Grade 8
  1. Introdução à Química  1.1. Natureza e alcance da química  1.2. Importância da química na vida diária  1.3. Química e sua relação com outras ciências  1.4. O papel da química na indústria, medicina e meio ambiente  1.5. Investigação científica e métodos experimentais em química
  2. Matéria e suas propriedades  2.1. Definição e classificação da matéria  2.2. Propriedades físicas e químicas da matéria  2.3. Lei da conservação da matéria  2.4. Propriedades Extensivas e Intensivas da Matéria  2.5. Teoria cinética molecular da matéria  2.6. Estados da matéria: sólidos, líquidos, gases, plasmas e condensados de Bose-Einstein  2.7. Alterações de estado e energia estão envolvidas  2.8. Difusão e movimento Browniano
  3. Elementos, Compostos e Misturas  3.1. Definição e diferenças entre elementos, compostos e misturas  3.2. Estrutura Atômica e Número Atômico  3.3. Símbolos e fórmulas químicas  3.4. Tendências na Tabela Periódica (Grupos e Períodos)  3.5. Classificação dos Elementos: Metais, Não Metais e Metalóides  3.6. Elementos de Terras Raras e Metais de Transição  3.7. Tipos de misturas: homogêneas e heterogêneas  3.8. Separação de Misturas Usando Métodos Físicos e Químicos
  4. Técnicas de Separação  4.1. Filtragem, Sedimentação e Decantação  4.2. Evaporação e cristalização  4.3. Destilação e Destilação Fracionada  4.4. Cromatografia e suas aplicações  4.5. Sublimação na purificação de compostos  4.6. O papel da centrifugação nos processos bioquímicos
  5. Estrutura Atômica  5.1. Teoria atômica de Dalton  5.2. Estrutura do átomo: prótons, nêutrons e elétrons  5.3. Modelo atômico de Bohr  5.4. Introduction to Quantum Mechanical Model  5.5. Configuração Eletrônica e Níveis de Energia  5.6. Espectros de excitação e emissão  5.7. Isótopos e suas aplicações
  6. Tabela Periódica e Tendências Químicas  6.1. História e Desenvolvimento da Tabela Periódica  6.2. Modern periodic law  6.3. Periodicidade e tendências nos tamanhos atômicos e iônicos  6.4. Energias de Ionização, Afinidade Eletrônica e Eletronegatividade  6.5. Introdução aos Lantanídeos e Actinídeos  6.6. Aplicação de tendências periódicas em química
  7. Ligações Químicas e Estrutura Molecular  7.1. Tipos de ligações químicas: ligações iônicas, covalentes e metálicas  7.3. Polar and Nonpolar Molecules  7.4. Ligações de hidrogênio e suas aplicações  7.5. Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, força de dispersão de London
  8. Reações Químicas e Estequiometria  8.1. Equações Químicas e Balanceamento  8.2. Tipos de Reações Químicas: Combinação, Decomposição, Deslocamento e Redox  8.3. Introdução à estequiometria e ao conceito de mol  8.4. Reagente limitante em equações químicas  8.5. Taxa de reação, catalisador e fatores que afetam a taxa de reação
  9. Ácidos, Bases e Sais  9.1. Definição e Propriedades dos Ácidos e Bases  9.2. Ácidos e Bases Fortes vs. Fracas  9.3. Escala de pH e Cálculo de pH  9.4. Reações de neutralização  9.5. Soluções tampão e sua importância  9.6. Aplicações de Ácidos, Bases e Sais na Vida Diária
  10. Soluções e Solubilidade  10.1. Definição de Solução, Soluto e Solvente  10.2. Fatores que Afetam a Solubilidade  10.3. Unidades de concentração: molaridade e molalidade  10.4. Soluções saturadas, insaturadas e supersaturadas  10.5. Conceito de osmose e osmose reversa  10.6. Propriedades coligativas das soluções
  11. Gases e Leis dos Gases  11.1. Propriedades dos gases  11.2. Introdução aos Gases Ideais e Reais  11.3. Lei de Boyle, Lei de Charles e Lei de Avogadro  11.4. Equação do Gás Ideal e Suas Aplicações  11.5. Aplicação das Leis dos Gases na Vida Real
  12. Termoquímica e transformação de energia  12.1. Energia em Reações Químicas  12.2. Reações Exotérmicas vs. Endotérmicas  12.3. Mudanças de Calor e Entalpia  12.4. Calorimetria e transferência de calor nas reações
  13. Metais e Não-Metais  13.1. Physical and Chemical Properties of Metals and Nonmetals  13.2. Série de reatividade dos metais  13.3. Corrosão e sua prevenção  13.4. Extração de metais de minérios  13.5. Usos dos metais e não metais na vida diária
  14. Introdução à Química Orgânica  14.1. Características do carbono e compostos orgânicos  14.2. Grupos funcionais e sua importância  14.3. Hidrocarbonetos Simples: Alcanos, Alcenos e Alcinos  14.4. Isomerismo em compostos orgânicos  14.5. Introdução aos polímeros e seus usos
  15. Química Ambiental e Sustentabilidade  15.1. Princípios da Química Verde  15.2. Efeitos da Poluição Química nos Ecossistemas  15.3. Chuva ácida e seus efeitos  15.4. Depleção da Camada de Ozônio e Aquecimento Global  15.5. Gestão de Resíduos e Reciclagem na Química

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Configuração Eletrônica e Níveis de Energia


Os átomos são os blocos de construção da matéria. Eles são compostos de prótons, nêutrons e elétrons. Os prótons e nêutrons estão localizados no centro do átomo, chamado núcleo, enquanto os elétrons orbitam ao redor do núcleo. Compreender como esses elétrons estão dispostos ao redor do núcleo nos ajuda a entender como diferentes elementos interagem e como a matéria se comporta.

Introdução aos elétrons e níveis de energia

Os elétrons são partículas minúsculas que possuem carga negativa. Eles orbitam o núcleo de um átomo em regiões chamadas níveis de energia ou camadas. Cada nível de energia pode conter um determinado número de elétrons, e esses elétrons determinam as propriedades químicas de um elemento.

Níveis de energia

Os elétrons estão organizados em níveis de energia, às vezes chamados de camadas eletrônicas. O átomo mais simples, o hidrogênio, possui um próton e, na sua forma mais básica, um elétron. Este único elétron está no primeiro nível de energia, o mais próximo do núcleo.

Aqui está uma visão simplificada de como os níveis de energia se relacionam com o núcleo:

        
            
            
            
            Núcleo

Neste diagrama, o pequeno círculo preto representa o núcleo do átomo, e o círculo azul representa o nível de energia, com o elétron representado como outro pequeno círculo no nível de energia.

O número de elétrons que cabem nos primeiros níveis de energia são os seguintes:

  • Primeiro nível de energia: pode conter até 2 elétrons.
  • Segundo nível de energia: pode conter até 8 elétrons.
  • Terceiro nível de energia: Pode conter até 18 elétrons.
  • Quarto nível de energia: pode conter até 32 elétrons, e assim por diante.

Configuração eletrônica

A configuração eletrônica explica a distribuição dos elétrons nos níveis de energia de um átomo. Os elétrons preencherão os níveis de energia mais baixos disponíveis antes de se moverem para níveis superiores, seguindo uma ordem específica conhecida como princípio de Aufbau.

Vamos observar mais de perto a estrutura dos elétrons em alguns elementos comuns:

Exemplo: átomo de hidrogênio

O hidrogênio possui um elétron. Sua configuração eletrônica é:

1s¹

O número "1" representa o primeiro nível de energia. A letra "s" representa o tipo de orbital, e o subdígito "1" indica que há um elétron nesse orbital.

Exemplo: átomo de hélio

O hélio possui dois elétrons. Sua configuração eletrônica é:

1s²

Isso significa que ambos os elétrons preenchem completamente o orbital "s" do primeiro nível de energia.

Exemplo: átomo de oxigênio

O oxigênio possui oito elétrons. Sua configuração eletrônica é:

1s² 2s² 2p⁴

Os elétrons do oxigênio preenchem o primeiro nível de energia e preenchem parcialmente o segundo nível de energia, incluindo os orbitais "p", que podem conter até seis elétrons.

Visualização da configuração eletrônica

Ilustrações visuais podem nos ajudar a entender melhor as configurações eletrônicas. Considere a seguinte ilustração de orbitais para um átomo de néon, que possui 10 elétrons:

        
            
            
            
            
            
            

            
            
            
            
            
            
            
            
            
            1º nível de energia (2 elétrons)
            2º nível de energia (8 elétrons)

Os círculos concêntricos representam diferentes níveis de energia (ou camadas), e os pontos coloridos representam elétrons nesses níveis.

Subcamadas e orbitais

Além dos níveis de energia, os elétrons também estão organizados em subcamadas: s, p, d, e f, cada uma das quais possui um tamanho específico e capacidade para os elétrons:

  • subcamada s pode ter no máximo 2 elétrons.
  • subcamada p pode ter até 6 elétrons.
  • subcamada d pode ter até 10 elétrons.
  • subcamada f pode ter até 14 elétrons.

Imagine a ordem de preenchimento das sub-camadas conforme indicado abaixo:

        
            1s
            

            2s
            
            2p
            

            3s
            
            3p
            

            4s
            
            3d
            
            4p
            

            5s
            
            4d

Como escrever configuração eletrônica

Ao escrever configurações eletrônicas, seguir estas etapas pode ajudar a simplificar o processo:

  1. Identifique o número de elétrons no átomo. O número atômico do elemento informa isso.
  2. Preencha os elétrons nos níveis de energia e subcamadas apropriados seguindo o princípio de Aufbau.
  3. Use uma notação de números e letras para descrever a configuração. Os números representam níveis de energia, as letras representam subcamadas e os números acima representam números de elétrons.

Por exemplo, sódio (Na) tem um número atômico de 11. Portanto, sua configuração eletrônica é:

1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Isso mostra que o sódio possui 2 elétrons na subcamada 1s, 2 elétrons na subcamada 2s, 6 elétrons na subcamada 2p e 1 elétron na subcamada 3s.

Princípio de exclusão de Pauli e regra de Hund

Princípio de Exclusão de Pauli: Em um átomo, não existem dois elétrons que podem ter o mesmo conjunto de todos os quatro números quânticos. Isso significa que dentro do mesmo orbital, os spins dos elétrons devem ser opostos.

Regra de Hund: Elétrons devem preencher orbitais do mesmo nível de energia um de cada vez, só então podem se emparelhar. Isso minimiza a repulsão entre elétrons e estabiliza o átomo.

Compreendendo os elétrons de valência

Os elétrons mais externos de um átomo são chamados de elétrons de valência. Estes são os elétrons disponíveis para ligação e determinam as propriedades químicas do elemento.

Por exemplo, em um átomo de oxigênio (símbolo: O) com a configuração eletrônica 1s² 2s² 2p⁴, os elétrons de valência são os elétrons 2s² e 2p⁴, totalizando 6 elétrons de valência.

O número de elétrons de valência é importante para prever como um átomo reagirá com outros átomos. Elementos com um nível de energia externo completo são geralmente inertes ou não reativos, como os gases nobres (e.g., hélio, neônio, argônio).

Resumo

A configuração eletrônica é um conceito essencial em química, pois ajuda a explicar o comportamento químico de um elemento. Compreendendo os níveis de energia, subcamadas e configurações eletrônicas dos átomos, você pode entender por que os elementos formam tipos específicos de ligações químicas e como eles interagem entre si. Princípios como o princípio de exclusão de Pauli, a regra de Hund e o conceito de elétrons de valência nos fornecem informações em escala microscópica para prever e apreciar o mundo macroscópico da química.


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