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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Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química


A abordagem de Kossel-Lewis para a ligação química é um dos conceitos fundamentais para entender como os átomos se combinam para formar moléculas. Esta teoria destaca o papel dos elétrons na formação ou quebra de ligações e visa explicar como os átomos alcançam configurações eletrônicas estáveis, frequentemente chamadas de configurações de octeto. Vamos discutir essa abordagem em detalhes.

Contexto histórico

No início do século 20, os químicos Walter Kossel e Gilbert N. Lewis apresentaram independentemente teorias sobre ligação química centradas em elétrons. Eles observaram que os compostos mais estáveis se formam quando os átomos alcançam uma configuração eletrônica estável semelhante à dos gases nobres. Esta observação deu origem à regra do octeto.

Regra do octeto

A regra do octeto exige que os átomos formem ligações de modo a ter oito elétrons em sua camada de valência, resultando em uma configuração eletrônica estável similar à dos gases nobres. Isso pode ser alcançado através do compartilhamento, ganho ou perda de elétrons.

        Representação geral da Regra do Octeto: Configuração de Gás Nobre: ns 2 np 6 Onde n representa o número quântico principal indicando a camada mais externa.

Natureza das ligações químicas

De acordo com a teoria de Kossel-Lewis, diferentes tipos de ligações químicas surgem devido à interação de elétrons entre átomos.

Ligação iônica

Walter Kossel concentrou-se principalmente na formação de ligações iônicas. Ligações iônicas são formadas quando há uma transferência completa de elétrons de um átomo para outro, resultando na formação de íons carregados. Por exemplo, quando um átomo de sódio (Na) transfere elétrons para um átomo de cloro (Cl), eles formam um íon de sódio (Na +) e um íon de cloreto (Cl -), resultando em cloreto de sódio (NaCl).

        Exemplo de Formação de Ligação Iônica: Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) + Cl (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ) ➡ Na + + Cl - ➡ NaCl

Esta transferência resulta em atração eletrostática entre os íons carregados opostamente, mantendo-os juntos em um retículo iônico.

Ligações covalentes

Gilbert N. Lewis discutiu principalmente as ligações covalentes, onde os átomos compartilham pares de elétrons para satisfazer a regra do octeto. Na ligação covalente, os elétrons compartilhados mantêm os átomos juntos. Um exemplo clássico disso é a molécula de hidrogênio (H 2), onde dois átomos de hidrogênio formam uma molécula estável compartilhando seus elétrons únicos.

        Exemplo de Formação de Ligação Covalente: H (1s 1 ) + H (1s 1 ) ➡ H 2

Para uma representação visual, considere a molécula de água (H 2O), onde um átomo de oxigênio compartilha elétrons com dois átomos de hidrogênio:

        [ O ]--[ H ] | [ H ]

Estruturas de Lewis

Estruturas de Lewis são diagramas que mostram as ligações entre os átomos de uma molécula e os pares de elétrons solitários presentes na molécula. Elas são formas simples de mostrar onde e como os elétrons estão sendo compartilhados ou transferidos, e tornam o entendimento da ligação química muito mais fácil.

Siga estas etapas para desenhar uma estrutura de Lewis:

  1. Identifique o número total de elétrons de valência na molécula.
  2. Arranje os átomos, determine o átomo central (geralmente o menos eletronegativo).
  3. Use pares de elétrons para formar ligações entre átomos e tente ajustar todos os átomos para satisfazer a regra do octeto.
  4. Se algum elétron sobrar, coloque-o como um par de elétrons solitário no átomo central ou em outro lugar, se necessário.
  5. Ligação dupla ou tripla pode ser necessária para obter um octeto.

Exemplo: Para dióxido de carbono (CO 2):

        Total de elétrons de valência = 4 (Carbono) + 6*2 (Oxigênio) = 16 O=C=O O oxigênio forma ligações duplas com o carbono para satisfazer o octeto.
    
         .. O=C=O ..

Limitações e exceções da regra do octeto

Embora a regra do octeto seja amplamente aplicada, existem algumas exceções notáveis, incluindo:

Octeto incompleto

Alguns elementos são estáveis com menos de oito elétrons na camada de valência. O boro em BF 3 é um exemplo comum.

        Estrutura de Lewis de BF 3: F | B--F | F Boro é estável com seis elétrons de valência.

Octeto expandido

Elementos no terceiro período e além podem expandir suas camadas de valência para ter mais de oito elétrons. Considere PF 5:

        Estrutura de Lewis de PF 5: F | F--P--F | FF Fósforo pode comportar 10 elétrons de valência.

Radicais livres

Moléculas com um número ímpar de elétrons têm elétrons não pareados e são chamadas de radicais livres. Por exemplo, óxido nítrico (NO):

        Estrutura de Lewis de NO: .. N--O Nitrogênio tem sete elétrons de valência levando a um elétron não pareado.

Conclusão

A abordagem de Kossel-Lewis para a ligação química fornece informações importantes sobre a natureza das ligações químicas. Ao considerar a transferência e o compartilhamento de elétrons, ela oferece uma estrutura para entender as estruturas moleculares e as propriedades. Apesar de suas limitações e exceções, a regra do octeto serve como uma ferramenta útil para prever como os átomos se ligam, levando à formação de moléculas com diversas propriedades.

No geral, as contribuições de Kossel e Lewis marcam um marco importante no campo da ligação química, estabelecendo conceitos fundamentais que continuam a informar a química moderna.


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