores estão mais distantes do núcleo e menos firmemente ligados. Portanto, menos energia é necessária para removê-los.
  2. Carga nuclear: Maior carga nuclear (mais prótons) aumenta a força de atração sobre os elétrons, resultando em maior entalpia de ionização. Isso significa que é mais difícil remover elétrons desses átomos.
  3. Blindagem eletrônica: Os elétrons internos podem proteger os elétrons externos do efeito total da carga positiva do núcleo. Portanto, mais blindagem resulta em menor entalpia de ionização.
  4. Configuração eletrônica: Os átomos buscam alcançar uma configuração eletrônica estável. Portanto, átomos que já estão em um estado estável (como os gases nobres) possuem entalpias de ionização muito altas. Em contraste, átomos que podem facilmente alcançar uma configuração estável possuem entalpias de ionização baixas.

Periodicidade na entalpia de ionização

À medida que avançamos na tabela periódica, a entalpia de ionização apresenta uma tendência significativa. Esta tendência pode ser analisada em períodos e grupos da seguinte forma:

Durante um período

Ao mover-se da esquerda para a direita em um período, a entalpia de ionização geralmente aumenta. Este aumento é devido ao aumento gradual da carga nuclear com prótons adicionais no núcleo. Embora os elétrons também sejam adicionados, eles geralmente entram na mesma camada externa, causando um ligeiro aumento na carga nuclear efetiva experimentada pelos elétrons externos. Como resultado, os elétrons são atraídos mais fortemente em direção ao núcleo, aumentando a entalpia de ionização.

AltoMenosDuração

O gráfico acima mostra a tendência de entalpia de ionização em um período específico. Note como a energia aumenta à medida que nos movemos da esquerda, começando com metais com baixa energia de ionização, até a direita, onde há não-metais e gases nobres com alta energia de ionização.

Grupo descendente

Por outro lado, à medida que nos movemos para baixo em um grupo na tabela periódica, a entalpia de ionização geralmente diminui. Esta tendência ocorre porque a adição de camadas de elétrons à medida que se avança para baixo coloca os elétrons externos mais distantes do núcleo. A maior distância, juntamente com maior blindagem eletrônica, reduz a carga nuclear efetiva experimentada pelo elétron mais externo, facilitando sua remoção.

AltoMenosGrupo

O gráfico mostra como a energia de ionização diminui de cima para baixo em um grupo. Esta informação é importante para prever tendências de reatividade, estabilidade de elementos em compostos e outros comportamentos químicos.

Entalpia de ionização sucessiva

Entalpia de ionização sucessiva refere-se à energia necessária para remover elétrons além do primeiro, como o segundo, terceiro, etc. Cada energia de ionização sucessiva é maior que a anterior. Este aumento ocorre porque remover um elétron de um íon positivamente carregado é mais difícil do que remover um elétron de um átomo neutro; a carga positiva aumenta, fortalecendo a atração dos elétrons remanescentes para o núcleo.

Primeira Ionização: M(g) → M + (g) + e - Segunda Ionização: M + (g) → M 2+ (g) + e - Terceira Ionização: M 2+ (g) → M 3+ (g) + e -

Cada passo representa um processo de remoção mais desafiador à medida que a espécie atômica se torna mais positivamente carregada. Por exemplo, considere a ionização do magnésio:

Mg(g) → Mg + (g) + e - ; ΔH 1 = Entalpia de Ionização 1 Mg + (g) → Mg 2+ (g) + e - ; ΔH 2 > ΔH 1 (Entalpia de Ionização 2)

Em Mg, o primeiro elétron removido é do orbital 3s, mas uma vez que é removido, a forte atração do núcleo pelos elétrons remanescentes precisa ser superada para remover o segundo elétron. Isso resulta em um aumento substancial na entalpia de ionização a cada etapa.

Importância da entalpia de ionização

A entalpia de ionização desempenha um papel importante em muitos aspectos da química:

  1. Reatividade química: Elementos com baixas energias de ionização perdem elétrons facilmente e formam íons positivos, tornando-os altamente reativos, especialmente metais. Em contraste, não-metais com altas energias de ionização geralmente são mais reativos com metais, pois buscam elétrons.
  2. Caráter metálico e não metálico: A tendência periódica da entalpia de ionização ajuda a explicar por que os metais têm características metálicas (baixa ionização e elétrons frouxos) e os não-metais são mais propensos a ganhar elétrons com maior energia de ionização.
  3. Tendências em propriedades periódicas: Muitas propriedades periódicas, como eletronegatividades, tamanho atômico e afinidades eletrônicas, estão diretamente relacionadas com entalpias de ionização, ajudando os químicos a prever e explicar o comportamento dos elementos.

Conclusão

Entalpia de ionização é um conceito fundamental em química que subjaz ao modo como os elementos interagem. Suas tendências em períodos e grupos revelam os princípios subjacentes que governam a periodicidade. Compreender a entalpia de ionização é importante para prever reatividade química, estabilidade de elementos e como os elementos se combinam para formar compostos.


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