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 ganho de elétrons


No estudo da química, a entalpia de ganho de elétrons é um conceito importante ao discutir as tendências periódicas dos elementos. Descreve a mudança de energia quando um elétron é adicionado a um átomo neutro para formar um íon negativo. Compreender a entalpia de ganho de elétrons é importante porque ajuda a prever como os elementos reagirão entre si, fornecendo informações sobre seu comportamento químico.

O que é entalpia de ganho de elétrons?

A entalpia de ganho de elétrons é essencialmente a quantidade de energia liberada ou absorvida no processo de adição de um elétron a um átomo. Se a energia é liberada, o processo é exotérmico e a entalpia de ganho de elétrons é negativa. Inversamente, se a energia é absorvida, o processo é endotérmico e a entalpia de ganho de elétrons é positiva.

Átomo + e - → Íon - + energia (Liberada/Energia < 0) Átomo + e - + energia → Íon - (Absorvida/Energia > 0)

A mudança de energia pode variar consideravelmente na tabela periódica e depende de vários fatores, incluindo tamanho atômico, carga nuclear e interações elétron-elétron dentro do átomo.

Fatores que afetam a entalpia de ganho de elétrons

1. Tamanho atômico

O tamanho do átomo desempenha um papel importante. Geralmente, à medida que o tamanho do átomo diminui, a entalpia de ganho de elétrons torna-se mais negativa. Isso ocorre porque átomos menores têm uma carga nuclear efetiva maior, o que atrai o elétron extra com mais força. Por exemplo, considere halogênios como flúor e cloro.

Tamanho Atômico & Diminui; → Entalpia de Ganho de Elétrons & Mais Negativa F > Cl > Br > I (Tendência geral)

2. Carga nuclear

A carga nuclear também afeta a entalpia de ganho de elétrons. Maior carga nuclear geralmente significa uma atração mais forte pelo elétron entrante, resultando em uma entalpia de ganho de elétrons mais negativa. Ao movê-los ao longo de um período, a carga nuclear aumenta, tornando a entalpia mais negativa.

Tendência no Período (Direita) & Aumenta; → Carga Nuclear & Sobe; → Ganho de Elétron Entalpia & Mais Negativo;

3. Repulsão elétron-elétron

Quando um elétron entra em um átomo, ele experimenta repulsão dos elétrons já presentes. Essas repulsões podem reduzir a energia liberada e, assim, tornar a entalpia de ganho de elétrons menos negativa ou até positiva em alguns casos. Isso é prevalente em átomos que têm orbitais p ou d completamente preenchidos ou meio preenchidos.

Ne, He e outros gases nobres geralmente mostram entalpia de ganho de elétrons positiva devido a configurações eletrônicas estáveis.

Tendências na entalpia de ganho de elétrons

1. Tendências periódicas ao longo de um período

Movendo-se da esquerda para a direita ao longo de um período, os elementos geralmente tornam-se mais eletronegativos, tornando a entalpia de ganho de elétrons mais negativa. Essa tendência é causada pelo aumento da carga nuclear e pela diminuição do tamanho atômico, que juntos aumentam a afinidade do átomo para atrair elétrons adicionais.

Exemplo: No Período 2, a Entalpia de Ganho de Elétrons para elementos é mais negativa de Li a Cl.

2. Tendência descendente no grupo

À medida que se desce em um grupo, a entalpia de ganho de elétrons torna-se menos negativa. Isso se deve ao aumento do tamanho atômico e ao efeito de blindagem, onde os elétrons internos reduzem a atração nuclear sobre os elétrons de valência. Como resultado, a facilidade de ganhar um elétron diminui.

Exemplo: Para halogênios, a Entalpia de Ganho de Elétrons vai de F (mais negativa) para I (menos negativa).

Representação visual da entalpia de ganho de elétrons em tendências periódicas

DuraçãoEntalpia de ganho de elétronsTomouFCloroBr

Exceções na entalpia de ganho de elétrons

Existem exceções notáveis ​​às tendências gerais da entalpia de ganho de elétrons na tabela periódica. Um exemplo proeminente é a entalpia relativa de ganho de elétrons de flúor e cloro. Apesar de ser menor e ter uma carga nuclear mais alta do que o cloro, o flúor exibe uma entalpia de ganho de elétrons menos negativa. Isso se deve à maior repulsão elétron-elétron na compacta subcamada 2p do flúor, que torna um elétron adicional menos energeticamente favorável.

F < Cl em termos de entalpia de ganho de elétrons (reflexo do tamanho e repulsão em F).

Aplicações da entalpia de ganho de elétrons

Compreender a entalpia de ganho de elétrons ajuda os químicos a prever reações e a formação de íons ou compostos. Pode ajudar a prever o seguinte:

  • Estabilidade dos íons em compostos.
  • A possibilidade de um elemento formar compostos ricos em ânions.
  • A reatividade dos elementos e sua tendência a participar em tipos específicos de reações (como reações redox).

Exemplo: formação de haletos

A entalpia de ganho de elétrons é particularmente útil para entender por que halogênios como o cloro ou o bromo formam prontamente íons haleto. Esses elementos têm as entalpias de ganho de elétrons mais negativas, refletindo sua forte tendência a ganhar elétrons e formar íons negativos estáveis (X−).

Halogênios (Grande -ve entalpia de ganho de elétrons) → X + e - → X -

Resumo

Em conclusão, a entalpia de ganho de elétrons é um aspecto essencial para entender as propriedades químicas e o comportamento dos elementos. Fornece informações importantes sobre por que certas reações ocorrem e ajuda a prever as propriedades de compostos recém-formados. Ao examinar as tendências periódicas, compreendemos padrões importantes para um entendimento mais profundo dos fundamentos da química.


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Entalpia de ganho de elétrons

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