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
  4. Química física  4.1. Química Quântica  4.1.1. Dualidade onda-partícula  4.1.2. Equação de Schrödinger  4.1.3. Números Quânticos e Orbitais  4.1.4. Espectroscopia atômica e molecular  4.2. Mecânica estatística  4.2.1. Distribuição de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funções de partição  4.2.3. Estatísticas de Bose–Einstein e Fermi–Dirac  4.3. Termodinâmica Química  4.3.1. Energia Livre de Gibbs  4.3.2. Transição de fase  4.3.3. Eficiência termodinâmica  4.4. Química de superfícies  4.4.1. Absorção e Catálise  4.4.2. Coloides e Emulsões
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clássicos  5.1.1. Análise Gravimétrica  5.1.2. titritrimetria  5.2. Métodos instrumentais  5.2.1. Cromatografia  5.2.2. Espectroscopia  5.2.3. Métodos Eletroanalíticos  5.2.4. Difração de raios X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Princípios de engenharia química  6.3. Química Verde  6.4. Produtos Farmacêuticos e Síntese de Medicamentos
  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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Estrutura Atômica


Compreender a estrutura dos átomos é vital para o estudo da química. Os átomos são os blocos básicos da matéria, e sua estrutura determina as propriedades dos elementos e compostos que formam. Nesta lição, exploraremos os componentes dos átomos, os desenvolvimentos históricos que levaram à nossa compreensão atual e os papéis das partículas subatômicas.

Introdução aos átomos

Um átomo é a menor unidade de um elemento que retém as propriedades químicas desse elemento. Os átomos são compostos por três tipos principais de partículas: prótons, nêutrons e elétrons. Aqui está uma representação simplificada de um átomo:

        ----------------------
        | Átomo             |
        |                   |
        | Núcleo:           |
        | - Prótons (p⁺)    |
        | - Nêutrons (n⁰)   |
        |                   |
        | Elétrons (e⁻)     |
        | orbitando núcleo  |
        ----------------------

Partículas subatômicas

Próton

Os prótons são partículas com carga positiva localizadas no núcleo de um átomo. O número de prótons no núcleo determina o número atômico e, subsequentemente, a identidade do elemento. Por exemplo:

  • Hidrogênio tem um próton: Número Atômico = 1
  • Hélio tem dois prótons: Número Atômico = 2
  • Carbono tem seis prótons: Número Atômico = 6
  • Oxigênio tem oito prótons: Número Atômico = 8

Nêutron

Os nêutrons são partículas neutras localizadas no núcleo junto com os prótons. Eles não têm carga, e sua função principal é adicionar massa ao átomo e ajudar a estabilizar o núcleo. Os nêutrons e prótons juntos compõem o número de massa do átomo. O número de massa é expresso como:

        Número de Massa = Número de Prótons + Número de Nêutrons

Elétrons

Os elétrons são partículas com carga negativa que orbitam o núcleo. O número de elétrons em um átomo é igual ao número de prótons em um átomo neutro. Os elétrons afetam as propriedades químicas de um átomo, especialmente sua capacidade de formar ligações com outros átomos. A distribuição de elétrons em um átomo é organizada em níveis de energia ou camadas.

Perspectiva histórica da teoria atômica

O conceito de átomo evoluiu consideravelmente ao longo dos séculos com contribuições de muitos cientistas. Alguns dos principais desenvolvimentos são listados abaixo:

Demócrito (c. 400 a.C.)

Demócrito propôs que a matéria era composta de partículas minúsculas e indivisíveis chamadas "átomos", que significa indivisível. No entanto, essa ideia inicial carecia de evidências experimentais.

John Dalton (1803)

John Dalton apresentou a primeira teoria atômica moderna, na qual propôs que os átomos são partículas indivisíveis que têm diferentes tipos dependendo da identidade do elemento. Suas teorias são as seguintes:

  • Elementos são compostos por partículas minúsculas e indivisíveis chamadas átomos.
  • Todos os átomos de um dado elemento são semelhantes, mas diferentes dos átomos de outros elementos.
  • Os átomos não podem ser criados nem destruídos em processos químicos.

JJ Thomson (1897)

Thomson descobriu o elétron usando experimentos com raios catódicos. Ele propôs o "modelo do pudim de passas", que sugeria que os átomos eram esferas de carga positiva com elétrons embutidos nelas.

Ernest Rutherford (1911)

O experimento da folha de ouro de Rutherford demonstrou que os átomos consistem em um núcleo denso e positivamente carregado cercado por elétrons, o que levou ao modelo planetário do átomo. Isso mostrou que a maior parte do átomo é espaço vazio.

Niels Bohr (1913)

Bohr refinou o modelo atômico propondo que os elétrons viajam em órbitas discretas ao redor do núcleo, e que os elétrons podem saltar entre essas órbitas com níveis de energia quantizados.

        Transições Eletrônicas: n=3 ---> n=2 (Energia emitida como fóton)

Modelo mecânico quântico

O modelo atual do átomo é baseado na mecânica quântica, que fornece uma visão probabilística do estado do elétron dentro de nuvens ou orbitais eletrônicos. Este modelo é apoiado por funções de onda que definem a probabilidade da posição do elétron.

Núcleo nuvem de elétrons

O papel dos elétrons nas ligações químicas

A interação dos elétrons facilita a ligação química. A configuração eletrônica determina a maneira como um átomo pode se ligar a outros átomos:

Elétrons de valência

Os elétrons de valência são os elétrons mais externos em um átomo e são importantes na formação de ligações químicas. Os átomos alcançam configurações estáveis (geralmente como os gases nobres) através desses elétrons. Por exemplo:

  • Sódio (Na): 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ - 1 elétron de valência
  • Cloro (Cl): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ - 7 elétrons de valência
  • Neônio (Ne): 1s² 2s² 2p⁶ - 8 elétrons de valência (octeto)

Os átomos geralmente formam ligações covalentes ou iônicas para alcançar uma configuração eletrônica estável:

  • Ligações iônicas: Geralmente formadas entre metais e não-metais. Os elétrons são transferidos, formando íons carregados que se atraem mutuamente.
  • Ligações covalentes: Geralmente formadas entre não-metais. Os elétrons são compartilhados entre os átomos para alcançar estabilidade.

Isótopos e massa atômica

Isótopos são diferentes formas de um elemento que possuem o mesmo número de prótons, mas diferentes números de nêutrons. Isso resulta em diferentes números de massa, mantendo as propriedades químicas:

  • Carbono-12 (C-12): 6 prótons, 6 nêutrons
  • Carbono-14 (C-14): 6 prótons, 8 nêutrons

A massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas de seus isótopos. A fórmula para massa atômica média é:

        Massa Atômica = Σ (Fração do Isótopo × Massa do Isótopo)

Conclusão

O estudo da estrutura atômica é uma pedra angular da química, permitindo uma compreensão mais profunda das propriedades e comportamentos dos elementos. Os modelos de estrutura atômica evoluíram ao longo do tempo, com o modelo mecânico quântico fornecendo a descrição mais precisa do comportamento atômico. Compreender as partículas subatômicas e suas interações ajuda a entender a ligação química, o comportamento dos isótopos e a massa atômica, que são importantes em todas as áreas da química.


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