Quimica aplicada AVA 0 1

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<p>Quimica aplicada AVA</p><p>O número de massa é dado por:</p><p>Numero de massa(A) = Número de Protons (Z) + Numero de Eletrons.</p><p>O número de neutros e o numero de massa deve ser um número interno positivo.</p><p>Isotopos:</p><p>Os átomos de um determinado elemento nem sempre tem a mesma massa. Na verdade a maioria dos elementos possui dois ou mais isótopos que são átomos que possui o mesmo número atômico(Z), mas número de massa(A) distintos.</p><p>Existem três tipos de isótopos de hidrogênio: hidrogênio, deutério e trítio.</p><p>Hidrogenio: 1 proton e 0 nêutron.</p><p>Deutério: 1 proton e 1 neutron. Todos são do mesmo elemento de Trítio: 1 proton 2 neutrons. hidrogênio.</p><p>Radiação eletromagnética:</p><p>Produzida por campos elétricos e magnéticos, sabemos que atravessa o vácuo a uma velocidade de 3x108m/s. é definida pelo 1hertz (1hz 1s-1)</p><p>Lei de Stefan-Bolzman</p><p>(T) temperatura absoluta Kelvin.</p><p>(constante) 5.67x10-8 M-2, K-4 representado em watts (W=1 J S-1).</p><p>Onde C2 é o valor experimental de 1.44x10-2km.</p><p>Onde h é a constante Planck 6.626x10-34J.s.</p><p>Fotons:</p><p>Fotos são entendidos como um pacote de energia que pode ser definido pela formula E=hv.</p><p>Efeito fotoelétrico: consiste na emissão de elétrons por algum material que é iluminado por radiações eletromagnéticas de frequências específicas.</p><p>COMPRIMENTO DE UMA ONDA:</p><p>Principio da incerteza de heinsenbarg:</p><p>Calculo para variação do nível de energia dos fótons:</p><p>AE=Asuperior - Einferior= resposta.</p><p>Para determinar os níveis de energia de um eletron em um átomo de hidrogênio é preciso resolver a equação de Schrodinger:</p><p>Expressão para ions com 1(um) eletron onde R equivale à 3.29x1015Hz.</p><p>Sendo assim, quanto maior o número atômico, mais forte- mente o elétron estará conectado ao núcleo. Paralelamente, o número quântico principal, n, indica os níveis de energia (n = 1 para o primeiro e mais negativo nível; n = 2 para o segundo, e assim sucessivamente). O nível de energia mais baixo de um elétron em um átomo de hidrogênio corresponde a n = 1, por exemplo. Este estado de energia mais baixo possível é chamado de estado fundamental do átomo, com a variação entre a energia fundamental e o estado ionizado sendo equivalente à energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro.</p><p>os orbitais/nuvem de elétrons são regiões do átomos onde a capacidade de se achar elétrons é máxima.</p><p>regras gerais para determinação configuração eletronica de um elemento em estado fundamental:</p><p>1. Os elétrons se situam nas posições com a menor energia possível.</p><p>2. Cada orbital pode acumular no máximo dois elétrons pelo principio de exclusão do Pauli.</p><p>3. Os eletrons não emparelham um orbital degenerado(orbital de igual energia) se um orbital vazio estiver disponível, já que orbitais de energia diferentes se repelem.</p><p>4. Os orbitais devem ser preenchidos na ordem das figuras abaixo:</p><p>5. A próxima imagem fornece uma maneira simples de lembrar a ordem correta dos orbitais.</p><p>Raio atômico:</p><p>Pode ser definido como metade da distância dos núcleos de átomos vizinhos, no caso de um elemento não metal ou um metaloide, pode-se utilizar a distância entre os núcleos de átomos unidos por uma ligação química, também conhecido como raio coavalente do elemento.</p><p>Se o elemento for um gás nobre podemos utilizar o raio de Van de Waals, que representa metade da distância do centro entre dois átomos vizinhos de uma amostra de gás solido.</p><p>Energia de ionização:</p><p>É a energia mínima necessária para remover um eletron de um átomo na fase gasosa. Em geral, a primeira energia de lonização (11) se refere à energia necessária para a remoção de um elétron de um átomo neu- tro, ao passo que a segunda energia de ionização (12) seria a energia aplicada na remoção de um elétron de um cation com carga unitária; sendo ambos na fase gasosa.</p><p>Com poucas exceções, a primeira energia de ionização au- menta da esquerda para a direita e diminui quando considera valo- res mais baixos no início do período seguinte (Figura 14). De forma geral, os elementos com energias de ionização altas não formam cá- tions facilmente, além de não conduzirem bem a eletricidade.</p><p>Tabela periódica moderna:</p><p>Os elementos são organizados por números atômicos, sendo as linhas horizontais definidas como período e as colunas verticais definidos como grupos/famílias. Os elementos de um mesmo grupo tendem a ter propriedades físicas e químicas semelhantes.</p><p>Em geral os elementos podem ser categorizados como metais, não metais e metaloides.</p><p>Metais: bom condutor de calor e eletricidade.</p><p>Não metal: geralmente é um mal condutor de calor e eletricidade.</p><p>Metaloide: propriedades intermediarias entre metais e não metais.</p><p>Ligações químicas: podem ser definidas pela ligação entre dois átomos existindo três tipos: ligações iônicas, metálicas e coavalentes.</p><p>Ligação iônica: é o resultado da força eletroestática entre os íons de cargas e sinais contrários. A formação de íons ocorre da transferência de um ou mais elétrons de um átomo para outro.</p><p>Ligação metálica: é basicamente a ligação de vários cátions que são mantidos em um mar de elétrons, que estão relativamente livres para se moverem pela estrutura do metal. As ligações metálicas são encontradas em metais como cobre, ferro e etc..</p><p>Ligação coavalente: resultado do compartilhamento de elétrons entre dois átomos.</p><p>Ultima pag ate agora 53 inicio.</p><p>image6.jpeg</p><p>image7.png</p><p>image8.jpeg</p><p>image9.jpeg</p><p>image10.png</p><p>image11.jpeg</p><p>image12.jpeg</p><p>image13.jpeg</p><p>image14.png</p><p>image1.jpeg</p><p>image2.png</p><p>image3.png</p><p>image4.png</p><p>image5.jpeg</p>