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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Teoria VSEPR


A teoria da repulsão de pares de elétrons da camada de valência (VSEPR) é um método simples, mas eficaz, usado na química para prever a forma ou geometria das moléculas. Esta teoria, proposta por Ronald Gillespie e Ronald Nyholm no início dos anos 1960, é essencial para compreender estruturas moleculares determinadas por interações de pares de elétrons ao redor do átomo central na molécula.

Fundamentos da teoria VSEPR

A teoria VSEPR baseia-se em vários princípios fundamentais que orientam a previsão das formas moleculares:

  1. Pares de elétrons, tanto ligados quanto não ligados (pares isolados), repelem-se mutuamente e, portanto, organizam-se o mais distante possível ao redor do átomo central.
  2. A geometria de uma molécula é determinada pelo número e tipo de pares de elétrons presentes ao redor do átomo central.
  3. Pares isolados exercem maior repulsão do que pares de ligação, causando desvios nos ângulos de ligação em relação aos seus valores ideais.

Tipos de pares de elétrons

Antes de explorarmos as formas moleculares, é necessário entender os dois tipos de pares de elétrons considerados na teoria VSEPR:

  • Par de ligação: Estes são compartilhados entre dois átomos para formar uma ligação covalente.
  • Pares não ligantes (pares isolados): Estes não são compartilhados entre átomos, mas pertencem ao mesmo átomo, o que geralmente afeta mais a forma devido à sua força de repulsão.

Geometria molecular geral

Abaixo estão as geometrias moleculares comuns de acordo com a teoria VSEPR, juntamente com exemplos visuais:

Geometria linear

AB

Moléculas do tipo AB 2 têm geometria linear, onde os dois átomos B estão a 180 graus de distância do átomo central A. Um exemplo disso é o dióxido de carbono, CO 2.

Geometria trigonal plana

ABB

Moléculas como BF 3 têm geometria trigonal plana. Aqui, os átomos B estão espalhados a 120 graus em um plano.

Geometria tetraédrica

ABBB

A geometria tetraédrica, com um ângulo de ligação de cerca de 109,5°, é observada em moléculas como o metano, CH 4.

O efeito de ligações isoladas

Pares isolados são importantes na determinação da forma da molécula. Eles ocupam mais espaço devido ao aumento da repulsão, o que leva a variações nos ângulos de ligação:

Geometria Angular

Considere água, H 2 O A presença de dois pares isolados no oxigênio comprime o ângulo de ligação entre os átomos de hidrogênio para cerca de 104,5 graus, enquanto 109,5 graus seriam esperados em uma configuração tetraédrica.

Geometria Piramidal Trigonal

No amoníaco, NH 3, um par isolado faz com que a molécula adote uma forma piramidal trigonal, reduzindo o ângulo ideal de 109,5° para cerca de 107°.

Etapas para determinar a geometria molecular usando VSEPR

  1. Escreva a estrutura de Lewis: Determine a estrutura organizando os elétrons ao redor dos átomos para satisfazer seus octetos.
  2. Identifique os pares de elétrons: Calcule as regiões de densidade eletrônica (de ligação e não ligação) ao redor do átomo central.
  3. Determine a geometria dos pares de elétrons: Associe o número total de regiões de pares de elétrons com sua geometria correspondente.
  4. Contabilize os pares isolados: Ajuste a geometria para contabilizar a repulsão dos pares isolados para determinar a forma molecular atual.

Exemplos de previsão de forma molecular

Exemplo 1: Metano (CH 4)

Estrutura de Lewis: O carbono é o átomo central com quatro átomos de hidrogênio ligados a ele. Nenhum par isolado é encontrado no carbono.

Classificação: Quatro pares de ligação, consistentes com geometria tetraédrica.

Forma: Tetraédrica, ângulo de ligação de cerca de 109,5°.

Exemplo 2: Dióxido de enxofre (SO 2)

Estrutura de Lewis: O enxofre é o átomo central com um par isolado e está ligado a dois átomos de oxigênio.

Classificação: Dois pares de ligação e um par isolado formam inicialmente uma linha trigonal plana.

Forma: Angular ou em V devido à repulsão do par isolado, ângulo de ligação de cerca de 119 graus.

Aplicações na química

A teoria VSEPR é inestimável para prever a geometria molecular em compostos covalentes. Esse conhecimento é importante para determinar as propriedades físicas de um composto, sua reatividade e projetar novos químicos em um ambiente laboratorial. Compreender formas moleculares é fundamental para descobrir interações entre diferentes moléculas, sendo essencial em áreas como design farmacêutico ou síntese de novos materiais.


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