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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Valência


A valência é um conceito fundamental em química que descreve como átomos de elementos se combinam entre si. À medida que avançamos na tabela periódica, você notará que os elementos têm diferentes habilidades para formar ligações. Essas habilidades podem ser entendidas em termos de valência, que se refere à capacidade de um átomo de formar ligações com outros átomos. Através deste documento detalhado, descobriremos a natureza da valência, como ela é determinada e suas tendências periódicas.

Entendendo a valência

A valência pode ser definida como a capacidade de combinação de um elemento. Ela representa o número de elétrons que um átomo pode perder, ganhar ou compartilhar para se tornar estável. Para muitos elementos, especialmente nos grupos principais, a valência corresponde ao número de elétrons necessários para que um átomo atinja uma camada de valência completa.

Por exemplo, os gases nobres têm uma camada externa completa e, portanto, sua valência é zero, já que eles não ganham nem perdem elétrons.

Explorando a valência com exemplos

Vamos observar um exemplo simples de como a valência funciona. Considere o hidrogênio, que tem um elétron de valência e precisa de mais um elétron para completar sua camada mais externa. Portanto, o hidrogênio tem valência 1. De forma semelhante, o oxigênio, que tem seis elétrons de valência, precisa de dois elétrons adicionais para completar sua camada, tornando sua valência 2.

Alguns elementos comuns e suas valências são apresentados abaixo:

Elemento: Hidrogênio (H)
         Valência: 1

Elemento: Oxigênio (O)
         Valência: 2

Elemento: Nitrogênio (N)
         Valência: 3

Elemento: Carbono (C)
         Valência: 4

Determinando a valência a partir da tabela periódica

A tabela periódica é uma ótima ferramenta para descobrir a valência dos elementos. Elementos no mesmo grupo geralmente têm a mesma valência. Geralmente, para elementos nos grupos principais:

  • Grupo 1: Valência 1
  • Grupo 2: Valência 2
  • Grupo 13: Valência 3
  • Grupo 14: Valência 4
  • Grupo 15: Valência 3
  • Grupo 16: Valência 2
  • Grupo 17: Valência 1
  • Grupo 18: Valência 0 (gases nobres)

Vamos dar uma olhada mais de perto em como a valência muda ao longo da tabela periódica, considerando a disposição conceitual dos elementos, usando a estrutura básica da tabela.

1 18 HO 2 3 4 3 4 Li B BCNOF Ne 11 12 13 14 15 16 17 18 Na Mg Al Si PS Cl Ar 19 20 31 32 33 34 35 36 K G G Ge As Se Br C

Valência e ligações químicas

A valência afeta diretamente a capacidade de um átomo de formar ligações químicas. Existem três tipos principais de ligações que os elementos podem formar, que dependem em grande parte de sua valência:

  1. Ligações iônicas: São formadas quando um átomo doa um elétron para outro. Por exemplo, no cloreto de sódio (NaCl), o sódio (Na) doa um elétron para o cloro (Cl), permitindo que ambos os átomos alcancem uma configuração eletrônica estável.
  2. Ligações covalentes: São formadas quando os átomos compartilham elétrons. No caso da água (H2O), tanto os átomos de hidrogênio quanto o de oxigênio compartilham elétrons para satisfazer suas respectivas valências, formando uma molécula estável.
  3. Ligações metálicas: Encontradas principalmente em metais, essas ligações envolvem um 'mar' de elétrons que se movem livremente na estrutura, proporcionando alta condutividade elétrica.

Tendências periódicas na valência

A valência mostra diferentes tendências à medida que você avança ao longo dos períodos na tabela periódica. Geralmente, dos grupos 1 a 14, a valência aumenta:

  • Grupo 1: Elementos têm uma valência de +1 porque têm um elétron em sua camada externa que pode ser facilmente perdido.
  • Grupo 2: Com dois elétrons em sua camada externa, esses elementos têm uma valência de +2.
  • Grupo 13: A valência dos elementos é geralmente +3 (3 elétrons na camada externa).

A partir do grupo 15, a valência geral diminui, pois esses elementos exigem menos energia para ganhar elétrons para alcançar uma camada externa completa:

  • Grupo 15: Estes elementos geralmente mostram valência de 3 (-3 considerando o ganho de elétrons).
  • Grupo 16: Os elementos geralmente mostram valência de -2.
  • Grupo 17: Os halogênios geralmente têm uma valência de -1.
  • Grupo 18: Os gases nobres têm camadas completas de elétrons e geralmente têm valência de 0.

Descubra tendências com representação visual simples

Veja uma representação visual de como a valência é refletida à medida que você avança em um período na tabela periódica. Cada elemento é representado por sua configuração atômica, que mostra a mudança nos elétrons de valência.

LiB BCNOF Configuração dos Elétrons de Valência: .1. .2. .3. .4. .3. .2. .1. 0

Aplicações da valência

Entender a valência é importante para prever como os elementos reagirão. Ela ajuda os químicos a:

  • Prever a formação de moléculas e padrões de ligação.
  • Compreender a reatividade e estabilidade dos compostos.
  • Equilibrar equações químicas com precisão.

Por exemplo, a valência nos ajuda a entender por que o carbono, com valência 4, pode formar diferentes compostos, como metano (CH4) e dióxido de carbono (CO2).

Conclusão

A valência é um conceito integral ao examinar a tabela periódica e compreender as reações químicas básicas. Seja projetando novos compostos ou simplesmente tentando entender mais sobre os elementos, a valência oferece uma visão importante sobre a estrutura e o comportamento dos materiais. Usando tendências periódicas, obtemos uma compreensão sistemática de como a valência afeta as propriedades químicas nos elementos.


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