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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Química do Grupo Principal


A química do grupo principal é um campo fundamental dentro da química inorgânica que trata dos elementos encontrados nos grupos 1, 2 e 13-18 da tabela periódica. Esses elementos incluem os metais alcalinos, metais alcalino-terrosos e elementos do bloco p. Compreender esses elementos é importante porque cobrem alguns dos produtos químicos mais abundantes e industrialmente relevantes, como hidrogênio, nitrogênio, oxigênio, flúor e muitos outros.

Grupos principais na tabela periódica

A tabela periódica é dividida em diferentes categorias, e os elementos do grupo principal fazem parte dessas categorias. Vamos olhar esses grupos em mais detalhes:

Grupo 1: Metais alcalinos

Os metais alcalinos incluem lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr). Esses metais são conhecidos por sua alta reatividade e geralmente são encontrados na natureza como compostos em vez de estados elementares puros.

        Exemplo de Reação: 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 ↑

A reação acima descreve o sódio reagindo com a água para formar hidróxido de sódio e gás hidrogênio. Os metais alcalinos perdem um elétron, formando cátions com carga +1.

Grupo 2: Metais alcalino-terrosos

Os metais alcalino-terrosos incluem berílio (Be), magnésio (Mg), cálcio (Ca), estrôncio (Sr), bário (Ba) e rádio (Ra). Esses elementos são um pouco menos reativos do que os metais alcalinos.

        Exemplo de Reação: Ca + 2 H2O → Ca(OH)2 + H2 ↑

Aqui, cálcio reage com a água para formar hidróxido de cálcio e gás hidrogênio. Os metais alcalino-terrosos geralmente perdem dois elétrons, formando cátions com carga +2.

Grupo 13: Grupo do boro

O grupo do boro inclui boro (B), alumínio (Al), gálio (Ga), índio (In) e tálio (Tl). Esses elementos mostram uma mistura interessante de propriedades, pois incluem um metalóide (boro) e metais.

        Exemplo de Propriedade Química: O boro forma redes covalentes, enquanto o alumínio forma ligações metálicas.

Grupo 14: O grupo do carbono

Este grupo é exclusivamente diversificado, com carbono (C), silício (Si), germânio (Ge), estanho (Sn) e chumbo (Pb). O carbono, em particular, é importante para a química orgânica e a vida na Terra.

        Alotropia Comum: O carbono existe como diamante e grafite, com dureza e propriedades elétricas variáveis.

Grupo 15: Grupo do nitrogênio

Composto por nitrogênio (N), fósforo (P), arsênio (As), antimônio (Sb) e bismuto (Bi), os elementos deste grupo variam de não metais a metalóides e metálicos.

        Ciclo do Nitrogênio: N2 + 8H+ + 8e- → 2NH3 + H2 ↑

O nitrogênio é vital para a vida e é um componente principal de proteínas e DNA.

Grupo 16: Grupo do oxigênio

Também conhecido como calcogênios, este grupo inclui oxigênio (O), enxofre (S), selênio (Se), telúrio (Te) e polônio (Po). O oxigênio é necessário para a respiração.

        Reação de Combustão: C + O2 → CO2

O oxigênio ajuda na combustão e está envolvido em muitas reações de oxidação-redução.

Grupo 17: Os halogênios

Os halogênios incluem flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), iodo (I) e astato (At). Esses elementos são altamente reativos, especialmente com os metais alcalinos e alcalino-terrosos.

        Formação de Haletos: 2 Na + Cl2 → 2 NaCl

Os halogênios geralmente ganham um elétron e formam ânions com carga -1.

Grupo 18: Gases nobres

Os gases nobres incluem hélio (He), neônio (Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr), xenônio (Xe) e radônio (Rn). Devido à sua baixa reatividade, esses gases são frequentemente usados em iluminação e soldagem.

        Natureza Inerte: He, Ne e Ar são frequentemente usados em lâmpadas de descarga de gás devido à sua natureza não reativa.

Configuração eletrônica

A configuração eletrônica dos elementos do grupo principal determina sua reatividade química e posição na tabela periódica:

        Exemplo: Lítio tem uma configuração eletrônica de 1s2 2s1, onde a camada de valência é 2s1.

Os elétrons de valência desempenham um papel importante na ligação química e nas reações.

Tendências de reatividade

A reatividade dos elementos do grupo principal varia na tabela periódica. Por exemplo, os metais alcalinos são mais reativos do que os metais alcalino-terrosos. Além disso, a reatividade aumenta descendo no grupo devido ao aumento do tamanho atômico.

Reatividade do grupo com água

Os metais alcalinos reagem vigorosamente com a água:

Metal alcalino + Água → Hidróxido + Gás hidrogênio

No geral, a reatividade aumenta à medida que se move de lítio para frâncio. Essa tendência se deve a menores energias de ionização com o aumento do número atômico.

Os halogênios também têm uma reatividade interessante, especialmente com metais para formar sais haletos:

2 Na + Cl2 → 2 NaCl

Aplicações dos elementos do grupo principal

Os elementos do grupo principal encontram aplicações em diversos campos devido às suas diversas propriedades:

Indústria

O alumínio é utilizado na construção e embalagem devido ao seu baixo peso e resistência. O silício é utilizado em dispositivos semicondutores.

Significado biológico

Elementos como oxigênio e nitrogênio são essenciais para a vida e ajudam em processos como respiração e formação de aminoácidos.

Impacto ambiental

Elementos do grupo principal, como enxofre e nitrogênio, contribuem para fenômenos ambientais como a chuva ácida.

Conclusão

A química do grupo principal forma a espinha dorsal de muitos processos químicos e aplicações. Desde papéis essenciais em sistemas biológicos até importantes usos industriais, compreender a química desses elementos é vital. Pesquisas e descobertas contínuas nesse campo são essenciais para o avanço de aplicações químicas acadêmicas e industriais.


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