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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Parâmetros de ligação


Em química, é importante entender como os átomos se unem para formar moléculas. Essa ligação é determinada por vários fatores, conhecidos como parâmetros de ligação, que nos ajudam a entender a natureza das ligações químicas. Esses parâmetros incluem comprimento da ligação, ângulo da ligação, energia da ligação, ordem da ligação e polaridade. Compreender esses parâmetros ajuda os alunos a preverem a estrutura molecular e as propriedades das substâncias.

Comprimento da ligação

Comprimento da ligação é a distância entre os núcleos de dois átomos ligados. É um indicador importante da força e estabilidade de uma ligação. O comprimento da ligação pode ser afetado pelo tamanho dos átomos e pela ordem da ligação. Geralmente, à medida que o tamanho dos átomos aumenta, o comprimento da ligação também aumenta. Por outro lado, à medida que a ordem da ligação aumenta, o comprimento da ligação diminui. Isso ocorre porque ligações duplas são mais curtas que ligações simples, e ligações triplas são mais curtas que ligações duplas.

Exemplo: O comprimento da ligação de uma ligação simples CC é de aproximadamente 154 pm. O comprimento da ligação de uma ligação dupla C=C é de aproximadamente 134 pm. O comprimento da ligação de uma ligação tripla C≡C é de aproximadamente 120 pm.

Analisando o comprimento da ligação

Ligações Simples Ligação Dupla Ligação Tripla

Ângulo da ligação

O ângulo da ligação é o ângulo formado entre três átomos em pelo menos duas ligações. Assim como o comprimento da ligação, os ângulos de ligação são importantes porque determinam a forma da molécula. A teoria VSEPR (repulsão dos pares de elétrons da camada de valência) ajuda a prever o ângulo de ligação. De acordo com essa teoria, pares de elétrons ao redor de um átomo central se arranjarão o mais distante possível um do outro para minimizar as forças de repulsão.

Exemplo: Em uma molécula de água (H2O), o ângulo de ligação entre HOH é de aproximadamente 104,5°. No dióxido de carbono (CO2), o ângulo de ligação entre OCO é de 180°, tornando-a linear.

Visualização dos ângulos de ligação

H H O

Energia de ligação

Energia de ligação refere-se à quantidade de energia necessária para quebrar um mole de ligações em moléculas gasosas. É uma medida direta da força da ligação: quanto maior a energia de ligação, mais forte a ligação. Diferentes ligações têm diferentes energias de ligação afetadas por fatores como a ordem da ligação e o comprimento da ligação. Ligações mais fortes com ordens de ligação mais altas geralmente têm energias de ligação mais altas.

Exemplo: A energia de ligação de uma ligação CH é de cerca de 413 kJ/mol. Para uma ligação dupla C=O, é de aproximadamente 743 kJ/mol.

Visualização da energia de ligação

Ligações Simples Ligação Dupla Ligação Tripla

Ordem da ligação

Ordem da ligação é uma indicação do número de ligações químicas entre um par de átomos. Ordens de ligação mais altas indicam ligações mais fortes e curtas. É calculada dividindo a diferença entre o número de elétrons de ligação e de antiligação por dois. Em moléculas diatômicas simples ou entidades, pode ser igual ao número de pares de elétrons compartilhados.

Exemplo: Para uma ligação simples (HH) em H2, a ordem da ligação é 1. Para uma ligação dupla (O=O) em O2, a ordem da ligação é 2. Para uma ligação tripla (N≡N) em N2, a ordem da ligação é 3.

Analisando a ordem da ligação

Ordem 1 Ordem 2 Ordem 3

Polaridade da ligação

A polaridade da ligação ocorre quando há uma diferença de eletronegatividades entre átomos ligados. Em ligações covalentes polares, os elétrons não são compartilhados igualmente, resultando em uma carga parcial. Ligações apolares envolvem o compartilhamento igual de elétrons. O grau de polaridade afeta as propriedades físicas dos compostos, como seu estado, ponto de ebulição e solubilidade.

Exemplo: Em uma ligação H-Cl, o átomo de cloro é mais eletronegativo, tornando-se parcialmente negativo, enquanto o hidrogênio é parcialmente positivo. Em uma ligação NH na amônia (NH3), o nitrogênio é mais eletronegativo que o hidrogênio, criando um dipolo.

Visualização da polaridade da ligação

δ+ δ-

Conclusão

Compreender os parâmetros de ligação é a chave para entender como e por que as substâncias se comportam da maneira que fazem. Ao analisar comprimentos de ligação, ângulos de ligação, energias de ligação, ordens de ligação e polaridade, podemos prever e explicar as estruturas e propriedades de vários compostos químicos. Essa compreensão é fundamental para os alunos à medida que avançam no estudo da química e passam a lidar com interações e reações moleculares mais complexas.


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