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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Ordem de ligação e estabilidade


A teoria do orbital molecular (MOT) é um conceito essencial em química que nos ajuda a entender como os átomos se combinam para formar moléculas. Ela fornece informações sobre a estrutura eletrônica das moléculas e nos permite prever muitas de suas propriedades. Dois aspectos importantes dessa teoria são a ordem de ligação e a estabilidade. Vamos explorar esses conceitos em detalhe.

Introdução aos orbitais moleculares

Antes de nos aprofundarmos na ordem de ligação e estabilidade, é importante entender o que são os orbitais moleculares. Quando os átomos se combinam para formar moléculas, seus orbitais atômicos (como os orbitais s e p) se sobrepõem para formar orbitais moleculares que se estendem por toda a molécula.

Existem principalmente dois tipos de orbitais moleculares:

  • Orbitais moleculares de ligação (sigma, pi): Esses orbitais reduzem a energia do sistema e ajudam a manter os átomos unidos.
  • Orbitais moleculares antiligação (sigma*, pi*): Esses orbitais aumentam a energia do sistema e podem enfraquecer ou impedir a ligação.
H₂ → 1 H + 1 H → H₂ Sobreposição de orbitais: H 1s + H 1s = σ(1s), σ*(1s)

Considere a molécula mais simples, o di-hidrogênio (H₂). Cada átomo de hidrogênio tem um elétron em seu orbital 1s. Quando esses orbitais se sobrepõem, eles formam um orbital de ligação (sigma(1s)) e um orbital antiligação (sigma*(1s)).

Ordem de ligação

A ordem de ligação é um conceito usado para determinar a força e estabilidade das ligações em uma molécula. Ela é calculada com base nos elétrons presentes nos orbitais moleculares de ligação e antiligação. A fórmula para a ordem de ligação é:

Ordem de ligação = (Número de elétrons nos orbitais de ligação - Número de elétrons nos orbitais antiligação) / 2

A ordem de ligação nos fornece informações valiosas:

  • Comprimento da ligação: Uma ordem de ligação mais alta geralmente indica um comprimento de ligação mais curto.
  • Força da ligação: Uma ordem de ligação mais alta significa ligações mais fortes.
  • Estabilidade molecular: Moléculas com ordem de ligação positiva são geralmente mais estáveis.

Exemplo

Vamos calcular a ordem de ligação para algumas moléculas.

Molécula de hidrogênio (H₂)

Na molécula de H₂, temos o seguinte:

  • Elétrons de ligação no orbital sigma(1s): 2
  • Elétrons de antiligação no orbital sigma*(1s): 0
Ordem de ligação = (2 - 0) / 2 = 1

A ordem de ligação de H₂ é 1, o que sugere uma ligação simples entre os dois átomos de hidrogênio.

Molécula de hélio (He₂)

Considere a hipotética molécula He₂:

  • Elétrons de ligação no orbital sigma(1s): 2
  • Elétrons de antiligação no orbital sigma*(1s): 2
Ordem de ligação = (2 - 2) / 2 = 0

A ordem de ligação de He₂ é 0, o que indica que a molécula não é estável e não existe em condições normais.

Molécula de oxigênio (O₂)

A molécula de O₂ está envolvida em ligações pi devido aos seus orbitais:

  • Elétrons de ligação: 8 (sigma(2s), sigma(2p_z), pi(2p_x, 2p_y))
  • Elétrons de antiligação: 4 (sigma*(2s), pi*(2p_x, 2p_y))
Ordem de ligação = (8 - 4) / 2 = 2

A ordem de ligação de O₂ é 2, indicando a ligação dupla entre os átomos de oxigênio.

Estabilidade molecular

A estabilidade molecular está intimamente relacionada à ordem de ligação. A ordem de ligação positiva significa que os orbitais de ligação têm mais elétrons do que os orbitais de antiligação, o que contribui para a estabilidade da molécula. Em contraste, a ordem de ligação zero ou negativa geralmente indica instabilidade.

Fatores que afetam a estabilidade

  • Energia de ligação: Ordens de ligação mais altas estão correlacionadas com maior energia de ligação, tornando as ligações mais fortes.
  • Estrutura eletrônica: A distribuição equilibrada de elétrons em orbitais de ligação e de barreira contribui para a estabilidade.
  • Configuração atômica: Mesmo se a ordem de ligação for positiva, a configuração dos átomos e suas interações podem afetar a estabilidade geral.

Aplicações no mundo real

Compreender a ordem de ligação e a estabilidade tem aplicações práticas em química e ciência dos materiais. Esses conceitos ajudam a prever o comportamento molecular em várias reações químicas e processos.

Síntese de novos compostos

Ao calcular ordens de ligação, os químicos podem prever a força e estabilidade de novos compostos, o que auxilia o processo de síntese.

Física

A estabilidade e as propriedades das substâncias, como sua dureza e ponto de fusão, estão frequentemente ligadas à ordem de ligação de suas moléculas constituintes.

Sistemas biológicos

Nos sistemas biológicos, a estabilidade do DNA, proteínas e outras moléculas é importante para a função. A teoria do orbital molecular ajuda a entender esses aspectos.

Conclusão

A teoria do orbital molecular descreve de forma bela como as ligações são formadas e quebradas no contexto de sistemas quântico-mecânicos. A ordem de ligação, derivada dessa teoria, é uma ferramenta poderosa para prever propriedades e estabilidade molecular. Como vimos, ordens de ligação mais altas geralmente levam a ligações mais fortes e estáveis, o que serve como diretriz para entender novos e complexos sistemas moleculares.

Em conclusão, explorando a ordem de ligação e sua relação com a estabilidade molecular, os estudantes adquirem uma compreensão mais profunda da ligação química, preparando-os com conhecimento vital para o estudo avançado e aplicações em química.


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