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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Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos


A tabela periódica é uma ferramenta notável usada para a classificação e organização dos elementos na química. Os elementos são organizados com base nos seus números atômicos e agrupados com outros elementos com propriedades semelhantes. Um fenômeno interessante na química é as propriedades únicas e muitas vezes inesperadas do primeiro elemento em qualquer grupo da tabela periódica. Essas propriedades incomuns são principalmente devido ao seu pequeno tamanho atômico, altas eletronegatividades e à ausência de orbitais d. Nesta lição, vamos nos aprofundar nas razões para essas anomalias e explorar vários exemplos para melhor compreendê-las.

Compreendendo propriedades incomuns

As principais razões para o comportamento incomum dos primeiros elementos em cada grupo são:

  • Pequeno tamanho atômico: O tamanho atômico do primeiro elemento é geralmente muito menor do que o dos outros membros do grupo.
  • Altas eletronegatividades: Sendo menores, esses elementos seguram seus elétrons de valência mais firmemente, o que leva às suas altas eletronegatividades.
  • Ausência de orbitais d: Elementos do segundo período em diante podem ter orbitais d para formação de ligações, mas os elementos do primeiro grupo não.

Exemplos de comportamento anormal

1. Hidrogênio

O hidrogênio é o primeiro elemento da tabela periódica e é um exemplo clássico de comportamento incomum. Ele possui propriedades únicas que o tornam bastante diferente dos elementos do grupo 1 (metais alcalinos) e do grupo 17 (halogênios). Por exemplo:

H 2 (hidrogênio molecular) é um ametal e forma ligações covalentes.

Diferentemente dos metais alcalinos, que formam compostos iônicos, o hidrogênio forma compostos covalentes. Por exemplo, em H 2 O (água), o hidrogênio compartilha elétrons com o oxigênio.

2. Lítio e Berílio

O lítio (Li) e o berílio (Be) são os primeiros membros dos grupos 1 e 2, respectivamente, com propriedades que são incomuns em comparação com os seus próprios grupos.

Lítio: Embora esteja no grupo dos metais alcalinos, o lítio forma mais compostos covalentes. Por exemplo, LiCl (cloreto de lítio) mostra mais propriedades covalentes do que os outros cloretos alcalinos.

Berílio: Conhecido por sua ligação diagonal com o alumínio, os compostos de berílio são amplamente covalentes. BeCl 2 (cloreto de berílio) tem uma estrutura polimérica, ao contrário dos cloretos iônicos de outros elementos do grupo 2.

3. Boro

O boro é o primeiro elemento do grupo 13 e apresenta um comportamento único.

Ácido Bórico: Atua como um ácido monobásico, ao contrário dos outros membros do grupo 13, como H 3 BO 3, que têm propriedades mínimas ou nenhuma propriedade básica.

O caráter de ácido de Lewis dos compostos de boro, como BF 3 (trifluoreto de boro), é importante devido à sua incapacidade de expandir seu octeto.

Visualizando comportamentos incomuns

Tamanho atômico diminui em um período

Este diagrama mostra como o tamanho atômico diminui à medida que nos movemos através de um período da esquerda para a direita. O primeiro elemento em cada grupo tem um raio atômico menor, o que afeta o seu comportamento químico.

Comparação de propriedades com elementos subsequentes do grupo

4. Carbono

O carbono, o primeiro elemento do grupo 14, exibe propriedades únicas que são bastante diferentes dos outros elementos do grupo.

Tetravalência: O carbono sempre forma quatro ligações covalentes, como visto no metano (CH 4).

Capacidade de formação de cadeias: O carbono tem a capacidade única de formar longas cadeias de átomos de carbono, o que não é evidente em outros elementos do grupo 14, como o silício.

5. Nitrogênio

O nitrogênio, o primeiro elemento do grupo 15, possui várias características únicas:

Moléculas diatômicas: O nitrogênio existe como uma molécula diatômica (N 2), enquanto os outros elementos do grupo 15 formam estruturas maiores.

Ligação tripla: A presença de ligação tripla em N 2 o torna muito estável, o que não é encontrado em outros membros do grupo.

Papel da ligação e estrutura

Ao considerar as propriedades incomuns dos primeiros elementos, a análise das ligações e estruturas ajuda a clarear:

Hibridização: Os primeiros elementos muitas vezes exibem padrões de hibridização diferentes dos seus homólogos do grupo. Por exemplo, no grupo 14, o carbono exibe hibridização sp 3, formando fortes ligações sigma.

C H Ligações Sigma

Tendências periódicas e seu impacto

Tendências periódicas, como energia de ionização, eletronegatividades e raios atômicos influenciam fortemente as anomalias encontradas nos primeiros elementos:

Alta energia de ionização: Os primeiros elementos geralmente têm alta energia de ionização. Por exemplo, hélio e neônio possuem alta energia de ionização devido às suas camadas cheias, tornando-os menos reativos.

Eletronegatividade: Os primeiros elementos são frequentemente os mais eletronegativos em seu grupo. Por exemplo, o oxigênio é mais eletronegativo do que seu homólogo de grupo, o enxofre.

Explorando mais exemplos

6. Oxigênio

O oxigênio é o primeiro elemento do grupo 16 e demonstra comportamento especial.

Altas eletronegatividades: O oxigênio é altamente eletronegativo, devido ao qual tem a capacidade de formar ligações de hidrogênio, o que falta no enxofre.

Alótropos: O oxigênio forma o alótropo ozônio (O 3), enquanto o enxofre possui muitos alótropos como S8.

7. Flúor

O flúor representa o halogênio no grupo 17:

Elemento mais eletronegativo: Essa alta eletronegatividade permite que o flúor forme fortes ligações iônicas, como o fluoreto de sódio (NaF).

Reatividade: Sendo o halogênio mais reativo, o flúor pode formar compostos com gases nobres, como o xenônio.

Conclusão

As propriedades incomuns dos primeiros elementos na tabela periódica surgem de sua posição única e configuração eletrônica. Essas propriedades são importantes para entender a química e o comportamento desses elementos. As características distintivas são principalmente devido ao seu pequeno tamanho, altas eletronegatividades e à ausência de participação de orbitais d. Ao explorar exemplos como hidrogênio, lítio, carbono e flúor, ganhamos uma maior apreciação pela diversidade e complexidade encontradas na tabela periódica.


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