Learn 11th Grade Chemistry

Os blocos de construção da matéria são átomos, que se unem para formar moléculas ou compostos. É importante conhecer as partes de um átomo, o que são íons e isótopos e como os átomos se unem.

Os átomos são compostos de três componentes:

• prótons - carga elétrica positiva
• nêutrons - sem carga elétrica
• elétrons - carga elétrica negativa

Prótons e nêutrons formam o núcleo ou centro de cada átomo. Elétrons orbitam o núcleo. Assim, o núcleo de cada átomo possui uma carga líquida positiva, enquanto a porção externa do átomo possui uma carga líquida negativa. Nas reações químicas, os átomos perdem, ganham ou compartilham elétrons. O núcleo não participa de reações químicas comuns, embora o decaimento nuclear e as reações nucleares possam causar alterações no núcleo atômico.

O número de prótons em um átomo determina qual elemento ele é. Cada elemento possui uma ou duas letras

Átomos que carregam uma carga elétrica líquida positiva ou negativa são íons. Por exemplo, se um átomo de hélio perder dois elétrons, ele terá uma carga líquida de +2, que seria escrita He²⁺.

A variação do número de nêutrons em um átomo determina qual isótopo de um elemento que é. Os átomos podem ser escritos com símbolos nucleares para identificar seu isótopo, onde o número de núcleons (prótons mais nêutrons) está listado acima e à esquerda de um símbolo do elemento, com o número de prótons listados abaixo e à esquerda do símbolo. Por exemplo, três isótopos de hidrogênio são:

¹₁H ²₁H ³₁H

Como você sabe que o número de prótons nunca muda para um átomo de um elemento, os isótopos são mais comumente escritos usando o símbolo do elemento e o número de núcleons. Por exemplo, você pode escrever H-1, H-2 e H-3 para os três isótopos de hidrogênio ou U-236 e U-238 para dois isótopos comuns de urânio.

o número atômico de um átomo identifica seu elemento e seu número de prótons. o peso atômico é o número de prótons mais o número de nêutrons de um elemento (porque a massa de elétrons é tão pequena em comparação com a de prótons e nêutrons que, essencialmente, não conta). Às vezes, o peso atômico é chamado massa atômica ou número de massa atômica. O número atômico de hélio é 2. O peso atômico do hélio é 4. Observe que a massa atômica de um elemento na tabela periódica não é um número inteiro. Por exemplo, a massa atômica do hélio é dada como 4,003 em vez de 4. Isso ocorre porque a tabela periódica reflete a abundância natural de isótopos de um elemento. Nos cálculos de química, você usa a massa atômica fornecida na tabela periódica, assumindo que uma amostra de um elemento reflita a faixa natural de isótopos desse elemento.

Os átomos interagem entre si, geralmente formando ligações químicas entre si. Quando dois ou mais átomos se ligam, eles formam uma molécula. Uma molécula pode ser simples, como H₂ou mais complexo, como C₆H₁₂O₆. Os subscritos indicam o número de cada tipo de átomo em uma molécula. O primeiro exemplo descreve uma molécula formada por dois átomos de hidrogênio. O segundo exemplo descreve uma molécula formada por 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrogênio e 6 átomos de oxigênio. Embora você possa escrever os átomos em qualquer ordem, a convenção é escrever primeiro o passado com carga positiva de uma molécula, seguido pela parte com carga negativa da molécula. Assim, o cloreto de sódio é escrito NaCl e não ClNa.

A tabela periódica é uma ferramenta importante em química. Essas notas revisam a tabela periódica, como está organizada e as tendências da tabela periódica.

Em 1869, Dmitri Mendeleev organizou os elementos químicos em uma tabela periódica muito parecida com a que usamos hoje, exceto seus elementos foram ordenados de acordo com o aumento do peso atômico, enquanto a tabela moderna é organizada pelo aumento do peso atômico número. A maneira como os elementos são organizados permite ver tendências nas propriedades dos elementos e prever o comportamento dos elementos nas reações químicas.

Linhas (movendo da esquerda para a direita) são chamadas períodos. Os elementos de um período compartilham o mesmo nível de energia mais alto para um elétron não excitado. Há mais subníveis por nível de energia à medida que o tamanho do átomo aumenta, portanto, há mais elementos em períodos mais abaixo na tabela.

As colunas (movendo-se de cima para baixo) formam a base do elemento grupos. Elementos em grupos compartilham o mesmo número de elétrons de valência ou arranjo externo da camada de elétrons, o que confere aos elementos de um grupo várias propriedades comuns. Exemplos de grupos de elementos são metais alcalinos e gases nobres.

A organização da tabela periódica permite ver rapidamente as tendências nas propriedades dos elementos. As tendências importantes estão relacionadas a um raio atômico, energia de ionização, eletronegatividade e afinidade eletrônica.

• Raio atômico
  O raio atômico reflete o tamanho de um átomo. Raio atômico diminui o movimento da esquerda para a direita através de um período e aumenta a movimentação de cima para baixo abaixo um grupo de elementos. Embora você possa pensar que os átomos simplesmente se tornariam maiores à medida que ganham mais elétrons, os elétrons permanecem em uma concha, enquanto o número crescente de prótons puxa as conchas para mais perto do núcleo. Movendo-se para baixo de um grupo, os elétrons são encontrados mais longe do núcleo em novas camadas de energia, de modo que o tamanho total do átomo aumenta.
• Energia de ionização
  Energia de ionização é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um íon ou átomo no estado gasoso. Energia de ionização aumenta o movimento da esquerda para a direita através de um período e diminui a movimentação de cima para baixo abaixo um grupo.
• Eletro-negatividade
  A eletronegatividade é uma medida de quão facilmente um átomo forma uma ligação química. Quanto maior a eletronegatividade, maior a atração pela ligação de um elétron. Eletro-negatividade diminui a descida de um grupo de elementos. Elementos no lado esquerdo da tabela periódica tendem a ser eletropositivos ou mais propensos a doar um elétron do que aceitar um.
• Afinidade eletrônica
  A afinidade eletrônica reflete a rapidez com que um átomo aceita um elétron. Afinidade eletrônica varia de acordo com o grupo de elementos. Os gases nobres têm afinidades elétricas próximas a zero porque encheram as cartuchas de elétrons. Os halogênios têm alta afinidade com elétrons porque a adição de um elétron dá a um átomo uma camada de elétrons completamente preenchida.

Ligações químicas são fáceis de entender se você tiver em mente as seguintes propriedades de átomos e elétrons:

• Os átomos buscam a configuração mais estável.
• A Regra do Octeto afirma que átomos com 8 elétrons em seu orbital externo serão mais estáveis.
• Os átomos podem compartilhar, dar ou receber elétrons de outros átomos. Estas são formas de ligações químicas.
• As ligações ocorrem entre os elétrons de valência dos átomos, e não os elétrons internos.

Os dois principais tipos de ligações químicas são ligações iônicas e covalentes, mas você deve estar ciente de várias formas de ligação:

• Ligações ionicas
  Ligações ionicas forma quando um átomo pega um elétron de outro átomo. Exemplo: NaCl é formado por uma ligação iônica em que o sódio doa seu elétron de valência ao cloro. O cloro é um halogênio. Todos os halogênios têm 7 elétrons de valência e precisam de mais um para obter um octeto estável. O sódio é um metal alcalino. Todos os metais alcalinos têm 1 elétron de valência, que doam rapidamente para formar uma ligação.
• Obrigações covalentes
  Ligações covalentes forma quando átomos compartilham elétrons. Realmente, a principal diferença é que os elétrons nas ligações iônicas estão mais intimamente associados a um átomo atômico. núcleo ou outro, cujos elétrons em uma ligação covalente têm a mesma probabilidade de orbitar um núcleo como o de outros. Se o elétron está mais intimamente associado a um átomo que o outro, um ligação covalente polar pode formar. Exemplo: ligações covalentes se formam entre hidrogênio e oxigênio na água, H₂O.
• Ligação metálica
  Quando os dois átomos são metais, forma-se uma ligação metálica. A diferença em um metal é que os elétrons podem ser qualquer átomo de metal, não apenas dois átomos em um composto. Exemplo: ligações metálicas são vistas em amostras de metais elementares puros, como ouro ou alumínio, ou ligas, como latão ou bronze.

Você pode estar se perguntando como saber se um vínculo é iônico ou covalente. Você pode observar o posicionamento dos elementos na tabela periódica ou em uma tabela de elementos eletronegatividade prever o tipo de vínculo que se formará. Se os valores da eletronegatividade forem muito diferentes um do outro, uma ligação iônica será formada. Normalmente, o cátion é um metal e o ânion é um não-metal. Se os dois elementos são metais, espere que uma ligação metálica se forme. Se os valores da eletronegatividade forem semelhantes, espere que uma ligação covalente se forme. Os títulos entre dois não-metais são títulos covalentes. Ligações covalentes polares se formam entre elementos que apresentam diferenças intermediárias entre os valores da eletronegatividade.

Para que químicos e outros cientistas se comuniquem, um sistema de nomenclatura ou nomeação foi acordado pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). Você ouvirá os produtos químicos chamados nomes comuns (por exemplo, sal, açúcar e bicarbonato de sódio), mas no laboratório você usaria nomes sistemáticos (por exemplo, cloreto de sódio, sacarose e bicarbonato de sódio). Aqui está uma revisão de alguns pontos-chave sobre a nomenclatura.

Os compostos podem ser constituídos por apenas dois elementos (compostos binários) ou mais de dois elementos. Certas regras se aplicam ao nomear compostos binários:

• Se um dos elementos é um metal, ele é nomeado primeiro.
• Alguns metais podem formar mais de um íon positivo. É comum declarar a carga no íon usando números romanos. Por exemplo, FeCl₂ é cloreto de ferro (II).
• Se o segundo elemento for um não-metal, o nome do composto será o nome do metal seguido por uma haste (abreviação) do nome do não-metal seguido por "ide". Por exemplo, NaCl é chamado cloreto de sódio.
• Para compostos constituídos por dois não-metais, o elemento mais eletropositivo é nomeado primeiro. O radical do segundo elemento é nomeado, seguido por "ide". Um exemplo é o HCl, que é cloreto de hidrogênio.

Além das regras para nomear compostos binários, existem convenções de nomeação adicionais para compostos iônicos:

• Alguns ânions poliatômicos contêm oxigênio. Se um elemento forma dois oxianiões, aquele com menos oxigênio termina em -ite, enquanto o elemento com mais oxigênio termina em -ato. Por exemplo:
  NÃO^2- é nitrito
  NÃO^3- é nitrato