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Pré-átomo
A espectroscopia é a parte da química e física que estuda a emissão de luz pela matéria. A Radiação eletromagnética é formada por ondas, ou seja, movimentos oscilatórios que passa por determinados pontos que ficam positivos e negativos, chamamos esses pontos de crista e vale. Com isso conseguimos determinar a amplitude da onda, ja para determinar o comprimento de onda devemos olhar para o intervalo entre a crista e o vale. Por fim temos a sua frequência que é o numero de oscilações da onda por um terminado período.

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A imagem acima mostra um espectro eletromagnético com destacando e o comprimento de onda visível ao olho humano onde é possível enxergar as cores. É possível notar que no espectro a outras faixas bastante conhecidas como, Gamma, raios-x, ultravioleta, infravermelho e rádio. Essas faixas são caracterizados de acordo com o seu comprimento de onda. Vale destacar que quanto menor o comprimento de onda, maior a frequência e vice-versa.

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Espectro contínuo se da quando a luz passa pelo prisma e não há nenhuma falha nas cores.
Espectro não contínuo já lida com os elétrons serem quantizados, ou seja, eles so podem ter uma certa quantidade de energia, e so poderão mudar de nível se absorver energia.

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equação de Rydberg é utilizada em física atômica para determinar todo o espectro da luz emitida pelo hidrogênio, posteriormente estendida para uso com qualquer elemento pelo uso do princípio de combinação de Rydberg-Ritz.

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Corpo negro é quando um corpo passa a emitir luz quando aquecido a um temperatura especifica.

Planck assumiu que a energia das ondas eletromagnéticas emitidas pelo corpo negro deveria ser quantizada, isto é, deveria apresentar valores mínimos, como pequenos “pacotes” ou quanta de energia. Cada “pacote” de energia emitida por um corpo negro deveria ser um múltiplo inteiro de um valor mínimo, igual a  6,63.10⁻³⁴ m².kg/s. Atualmente esses pacotes de energia são chamados de fótons.

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O efeito fotoelétrico acontece quando os fótons(''pacotes de energia'') que incidem sobre um material apresentam certa energia capaz de arrancar os elétrons desse material.

Este estudo foi responsável por mostrar que a luz podia se comportar como onda e como partícula, o que chamamos de dualidade.

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É impossível terminar ao mesmo tempo a posição e a velocidade do elétron.

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Essa equação permite calcular a região de maior probabilidade de se encontrar um elétron. Chamamos essa região de Orbital.

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A imagem representam os orbitais s, p, d e f assim como as suas possíveis direções.

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Usando os Orbitais, configuração eletrônica e números quânticos, é possível representar os elementos e organizar a tabela periódica.

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Diagrama de Pauling ou Diagrama de Distribuição Eletrônica consiste num modelo que auxilia na configuração dos elétrons dos átomos e dos íons através de subníveis de energia. Este método é usado na Química para determinar algumas características dos átomos.

O Diagrama de Pauling ajuda a traçar algumas propriedades dos átomos, como o número de camadas preenchidas por elétrons e o número de camadas de elétrons que o átomo possui, por exemplo.

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Crescimento do Raio Atômico na tabela periódica.

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O raio atômico pode ser definido como a metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos de um mesmo elemento.

De cima para baixo vai aumentando o número de camadas eletrônicas. Por exemplo, na família 1, o hidrogênio possui uma camada, o lítio possui duas camadas, o sódio possui três camadas e assim sucessivamente. Nesse sentido, aumenta também o número atômico e, por isso, o raio do átomo também aumenta.

Da esquerda para a direita a quantidade de elétrons na camada de valência (camada mais externa ao núcleo) vai aumentando e todos possuem a mesma quantidade de camadas. Por exemplo, o potássio (K) possui quatro camadas eletrônicas e dezenove elétrons, o cálcio (Ca) possui também quatro camadas eletrônicas, mas apresenta vinte elétrons, o escândio (Sc) também possui quatro camadas eletrônicas, mas possui 21 elétrons, e assim por diante. Quando a quantidade de elétrons aumenta, a sua atração pelo núcleo, que é positivo, também aumenta. Assim, nesse sentido, em razão da atração entre o núcleo e a camada de valência, há uma contração do átomo, o que causa a diminuição do raio atômico. É por isso que o átomo cresce no sentido contrário: da direita para a esquerda.

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O raio atômico (r) é a metade da distância (d) entre dois núcleos de átomos vizinhos

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Crescimento da energia de ionização na tabela periódica.

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A energia de ionização é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo ou íon no estado gasoso.  A primeira energia de ionização é sempre menor que a segunda energia de ionização e assim sucessivamente. Isso acontece porque, no primeiro caso, o elétron está na camada mais externa ao núcleo e, como está mais longe dos prótons, a atração entre eles é menor, sendo mais fácil retirar o elétron.

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A afinidade eletrônica é uma propriedade que estuda a energia liberada por um átomo ao receber um elétron. A afinidade eletrônica é uma propriedade extremamente difícil de ser medida. Muitos elementos não apresentam o valor dela definido experimentalmente e, em alguns casos, essa propriedade é teórica ou foi calculada em função do número atômico. Em outros casos, ela é simplesmente ignorada, como no caso dos gases nobres, que apresentam orbitais completos (ns² np⁶) na camada de valência e são muito estáveis.

Existem casos em que o valor da afinidade eletrônica é negativo, o que significa que, ao receber um segundo elétron, o átomo absorve energia, e não a libera (isso ocorre principalmente quando o átomo tornou-se um ânion após receber um primeiro elétron).

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Exemplo do Ciclo de Born-Haber para o NaCl.

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Max Born e Fritz Haber propuseram o Ciclo de Born-Haber com o intuito de determinar a energia reticular de alguns cristais a partir de um determinado mecanismo.

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Trata-se da capacidade que um cátion possui de distorcer a nuvem eletrônica do ânion. Nesse sentido, essa capacidade cresce com o aumento da densidade eletrônica do cátion. Portanto, um aumento da carga e uma diminuição do raio implicam aumento do poder polarizante.

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Valores da eletronegatividade dos elementos

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É uma propriedade que nos mostra a tendência do átomo para atrair elétrons, mas para que isso aconteça é necessário que o átomo esteja realizando uma ligação covalente, ou seja, compartilhando elétrons. O que vai determinar isso é a capacidade do núcleo para atrair elétrons vizinhos, com isso adentramos na regra do octeto.

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Caráter Metálico(eletropositividade) é a tendência do átomo de ceder elétrons, o nome se da pelo fato dos metais serem os elementos mais eletropositivos .

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Camada de valência de acordo com a Família da Tabela periódica 

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Se refere a camada mais externa de um átomo, ou também último nível mais energético. Ela também pode indicar a quantidade de ligações químicas que o elemento faz para ficar estável.

Quando o elemento realiza uma ligação iônica, perdendo um ou mais elétrons, tornando-se um cátion (íon positivo), ou ganhando elétrons e tornando-se um ânion (íon negativo), a valência é chamada de eletrovalência, sendo a carga elétrica do íon. Por exemplo, o sódio tem a tendência de fazer somente uma ligação, por isso sua valência é igual a 1. Mas quando ele perde um elétron e torna-se o cátion Na⁺¹, diz-se que sua eletrovalência é a +1.

Alguns elementos, porém, possuem valência variável. Um exemplo é o fósforo (P) que pode apresentar valências 3 e 5 em diferentes compostos.

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O potencial padrão de eletrodo, denotado como Eo, E⁰ ou EO é a medida do potencial individual de um eletrodo reversível (em equilíbrio) no estado padrão, no qual as espécies eletroativas estão a uma concentração de 1 mol/kg, e gases a uma pressão de 1 bar.

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Eletrodo Padrão de hidrogênio - Com Animação

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Nomenclatura de Compostos Inorgânicos: Cátions

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Nomenclatura de Compostos Inorgânicos: Cátions

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Os cátions podem ser monoatômicos, quando formados por um só átomo, ou poliatômicos, quando formados por mais de um átomo. A nomenclatura dos cátions monoatômicos é a própria nomenclatura do elemento precedido pela palavra “íon”.

Quando um elemento formar cátions monovalentes com diferentes estados de oxidação, a nomenclatura dos íons terá o estado de oxidação do elemento é indicado por meio de um número em algarismos romanos entre parênteses e sem espaço após o seu nome.

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Nomenclatura de Compostos Inorgânicos: Ânions 

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Nomenclatura de Compostos Inorgânicos: Ânions 

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Para nomear ânions monoatômicos, devemos acrescentar o sufixo -eto ou -ido ao nome do elemento precedido pela palavra “íon”, exemplos:

F- → íon fluoreto

Cl- → íon cloreto

Br- → íon brometo

Para nomear ânions poliatômicos, a primeira forma é usando os sufixos -eto e -ido como se fossem monoatômicos, exemplos:

CN- → íon cianeto

S₂ 2- → íon dissulfeto

I₃- → íon triiodeto

A segunda forma de nomear ânions poliatômicos é aplicada para os oxiânions, provenientes de oxoácidos. Quando o átomo central formar apenas um ânion comum, utilizamos o sufixo -ato, exemplos:

CO₃ 2- → íon carbonato

SiO₄ 4- → íon silicato

Os sufixos -ito e -ato devem ser usados para diferenciar dois oxiânions que tenham o mesmo átomo central, mas com diferentes estados de oxidação, sendo que, para o maior -ato e o menor -ito, exemplos:

NO₂- → íon nitrito

SO₃ 2- → íon sulfito

AsO₃ 3- → íon arsenito

NO₃- → íon nitrato

SO₄ 2- → íon sulfato

AsO₄ 3- → íon arsenato

Quando tivermos quatro estados de oxidação diferentes, utilizamos o prefixo hipo- para indicar o menor estado de oxidação e o prefixo per- para indicar o maior estado de oxidação, exemplos:

ClO⁻→ estado de oxidação +1 → íon hipoclorito

ClO₂⁻→ estado de oxidação +3 → íon clorito

ClO₃⁻→ estado de oxidação +5 → íon clorato

ClO₄⁻→ estado de oxidação +7 → íon perclorato

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Nomenclatura de Compostos Inorgânicos: Bases

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Nomenclatura de Compostos Inorgânicos: Bases

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A nomenclatura desses compostos baseia-se nessa sua formação, em que sempre se escreve primeiro “hidróxido de” seguido do nome do cátion, exemplos:

NaOH: Hidróxido de sódio

Ca(OH)₂: Hidróxido de cálcio

Al(OH)₃: Hidróxido de Alumínio

Quando apresentarem mais de uma eletrovalência, devemos representa-la com o número da carga em algarismo romano, exemplo:

Fe(OH)₂: Hidróxido de ferro II

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Nomenclatura de Compostos Inorgânicos: Sais

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Nomenclatura de Compostos Inorgânicos: Sais

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Ácido + Base       →      Sal + Água
2 HCl(aq) + NaOH(aq)→ NaCl 2(aq) + 2 H₂O(l)
Ácido          Hidróxido
clorídrico   de sódio

O ânion do ácido lhe confere o nome “clorídrico”, assim, para dar o nome ao sal, vamos substituir a terminação “ídrico” por “eto”, ficando cloreto. Assim, temos:

Nome do ânion + de + nome do cátion
NaCl = Cloreto de sódio

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Nomenclatura de Compostos Inorgânicos: Ácidos

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Nomenclatura de Compostos Inorgânicos: Ácidos

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Nomenclatura de Compostos Inorgânicos: Óxidos

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Nomenclatura de Compostos Inorgânicos: Óxidos

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O hidrogênio é o elemento químico de menor massa e menor número atômico que se tem conhecimento até hoje, e apesar de estar na família 1A(metais alcalinos) na tabela periódica, ele não apresenta características físicas e químicas semelhantes aos elementos dessa família.

Ele apresenta 3 isótopos sendo eles o prótio (1H1), deutério (1H2) e o trítio (1H3); Possui apenas um nível eletrônico 1s¹.

A estabilidade do átomo de hidrogênio é alcançada quando ele recebe um elétron na camada de valência (a camada mais externa de um átomo). Em ligações iônicas, o hidrogênio interage exclusivamente com um metal, ganhando um elétron dele. Já em ligações covalentes, o hidrogênio compartilha seu elétron com um ametal ou com ele mesmo, formando ligações simples.

Ele é o elemento mais abundante do universo devido a sua simplicidade, no ar atmosférico, está presente no formato gasoso, representado pela forma molecular H2, que se forma através da ligação covalente entre dois átomos de hidrogênio. Na terra não é possível encontrar na sua forma pura, mas sim os seus derivados e com isso realizar a sua extração, algumas fontes de H são:

Gás natural

Etanol

Metanol

Água

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O hidrogênio molecular possui grande afinidade química com diversos compostos. Essa propriedade diz respeito à capacidade que uma substância tem de reagir com a outra, pois mesmo se duas ou mais substâncias forem colocadas em contato, mas não houver afinidade entre elas, não ocorrerá a reação. Desse modo, ele participa de reações como hidrogenação, combustão e simples troca.

Algumas de suas características são:

Em temperatura ambiente, é sempre encontrado no estado gasoso;

É um gás inflamável;

Seu ponto de fusão é de -259,2°C;

Seu ponto de ebulição é de -252,9°C;

Possui massa molar igual a 2 g/mol, sendo o gás mais leve;

Apresenta uma ligação covalente sigma, tipo s-s, entre os dois átomos de hidrogênio envolvidos;

Entre os átomos, existe compartilhamento de dois elétrons;

Possui geometria molecular do tipo linear;

Suas moléculas são apolares;

Suas moléculas interagem por meio de forças dipolo induzido

O meio para se obter o H2 pode ser tanto físico como químico, tal como a liquefação fracionada do ar atmosférico em seguida a destilação fracionada. Já por meios químicos podemos citar a eletrólise, simples troca e hidratação do carvão coque.

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Hidretos são compostos binários(composto químico que contém dois elementos diferentes) que apresentam o hidrogênio como elemento mais eletronegativo. Na constituição de um hidreto, o elemento que acompanha o H, pode ser de varias naturezas distintas como, metal, semimetal e ametal. Isso nos trás a 3 classificações dos hidretos:

Hidretos iônicos: São aqueles que apresentam metais, mas somente da família IA e IIA.

Hidretos intersticiais: São os que o hidrogênio está ligado a metais de transição.

Hidretos moleculares: são hidretos que apresentam semimetais, ametais e metais (que não são das famílias IA, IIA e de transição).

A sua nomenclatura é bem simples e direta, Hidreto + de + nome do elemento, exemplos:

AlH₃ – Hidreto de Alumínio

MgH2 – Hidreto de Magnésio

KH – Hidreto de Potássio

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Ácidos e Bases para Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis

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Ácidos e Bases para Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis

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Video que usei pra tentar entender esse conteúdo mas mesmo assim não consegui

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Teorias Ácido-Base - Arrheinus, Bronsted-Lowry e Lewis com prof. Guilherme Vargas

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O bloco S, representado na tabela pelo família IA em que os elementos vão terminar a sua configuração eletrônica com um elétron no orbital s¹e IIA onde será s².

A abundância dos metais dos grupos 1 e 2 na crosta terrestre segue uma variação ampla, desde o cálcio (o quinto metal mais abundante), sódio (o sexto), magnésio (o sétimo) e potássio (oitavo) até os metais relativamente raros, como berílio e césio.

Os metais mais baratos (lítio, sódio, potássio e cálcio) são normalmente utilizados como poderosos agentes redutores para reações químicas em solventes não-aquosos. Os NOX característicos dos elementos do bloco s são os mesmos dos números de seus grupos: +1 para os metais alcalinos(IA) e +2 para os alcalinos terrosos(IIA).

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O bloco p é formado pelos grupos 13, 14, 15, 16 e 17, o hélio, que está no topo da coluna 8A, não está incluído no bloco p. É também o lar dos halogênios muito reativos (coluna 7A), dos gases nobres não reativos (coluna 8A). Os elementos do bloco P são unificados pelo fato de seus elétrons de valência (elétrons mais externos) estarem no orbital p. O orbital p consiste em seis formas lobuladas saindo de um ponto central em ângulos uniformemente espaçados. O orbital p pode conter no máximo seis elétrons, daí porque existem seis colunas no bloco p. Os elementos na coluna 3A, a primeira coluna do bloco p, têm um elétron de valência. Os elementos da coluna 4A, a segunda coluna do bloco p, têm dois elétrons de valência. A tendência continua assim até chegarmos à coluna 8A, que tem seis elétrons de valência.

Os metais do bloco P têm características clássicas do metal: são brilhantes, bons condutores de calor e eletricidade e perdem elétrons facilmente. Geralmente, esses metais têm altos pontos de fusão e reagem prontamente com não metais para formar compostos iônicos. Os compostos iônicos se formam quando um íon metálico positivo se liga a um íon não metálico negativo. A maioria dos elementos do bloco p são não metálicos. Esses elementos geralmente têm pontos de ebulição baixos, são maus condutores e não perdem elétrons facilmente. Alguns não metais são sólidos à temperatura ambiente, enquanto outros são gases. Um não-metal do bloco p, o bromo, é um líquido à temperatura ambiente.

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O bloco D é composto por elementos de transição. os metais de transição podem ser definidos como aqueles elementos que tem camadas eletrônicas d e f parcialmente preenchidos em algum de seus estados de oxidação. Todos os metais de transição são metais típicos, praticamente todos muito duros, todos com alto ponto de fusão e bons condutores de calor e eletricidade. Todos formam ligas uns com os outros e com outros metais, a maioria sendo eletro positiva o suficiente para serem dissolvidos por ácidos minerais, embora alguns não sejam afetados por ácidos simples, e, com raras exceções, todos possuem vários estados de oxidação possíveis. Seus íons e compostos são todos coloridos em pelo menos um, se não em todos os estados de oxidação. Dentro dessa ampla definição, dividem-se os metais de transição em três séries: o grupo principal, ou elementos do bloco d, que inclui só aqueles elementos que tem orbitais d parcialmente preenchidos, os elementos lantanídeos e os elementos actinídeos.

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O bloco F contém os elementos da tabela periódica entre os números atômicos 57 - 70 e 89 - 102, que são metais de transição. Transição se refere à capacidade de um elemento de perder e ganhar elétrons. A maioria dos elementos da tabela periódica pode fazer isso, mas não tão prontamente quanto os metais de transição.

Os números atômicos 58 - 70 são os elementos dos metais de transição da série dos lantanídeos . Esses elementos que ocorrem naturalmente são geralmente encontrados agrupados e são muito raros, portanto, são chamados de elementos de terras raras . Suas estruturas atômicas são semelhantes entre si e cada uma contém elétrons suficientes com energia suficiente para ocupar o orbital f da 4ª camada.

Os números atômicos 89 - 102 são metais de transição da série dos actinídeos . Há um elemento que caracteriza todos os outros elementos desta série com os quais você deve estar familiarizado: plutônio. Todos os elementos desta série são radioativos e todos, exceto três, são feitos pelo homem. As estruturas atômicas desses elementos também contêm elétrons com energia suficiente para ocupar também o orbital f, mas na 5ª camada da série.

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Compostos de coordenação ou complexos se trata de moléculas formadas por ácidos de lewis(recebem elétrons) que se ligam com uma base de lewis(doam elétrons). A primeira teoria acerca dos compostos de coordenação foi publicada por Alfred Werner.

Nos compostos de coordenação temos um átomo central de metal ou íon metálico atuando como ácido de Lewis, rodeado por íons ou moléculas, chamados de ligantes, que são bases de Lewis. Os compostos de coordenação podem ser eletricamente neutro, como é o caso do Ni(CO)₄, ou apresentar carga como por exemplo, [Co(NH₃)₆)]³⁺. Os ligantes podem ser neutros (moléculas) ou íons e a ligação que se estabelece entre eles e o átomo central é chamada de coordenada ou ligação covalente. Alguns exemplos de complexos formados por ligante neutro, são os com amônia (NH₃) como o [Co(NH₃)₆]³⁺ ou com monóxido de carbono (CO), como o Ni(CO)₄. Outros tipos de ligantes neutros são monóxido de nitrogênio (NO), nitrogênio (N₂) e hidrogênio (H₂).

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Os Orbitais D diferem entre si, e podem ser divididos em 2 grupos:

os 3 orbitais t2g em que os lóbulos ficam entre os eixos x, y, z.

Dois orbitais eg eles se encontram sobre os eixos cartesianos

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Teorias para a formação de Compostos de Coordenação

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Teorias para a formação de Compostos de Coordenação

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basicamente elas são três, a teoria da ligação de valência que  parte da ideia de que o ligante deve ter um par de elétrons livres e o metal um orbital vazio de energia adequada para formar a ligação, teoria do campo cristalino  parte da ideia de que o ligante deve ter um par de elétrons livres e o metal um orbital vazio de energia adequada para formar a ligação e teoria do orbital molecular.