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 do enlace de valência


A teoria do enlace de valência é um conceito importante para entender como os átomos se juntam para formar moléculas. Esta teoria explica a natureza da ligação química como a sobreposição de orbitais atômicos, levando à formação de novas estruturas moleculares. Explorando a teoria do enlace de valência em profundidade, podemos entender como os átomos alcançam estabilidade em moléculas através da ligação.

Introdução à teoria do enlace de valência

A teoria do enlace de valência (TEV) foi desenvolvida por Linus Pauling e outros para fornecer uma explicação para a formação e natureza das ligações químicas. A ideia principal por trás da TEV é parear orbitais atômicos para formar ligações químicas, onde os elétrons são considerados como ocupando orbitais atômicos sobrepostos entre dois átomos.

Princípios básicos

  • Orbitais atômicos: Os elétrons ocupam lugares ao redor do átomo chamados orbitais atômicos, como orbitais s, p, d e f.
  • Sobreposição de orbitais atômicos: Quando esses orbitais atômicos se sobrepõem no espaço, então é formada uma ligação química.
  • Pareamento de elétrons: Uma vez que a sobreposição ocorre, os elétrons de cada átomo formam pares, de forma que os átomos são mantidos juntos por atração mútua ao par de elétrons compartilhado.
  • Hibridização: Os orbitais atômicos podem se misturar para formar novos orbitais híbridos que afetam a geometria das moléculas.

Sobreposição de orbitais atômicos

O conceito principal da teoria do enlace de valência gira em torno da sobreposição de orbitais atômicos. Quando os átomos se aproximam, seus orbitais começam a se sobrepor. A extensão e o tipo de sobreposição determinam a força e o tipo de ligações que são formadas.

Tipos de sobreposição

  1. Sobreposição frontal (ligação sigma, σ): Orbitais atômicos se sobrepõem frontalmente, formando ligações sigma. Esta sobreposição ocorre ao longo do eixo que conecta os dois núcleos e é geralmente muito forte.
  2. Sobreposição lateral (ligação pi, π): Ligações pi são formadas por sobreposição lateral de orbitais atômicos. Elas são geralmente mais fracas do que as ligações sigma e são formadas acima e abaixo do plano dos átomos ligados.

Aqui está uma ilustração visual para ajudar a entender essas sobreposições. Considere dois átomos cujas nuvens de elétrons estão se aproximando:

Sobreposição σ Sobreposição π

Formação de ligações covalentes

De acordo com a teoria do enlace de valência, a ligação covalente é descrita pela sobreposição de orbitais atômicos de dois átomos, resultando em compartilhamento de elétrons. Vamos ver como isso funciona com moléculas simples como H2, Cl2 e HCl.

Exemplo 1: Molécula de hidrogênio (H2)

A formação de uma molécula de hidrogênio envolve a sobreposição dos orbitais 1s de dois átomos de hidrogênio.

H - H

Quando cada átomo de hidrogênio se aproxima, seus orbitais 1s sobrepõem-se, formando um orbital molecular de ligação, que é uma ligação sigma, σ(1s). A ligação é simplesmente representada como H–H.

Exemplo 2: Molécula de cloro (Cl2)

Na molécula de cloro, a ligação é formada pela sobreposição dos orbitais 3p dos dois átomos de cloro.

Cl - Cl

Cada átomo de cloro tem um orbital 3p meio preenchido. Quando eles se sobrepõem, é formada uma ligação sigma, σ(3p), e a molécula é representada como Cl–Cl.

Exemplo 3: Cloreto de hidrogênio (HCl)

No cloreto de hidrogênio, uma ligação covalente é formada entre o átomo de hidrogênio e o átomo de cloro.

H - Cl

O orbital 1s do hidrogênio se sobrepõe com o orbital 3p do cloro, formando uma ligação sigma, σ(1s, 3p). Esta ligação é representada como H–Cl.

O conceito de hibridização

A hibridização é um dos conceitos chave dentro da teoria do enlace de valência que explica por que certos átomos formam determinadas formas em moléculas. Quando os átomos hibridizam, seus orbitais atômicos se combinam para formar novos orbitais híbridos de níveis de energia similares, que ajudam a obter uma geometria molecular particular.

Tipos de hibridização

  • Hibridização sp: Este tipo envolve um orbital s e um orbital p, resultando na formação de dois orbitais híbridos sp idênticos. É visto em moléculas como o acetileno (C2H2).
  • Hibridização sp2: Aqui, um orbital s se combina com dois orbitais p para formar três orbitais híbridos sp2. Um exemplo comum disso é a molécula de etileno (C2H4).
  • Hibridização sp3: Neste caso, um orbital s é combinado com três orbitais p, formando quatro orbitais híbridos sp3 equivalentes. O metano (CH4) é um exemplo desse tipo de hibridização.

Analisando a hibridização com um exemplo: metano (CH4)

A molécula de metano, CH4, é um exemplo perfeito de hibridização sp3:

C H H

O carbono no metano utiliza orbitais híbridos sp3, conferindo uma geometria tetraédrica. Cada átomo de carbono forma uma ligação sigma com um átomo de hidrogênio através da sobreposição de orbitais híbridos sp3 com os orbitais 1s do hidrogênio.

Limitações da teoria do enlace de valência

Embora a teoria do enlace de valência forneça uma estrutura fundamental para entender a ligação molecular, ela possui suas limitações em comparação com a mais avançada teoria do orbital molecular:

  • A TEV não explica adequadamente as propriedades magnéticas de algumas moléculas, como O2.
  • Esta teoria pode se tornar complicada no caso de moléculas com elétrons deslocalizados, como o benzeno.
  • A TEV tem dificuldade em fornecer níveis de energia precisos para moléculas complexas.

Conclusão

A teoria do enlace de valência fornece uma representação estrutural de como os átomos se juntam e compartilham elétrons para formar moléculas. Ela enfatiza a ligação par-eletrônica, a hibridização e o arranjo espacial, o que é importante para entender a geometria e a reatividade das moléculas. Embora tenha suas limitações, permanece uma teoria fundamental na ligação química e na estrutura molecular tanto para professores quanto para alunos.


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