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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Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades


Na química, uma maneira poderosa de entender a vasta variedade de elementos é classificá-los em diferentes grupos com propriedades semelhantes. Esta classificação nos ajuda a entender as complexidades dos elementos de uma forma simples, usando a tabela periódica. Vamos mergulhar neste mundo interessante de classificação de elementos e periodicidade.

Perspectiva histórica

No início do século XIX, os cientistas começaram a reconhecer padrões nas propriedades dos elementos. Foi Dmitri Mendeleev quem organizou esses elementos em uma tabela com base em suas massas atômicas, permitindo prever a existência e propriedades de elementos ainda a serem descobertos. Esta foi a precursora da tabela periódica moderna.

Tabela periódica moderna

A tabela periódica moderna é uma disposição dos elementos na qual os elementos estão organizados em ordem crescente de número atômico. A tabela está estruturada em linhas e colunas, conhecidas como períodos e grupos, respectivamente.

Período

Cada linha horizontal na tabela periódica é chamada de período. Existem 7 períodos no total. Elementos no mesmo período têm o mesmo número de camadas de elétrons. Por exemplo, o segundo período inclui elementos como lítio (Li), berílio (Be) e boro (B), todos com duas camadas de elétrons.

Grupo

As colunas na tabela periódica são chamadas de grupos. Elementos no mesmo grupo têm propriedades químicas semelhantes porque possuem o mesmo número de elétrons na sua camada externa. Por exemplo, os elementos do Grupo 1, conhecidos como metais alcalinos, incluem lítio (Li), sódio (Na) e potássio (K), todos com um elétron na camada mais externa.

Blocos da tabela periódica

A tabela periódica é dividida em blocos com base na configuração eletrônica dos átomos. Esses blocos representam as subcamadas de elétrons mais externas preenchidas.

Elementos do bloco s

Estes incluem os elementos do grupo 1 e 2, conhecidos como metais alcalinos e metais alcalino-terrosos, respectivamente. Seu elétron mais externo entra na subcamada s.

Elementos do bloco p

Incluem elementos do grupo 13 ao 18 cujos elétrons mais externos entram na subcamada p. Este bloco inclui metais, não-metais e metalóides como boro (B), carbono (C), nitrogênio (N), etc.

Elementos do bloco d

Também conhecidos como metais de transição, esses elementos têm seu último elétron entrando na subcamada d. Isso inclui elementos como ferro (Fe), cobre (Cu) e zinco (Zn).

Elementos do bloco f

Estes elementos, conhecidos como metais de transição interna, incluem os lantanídeos e actinídeos, nos quais os elétrons preenchem as subcamadas f. Exemplos incluem urânio (U) e tório (Th).

Periodicidade nas propriedades

O termo periodicidade refere-se às tendências recorrentes observadas nas propriedades dos elementos. Estas propriedades estão diretamente relacionadas à configuração eletrônica dos átomos. Vamos explorar algumas das principais tendências periódicas:

Raio atômico

O raio atômico é a distância do núcleo de um átomo à sua camada mais externa de elétrons. Da esquerda para a direita em um período, o raio atômico diminui devido a um aumento na carga nuclear que puxa os elétrons para mais perto. No entanto, descendo o grupo, o raio atômico aumenta porque novas camadas de elétrons são adicionadas.

Da esquerda para a direita, o tamanho atômico diminui, como mostrado na ilustração visual acima.

Energia de ionização

A energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um átomo no estado gasoso. Esta energia aumenta ao longo de um período devido à maior carga nuclear, dificultando a remoção de um elétron. A energia de ionização diminui à medida que descemos por um grupo porque os elétrons estão mais distantes do núcleo.

Afinidade eletrônica

É a mudança de energia que ocorre quando um elétron é adicionado a um átomo neutro. Ao longo de um período, a afinidade eletrônica geralmente aumenta, enquanto diminui ao longo de um grupo.

Eletro negatividade

A eletronegatividade é uma medida da capacidade de um átomo de atrair elétrons e formar ligações com eles. Ela aumenta ao longo de um período e diminui ao longo de um grupo. Elementos como o flúor (F) têm alta eletronegatividade.

Exemplos de tendências periódicas

Exemplo 1: Comparação dos tamanhos atômicos

Considere os elementos oxigênio (O) e enxofre (S). O oxigênio está no mesmo grupo do enxofre e está em um período superior. Portanto, o enxofre tem um tamanho atômico maior do que o encontrado abaixo no grupo.

Exemplo 2: Energia de ionização

Comparando as energias de ionização do sódio (Na) e do neônio (Ne), o neônio tem uma energia de ionização mais alta devido à sua configuração completa de elétrons de valência, tornando-o mais estável que o sódio e menos propenso a perder elétrons.

Exemplo 3: Eletronegatividade

Comparando cloro (Cl) e iodo (I), o cloro é mais eletronegativo que o iodo porque está posicionado mais alto no grupo e à direita no mesmo período.

Regra do tríade

O conceito de tríade foi introduzido por Johann Wolfgang Dobereiner em 1829. Ele observou que em algumas tríades, ou grupos de três elementos, as propriedades do elemento do meio eram uma média das dos outros dois elementos. Por exemplo, na tríade de cloro (Cl), bromo (Br) e iodo (I), as propriedades do bromo eram intermediárias às do cloro e do iodo.

Lei das oitavas de Newlands

John Newlands arranjou os elementos de acordo com o aumento do peso atômico e descobriu que a cada oitavo elemento tinha propriedades semelhantes. Este padrão é chamado de "Lei das Oitavas". No entanto, essa regra não funcionou bem para elementos além do cálcio.

 Li | Na | K | Rb | Cs | Fr
Be | Mg | Ca | Sr | Ba | Ra
 | Fe | Co | Ni | | Cu

Lei periódica de Mendeleev

Dmitri Mendeleev formulou a lei periódica e criou a tabela periódica organizada com base na massa atômica. Ele deixou espaço para elementos não descobertos e previu corretamente suas propriedades. A descoberta posterior do gálio e do germânio confirmou as previsões de Mendeleev.

Metais de transição e metais de transição interna

Os metais de transição encontrados no bloco d são conhecidos por sua capacidade de formar compostos coloridos e por possuírem múltiplos estados de oxidação. Os metais de transição interna, que são os elementos do bloco f, são divididos nos lantanídeos e actinídeos, que apresentam preenchimento eletrônico de orbital f. Estes elementos têm propriedades magnéticas, catalíticas e luminescentes únicas.

Anomalias nas tendências periódicas

Embora as tendências periódicas forneçam uma estrutura robusta para entender o comportamento dos elementos, ainda existem anomalias. Por exemplo, alguns metais de transição não seguem estritamente as tendências gerais de energia de ionização devido a complexidades de configuração eletrônica.

Conclusão

A classificação dos elementos e a compreensão da periodicidade estão no cerne da química. Elas fornecem uma abordagem sistemática para prever e explicar o comportamento químico dos elementos. Ao analisar essas tendências periódicas, os químicos podem concluir reações químicas, ligações e outros aspectos fundamentais da ciência molecular. A tabela periódica continua a ser uma ferramenta essencial para qualquer pessoa que se aprofunda no campo da química, ligando lacunas entre vários tópicos da matéria.


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Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades

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