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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Tendências periódicas em propriedades


A tabela periódica é uma ferramenta poderosa na química. Está organizada de uma forma que os elementos estão listados em ordem de número atômico crescente, criando padrões ou tendências periódicas. Essas tendências fornecem informações valiosas sobre as propriedades dos elementos, ajudando os cientistas a prever o comportamento em reações químicas. Vamos examinar essas tendências em detalhe.

1. Raio atômico

O raio atômico é uma das propriedades químicas mais fundamentais. Refere-se ao tamanho do átomo, mais precisamente, à distância do núcleo à camada mais externa de elétrons.

raio

Tendências ao longo de um período

À medida que você se move da esquerda para a direita ao longo de um período, o número atômico aumenta. Isso significa que mais prótons são adicionados ao núcleo, e elétrons são adicionados à mesma camada. A carga nuclear aumentada atrai os elétrons mais próximo do núcleo, resultando em um raio atômico menor.

Exemplo: Indo da esquerda para a direita no 3º período, o raio atômico do Na (sódio) é maior do que o do Cl (cloro).

Tendências descendentes no grupo

O raio atômico aumenta à medida que você desce um grupo. Isso ocorre porque cada elemento sucessivo tem uma camada de elétrons adicional, o que mais do que compensa a carga nuclear aumentada, aumentando o tamanho do átomo.

Exemplo: O potássio (K) tem um raio muito maior que o lítio (Li).

2. Energia de ionização

A energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso isolado. Isso fornece informações sobre a força de ligação do elétron ao átomo.

Tendências ao longo de um período

A energia de ionização geralmente aumenta ao longo de um período. Com um maior número de prótons no núcleo, os elétrons são mais fortemente ligados, tornando mais difícil remover um.

Exemplo: No 2º período, a energia de ionização do Na é menor do que a do Ar devido ao aumento da carga nuclear ao longo do período.

Tendências descendentes no grupo

A energia de ionização diminui à medida que descemos o grupo. Os elétrons externos estão mais distantes do núcleo e experimentam um efeito de blindagem dos elétrons das camadas internas, tornando mais fácil removê-los.

Exemplo: Comparando Li com Cs, o césio tem uma energia de ionização mais baixa porque seu elétron externo está mais distante do núcleo.

3. Afinidade eletrônica

A afinidade eletrônica mede o quão facilmente um átomo pode ganhar um elétron. Esta propriedade representa a mudança de energia quando um elétron é adicionado a um átomo neutro.

Tendências ao longo de um período

Geralmente, a afinidade eletrônica torna-se mais negativa (mais energia é liberada) à medida que se avança ao longo de um período da esquerda para a direita. Os átomos aceitam elétrons mais avidamente para alcançar uma camada de valência completa.

Exemplo: O cloro (Cl) tem uma afinidade eletrônica mais negativa do que o sódio (Na).

Tendências descendentes no grupo

A afinidade eletrônica torna-se menos negativa à medida que descemos o grupo. As camadas adicionais de elétrons reduzem a atração positiva do núcleo sobre os elétrons entrantes.

Exemplo: A afinidade eletrônica do F é maior do que a do I (iodo).

4. Eletronegatividade

A eletronegatividade indica a tendência de um átomo em atrair elétrons compartilhados em uma ligação química. É um fator importante na determinação da natureza da ligação entre átomos.

Tendências ao longo de um período

A eletronegatividade aumenta à medida que você se move ao longo de um período. Átomos do lado direito da tabela têm mais prótons, criando uma atração maior pelos elétrons.

Exemplo: O oxigênio (O) é mais eletronegativo que o carbono (C).

Tendências descendentes em um grupo

A eletronegatividade diminui à medida que descemos o grupo. Um raio atômico maior e camadas adicionais de elétrons enfraquecem a atração sobre os elétrons compartilhados.

Exemplo: No grupo 17, o flúor (F) é mais eletronegativo que o iodo (I).

Conclusão

Tendências periódicas em raio atômico, energia de ionização, afinidade eletrônica e eletronegatividade revelam a natureza sistemática e previsível do comportamento dos elementos. Compreender essas tendências ajuda os cientistas a fazer previsões informadas sobre a reatividade química e a natureza das ligações. Tais padrões são fundamentais para orientar explorações intensivas, experimentos e desenvolvimentos teóricos em química.


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Tendências periódicas em propriedades

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