Química e nosso universo: como tudo funciona

A química é o estudo de toda a matéria, mas da matéria em uma escala muito particular - a dos átomos e moléculas. O professor Davis começa descrevendo sua abordagem a esse enorme tópico e, em seguida, apresenta a tabela periódica dos elementos, uma das ferramentas conceituais mais poderosas já criadas.

Os químicos têm unidades convenientes para lidar com a matéria em escala atômica. Aprenda a origem e o tamanho relativo do angstrom para medir o comprimento, bem como a unidade de massa atômica, o mol para medir a quantidade e a escala Kelvin para a temperatura.

A luz interage com a matéria de maneiras cruciais. No primeiro de dois segmentos sobre a natureza da luz, acompanhe o debate sobre se a luz é uma onda ou uma partícula, começando na antiguidade. Veja como a teoria das ondas pareceu triunfar no século XIX e levou à descoberta do espectro eletromagnético.

Embora a luz tenha propriedades ondulatórias, ela também se comporta como uma partícula que vem em unidades discretas de energia, denominadas quanta. Saiba como os físicos Max Planck, Albert Einstein e outros criaram uma imagem revolucionária da luz que reconhece sua natureza ondulatória e particulada.

Descasque as camadas do átomo para investigar o que há dentro dele. Observe como os elétrons, prótons e nêutrons estão distribuídos, como eles dão identidade a um átomo e como afetam sua carga elétrica e massa atômica. Descubra o significado de termos como isótopo, ânion e cátion.

Começando com o hidrogênio, veja como os elétrons se organizam dentro do átomo, dependendo de seu estado de energia. Passe do modelo revolucionário do átomo de Niels Bohr para a teoria ainda mais precisa de Erwin Schrödinger. Em seguida, faça um gráfico das diferentes configurações de elétrons em átomos cada vez mais pesados.

Volte à tabela periódica para praticar a previsão das propriedades dos elementos com base em sua estrutura eletrônica. Em seguida, veja o que acontece quando três metais alcalinos diferentes reagem com a água. A teoria prevê uma diferença acentuada no resultado. Existe?

Volte-se para as moléculas, que são grupos de átomos que formam compostos e alguns elementos. Aprenda a calcular a fórmula empírica de uma molécula simples e também sua fórmula molecular, que fornece o número exato de cada tipo de átomo.

Na primeira de uma análise de cinco partes sobre ligações químicas, comece a desvendar o mistério do que une os átomos em moléculas. Investigue como as ligações moleculares refletem a regra do octeto e se enquadram em quatro classes: ligações iônicas, covalentes, covalentes polares e metálicas.

Trabalhando na virada do século XX, o químico Gilbert N. Lewis desenvolveu um método simples para representar o projeto essencial da estrutura de uma molécula. Aprenda a desenhar estruturas de Lewis e use essa técnica para explorar conceitos como carga formal e ressonância.

Vá além das estruturas de Lewis e veja como os átomos em uma molécula estão dispostos em três dimensões. A teoria VSEPR (teoria da repulsão do par de elétrons da camada de valência) oferece aos químicos uma maneira rápida de prever as formas das moléculas com base em algumas suposições básicas.

Conheça um dos pais da química física moderna, Linus Pauling. Ouça sobre sua teoria de hibridização orbital, que resolve algumas das deficiências da teoria VSEPR calculando a média da carga dos elétrons em diferentes orbitais, levando em conta a geometria peculiar de certas moléculas.

Descubra um modelo alternativo de ligação química: a teoria do orbital molecular, desenvolvida por Friedrich Hund e Robert Mulliken. Essa ideia explica mistérios como o motivo pelo qual o oxigênio é paramagnético. Veja uma demonstração da atração do oxigênio por um ímã e, em seguida, use a teoria do orbital molecular para entender por que isso acontece.

Comece seu estudo das reações químicas investigando como os químicos escrevem as reações usando um código altamente sistematizado. Em seguida, o professor Davis apresenta os "quatro grandes" tipos de reações químicas: síntese, decomposição, deslocamento simples e deslocamento duplo. Ele também mostra como fazer a conversão entre medidas em moles e gramas.

A estequiometria pode parecer altamente técnica, mas é simplesmente as proporções relativas nas quais os produtos químicos reagem. Descubra como equilibrar uma equação de reação e aprenda a resolver problemas que envolvem reagentes limitantes, rendimento teórico, rendimento percentual e reações otimizadas.

Considere como os átomos e as moléculas podem criar, consumir e transportar o bem mais vital do universo: a energia. Pratique o cálculo das mudanças de energia nas reações, explore o conceito de entalpia (o conteúdo total de calor de um sistema) e aprenda como os químicos usam um dispositivo chamado calorímetro.

Em 1840, o químico Germain Hess teorizou que a mudança total de calor em uma reação química é igual à soma das mudanças de calor de suas etapas individuais. Estude as implicações desse princípio, conhecido como lei de Hess. No processo, aprenda sobre o calor de formação.

Agora vamos falar sobre a entropia, que é uma medida de desordem. De acordo com a segunda lei da termodinâmica, a entropia de sistemas fechados sempre aumenta. Veja como essa mudança pode ser calculada em reações químicas usando a tabela de entropia absoluta.

Entalpia e entropia são quantidades contrastantes. Entretanto, elas são combinadas na equação de energia livre, descoberta pelo químico J. Willard Gibbs, que prevê se uma reação ocorrerá espontaneamente. Investigue a diferença entre reações endotérmicas (que requerem calor) e exotérmicas (que liberam calor).

Investigue as propriedades físicas que definem as fases mais comuns da matéria: sólidos, líquidos e gases. Em seguida, concentre-se nas forças intermoleculares que controlam qual dessas fases uma substância ocupa. Analise o papel das forças de dispersão de London, das interações dipolo-dipolo e da ligação de hidrogênio.

Pesquise os eventos em nível molecular quando as substâncias se convertem entre as fases sólida, líquida e gasosa. Preste atenção especial ao papel da temperatura e da pressão nessas transições. Familiarize-se com uma poderosa ferramenta de previsão chamada diagrama de fase.

Nesta visão das propriedades dos gases, revise as equações básicas que descrevem seu comportamento. Conheça a história da Lei de Boyle, da Lei de Gay-Lussac, da Lei de Charles e da Lei de Avogadro. Em seguida, use essas quatro expressões para derivar a famosa Lei do Gás Ideal.

Aplique a física dos corpos em movimento às inúmeras partículas que compõem um gás. Observe como a Lei de Graham relaciona a massa das partículas de gás à taxa na qual elas escapam por uma pequena abertura, um processo conhecido como efusão. Veja como essa técnica foi usada para enriquecer urânio para as primeiras armas atômicas.

Agora vamos aos líquidos, que têm um comportamento mais complicado do que os gases. As mesmas forças intermoleculares se aplicam a ambos, mas a uma distância muito menor no caso dos líquidos. Explore as propriedades resultantes, incluindo viscosidade, volatilidade, incompressibilidade e miscibilidade. Considere também as aplicações dessas qualidades.