Resumo de Química 1º ano

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1 Resumo de Química 1º ano 1º bimestre: - Estrutura atômica Número atômico: representa o número de prótons. Denotado pela letra Z. Massa atômica: representa a soma de prótons+nêutrons. Denotado por A. Elemento químico: todos os átomos/íons que tenham o mesmo Z pertencem ao mesmo elemento químico. Íons: quando um átomo perde ou ganha elétrons. Se ganhar, recebe nome de cátion, de carga positiva, como, por exemplo, X 2+. Se perder, ânion, de carga negativa, como, por exemplo, X Distribuição Eletrônica Por camadas: são sete as camadas: K,L,M,N,O,P,Q. Estão nesta hierarquia : K = 2 elétrons; L = 8 elétrons; M = 18 elétrons; N = 32 elétrons; O = 32 elétrons; P = 18 elétrons; Q = 8 elétrons. Obs.: Só fazer este tipo de distribuição com Z<=20! Se for maior, fazer primeiro por subníveis e depois por níveis/camadas. Por subníveis: são quatro os subníveis possíveis: s,p,d,f. Estão nesta hierarquia : s = 2 elétrons; d = 6 elétrons; f = 10 elétrons; g = 14 elétrons. Diagrama de Pauling: 1s² 2s² 2p 6 3s² 3p 6 3d 10 4s² 4p 6 4d 10 4f 14 Distribuir os elétrons conforme a direção das setas 5s² 5p 6 5d 10 5f 14 (1,2,3.. são equivalentes a K,M,N..) 6s² 6p 6 6d 10 7s² 7p 6

2 - Tabela Periódica Períodos: são as linhas. Indicam o número de camadas. Famílias/Grupos: são as colunas. Indicam o número de elétrons na camada de valência. Elementos Representativos: Grupo 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18, ou as exfamílias A. Terminam em subníveis s ou p. s¹ são grupo 1, p³ são grupo 15 (Contar quantos elétrons tem. Se está no p³, já tinha s²; logo, 2+3=5, mas só vale pros significativos, então vai pra família 5A ou grupo 15). Nomes: 1 (1A) Metais Alcalinos 2 (2A) Metais Alcalinos Terrosos 13 (3A) Família do Boro 14 (4A) Família do Carbono 15 (5A) Família do Nitrogênio 16 (6A) Calcogênios 17 (7A) Halogênios 18 (8A) Gases Nobres Elementos de Transição Interna: sua distribuição eletrônica termina no subnível d. Não interessam, só tem que saber o que são. Elementos de Transição Externa: sua distribuição eletrônica termina no subnível f. Também não interessam. São os perdidos que ficam em baixo na tabela. Ametais: são os elementos que tendem a ganhar elétrons (tornarem-se ânions). Estão pra direita da tabela. (Hidrogênio, apesar de estar na esquerda, também é um ametal, visto que tende a ganhar um elétron para se estabilizar) Metais: são os elementos que tendem a perder elétrons (tornarem-se cátions). Estão pra esquerda/meio da tabela (maioria é de transição). Gases Nobres: são os elementos que já estão estáveis e, em condições naturais, não perdem ou ganham elétrons. Estão na ultima coluna da tabela. - Propriedades Periódicas Fazendo um pequeno parênteses antes do conteúdo: CNE, que é a atração que o núcleo tem sobre os elétrons. CNE é a subtração do número de prótons pelo número de elétrons nas camadas à frente da camada de valência. Por exemplo, o Oxigênio, que é dividido em K=2; M=4, tem CNE = 6 2 = 4p +. Pode ter CNE para outras camadas além da de valência, mas são um pouco inúteis. Além disso, CNE aumenta da direita para a esquerda e as camadas, de cima para baixo.

3 Raio atômico: é o tamanho do átomo. Quanto maior a CNE, maior a atração do núcleo do átomo; assim, menor o tamanho do átomo. Além disso, quanto menor o número de camadas, menor o átomo. Logo, o que você de fato precisa saber: Para onde as setinhas apontam, está aumentando o raio atômico. Energia de ionização: é a energia necessária para remover um elétron da última camada de um átomo/íon. A cada EI, vai aumentando, ou seja, a primeira EI será sempre menor que a segunda EI do mesmo átomo/íon. Quando forem removidos todos os elétrons de uma camada, a EI irá aumentar bruscamente para o próximo, por exemplo: Mg, da família dos Alcalinos Terrosos, tem 2 elétrons na última camada. Os valores das EI seriam, mais ou menos, apresentados assim: 1ª EI: 1000kcal 2ª EI: 1200kcal 3ª EI: 4000kcal 4ª EI: 4200kcal Ou seja, se o 3º elétron removido tiver uma EI muito maior, significa que ele está em uma camada diferente do elétron anterior. Agora, para a parte que envolve a tabela periódica: é o contrário do Raio. Quanto maior o raio, menor a EI necessária, porque o núcleo atrairá pouco o elétron para si. Então:

4 Eletronegatividade: é quanto o núcleo atrai seus elétrons e os elétrons de outros átomos. Também é contrária ao raio: quanto maior o raio, menor a atração do núcleo pelos seus elétrons e assim, menor a eletronegatividade. Assim: Cuidado: gases nobres não têm eletronegatividade, visto que não atraem elétrons de outros átomos! Afinidade Eletrônica, que também é contrária ao raio, eles têm e é minúscula; menor que da família 1A. No entanto, eletronegatividade inexistente! 2º bimestre: - Ligações Químicas Ligação Metálica: realizada entre metais, somente. Forma-se uma nuvem eletrônica que mantém os átomos unidos. É, sim, é meio estranho, mas é isso mesmo. Exemplo: Ferro, quando puro, só tem elementos Fe. Ligação Iônica: realizada entre ametal e metal. Formam-se íons, um cátion e um ânion. O metal cede seus elétrons ao ametal, fazendo com que ambos se estabilizem. Não esquecer que pode haver o balanceamento da equação química, como Sulfeto de Sódio, que não é somente NaS, mas sim Na 2 S (lei da conservação de massas). Ligação Covalente: realizada entre ametal e ametal. Os átomos compartilham seus elétrons, alcançando a estabilidade. Não esquecer que o hidrogênio também é ametal. Ligação Covalente Dativa: quando os átomos fazem uma ligação covalente e alcançam a estabilidade e pelo menos um deles tem pares de elétrons livres, pode ocorrer a Dativa, na qual um átomo compartilha pares com outro, que não compartilha com o já estável. Por exemplo, O=O é uma ligação estável; O=O>O também é possível, quando se aproxima outro oxigênio da molécula de O 2, formando o O 3. Fórmula Molecular: O 3. Em compostos inorgânicos, o menos eletronegativo aparece na frente, como em HF. Fórmula Eletrônica (Estrutura de Lewis): :Ö: :Ö:Ö:

5 Fórmula Estrutural: O=O O - Nomenclatura de Compostos Iônicos Só temos que saber os eto. ato e Ito ainda não, visto que são óxidos (não é desse bimestre a matéria). Então, fica: Entre outros. NaCl Cloreto de Sódio (Cloro é o ânion; Sódio é o cátion) NaF Fluoreto de Sódio KCl Cloreto de Potássio Na 2 S Sulfeto de Sódio (Enxofre = Sulf ) - Compostos Orgânicos: sempre Carbonos se ligam em carbonos e tem hidrogênio! Só aprendemos Hidrocarbonetos (sufixo o ). Exemplos de hidrocarbonetos: gasolina, querosene, derivados do petróleo. Essas substâncias são retiradas do petróleo através da Destilação Fracionada, em que são separadas as substâncias, e craqueadas : quebradas em partes menores, podendo formar novos hidrocarbonetos. Nomenclatura: Prefixos: Met; Et; Prop; But; Pent; Hex; Hept; Oct. Representam, respectivamente, 1 átomo de carbono, 2 átomos, 3 Infixos: An; En; In. Representam, respectivamente, que existem somente ligações simples; uma ligação dupla; uma ligação tripla. Obs.: professores não comentaram na sala, mas 2 duplas = dien, por exemplo. Não precisa saber, mas só pra não perguntarem e quando forem 2??!?!?!?!? Sufixos: só vai ter o, porque só aprendemos hidrocarbonetos. Contagem: Por exemplo, tome-se esta molécula: C-C=C-C-C (simplificada, sem hidrogênios) A nomenclatura seria pent 2 - eno. Por quê? C-C=C-C-C O menor número que contém a dupla ligação é 2, logo, pent-2-eno. C C-C=C-C é o pent en- 4 - ino, visto que, fazendo a contagem, a dupla aparece primeiro fazendo a contagem da direita para a esquerda. Deve-se seguir a ordem em que a dupla aparece primeiro.

6 Ainda há os ciclo. Quando for uma molécula de cadeia fechada, terá o nome de ciclo como prefixo. Por exemplo, o ciclobutano: Comparado ao butano: H H H H H H H - C C H H C C C C H H - C C H H H H H H H Obs.: Alcanos são os hidrocarbonetos só de ligações simples. Têm fórmula geral: C x H 2x+2. Alcenos são os hidrocarbonetos com SOMENTE uma dupla. Têm fórmula geral: C x H 2x. Alcinos são os hidrocarbonetos com SOMENTE uma tripla. Têm fórmula geral: C x H 2x-2. - Nomenclatura dos Ácidos Tem que dar uma decorada básica. Tem uma regra, que, a propósito, é complicada pra caramba, mas vou tentar explicar. 1) Todos os ácidos que não tiverem O terminaram em ídrico. Exemplo: HCl Ácido Clorídrico. 2) Ácido Acético não entrará nas regras abaixo. É o vinagre (CH 3 COOH). 3) Depende do número de ácidos possíveis: se puderem ser escritos 2 ácidos, além do ídrico, o de menor quantidade de oxigênios terá terminação oso, e o de maior quantidade terá terminação ico. Exemplo: Ácido Sulfídrico (H 2 S); Ácido Sulfuroso (H 2 SO 3 ); Ácido Sulfúrico (H 2 SO 4 ). 4) Se puderem ser escritos 3 ácidos, o de menor quantidade será hipo-nomeoso. Os outros, -oso e ico. Exemplo: tenho nem idéia. 5) Se puderem ser escrito 4 ácidos, vale a regra 4 e o de maior quantidade será per-nome-ico. Por exemplo: HCl (Ácido Clorídrico); HClO (Ácido Hipocloroso); HClO 2 (Ácido Cloroso); HClO 3 (Ácido Clórico); HClO 4 (Ácido Perclórico). 6) Mais duas exceções: Ácido Cianídrico (HCN) e Ácido Carbônico (H 2 CO 3 ). Resumo do que eu disse acima: DECORE OS NOMES. As regras são chatas de pensar. Muito chatas. Demais. Sério mesmo. Além disso: Como saber se podem ser 2, 3 ou 4 ácidos? Resposta chata: tentando fazer a distribuição e fórmula estrutural. É o capeta.

7 - Fórmula Estrutural de um Ácido: 1) Ligar H com O. 2) Ligar os átomos com maior diferença de eletronegatividade. 3) Se houver dativa, preferir ligar com os de eletronegatividade diferentes. Exemplos: O H O S O H H 2 SO 4 O O H H O P O H H 3 PO 4 O Link bem útil para ácidos (explicando a regra melhor que eu): bases,-sais-e-oxidos Coisas para decorar:

8 - Geometria Molecular: Isso é muito importante, porque o resto do bimestre (menos alotropia) precisa disso. Se você não entende, estude, porque sem isso... Meus pêsames. Primeiro passo: Contar o número de átomos na molécula. Segundo passo: Ver se o átomo central possui pares de elétrons livres. Agora, temos uma tabela: Número de Átomos Pares de Elétrons Livres? Tipo de Geometria 2 Tanto faz Linear 3 3 Não Sim Linear Angular 4 4 Não Sim Trigonal (triangular) Piramidal 5 Tanto faz Tetraédrica Não se enganem e achem que só tem isso, porque existe 5 átomos que não é tetraédrica. Mas, para o nosso caso, é isso aí. - Alotropia: São substâncias simples, ou seja, substâncias formadas por moléculas de um único elemento químico (H 2, O 3, etc.), formadas pelo mesmo átomo. Ou seja: O 2 e O 3 ; grafite e diamante; fulereno (C 60 ) e diamante; S (rômbico) e S (monoclínico); P 4 (branco) e P (vermelho); etc. Quando não é indicado o número de átomos, como grafite, denotado por C somente, significa que é uma macromolécula (é um composto covalente). Quando o número é definido, como O 3, é uma molécula (é um composto molecular). - Polaridade das Ligações: Quando você tem uma ligação covalente em que os dois elementos ligados são iguais, a ligação é apolar. Quando são diferentes, é polar. Como exemplo, a molécula de HCl: H Cl. O Cl, mais eletronegativo, puxa mais os elétrons do H para si, ficando parcialmente (Ϩ -). Assim, a molécula é polar. Outro exemplo: H H. Suas eletronegatividades são iguais. Então, a molécula é apolar. - Polaridade das Moléculas: Quando todas as pontas tiverem a mesma carga parcial (negativa ou positiva), a

9 molécula é apolar. Quando uma das pontas tiver parcialidade diferente, será polar. A parcialidade será igual quando os átomos nas pontas forem iguais (de mesma eletronegatividade). Também será apolar quando não houver parcialidade, como em H 2. - Interações Intermoleculares (não tem no estado gasoso, moléculas dispersas): Dipolo permanente-dipolo permanente ou dipolo-dipolo: interação entre duas moléculas polares. Por exemplo: H Cl H Cl H Cl Cl atraem os H de outras moléculas para perto de si. Ligações de hidrogênio: são ligações dipolo-dipolo muito fortes. Tão fortes que chegam a ser classificadas de outra maneira. São três as clássicas (e que precisamos saber): H 2 O, NH 3, HF. Perceba que são os três elementos mais eletronegativos: Flúor, Oxigênio e Nitrogênio. H 2 O pode fazer no máximo 4 ligações de hidrogênio. A amônia (NH 3 ) e o HF podem, no máximo, 2 ligações. Representam-se as ligações desta forma: H F H F Ou seja, com uma linha pontilhada. Dipolo instantâneo-dipolo induzido ou Forças de London: são ligações entre duas moléculas apolares. Elas interagem por um instante e depois já se separam, e no instante seguinte, estão interagindo novamente, numa espécie de ciclo. É o tipo de ligação mais fraca. F 2, Cl 2, Br 2 e I 2 são exemplos dessas ligações. - Interações Intermoleculares e Temperatura de Ebulição: Há duas variáveis: o tipo de interação e o tamanho da molécula (raio dos seus átomos). Quanto mais forte o tipo, mais difícil é quebrar estas interações, requerendo maior quantidade de energia. Desta forma, é maior a temperatura de ebulição (e de fusão). Quanto maior a molécula, mais interações há e, consequentemente, mais energia é necessária e maior é a temperatura de ebulição/fusão. Logo:

10 + Força Interação > + Temperatura Ebulição + Tamanho da Molécula > + Temperatura Ebulição H 2 O HF NH 3 Ponto de Ebulição Grupo 15 Grupo 16 Grupo 17 Os primeiros têm maior ponto por causa do tipo de interação: ligação de hidrogênio. Os outros, conforme aumenta o tamanho da molécula (maior o raio atômico dos átomos que as formam), maior o ponto de ebulição. - Influências da Ligação de Hidrogênio na Água: Densidade: a água, no estado sólido, tem densidade menor do que a água em seu estado líquido. O motivo é a quantidade de ligações de hidrogênio que faz a água, quando em forma de gelo, faz todas as suas interações (4) e forma um hexágono com as outras moléculas. Isto faz com que seu volume aumente. Como a densidade se dá pela relação D = m / v, em que m é a massa e v é o volume, quanto maior o volume, menor a densidade. Obs.: não sei se precisa saber pra prova, mas como tinha na prova 2009, tá aqui: quando esquentamos alguma coisa, o volume desta aumenta. Como a massa não muda, a densidade diminui. Tensão Superficial: as moléculas de um líquido são atraídas de todas as direções. No entanto, nas que estão na superfície, isso não ocorre: somente são atraídas pelas que estão ao lado e abaixo. Isto faz com que seja criada uma película, uma capinha na superfície. Esta película permite que insetos pousem sem afundar. Este fenômeno é acentuado por interações intermoleculares mais intensas como o caso da água. - Solubilidade:

11 Substâncias de mesma polaridade são solúveis entre si. Ou seja, água e NaCl, duas substâncias polares, formarão uma mistura homogênea. Diferentemente, a gasolina e a água, uma apolar e outra polar, formarão uma mistura heterogênea (você pode ver a separação entre os dois; duas fases ). - Ácidos de Arrhenius: Um ácido é toda e qualquer substância que, em água, libere como cátion somente H +. Desta forma, eles devem conter H em sua estruturação e são polares (para reagir com a água, formando mistura homogênea). Têm gosto azedo, conduzem corrente elétrica (liberam íons), mudam a cor do papel tornassol de azul para vermelho e, ao reagirem com alguns metais, liberam H 2. Classificação dos Ácidos: hidrácido ou oxiácido (presença ou não de oxigênio); monoácido, diácido, triácido ou poliácido (quantidade de hidrogênios na molécula); fortes, moderados/médios ou fracos. Dos hidrácidos, os mais fortes são HCl, HBr e HI. O único moderado é o HF. E o restante, é fraco. Dos oxiácidos, há uma mini-regra : seja O o número de oxigênios na fórmula e H o número de hidrogênios. Seja x = O - H. Se x = 0, o ácido é fraco. Se x = 1, o ácido é médio. Se x > 1, o ácido é forte. As exceções são H 2 CO 3 e H 2 SO 3, que são fracos, apesar de seu x=1. - Equações de Dissociação: H H 2 SO 4 (aq) 2 O H + (aq) + HSO - 4 (aq) 1ª Ionização Parcial HSO - 4 (aq) H 2 O H + (aq) + SO 2-4 (aq) 2ª Ionização Parcial H H 2 SO 4 (aq) 2 O 2H + (aq) + SO 2-4 (aq) Ionização Total H 2 CO 3 (aq) H 2 O + CO 2 (g) Vale também pro H 2 SO 3. Isso é como o ácido se decompõe. As ionizações são: H H 2 CO 3 (aq) 2 O H + (aq) + HCO - 3 (aq) 1ª Ionização Parcial HCO - 3 (aq) H 2 O H + (aq) + CO 2-3 (aq) 2ª Ionização Parcial H 2 CO 3 (aq) H 2 O 2H + (aq) + CO 2-3 (aq) Ionização Total CH 3 COOH(aq) H 2 O H + (aq) + CH 3 COO - (aq) O CH 3 COOH é um ácido orgânico e, portanto, exceção. Só tem uma dissociação. Sei lá porquê.