Graduação
  1. Química Geral  1.1. Introdução à Química  1.2. Estrutura Atômica  1.2.1. Partículas subatômicas  1.2.2. Modelo Atômico  1.2.3. Números quânticos  1.2.4. Configuração Eletrônica  1.2.5. Tendências periódicas  1.2.6. Isótopos e suas aplicações  1.3. Ligação Química  1.3.1. Ligação iônica  1.3.2. Ligações covalentes  1.3.3. Ligação Metálica  1.3.4. Hibridização  1.3.5. Geometria molecular e teoria VSEPR  1.3.6. Polaridade de ligação e momento dipolar  1.4. Estequiometria  1.4.1. Conceito de mol  1.4.2. Fórmula empírica e molecular  1.4.3. Reagente limitante e reagente em excesso  1.4.4. Rendimento Percentual e Pureza  1.4.5. Cálculo de diluição  1.5. Estados da Matéria  1.5.1. Leis dos Gases  1.5.2. Matéria e Forças Intermoleculares  1.5.3. Estruturas Sólidas e Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma e fluido supercrítico  1.6. Reações químicas  1.6.1. Tipos de Reações Químicas  1.6.2. Balanceamento de Equações Químicas  1.6.3. Reações termoquímicas  1.6.4. Perfis de energia de reação  1.7. Soluções e Misturas  1.7.1. Unidades de concentração  1.7.2. Propriedades do síndrome  1.7.3. Solubilidade e Regras de Solubilidade  1.7.4. Lei de Henry e Lei de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partição  1.8. Equilíbrio químico  1.8.1. Lei da ação das massas  1.8.2. Princípio de Le Chatelier  1.8.3. Quociente de reação  1.8.4. Para usar esta calculadora online para Constante de Equilíbrio, insira a Constante de Equilíbrio (Eq.) e pressione o botão calcular. Aqui está como o cálculo da Constante de Equilíbrio pode ser explicado com os valores de entrada fornecidos -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Balanço ácido-base  1.9. Ácidos e bases  1.9.1. Definições de Arrhenius, Brønsted–Lowry e Lewis  1.9.2. pH e pOH  1.9.3. Titulação ácido-base  1.9.4. Solução Tampão  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Ácidos e Bases Polipróticos  1.10. Eletroquímica  1.10.1. reações redox  1.10.2. Células Galvânicas e Eletrolíticas  1.10.3. Equação de Nernst  1.10.4. Eletrolise  1.10.5. Leis de Faraday da eletrólise  1.11. Termodinâmica  1.11.1. Leis da Termodinâmica  1.11.2. Entalpia, entropia e energia livre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidade das reações  1.11.4. Ciclos termodinâmicos (Lei de Hess, Ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. Lei de velocidade e ordem de reação  1.12.2. Energia de Ativação e Catalisador  1.12.3. Teoria das colisões  1.12.4. Mecanismo de reação  1.12.5. Teoria do estado de transição
  2. Química orgânica  2.1. Estrutura e relações  2.1.1. Hybridisation in Carbon Compounds  2.1.2. Ressonância e aromatização  2.1.3. Molecular orbitals  2.1.4. Efeitos indutivo e mesomérico  2.2. Hidrocarbonetos  2.2.1. Hidrocarbonetos  2.2.2. Alquenos  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compostos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos e Conformação  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Álcoois e fenóis  2.3.2. Éteres e epóxidos  2.3.3. Aldeído e cetona  2.3.4. Ácidos carboxílicos e derivados  2.3.5. Amina  2.3.6. Ésteres e amidas  2.3.7. Tióis e Sulfetos  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomerismo em Estereoquímica  2.4.2. Quiralidade e atividade óptica  2.4.3. Análise Estrutural  2.4.4. Diastereômeros e Enantiômeros  2.5.1. Reações de substituição  2.5.2. Reações de eliminação  2.5.3. Reações de Adição  2.5.4. Reações Radicais  2.5.5. Reações de rearranjo  2.5.6. Reações Pericíclicas  2.6. Espectroscopia e análise estrutural  2.6.1. Espectroscopia Infravermelha  2.6.2. Espectroscopia de ressonância magnética nuclear  2.6.3. Espectrometria de Massas  2.6.4. Espectroscopia UV-visível  2.6.5. Cristalografia de raios X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adição e Condensação  2.7.2. Mecanismo de polimerização  2.7.3. Polímero Biodegradável  2.7.4. Polímeros condutores e inteligentes
  3. Química inorgânica  3.1. Química de Coordenação  3.1.1. Ligantes e compostos de coordenação  3.1.2. Teoria do campo cristalino  3.1.3. Teoria do Orbital Molecular em Compostos de Coordenação  3.1.4. Distorsão de Jahn–Teller  3.2. Química do Grupo Principal  3.2.1. Metais alcalinos e alcalino-terrosos  3.2.2. Halogênios e Gases Nobres  3.2.3. Metais de transição e seus complexos  3.2.4. Lantanídeos e Actinídeos  3.3. Química do estado sólido  3.3.1. Redes cristalinas e células unitárias  3.3.2. Defeitos em sólidos  3.3.3. Propriedades elétricas e magnéticas  3.3.4. Supercondutividade  3.4. Química bioinorgânica  3.4.1. Íons metálicos na biologia  3.4.2. Reações enzimáticas com metais  3.4.3. Intoxicação por metais e desintoxicação  3.4.4. Metaloproteínas e Metaloenzimas
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  7. Bioquímica  7.1. Carbohydrates  7.2. Proteínas e enzimas  7.3. Lipídios e membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo e Bioenergética  7.6. Cinética enzimática e mecanismo

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Tendências periódicas


Existem padrões observados nas propriedades dos elementos em diferentes períodos e grupos da tabela periódica. Esses padrões surgem de mudanças regulares e previsíveis na estrutura eletrônica dos átomos. Compreender essas tendências nos ajuda a prever o comportamento dos elementos e é um componente fundamental da química geral. Vamos embarcar em uma jornada sutil através das principais tendências periódicas que incluem raio atômico, energia de ionização, afinidade eletrônica e eletronegatividade.

1. Raio atômico

O raio atômico é definido como a distância do núcleo ao elétron mais externo do átomo. À medida que nos movemos pela tabela periódica, especialmente da esquerda para a direita em um período, o raio atômico diminui. Inversamente, à medida que descemos em um grupo, o raio atômico aumenta. Este padrão pode ser visualizado efetivamente com um exemplo simples:

Explicação:

  1. Atravessando um período: Da esquerda para a direita, os elétrons emparelham na mesma camada ou nível de energia, mas o número de prótons no núcleo também aumenta, o que aproxima mais os elétrons devido ao aumento da carga positiva. Isso resulta em um raio atômico menor.
  2. Descendo o grupo, os elétrons são adicionados a uma nova camada externa, que está mais distante do núcleo do que no período anterior, resultando em um raio atômico maior.

Por exemplo, as tendências no raio atômico podem ser representadas por essas mudanças: 

Li (Lítio) > Be (Berílio) > B (Boro) em ordem decrescente em um período. Li (Lítio) < Na (Sódio) < K (Potássio) em ordem crescente em um grupo.

2. Energia de ionização

Energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um átomo ou íon gasoso. Geralmente, a energia de ionização aumenta em um período e diminui em um grupo. Este conceito é importante porque se relaciona à reatividade e ligação de um elemento. Considere o seguinte exemplo:

Explicação:

  1. Atravessando um período: A energia de ionização aumenta porque os elétrons são mais fortemente atraídos pelo núcleo cada vez mais positivo, tornando-os mais difíceis de remover.
  2. Descendo o grupo: Os elétrons estão localizados mais distantes do núcleo e experimentam mais blindagem, tornando-os mais fáceis de remover, diminuindo assim a energia de ionização.

Por exemplo, considere estas tendências: 

He (Hélio) > Ne (Neônio) > Ar (Argônio) em energia de ionização crescente em períodos. Li (Lítio) < Na (Sódio) < K (Potássio) em energia de ionização decrescente em um grupo.

3. Afinidade eletrônica

Afinidade eletrônica é a mudança de energia que ocorre quando um elétron é adicionado a um átomo neutro. Elementos com maiores afinidades eletrônicas ganham elétrons mais facilmente. Esta mudança de energia fornece uma visão sobre a formação de ânions e é importante no contexto da ligação iônica.

Como a energia de ionização, a afinidade eletrônica também geralmente torna-se mais negativa em um período (refletindo maior afinidade por elétrons) e menos negativa descendo um grupo.

Por exemplo: 

F (Flúor) tem uma afinidade eletrônica mais negativa do que O (Oxigênio), enquanto Cl (Cloro) > F (Flúor) em afinidade eletrônica, mas o Cl está abaixo do F no grupo.

Esta tendência não é tão simples como as outras, porque há um maior número de elétrons e repulsão elétron-elétron em estruturas de subcamada específicas, mas o padrão geral permanece.

4. Eletronegatividade

Eletronegatividade é uma medida da tendência de um átomo para atrair um par de elétrons ligados. Ela desempenha um papel importante na determinação do tipo de ligação formada entre átomos. A eletronegatividade aumenta em um período e diminui em um grupo.

Exemplos notáveis incluem: 

N (Nitrogênio), O (Oxigênio) e F (Flúor) são elementos altamente eletronegativos. Valores de eletronegatividade: Li (0,98) < Be (1,57) < B (2,04) < C (2,55) < N (3,04) < O (3,44) < F (3,98).

Resumo dos conceitos-chave

  • Raio atômico: Diminui em um período e aumenta em um grupo.
  • Energia de ionização: Aumenta em um período e diminui em um grupo.
  • Afinidade eletrônica: Geralmente torna-se mais negativa em um período e menos negativa em um grupo.
  • Eletronegatividade: Aumenta em um período e diminui em um grupo.

Compreender essas tendências é importante para reconhecer como os elementos interagem e se ligam entre si, o que é central para o estudo da química. Essas tendências não são absolutas, mas exceções geralmente ocorrem devido a configurações eletrônicas únicas ou interações elétron-eletrônicas sutis. Ao observar esses padrões gerais e exceções, formamos uma compreensão mais ampla do comportamento e interações dos elementos.

Tal conhecimento essencial não apenas fornece uma visão sobre a natureza fundamental das reações químicas, mas também apoia aplicações avançadas em ciência de materiais, biologia e física. As tendências nas propriedades periódicas refletem princípios mais profundos da mecânica quântica e teoria atômica, que são cobertos detalhadamente em cursos de química mais avançados.


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