Química Geral. Processos de Separação de Misturas

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1 Química Geral Classificação da Matéria Substâncias: a classificação das diferentes substâncias é feita de acordo com sua composição. 2) Mistura comum: a temperatura vária durante as mudanças de estado físico. Não apresenta PF e PE constantes. Ex.: mistura de água e açúcar. Substância pura: apresenta propriedades químicas e físicas próprias. As substâncias puras podem ser classificadas em: a) Substâncias Simples: é aquela formada por apenas um elemento 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). 3) Mistura eutética: a temperatura permanece constante durante a fusão. Não tem PE constante. Ex.: solda (Pb 37% e Sn 63%) Tipos de Misturas: De acordo com o aspecto visual de uma mistura, ou seja, pelo número de fases as misturas são classificadas em: a) Mistura homogênea: apresenta uma única fase. Exemplo: soro caseiro, álcool hidratado. Obs.: Todas as misturas de quaisquer gases são sempre homogêneas. 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: 4) Mistura azeotrópica: a temperatura permanece constante durante a ebulição. Não tem PF constante. Ex.: álcool hidratado (4% de água e 96% de etanol) 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 mudanças de estado físico. Apresenta ponto de fusão e ponto de ebulição constantes. Ex.: água pura PF 0ºC PE 100ºC 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. Mistura heterogênea: líquido e liquido. Exemplo: água e areia. Exemplo: água e óleo. 27

2 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. 28

3 Tipos de Fenômenos: a) Fenômenos físicos: é todo aquele em que não há destruição b) Fenômenos químicos: é toda transformação em que há ou formação de substâncias. Nesses fenômenos, a forma, o destruição de moléculas e formação de novas espécies químicas. tamanho, a aparência e o estado físico podem mudar, porém a Quando ocorre um fenômeno químico, uma o mais substâncias se constituição da substância não sofre alterações. Ex.: as mudanças transformam e dão origem a novas substâncias, logo podemos de estado físico. dizer que ocorreu uma reação química. Exemplo: queima de materiais. ESTRUTURA ATÔMICA Subnível s p d f CARACTERÍSTICAS DO ÁTOMO * Número Atômico (Z) : é o número de prótons presentes no núcleo de um átomo. ZP 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. AZ+n Obs.: n A Z Representação geral: z XA Z A p e Isoeletrônicos: Átomos ou íons com nº e L 8 M 18 7 níveis (camadas) O P Q ou 8 N 32 s 2 4 subníveis p d s2 0 6 p d 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 contrários Obs.: elétron celibatário (elétron desemparelhado) ELETROSFERA K 2 1 Número quântico magnético (m): está relacionado à região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron, denominada orbital n 0 f 14 Semelhanças Atômicas Isótopos Isóbaros Isótonos Valores de l Tabela Periódica qtdade máxima de e Na tabela, os elementos estão arranjados horizontalmente, em seqüência numérica, de acordo com seus números atômicos, resultando o aparecimento de sete linhas horizontais (ou períodos). f 14 qtdade máxima de e 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: 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. Português Sódio Potássio Enxofre Fósforo Ouro Latim Natrium Kalium Sulphur Phosphurus Aurum Símbolo Na K S P Au 29

4 Períodos ou Séries: São as filas horizontais da tabela periódica. São em número de 7 e indicam o número de níveis ou camadas preenchidas com elétrons. Famílias ou Grupos: São as colunas verticais da Tabela Periódica. Em um Grupo ou Família, encontramse elementos com propriedades químicas semelhantes. Para os Elementos Representativos, o nº do Grupo representa o nº de elétrons da última camada (camada de valência). Classificação Periódica 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 Chamamse cisurânicos os elementos artificiais de Z menor que 92 (urânio): Astato (At); Tecnécio (Tc); Promécio (Pm) 5 Chamamse 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. Diagrama de Linus Pauling Raio e Eletropositividade Propriedades Periódicas Afinidade eletrônica Energia de ionização Eletronegatividade* * gases nobres não apresentam eletronegatividade Ligação química: É a força de atração suficientemente forte entre os átomos a fim de mantêlos 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 eletrônica de um gás nobre. Ligações Interatômicas Ligação Iônica Covalente Metálica Ametais e ametais. Metais e ametais. Ametais e hidrogênio. Metais e hidrogênio. Metais Hidrogênio e hidrogênio. Elementos Ligantes Como ocorre a ligação Unidade formadora Grande diferença de eletronegatividade. Transferência de elétrons dos metais (que formam cátions) para os ametais (que formam ânions). Cátions e ânions sofrem atração elétrica. Cristal iônico, representado pelo íonfórmula ou fórmula mínima (mínimo de cátions e ânions necessários para que a soma das cargas elétricas seja zero). Pequena diferença de eletronegatividade. Compartilhamento de pares de elétrons de valência através da formação de orbitais moleculares. Moléculas, representadas pela fórmula molecular ou cristal covalente (macromolécula), representada pela reestrutura mínima seguida do índice n. Alta eletropositividade Liberação parcial dos elétrons mais externos, formando uma estrutura de cátions envoltos pelos elétrons parcialmente liberados. Cristal metálico, representado pelo símbolo do elemento. 30

5 Exemplo importante Ligações Interatômicas As forças intermoleculares são as que mantêm a coesão das moléculas ou partículas que compõem uma substância. Na prática, as forças intermoleculares podem atuar em conjunto e a interação entre as moléculas é calculada pela soma dos diversos tipos de forças intermoleculares atuantes. Por exemplo, na água a principal força de interação molecular são as pontes de hidrogênio, embora também haja interações do tipo dipolo permanente. Cristal iônico de cloreto de sódio. íonfórmula: NaCl. Forças de Van der Waals Dipolo Permanente Pontes de hidrogênio Molécula de água. Fórmula molecular: H 2O Cristal metálico de alumínio. Cristal covalente de diamante. Representação: Al (s) Representação: Cn (s) Definição e Ocorrência 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), CO 2(S), Br 2(l), I 2(s) 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, H 2S, PH 3 Forças de natureza elétrico do tipo dipolo permanente, porém bem mais intensas. Ocorrem quando a molécula possui hidrogênio ligado a um elemento muito eletronegativo: 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. H 2O, HF, NH 3 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 alcalinosterrosos 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 Nox +7 a 7 CaCO hidretos iônicos Fe +3 Fe 2 (SO 4 ) 3 Fe 2 S 3 O Principais Cátions NH Monovalentes Bivalentes Trivalentes H + Ag + Mg 2+ Fe 2+ Al 3+ Au 3+ Li + Cu + Ca 2+ Mn 2+ Bi 3+ Fe 3+ Na + Au + Sr 2+ Pb 2+ Co 3+ Sb 3+ K + NH 4 + Ba 2+ Sn 2+ Cr 3+ As 3+ Rb + H 3O + Ra 2+ Pt 2+ Ni 3+ B 3+ Cs + Zn 2+ Cu 2+ Co 2+ Ni 2+ Cd 2+ Tetravalentes Pentavalentes Pt 4+ Sn 4+ Pb 4+ Mn 4+ As 5+ Sb 5+ Principais ânions Monovalentes Bivalentes F fluoreto O óxido Cl cloreto O 2 peróxido Br brometo S sulfeto I iodeto SO 3 sulfito ClO hipoclorito SO 4 sulfato ClO 2 clorito S 2O 3 tiossulfato ClO 3 clorato CO 3 carbonato CIO 4 perclorato C 2O 4 oxalato NO 2 NO 3 nitrito SiO 3 metassilicato nitrato SiF 6 fluorsilicato CN cianeto HPO 3 fosfito OCN cianato CrO 4 cromato SNC tiocianato Cr 2O 7 dicromato PO 3 metafosfato MnO 4 manganato H 2PO 2 hipofosfito MnO 3 manganito AlO 2 aluminato SnO 2 estanito MnO 4 permanganato SnO 3 estanato OH hidróxido PbO 2 plumbito H hidreto PbO 3 plumbato ZnO 2 S 2O 6 S 2O 7 zincato hipossulfato pirossulfato Trivalentes Tetravalentes 3 PO 4 fosfato 4 P 2O 7 pirofosfato 3 AsO 3 arsenito 4 P 2O 6 hipofosfato 3 AsO 4 arseniato 4 SiO 4 silicato 3 SbO 3 4 antimonito Fe(CN) 6 ferrocianeto 3 SbO 4 antimoniato 3 BO 3 borato 3 Fe(CN) 6 ferricianeto 31

6 Funções Inorgânicas: Veja o quadro que resume as principais funções inorgânicas Função Definição e Exemplos Propriedades Ácidos: Conceito de Arrhenius Bases: Conceito de Arrhenius Sais Óxidos Peróxidos Superóxidos Hidretos São soluções aquosas iônicas que possuem como único cátion o hidrônio H 3O+, formado pela reação entre a água e determinados compostos covalentes. Exemplos: HCl (aq), H 2SO 4(aq), H 3PO 4(aq) São compostos capazes de se dissociarem na água liberando íons, mesmo que muito poucos, dos quais o único ânion é o hidróxido OH 1 Exemplos: NaOH, Ca(OH) 2, Al(OH) 3 São compostos capazes de se dissociarem na água liberando íons, mesmo que muito poucos, dos quais pelo menos um cátion é diferente de H 3O + e pelo menos um ânion é dirente de OH 1. Exemplos: NaCl, NaHCO 3, Mg(OH)Cl São compostos binários (formados por dois elementos), onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo e apresenta NOX. Exemplos: CO 2, CaO, Al 2O 3 São compostos binários formandos pelo oxigênio ligado a metais da família 1 ou 2 prata ou zinco, onde o oxigênio apresenta NOX 1. Exemplos: H 2O 2, Na 2O 2, ZnO 2 São compostos binários formandos pelo oxigênio e metais das famílias 1 ou 2, onde o oxigênio apresenta NOX médio 1/ Exemplos: Na 2O 4, K 2O 4, CaO 4 São compostos que possuem o hidrogênio como elemento mais eletronegativo. Exemplos: NaH, MgH 2, LiAlH 4 Características Gerais dos Ácidos Conduzem corrente elétrica, possuem sabor azedo e mantêm incolor uma solução de fenolftaleína. 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. Só os sais predominantemente iônicos conduzem corrente elétrica, na fase líquida ou em solução aquosa. Possuem sabor salgado e mantêm ou mudam a cor de uma solução de fenolftaleína conforme o caráter ácido ou básico. Os óxidos de caráter iônico conduzem corrente elétrica na fase líquida. Com exceção do CO, NO e NO 2, que são neutros, podem manter ou mudar a cor de uma solução de fenolftaleína conforme reajam com a água formando ácido ou base. O H 2O 2 é molecular e se decompõem em meio básico em O 2 e H 2O. os demais são iônicos, reagem com água produzindo base e H 2O 2 e com ácido produzindo sal e H 2O 2. São extremamente instáveis. Reagem com água produzindo base, H 2O 2 e O 2. Reagem com ácido, produzindo sal, H 2O 2 e O 2. Os hidretos metálicos são instáveis e reagem com água de modo violento produzindo base e H 2. Os hidretos moleculares são estáveis e tóxicos. Característica Definição Exemplos Nomenclatura Presença de oxigênio Grau de ionização Ponto de ebulição Ácido + nome do ânion com terminação: trocada de eto para ídrico trocada de ito para oso trocada de ato para ico Oxiácidos possuem oxigênio na fórmula. Hidrácidos não possuem oxigênio Fortes: > 50% ou R > ou 2 Semifortes: 5% < ou < ou 50% ou R < 2 Fracos: < 5% ou R < 2 Onde R y x para H xe zo y Ponto de ebulição alto: ácidos fixos Ponto de ebulição baixo: ácidos voláteis Características Gerais das Bases H 2S(aq): ácido sulfídrico H 2SO 3(aq): ácido sufuroso H 2SO 4(aq): ácido sulfúrico HClO 3(aq), H 3PO 4(aq), HNO 3(aq) HCl (aq), HCN (aq), H 2S (aq) Fortes: HCl (aq), HI (aq), H 2SO 4(aq). Semifortes: HF, H 3PO 4 Fracos: HCN, H 3BO 3 H 2SO 4(aq) (340 C) e H 3PO 4(aq) (213 C) HCl (aq) (85 C), HCN (aq) (26 C) Nomenclatura Solubilidade em água Força ou grau de dissociação Definição Hidróxido + de + nome do cátion São solúveis as bases de metais alcalinos e de amônios. As bases de metais alcalinoterrosos são pouco solúveis e as demais são praticamente insolúveis. São fortes as bases de metais alcalinos. Semifortes as bases de metais alcalinoterrosos. As demais bases são fracas. O hidróxido de amônio é instável Exemplos NaOH: hidróxido de sódios Fe(OH) 2: hidróxido de ferro II Fe(OH) 3: hidróxido de ferro III NaOH: 0,95 (mol/l) 2 Ca(OH) 2: 1, (mol/l) 3 Fe(OH) 3: 6, (mol/l) 4 Fortes: LiOH, NaOH, KOH Semifortes: Mg(OH) 2, Ca(OH) 2 Fracas: AgOH, Zn(OH) 2, Al(OH) 3 <NH 4OH (aq)> NH 3(g) + H 2O (l) 32

7 Características Gerais dos Sais Característica Definição Exemplos Nomenclatura Caráter em solução aquosa Solubilidade em água Nome do(s) ânion(s) + de + nome(s) do(s) cátion(s) 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 De modo geral são solúveis os sais que contêm cátion de metal alcalino, metal alcalinoterroso e amônio, e também os sais que contêm ânion nitrato, e halogenetos (com exceção dos halogenetos de Ag 1+, Pb 2+ e Cu 1+ ). Os demais são poucos soluveis ou praticamente insolúveis. Características gerais dos Óxidos MgBr 2: brometo de magnésio Sal ácido: Al 2(SO 4) 3. sulfato de alumínio Sal básico: NaHCO 3, bicarbonato de sódio ou carbonato "ácido" de sódio Sal Neutro: NaCl, cloreto de sódio Solúvel: NaCl, KNO 3, MgSO 4 Pouco Solúvel: PbCl 2, CaSO 4 Quase insolúvel: BiS, Ba 3(PO 4) 2 Característica Óxidos Iônicos Óxidos Covalentes Exemplos Nomenclatura óxido + de + nome do cátion Óxido + de + prefixo de quantidade + nome do elemento Caráter básico ácido (anidridos) 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 Na 2O: óxido de sódio CuO: óxido de cobre II CO 2 dióxido de (mono)carbono SO 3: trióxido de (mono)enxofre Na 2O e CuO são básicos CO 2 e SO 2 são ácidos Na 2O (s) + H 2O (l) 2NaOH (aq) CO 2(g) + H 2O (l) H 2CO 3(aq) SO 3(g) + 2KOH K 2SO 4(aq) + H 2O (l) Além dos óxidos descritos, temos: Óxidos neutros: Não possuem caráter ácido nem básico. São todos covalentes: Ex: CO, NO e N 2O. O gás N 2O 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. 2H 2 + ½ O 2 2H 2O reagentes produtos (1 membro) (2 membro) Equação iônica: É a equação química em que aparecem íons, além de átomos e moléculas. H + + OH H 2O Reação de Síntese ou Adição CaO+H 2O Ca(OH) 2 Reação de Análise ou Decomposição H 2O 2 H 2O + O 2 Pirólise: calor Fotólise: luz Eletrólise: eletricidade Reação de Deslocamento ou Simples Troca Fe + 2HCl FeCl 2 + H 2 Reação de Dupla Troca ou Dupla Substituição NaCl + AgNO 3 AgCl + NaNO 3 Reações de óxiredução aumenta o nox: oxidação (perde elétrons) diminui o nox: redução (ganha elétrons) agente oxidante: substância onde encontrase o elemento que reduz agente redutor: substância onde encontrase o elemento que oxida Relações de Massa 1 Mol M 6,02x10 23 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 homogêneos formados por uma ou mais substâncias dissolvidas (soluto) em outra substância em maior proporção na mistura (solvente). massa da solução Aspectos quantitativos das Soluções massa do soluto + m m 1 + m 2 massa do solvente Unidades de Concentração 1) Concentração comum (C) m 1 C Unidades: g/l, g/ml, g/cm 3, g.l 1 V Obs.: 1 L 1000 ml 1000 cm 3 2) Densidade (d) m d Unidades: g/l, g/ml V 3) Título e porcentagem em massa (τ ou T) m1 T m m 1 2 Ex.: O soro glicosado possui 5 g de glicose em 95 g de água. Calcule o título e a porcentagem em massa. 33

8 T 5 0,05 x % 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 % ) Molaridade ou Concentração molar ou Concentração em mol/l (M) M m 1 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. CH 4(g) + 2O 2(g) CO 2(g) + 2H 2O (l) + 212,8 Kcal/Mol Entalpia de formação H 0 f Entalpia de combustão H c Entalpia de neutralização H n calor absorvido ou liberado na formação de 1 mol de substância, a partir das substâncias simples no estado padrão. calor liberado na combustão total de 1 mol de substância no estado padrão. calor liberado na neutralização de 1 equivalentegrama de um ácido por um equivalentegrama de uma base no estado padrão Energia de ligação É a quantidade de calor absorvida na quebra de um mol (6, ) 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: V m t 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. Endotérmicas: São as que absorvem calor. Cl 2(g) 2 Cl (g) 57,9 Kcal/Mol EQUILÍBRIOS QUÍMICOS Reação reversível é aquela que se processa simultaneamente nos dois sentidos. aa + bb V1 cc + dd V V 1 velocidade da reação direta V 2 velocidade da reação inversa 2 Constante de equilíbrio: [C]c.[D]d K C [A]a. [B]b Kc constante de equilíbrio em função das concentrações molares [ ] concentrações molares no equilíbrio. c d pc. pd Kp a b p A pb Kp constante de equilíbrio em função das pressões parciais p pressões parciais no equilíbrio ECA energia do complexo ativado H f entalpia final H i entalpia inicial H variação de entalpia H H f H i 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 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 ] [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 34

9 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 sp 3 : 4 lig. simples (tetraédrica) sp 2 : 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) Hibridação e geometria do Carbono Funções Orgânicas 35

10 36 Isomeria plana

11 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 H 2 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 37