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Química Geral

Classificação da Matéria

Substâncias: a classificação das diferentes substâncias é feita de acordo com sua composição.

Substância pura: apresenta propriedades químicas e físicas próprias. As substâncias puras podem ser classificadas em:

a) Substâncias Simples: é aquela formada por apenas um ele-mento químico. Exemplo: Gás oxigênio (O2), Gás ozônio (O3), Sódio metálico (Na).

b) Substâncias compostas: são aquelas formadas por dois ou mais elementos químicos. Exemplo: Água (H2O), Ácido sulfúrico (H2SO4).

Misturas: São formadas por duas ou mais substâncias, cada uma delas sendo denominada componente. Exemplo: o ar que respiramos é formado por uma mistura de gases (nitrogênio, oxigênio, argônio, gás carbônico).

Tipos de Misturas: De acordo com o aspecto visual de uma mistura, ou seja, pelo número de fases as misturas são classifica-das em:

a) Mistura homogênea: apresenta uma única fase. Exemplo: soro caseiro, álcool hidratado. Obs.: Todas as misturas de quaisquer gases são sempre homo-gêneas.

b) Mistura heterogênea: apresenta pelo menos duas fases. Exemplo: água e óleo, água com gás.

Estados Físicos da Matéria A matéria é constituída de pequenas partículas e, dependendo

do grau de agregação entre elas, pode ser encontrada em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso.

Mudança de Estado Físico:

Obs.: a vaporização pode ser classificada em ebulição, calefação ou evaporação.

Diagramas de Mudança de Estado Físico

1) Substância pura: a temperatura não varia durante as mudan-ças de estado físico. Apresenta ponto de fusão e ponto de ebuli-ção constantes. Ex.: água pura - PF = 0ºC PE = 100ºC

2) Mistura comum: a temperatura vária durante as mudanças de estado físico. Não apresenta PF e PE constantes. Ex.: mistura de água e açúcar.

3) Mistura eutética: a temperatura permanece constante durante a fusão. Não tem PE constante. Ex.: solda (Pb = 37% e Sn = 63%)

4) Mistura azeotrópica: a temperatura permanece constante durante a ebulição. Não tem PF constante. Ex.: álcool hidratado (4% de água e 96% de etanol)

Processos de Separação de Misturas

A fim de se obter substâncias puras são utilizados métodos de separação de misturas. Os tipos de separação são:

a) Decantação: processo utilizado para separar uma mistura heterogênea. Pode ser: Mistura heterogênea: líquido e sólido. Exemplo: água e areia.

Mistura heterogênea: líquido e liquido. Exemplo: água e óleo.

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b) Filtração: processo utilizado para separar substâncias em misturas heterogêneas envolvendo sólidos e líquidos. c) Destilação: processo utilizado para separar uma mistura homogênea. Pode ser: Destilação Simples: mistura homogênea entre sólido e líquido. Ex.: água e sal.

Destilação Fracionada: mistura homogênea entre líquidos. Ex.: água e álcool.

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Tipos de Fenômenos: a) Fenômenos físicos: é todo aquele em que não há destruição ou formação de substâncias. Nesses fenômenos, a forma, o tamanho, a aparência e o estado físico podem mudar, porém a constituição da substância não sofre alterações. Ex.: as mudanças de estado físico.

b) Fenômenos químicos: é toda transformação em que há destruição de moléculas e formação de novas espécies químicas. Quando ocorre um fenômeno químico, uma o mais substâncias se transformam e dão origem a novas substâncias, logo podemos dizer que ocorreu uma reação química. Exemplo: queima de materiais.

ESTRUTURA ATÔMICA

CARACTERÍSTICAS DO ÁTOMO * Número Atômico (Z) : é o número de prótons presentes no núcleo de um átomo.

Z = P Obs.: átomos neutros e- = p

ÍONS: excesso de carga

Carga positiva – cátions ( perde elétrons) Carga negativa – ânions ( ganha elétrons)

* Número de Massa (A): é a soma do número de prótons e de nêutrons.

A = Z + n Obs.: n = A – Z

Representação geral: z X A

Semelhanças Atômicas

Z A p n e

Isótopos = = = Isóbaros = Isótonos =

Isoeletrônicos: Átomos ou íons com nº e =

ELETROSFERA

7 níveis (camadas)

K L M N O P Q 2 8 18 32 32 18 2 ou 8

qtdade máxima de e-

4 subníveis s p d f 2 6 10 14

qtdade máxima de e-

NÚMEROS QUÂNTICOS São os nº que caracterizam um elétron.

Número quântico principal (n): está relacionado com o nível de energia do elétron. n = 1,2,3,4,5,6 ou 7 Número quântico secundário (l): está relacionado ao subnível de energia do elétron.

Subnível s p d f

Valores de l 0 1 2 3

Número quântico magnético (m): está relacionado à região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron, denominada orbital.

s2 0 p6

-1 0 +1 d10

-2 -1 0 +1 +2 f14 -3 –2 –1 0 +1 +2 +3

Número quântico spin (s): está relacionado à rotação do elétron.

s = -1/2 s = +1/2

Obs.: cada orbital suporta no máximo 2 elétrons de spins contrá-rios Obs.: elétron celibatário (elétron desemparelhado)

Tabela Periódica

Na tabela, os elementos estão arranjados horizontalmente, em seqüência numérica, de acordo com seus números atômicos, resultando o aparecimento de sete linhas horizontais (ou perío-dos).

Elementos Químicos: Os elementos químicos são representados por letras maiúsculas ou uma letra maiúscula seguida de uma letra minúscula. Os Símbolos são de origem latina:

Português Latim Símbolo Sódio Natrium Na

Potássio Kalium K Enxofre Sulphur S Fósforo Phosphurus P Ouro Aurum Au

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Períodos ou Séries: São as filas horizontais da tabela periódica. São em número de 7 e indicam o número de níveis ou camadas preen-chidas com elétrons.

Famílias ou Grupos: São as colunas verticais da Tabela Periódica. Em um Grupo ou Família, encontram-se elementos com propriedades químicas semelhantes. Para os Elementos Representativos, o nº do Grupo representa o nº de elétrons da última camada (camada de valência).

Observações sobre a tabela:

1 - São elementos líquidos: Hg e Br;

2 - São Gases: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Cl, N, O, F, H;

3 - Os demais são sólidos;

4 - Chamam-se cisurânicos os elementos artificiais de Z menor que 92 (urânio): Astato (At); Tecnécio (Tc); Promécio (Pm)

5 - Chamam-se transurânicos os elementos artificiais de Z maior que 92: são todos artificiais;

6 - Elementos radioativos: Do bismuto (83Bi) em diante, todos os elementos conhecidos são naturalmente radioativos.

Propriedades Periódicas - Raio e Eletropositividade - Afinidade eletrônica - Energia de ionização - Eletronegatividade* * gases nobres não apresentam eletronegatividade

Diagrama de Linus Pauling

Ligação química: É a força de atração suficientemente forte entre os átomos a fim de mantê-los unidos. Valência: Capacidade de combinação dos átomos. Regra do octeto: Os átomos, ao se unirem, procuram perder ou ganhar elétrons na última camada até atingirem a configuração eletrô-nica de um gás nobre.

Ligações Interatômicas Ligação Iônica Covalente Metálica

Elementos Ligantes

Metais e ametais. Metais e hidrogênio.

Grande diferença de eletro-

negatividade.

Ametais e ametais. Ametais e hidrogênio.

Hidrogênio e hidrogênio.

Pequena diferença de eletro-negatividade.

Metais

Alta eletropositividade

Como ocorre a ligação

Transferência de elétrons dos metais (que formam cátions) para os ametais (que formam

ânions). Cátions e ânions sofrem atração elétrica.

Compartilhamento de pares de elétrons de valência atra-vés da formação de orbitais

moleculares.

Liberação parcial dos elétrons mais externos, formando uma estrutura de cátions envoltos pelos

elétrons parcialmente liberados.

Unidade formadora

Cristal iônico, representado pelo íon-fórmula ou fórmula mínima (mínimo de cátions e ânions necessários para que a

soma das cargas elétricas seja zero).

Moléculas, representadas pela fórmula molecular ou cristal covalente (macro-molécula),

representada pela reestrutura mínima seguida do índice n.

Cristal metálico, represen-tado pelo símbolo do

elemento.

Classificação Periódica

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Exemplo importante

Cristal iônico de cloreto de sódio.

íon-fórmula: NaCl.

Molécula de água. Fórmula molecular: H2O

Cristal covalente de diamante. Representação: Cn(s)

Cristal metálico de alumínio. Representação: Al(s)

Ligações Interatômicas Definição e Ocorrência

Forças de Van der Waals

São forças de natureza elétrica de intensidade fraca. Uma das principais forças são as dispersões de London, ou seja, interações que ocorrem entre moléculas apolares e átomos de gases nobres quando, por um motivo qualquer, ocorre uma assimetria na nuvem eletrônica de uma molécula ou átomo, gerando um dipolo que induz as demais moléculas ou átomos a também formarem dipolos. Na fase sólida, formam cristais moleculares. He(l), Ne(l), CO2(S), Br2(l), I2(s)

Dipolo Permanente

Forças de natureza elétrica, que ocorrem entre moléculas polares, de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se aproxime da extremidade positiva do dipolo de outra molécula. Na fase sólida, orienta a posição de cada molécula no espaço, formando os cristais dipolares. HBr, HCl, HI, H2S, PH3

As forças intermolecu-lares são as que man-têm a coesão das moléculas ou partículas que compõem uma substância. Na prática, as forças intermolecula-res podem atuar em conjunto e a interação entre as moléculas é calculada pela soma dos diversos tipos de forças intermoleculares atuan-tes. Por exemplo, na água a principal força de interação molecular são as pontes de hidrogênio, embora também haja interações do tipo dipolo perma-nente.

Pontes de hidrogênio

Forças de natureza elétrico do tipo dipolo permanente, porém bem mais intensas. Ocorrem quando a molécula possui hidrogênio ligado a um elemento muito eletronegati-vo: flúor F, oxigênio O ou nitrogênio N, de modo que o hidrogênio de uma molécula estabelece uma ponte (ligação) com o átomo muito eletronegativo de outra molécula. H2O, HF, NH3

Número de Oxidação (Nox)

É o número que designa a carga elétrica real ou aparente de um átomo em função da diferença de eletronegatividade entre ele e seus ligantes.

Regras Substância simples = 0 Íon simples = carga de íon A soma dos Nox de todos os átomos da molécula = 0 Metais alcalinos e a Ag = + 1 Metais alcalinos-terrosos e o Zn = +2 Alumínio, Bismuto e Boro = +3 Silício = +4 Fluor = -1 Halogênios em qualquer halogeneto = - 1 Oxigênio: normal = -2

peróxidos= -1 superóxidos= -½ fluoretos= +1 e +2

Hidrogênio: normal= +1 hidretos iônicos = -1

Nox +7 a -7

CaCOCaCO33--22+2+2

+4+4 --66+2+2 = 0= 0

+4+4+4+4

FeFe22SS33OO1212--22+3+3

+18+18 --2424+6+6 = 0= 0

+6+6+6+6

FeFe22(SO(SO44))33

NHNH44++

+1+1+4+4--33 = +1= +1

--33--33

Principais Cátions

Monovalentes Bivalentes Trivalentes

H+ Ag+ Mg2+ Fe2+ Al3+ Au3+

Li+ Cu+ Ca2+ Mn2+ Bi3+ Fe3+

Na+ Au+ Sr2+ Pb2+ Co3+ Sb3+

K+ NH4+ Ba2+ Sn2+ Cr3+ As3+

Rb+ H3O+ Ra2+ Pt2+ Ni3+ B3+

Cs+ Zn2+ Cu2+

Co2+ Ni2+

Cd2+

Tetravalentes Pentavalentes

Pt4+ Sn4+ Pb4+ Mn4+ As5+ Sb5+

Principais ânions

Monovalentes Bivalentes

F- fluoreto O2- óxido

Cl- cloreto O22- peróxido

Br- brometo S2- sulfeto

I- iodeto SO32- sulfito

ClO- hipoclorito SO42- sulfato

ClO2- clorito S2O3

2- tiossulfato

ClO3- clorato CO3

2- carbonato

CIO4- perclorato C2O4

2- oxalato

NO2- nitrito SiO3

2- metassilicato

NO3- nitrato SiF6

2- fluorsilicato

CN- cianeto HPO32- fosfito

OCN- cianato CrO42- cromato

SNC- tiocianato Cr2O72- dicromato

PO3- metafosfato MnO4

2- manganato

H2PO2- hipofosfito MnO3

2- manganito

AlO2- aluminato SnO2

2- estanito

MnO4- permanganato SnO3

2- estanato

OH- hidróxido PbO22- plumbito

H- hidreto PbO32- plumbato

ZnO22- zincato

S2O62- hipossulfato

S2O72- pirossulfato

Trivalentes Tetravalentes

PO43- fosfato P2O7

4- pirofosfato

AsO33- arsenito P2O6

4- hipofosfato

AsO43- arseniato SiO4

4- silicato

SbO33- antimonito Fe(CN)6

4- ferrocianeto

SbO43- antimoniato

BO33- borato

Fe(CN)63- ferricianeto

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Funções Inorgânicas: Veja o quadro que resume as principais funções inorgânicas

Função Definição e Exemplos Propriedades

Ácidos: Conceito de Arrhenius

São soluções aquosas iônicas que possu-em como único cátion o hidrônio H3O+, formado pela reação entre a água e determinados compostos covalentes. Exemplos: HCl(aq), H2SO4(aq), H3PO4(aq)

Conduzem corrente elétrica, possuem sabor azedo e mantêm incolor uma

solução de fenolftaleína.

Bases: Conceito de Arrhenius

São compostos capazes de se dissocia-rem na água liberando íons, mesmo que muito poucos, dos quais o único ânion é

o hidróxido OH1- Exemplos: NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3

Só conduzem corrente elétrica as bases de metais das famílias 1 e 2.

Possuem sabor adstringente e mudam a cor de uma solução de fenolftaleína

para vermelho.

Sais

São compostos capazes de se dissocia-rem na água liberando íons, mesmo que muito poucos, dos quais pelo menos um cátion é diferente de H3O+ e pelo menos

um ânion é dirente de OH1-. Exemplos: NaCl, NaHCO3, Mg(OH)Cl

Só os sais predominantemente iônicos conduzem corrente elétrica, na fase

líquida ou em solução aquosa. Possu-em sabor salgado e mantêm ou mudam a cor de uma solução de

fenolftaleína conforme o caráter ácido ou básico.

Óxidos

São compostos binários (formados por dois elementos), onde o oxigênio é o

elemento mais eletronegativo e apresen-ta NOX= 2-.

Exemplos: CO2, CaO, Al2O3

Os óxidos de caráter iônico conduzem corrente elétrica na fase líquida. Com exceção do CO, NO e NO2, que são neutros, podem manter ou mudar a cor de uma solução de fenolftaleína

conforme reajam com a água forman-do ácido ou base.

Peróxidos

São compostos binários formandos pelo oxigênio ligado a metais da família 1 ou 2 prata ou zinco, onde o oxigênio apre-

senta NOX = 1-. Exemplos: H2O2, Na2O2, ZnO2

O H2O2 é molecular e se decompõem em meio básico em O2 e H2O. os

demais são iônicos, reagem com água produzindo base e H2O2 e com ácido

produzindo sal e H2O2.

Superóxidos

São compostos binários formandos pelo oxigênio e metais das famílias 1 ou 2, onde

o oxigênio apresenta NOX médio 1/2- Exemplos: Na2O4, K2O4, CaO4

São extremamente instáveis. Reagem com água produzindo base, H2O2 e O2.

Reagem com ácido, produzindo sal, H2O2 e O2.

Hidretos São compostos que possuem o hidrogê-nio como elemento mais eletronegativo.

Exemplos: NaH, MgH2, LiAlH4

Os hidretos metálicos são instáveis e reagem com água de modo violento produzindo base e H2. Os hidretos moleculares são estáveis e tóxicos.

Características Gerais dos Ácidos

Característica Definição Exemplos

Nomenclatura

Ácido + nome do ânion com terminação: trocada de eto para ídrico

trocada de ito para oso trocada de ato para ico

H2S(aq): ácido sulfídrico H2SO3(aq): ácido sufuroso H2SO4(aq): ácido sulfúrico

Presença de oxigênio

Oxiácidos possuem oxigênio na fórmula. Hidrácidos não possuem oxigênio

HClO3(aq), H3PO4(aq), HNO3(aq) HCl(aq), HCN(aq), H2S(aq)

Grau de ionização

Fortes: > 50% ou R > ou = 2 Semifortes: 5% < ou = < ou = 50% ou R < 2

Fracos: < 5% ou R < 2 Onde R = y - x para HxEzOy

Fortes: HCl(aq), HI(aq), H2SO4(aq).

Semifortes: HF, H3PO4 Fracos: HCN, H3BO3

Ponto de ebulição

Ponto de ebulição alto: ácidos fixos Ponto de ebulição baixo: ácidos voláteis

H2SO4(aq) (340°C) e H3PO4(aq) (213°C)

HCl(aq) (-85°C), HCN(aq) (26°C)

Características Gerais das Bases

Definição Exemplos

Nomenclatura Hidróxido + de + nome do cátion NaOH: hidróxido de sódios

Fe(OH)2: hidróxido de ferro II Fe(OH)3: hidróxido de ferro III

Solubilidade em água

São solúveis as bases de metais alcalinos e de amônios. As bases de metais alcalino-terrosos são pouco solúveis e as demais são pratica-

mente insolúveis.

NaOH: 0,95 (mol/L)2 Ca(OH)2: 1,3 . 10-6 (mol/L)3 Fe(OH)3: 6,0 . 10-38 (mol/L)4

Força ou grau de dissocia-

ção

São fortes as bases de metais alcalinos. Semifortes as bases de metais alcalino-

terrosos. As demais bases são fracas.

O hidróxido de amônio é instável

Fortes: LiOH, NaOH, KOH Semifortes: Mg(OH)2, Ca(OH)2

Fracas: AgOH, Zn(OH)2, Al(OH)3 <NH4OH(aq)> NH3(g) + H2O(l)

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Características Gerais dos Sais

Característica Definição Exemplos

Nomenclatura Nome do(s) ânion(s) + de + nome(s) do(s) cátion(s) MgBr2: brometo de magnésio

Caráter em solução aquo-

sa

O caráter do sal depende do cátion e do ânion dos quais ele é formado. Sabendo que o cátion do sal vem da base e o ânion do sal

vem do ácido, temos: Sal ácido: cátion de base fraca e ânion de

ácido forte Sal básico: cátion de base forte e ânion de

ácido fraco Sal Neutro: cátion de base forte e ânion

de ácido forte ou cátion de base fraca e ânion de ácido fraco

Sal ácido: Al2(SO4)3. sulfato de alumínio

Sal básico: NaHCO3, bicarbona-

to de sódio ou carbonato "ácido" de sódio

Sal Neutro: NaCl, cloreto de

sódio

Solubilidade em água

De modo geral são solúveis os sais que contêm cátion de metal alcalino, metal

alcalino-terroso e amônio, e também os sais que contêm ânion nitrato, e halogenetos

(com exceção dos halogenetos de Ag1+, Pb2+ e Cu1+). Os demais são poucos soluveis ou

praticamente insolúveis.

Solúvel: NaCl, KNO3, MgSO4

Pouco Solúvel: PbCl2, CaSO4

Quase insolúvel: BiS, Ba3(PO4)2

Características gerais dos Óxidos

Característica Óxidos Iônicos Óxidos Covalentes Exemplos

Nomenclatura óxido + de + nome do cátion

Óxido + de + prefixo de quantidade +

nome do elemento

Na2O: óxido de sódio CuO: óxido de cobre II

CO2 dióxido de (mono)carbono SO3: trióxido de (mono)enxofre

Caráter básico ácido (anidridos) Na2O e CuO são básicos CO2 e SO2 são ácidos

Reações

Reagem com água produzindo base e reagem com ácido produzindo sal e

água

Reagem com água produzindo ácido e reagem com base produzindo sal e

água

Na2O(s) + H2O(l) 2NaOH(aq) CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq)

SO3(g) + 2KOH K2SO4(aq) + H2O(l)

Além dos óxidos descritos, temos:

Óxidos neutros: Não possuem caráter ácido nem básico. São todos covalentes: Ex: CO, NO e N2O. O gás N2O e conhecido como gás hilariante, pois ao ser inalado produz uma sensação de euforia.

Óxidos anfóteros: reagem com água formando base, reagem com base como se fossem ácido formando sal e água e reagem com ácido com se fossem bases, formando sal e água. São formados por elementos de eletronegatividade média, que podem ser metais ou semimetais.

Classificação das Reações Químicas

Equação química: É a representação gráfica e abreviada da reação química.

2H2 + ½ O2 2H2O reagentes produtos

(1° membro) (2° membro) Equação iônica: É a equação química em que aparecem íons, além de átomos e moléculas.

H+ + OH- H2O Reação de Síntese ou Adição

CaO+H2O Ca(OH)2 Reação de Análise ou Decomposição

H2O2 H2O + O2 Pirólise: calor Fotólise: luz Eletrólise: eletricidade

Reação de Deslocamento ou Simples Troca

Fe + 2HCl FeCl2 + H2 Reação de Dupla Troca ou Dupla Substituição

NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3

Reações de óxi-redução - aumenta o nox: oxidação (perde elétrons) - diminui o nox: redução (ganha elétrons)

- agente oxidante: substância onde encontra-se o elemento que reduz

- agente redutor: substância onde encontra-se o elemento que oxida

Relações de Massa

1 Mol --- M --- 6,02x1023 entidades químicas 1 Mol --- 22,4 L (CNTP)

Estequiometria - Lei de Lavoisier: a reação deve estar sempre balanceada. - Pureza e Rendimento: valores teóricos equivalem a 100% Soluções: São misturas de duas ou mais substâncias que apresentam aspecto uniforme. As soluções são sistemas homo-gêneos formados por uma ou mais substâncias dissolvidas (solu-to) em outra substância em maior proporção na mistura (solven-te).

Aspectos quantitativos das Soluções

massa da solução = massa do

soluto + massa do solvente

m = m1 + m2

Unidades de Concentração

1) Concentração comum (C)

1mC

V Unidades: g/L, g/mL, g/cm3 , g.L-1

Obs.: 1 L = 1000 mL = 1000 cm3 2) Densidade (d)

md

V Unidades: g/L, g/mL

3) Título e porcentagem em massa (τ ou T)

1

1 2

mT

m m

Ex.: O soro glicosado possui 5 g de glicose em 95 g de água. Calcule o título e a porcentagem em massa.

34

T = 5 = 0,05 x 100 = 5 % 5+95 Obs.: Título ou porcentagem em volume Ex.: o álcool é formado por 96 mL de etanol e 4 mL de água. T = 96 = 0,96 x 100 = 96% 96 + 4 4) Molaridade ou Concentração molar ou Concentração em mol/L (M)

M = m1

Mol x V(L) Obs.: o volume deve ser necessariamente em Litros. Unidades: mol/L ou M (molar)

Relações entre C, T, d, M

C = d x T = M x Mol Obs.: C e d em g/L

TERMOQUÍMICA

É o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas. Exotérmicas: São as que liberam calor.

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) + 212,8 Kcal/Mol

Endotérmicas: São as que absorvem calor. Cl2(g) 2 Cl(g) - 57,9 Kcal/Mol

ECA = energia do complexo ativado Hf = entalpia final Hi = entalpia inicial H = variação de entalpia

if HHH

EA = energia de ativação energia mínima que as moléculas devem possuir ao se chocarem, para haver reação. Estado padrão (convenção) Temperatura: 25°C ou 298 K Pressão: 1 atm ou 760 mmHg Estado físico: mais comum Forma alotrópica: mais estável Entalpia das substâncias simples: H = 0

Tipos de entalpia

Entalpia de formação

H0f

calor absorvido ou liberado na formação de 1 mol de substância, a partir das substâncias simples no

estado padrão. Entalpia de combustão

Hc

calor liberado na combustão total de 1 mol de substância no estado

padrão.

Entalpia de neutralização

Hn

calor liberado na neutralização de 1 equivalente-grama de um ácido por um equivalente-grama de uma base

no estado padrão

Energia de ligação É a quantidade de calor absorvida na quebra de um mol

(6,02.1023) de ligações no estado padrão. H>0

Lei de Hess A quantidade de calor liberada ou absorvida numa reação

química depende dos estados inicial e final da reação.

CINÉTICA QUÍMICA É o estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores

que nela influem.

Velocidade média: t

Vm

Fatores que influem na velocidade das reações: Temperatura, Eletricidade, Estado físico, Pressão, Luz, Concentrações dos reagentes Catalisador: É a substância que aumenta a velocidade da reação, sem ser consumida durante o processo.

O catalisador diminui a energia de ativação e não altera o H da reação.

EQUILÍBRIOS QUÍMICOS Reação reversível é aquela que se processa simultaneamente

nos dois sentidos.

aA + bB

2

1

V

V cC + dD

V1 = velocidade da reação direta V2 = velocidade da reação inversa

Constante de equilíbrio:

[B]b [A]a.[D]d [C]c.KC

Kc = constante de equilíbrio em função das concentrações mola-res [ ] = concentrações molares no equilíbrio.

bB

aA

dD

cC

pppp .p

K

Kp = constante de equilíbrio em função das pressões parciais p = pressões parciais no equilíbrio Deslocamento do equilíbrio Concentração A adição de uma substância desloca o equilíbrio no sentido em que será consumida (lado oposto). A retirada de uma substância desloca o equilíbrio no sentido em que será refeita (mesmo lado). Pressão Um aumento de pressão desloca o equilíbrio no sentido do menor volume. Uma diminuição de pressão desloca o equilíbrio no sentido de maior volume. Temperatura Um aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico. Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico.

ESCALAS DE pH E pOH [H+] . [OH-] = 10-14

[H+] = [OH-] solução neutra [H+] > [OH-] solução ácida [H+] < [OH-] solução básica

pH + pOH = 14 pH = 7 solução neutra pH > 7 solução básica pH < 7 solução ácida

ELETROQUÍMICA

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Pilhas Oxidação Redução Ânodo Cátodo Pólo negativo Pólo positivo Corrosão Deposição

Elétrons migram da oxidação para a redução - Representação oficial de uma pilha:

ânodo//cátodo - Cálculo da voltagem:

∆E = ERed maior – ERed menor

Química Orgânica

Destilação Fracionada do Petróleo

Hibridação e geometria do Carbono

sp3: 4 lig. simples (tetraédrica) sp2: 1 lig. dupla (trigonal plana)

sp: 1lig. tripla ou entre 2 duplas (linear)

Classificação de cadeias Aberta (alifática ou acíclica): Normal ou ramificada Saturada ou insaturada Homogênea ou heterogênea Fechada (cíclica): Alicíclica ou aromática Alicíclica (sat. ou insat. e homog. ou hetg.) Aromática (mononucleada ou polinucleada)

Funções Orgânicas

36

Isomeria plana

37

Isomeria espacial

Reações Orgânicas

* Esterificação ácido carboxílico + álcool éster + água

* Oxidação de Álcool

álcool primário aldeído ácido carboxílico álcool secundário cetona

álcool terciário não sofre oxidação

* Hidrogenação de alcenos e alcinos Quebra de ligação dupla ou tripla e acréscimo de H2

Bioquímica

* Glicídios

oses (monossacarídeos): aldoses (glicose) cetoses (frutose)

osídios: dissacarídeos (sacarose) polissacarídeos (amido e celulose)

* Lipídios

- óleos: obtido a partir de ácido graxo insaturado - gordura: obtida a partir de ácido graxo saturado