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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Estrutura Atômica


Os átomos são os blocos de construção da matéria. Eles são a menor unidade de um elemento que retêm as propriedades desse elemento. Nesta discussão, exploraremos os princípios básicos da estrutura atômica, incluindo os componentes de um átomo, a disposição dos elétrons e como esses aspectos afetam o comportamento de diferentes elementos.

Componentes básicos de um átomo

Um átomo é composto por três partículas principais:

  • Prótons - Estas partículas carregadas positivamente são encontradas no núcleo do átomo.
  • Nêutrons - Encontrados com os prótons no núcleo, os nêutrons não têm carga; eles são neutros.
  • Elétrons - Estas partículas carregadas negativamente orbitam o núcleo em diferentes níveis de energia.

Centro

O núcleo é o centro do átomo e contém ambos, prótons e nêutrons. O número de prótons no núcleo determina o número atômico de um elemento, sendo importante na identificação do elemento. Por exemplo, o elemento com 6 prótons é o carbono, representado pelo símbolo C e número atômico 6.

NúcleoPN

Ilustração de uma estrutura atômica simples mostrando o núcleo contendo prótons (p) e nêutrons (n).

Elétrons e níveis de energia

Os elétrons giram em torno do núcleo em caminhos específicos chamados orbitais ou níveis de energia. Esses níveis podem conter um certo número de elétrons:

  • O primeiro nível de energia pode ter um máximo de 2 elétrons.
  • O segundo pode conter até 8 elétrons.
  • A terceira camada também pode ter 8 elétrons, mas em alguns casos pode estender-se para 18.

Um diagrama mostrando círculos representando uma nuvem de elétrons com diferentes níveis de energia.

A disposição dos elétrons nesses níveis de energia determina como os átomos interagem entre si. Por exemplo, se o nível de energia mais externo de um átomo tem menos elétrons do que sua capacidade máxima, o átomo pode formar ligações com outros átomos para atingir uma camada externa completa.

Elétrons de valência

Os elétrons no nível de energia mais externo são conhecidos como elétrons de valência. Esses elétrons desempenham um papel importante na química de um átomo porque estão envolvidos na formação de ligações químicas. Por exemplo, o oxigênio tem 6 elétrons de valência e precisa de mais 2 para completar seu nível de energia externo. É por isso que o oxigênio frequentemente se liga a elementos como o hidrogênio para formar água (H2O).

Oxigênio (O): elétrons de valência: 6 tenta ganhar mais 2 elétrons -> forma 2 ligações

Isótopos

Isótopos são diferentes formas do mesmo elemento que têm diferentes números de nêutrons, mas o mesmo número de prótons. Por exemplo, o carbono possui vários isótopos, como carbono-12 e carbono-14, identificados pelo seu número de massa (número de prótons + nêutrons).

Isótopos do Carbono: - Carbono-12: 6 prótons, 6 nêutrons - Carbono-14: 6 prótons, 8 nêutrons

Ânions

Átomos podem se tornar íons ao perder ou ganhar elétrons. Quando um átomo ganha um elétron, ele se torna um íon carregado negativamente (ânion). Em contrapartida, quando perde um elétron, ele se torna um íon carregado positivamente (cátion). Compreender íons é importante para entender como compostos são formados. Por exemplo, no sal (NaCl), o átomo de sódio perde um elétron para se tornar Na+, enquanto o átomo de cloro ganha um elétron para se tornar Cl-.

Sódio (Na) perde 1 elétron: Na -> Na+ Cloro (Cl) ganha 1 elétron: Cl -> Cl-

Modelo atômico

Ao longo do tempo, cientistas desenvolveram vários modelos para descrever a estrutura do átomo:

Modelo de Dalton

John Dalton propôs que os átomos eram esferas sólidas e indivisíveis. Embora simples, esse modelo lançou as bases para a teoria atômica moderna.

Modelo de Thomson

J.J. Thomson descobriu o elétron e propôs o modelo de "pudim de ameixas", em que os elétrons estavam espalhados em uma "sopa" carregada positivamente. Isso foi posteriormente provado errado, mas levou a importantes avanços na teoria atômica.

Modelo de Rutherford

Ernest Rutherford propôs que o átomo consistia em um pequeno núcleo em torno do qual os elétrons giravam, assim como os planetas giravam em torno do sol. Este modelo introduziu o conceito de átomo nuclear.

Modelo de Bohr

Niels Bohr aperfeiçoou o modelo de Rutherford sugerindo que os elétrons orbitavam o núcleo em caminhos específicos ou níveis de energia que surgiam de níveis de energia quantizados.

Modelo mecânico quântico

A compreensão moderna do átomo é baseada no modelo mecânico quântico. Esse modelo afirma que os elétrons existem em nuvens ao redor do núcleo, em vez de órbitas fixas, definidas por regiões onde há alta probabilidade de encontrar o elétron.

Conclusão

Compreender a estrutura atômica revela os princípios fundamentais da química e a ciência por trás das interações e ligações que criam a diversidade de matéria no universo. O estudo dos átomos e suas estruturas continua sendo um aspecto vital do progresso e das aplicações científicas.

Ao compreender as estruturas, comportamentos e modelos básicos dos átomos, podemos entender melhor as complexidades dos elementos e compostos ao nosso redor.


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Estrutura Atômica

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