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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Hidratos e sua classificação


O hidrogênio é o primeiro e mais leve elemento da tabela periódica. É um elemento único, cujas propriedades permitem que forme compostos com quase todos os outros elementos. Esses compostos de hidrogênio são conhecidos como hidratos. O estudo dos hidratos é uma parte essencial da química, uma vez que esses compostos são importantes tanto industrialmente quanto biologicamente.

O termo "hidrato" refere-se a um composto no qual o hidrogênio está ligado a outro elemento ou grupo. Dependendo da natureza da ligação e do elemento combinado com o hidrogênio, os hidratos podem ser classificados em diferentes tipos. Compreender essas classificações nos ajuda a prever as propriedades e a reatividade desses compostos.

Classificação dos hidratos

Os hidratos são amplamente classificados em três tipos:

  1. Hidratos moleculares
  2. Hidratos iônicos
  3. Hidratos metálicos ou intersticiais

Hidratos moleculares

Hidratos moleculares, também chamados de hidratos covalentes, são formados quando o hidrogênio forma ligações covalentes com elementos de eletronegatividades semelhantes ou superiores. Estes são tipicamente formados com não-metais, e a ligação envolve o compartilhamento de pares de elétrons.

Um exemplo comum de hidrato molecular é a água (H 2 O). Na água, cada átomo de hidrogênio compartilha um elétron com um átomo de oxigênio, formando uma ligação covalente. Abaixo está um diagrama simplificado de compartilhamento de elétrons da água:

        H – O – H
Hey H H

Os hidratos moleculares também podem ser classificados como eletrônicos precisos, eletronicamente deficientes ou eletrônicos ricos:

  • Hidratos eletrônicos precisos: Contêm um número suficiente de ligações para satisfazer a valência dos átomos constituintes. Por exemplo, o metano (CH 4) é eletronicamente preciso porque forma quatro ligações covalentes com hidrogênio.
  • Hidratos eletronicamente deficientes: Não têm elétrons suficientes para formar ligações covalentes convencionais. O borano (B 2 H 6) é um exemplo disso, onde as ligações são explicadas por ligações de três centros e dois elétrons, chamadas de ligações de banana.
  • Hidratos eletronicamente ricos: Contêm pares adicionais de elétrons que não participam na ligação, como a amônia (NH 3).

Hidratos iônicos

Hidratos iônicos ou hidratos salinos são geralmente formados com metais, especialmente metais alcalinos e metais alcalino-terrosos, que são altamente eletropositivos. Nesses hidratos, o átomo de hidrogênio ganha um elétron do átomo de metal, formando um íon hidrato H -.

Considere o hidrato de sódio (NaH), um exemplo de hidrato iônico. Quando o sódio reage com o hidrogênio, ele transfere um elétron para o hidrogênio, resultando no íon de sódio Na + e no íon hidrato H -.

        Na + H → Na + + H -
Na + H -

Os hidratos iônicos são geralmente sólidos cristalinos brancos. Eles são usados em várias sínteses químicas como uma fonte de íons hidratos e para transferir hidrogênio na forma de íons hidratos.

Hidratos metálicos ou intersticiais

Hidratos metálicos são formados quando o hidrogênio interage com metais de transição. Nesses hidratos, os átomos de hidrogênio ocupam locais intersticiais dentro da rede metálica, ou seja, os espaços entre os átomos metálicos. Estes são chamados de hidratos intersticiais.

Hidratos metálicos muitas vezes não seguem uma estequiometria simples, e sua composição pode variar. Por exemplo, o hidrato de titânio e o hidrato de paládio podem absorver diferentes quantidades de hidrogênio.

Átomos de metal: quadrados cinza, Átomos de hidrogênio: círculos azuis

Hidratos metálicos, especialmente os hidratos de paládio, têm propriedades fascinantes, como sua capacidade de absorver e liberar hidrogênio, tornando-os úteis para soluções de armazenamento de hidrogênio.

Aplicações dos hidratos

Os hidratos têm várias aplicações, que são influenciadas pelo seu tipo e propriedades. Aqui estão alguns exemplos:

  • Hidratos Moleculares: A amônia é usada como fertilizante e na produção de ureia. O metano serve como uma importante fonte de energia no gás natural.
  • Hidratos iônicos: O hidrato de sódio é usado como agente de secagem e para reações de desprotonação na síntese orgânica. Os hidratos metálicos servem como agentes redutores em processos metalúrgicos.
  • Hidratos metálicos: São importantes em tecnologias de armazenamento de hidrogênio, particularmente como células de combustível e materiais de bateria.

Reatividade dos hidratos

A reatividade dos hidratos varia amplamente dependendo da sua classificação:

  • Hidratos moleculares: Estes podem ser relativamente inertes como o metano ou altamente reativos como o diborano. A presença de pares isolados em compostos como a amônia contribui para suas propriedades básicas e nucleofílicas.
  • Hidratos iônicos: Reagem vigorosamente com água, liberando gás hidrogênio. Por exemplo, a reação do hidrato de sódio com água: 
                    NaH + H 2 O → NaOH + H 2 ↑
  • Hidratos metálicos: Geralmente apresentam baixa reatividade devido à estabilidade proporcionada pela rede metálica. No entanto, sob condições adequadas, podem liberar gás hidrogênio.

Conclusão

Os hidratos são um grupo fascinante de compostos com estruturas e propriedades diversas. Sua classificação em hidratos moleculares, iônicos e metálicos nos ajuda a entender seu comportamento único e aplicações em vários campos científicos e industriais. Desde o armazenamento de energia até a química sintética, os hidratos fornecem aplicações importantes que são indispensáveis para a ciência e tecnologia modernas.

À medida que a química continua a se desenvolver, a pesquisa sobre hidratos irá se expandir e aprofundar, revelando mais percepções sobre soluções de energia sustentável e materiais avançados, tornando os hidratos uma área empolgante de estudo para futuros químicos.


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