1. Quais as duas formas nas quais um objeto pode possuir energia? No que essas duas formas se diferem? Resposta: Energia Cinética que é a energia

referente ao movimento do objeto e Energia Potencial que é a energia que um objeto possui em virtude de sua posição. A diferença entre as duas formas de

energia é que a energia cinética é a energia do corpo em movimento enquanto que energia potencial é a energia do corpo em repouso. 2. Qual o princípio

cientifico ou lei usada no processo de balanceamento de equações químicas? Resposta: Princípio de Lavoisier, Lei de Conservação de Massa. 3. Apesar

de a água pura ser um mau condutor...? Resposta: Isso ocorre devido a uma característica anômala da água que é a auto ionização, no qual duas moléculas

de água podem interagir e produzir dois íons: um cátion, o hidrônio, e um ânion, o hidróxido, mesmo que a água esteja totalmente purificada e deionizada.

4. Solubilidade em água: (a) NiCl2 → Solúvel. (b) Ag2S → Insolúvel. (c) Cs3PO4 → Solúvel. (d) SrCO4 → Insolúvel 5. Por que o gelo flutua? Resposta:

O gelo flutua devido as ligações de hidrogênio visto que ele é ordenado com uma estrutura aberta para otimizar a ligação H, assim fazendo com que o mesmo

seja menos denso do que a água. 6. Polaridade de ligação e eletronegatividade como esses conceitos se correlacionam? Resposta: Eles se correlacionam

devido ao fato de é a diferença na eletronegatividade entre dois átomos que determina a polaridade de ligação entre os mesmos. Caso a diferença seja próximo

a 0 formará uma ligação covalente apolar, caso seja próximo a 2 formará uma ligação covalente polar e caso seja próximo a 3 formará uma ligação iônica.

Obs.: A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar. 7. Estados da matéria (a) Aumento da desordem molecular → Sólido cristalino (arranjo

ordenado), Líquido (desordem), Gás (desordem total). (b) Aumento das atrações intermoleculares → Gás, Líquido, Sólido. 8. Que tipo de força atrativa

molecular atua entre: (a) Todas as moléculas → Forças de dispersão de london. (b) Moléculas polares → Forças íon-dipolo e Ligações de Hidrogênio.

(c) Átomo de H de uma ligação polar e um átomo vizinho pequeno eletronegativo → Forças dipolo-dipolo.

Processo Endotérmico: quando o sistema recebe calor (absorve calor da vizinhança/ reação mostra-se fria).

Processo Exotérmico: quando o sistema libera calor (transfere calor para a vizinhança/ reação mostra-se quente).

Entalpia (H): é o calor transferido entre o sistema e a vizinhança realizado sob pressão constante. (ΔH > 0, processo endotérmico, ΔH < 0, processo

exotérmico. Unidade: kJ/ mol).

A lei de Hess: se uma reação é executada em uma série de etapas, o ΔH para a reação será igual à soma das variações de entalpia para as etapas individuais.

Por exemplo: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = -802 kJ / 2H2O(g) → 2H2O(l) ΔH = -88 kJ / CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = -

890 kJ.

Entalpia de formação: Se 1 mol de composto é formado a partir de seus elementos constituintes, a variação de entalpia para a reação é denominada entalpia

de formação, ΔHof . / Condições padrão (estado padrão): 1 atm e 25 oC (298 K). / A entalpia padrão, ΔHo, é a entalpia medida quando tudo está em seu

estado padrão. / Entalpia padrão de formação: 1 mol de composto é formado a partir de substâncias em seus estados padrão. / Se existe mais de um estado

para uma substância sob condições padrão, o estado mais estável é utilizado. / A entalpia padrão de formação da forma mais estável de um elemento é zero.

Entropia (S): é uma medida da desordem de um sistema. (ΔS < 0, a desordem aumenta, ΔS > 0, a ordem aumenta. Unidade: J/ mol K).

Primeira lei da termodinâmica: quando um sistema sofre qualquer mudança física ou química, a variação obtida em sua energia interna, ΔE, é dada pelo

calor adicionado ou liberado pelo sistema, q, mais o trabalho realizado pelo ou no sistema.

Segunda lei da termodinâmica: A segunda lei da termodinâmica explica a razão dos Processos espontâneos terem um sentido. / Em qualquer processo

espontâneo, a entropia do universo aumenta. / ΔSuniv = ΔSsis + ΔSviz: a variação de entropia do universo é a soma da variação de entropia do sistema e a

variação de entropia da vizinhança. / A entropia não é conservada: ΔSuniv está aumentando. / Para um processo reversível: ΔSuniv = 0. / Para um processo

espontâneo (e irreversível): ΔSuniv > 0. / Observe: a segunda lei afirma que a entropia do universo deve aumentar em um processo espontâneo. É possível

que a entropia de um sistema diminua desde que a entropia da vizinhança aumente. / Para um sistema isolado, ΔSsis = 0 para um processo reversível e ΔSsis

> 0 para um processo espontâneo. Terceira lei de termodinâmica: a entropia de um cristal perfeito a 0 K é zero.

Energia Livre de Gibbs: ΔG = ΔH – TΔS (Temperatura constante). / Se ΔG < 0, então a reação direta é espontânea. / Se ΔG = 0, então a reação está em

equilíbrio e não ocorrerá nenhuma reação líquida. / Se ΔG > 0, então a reação direta não é espontânea. Se ΔG > 0, trabalho deve ser fornecido dos arredores

para guiar a reação. / A quantidade de ΔG° para uma reação nos diz se uma mistura de substâncias reagirá espontaneamente para produzir mais reagentes

(ΔG° > 0) ou produtos (ΔG° < 0). / Estados padrão são: sólido puro, líquido puro, 1 atm G

elementos. Efeito da Temperatura na espontaneidade das reações

ΔH ΔS -TΔS ΔG = ΔH - TΔS Características da reação Exemplo

Negativo Positivo Negativo Sempre negativo Espontânea a todas as temperaturas 2O3 (g) → 3O2 (g)

Positivo Negativo Positivo Sempre positivo Não espontânea a todas as temperaturas; reação

inversa sempre espontânea

3O2 (g) → 2O3 (g)

Negativo Negativo Positivo Negativo a baixas T; positivo a altas T Espontânea baixas T; torna-se não espontânea a

altas T

H2O (l) → H2O (s)

Positivo Positivo Negativo Positivo a baixas T; negativo a altas T Não espontânea a baixas T; torna-se espontânea a

altas T

H2O (s) →H2O (l)

Lembre-se que ΔG° (variação de energia livre padrão) e K (constante de equilíbrio) se aplicam às condições padrão. / Lembre-se que ΔG e Q (quociente

de equilíbrio) se aplicam a quaisquer condições. / É útil determinar se as substâncias reagirão sob quaisquer condições: ΔG = AG° + RTlnQ. / No equilíbrio,

Q = K e ΔG =0, logo: ΔG = AG° + RTlnQ → ΔG = AG° + RT ln Keq → ΔG° = - RT ln Keq. / A partir do descrito acima, podemos concluir: Se ΔG° <

0, logo K > 1. / Se ΔG° = 0, logo K = 1. / Se ΔG° > 0, logo K < 1.

A ligação covalente que mantém uma molécula unida é uma força intramolecular. A atração entre moléculas é uma força intermolecular. Forças

intermoleculares são muito mais fracas do que as forças intramoleculares.

Íons ou moléculas interagindo

Existem íons envolvidos?

Sim Não

Existem moléculas polares e íons presentes? Existem moléculas polares envolvidas?

Sim Não Sim Não

Forças íon-dipolo.

Exemplos: KBr em

H2O.

Ligações iônicas.

Exemplos: NaCl,

NH4NO3.

Os átomos de hidrogênio estão ligados a átomos de N, O ou F? Apenas forças de London

(covalente apolar). Exemplos:

Ar (l), I2 (s). Sim Não

Ligações de hidrogênio (covalente

polar). Exemplos: H2O líquido e

sólido, NH3, HF.

Forças dipolo-dipolo

(covalente polar).

Exemplos: H2S, CH3Cl.

Solubilidade: 1. NO3, ClO4, ClO3, NO2, HCOO, CH3COO (Nitrato, Perclorato, Clorato, Nitrito, Formiato e Acetato): Todos os nitratos, percloratos,

cloratos, nitritos, formiatos e Acetatos são solúveis sem exceção. 2. Cl, Br, I (Cloreto, Brometo e Iodeto): Todos os cloretos, brometos e iodetos são

solúveis, exceto os de Ag, Hg2, Pb. 3. F (Fluoreto): Além da insolubilidade idêntica a dos outros haletos, os fluoretos de Ca e Ba são insolúveis. 4. SO4

(Sulfato): Todos os sulfatos são solúveis , exceto os de Ba, Sr, Pb, Ca. 5. OH (Hidróxido): Todos os hidróxidos são solúveis, exceto os de metais alcalinos,

de Ba, de NH4. 6. CO3, C2O4 (Carbonato e Oxalato): Todos os carbonatos e oxalatos são insolúveis, exceto os de metais alcalinos e de NH4. 7. PO4

(Fosfato): Todos os fosfatos são insolúveis exceto os de metais alcalinos e de NH4. Os sais protonados, isto é, HCO3, HPO4, H2PO4, são geralmente

solúveis. 8. S (Sulfeto): Todos os sulfetos são insolúveis, exceto de metais alcalinos, alcalinos terrosos, Al e de NH4. 9. SO3 (Sulfito): Todos os sulfitos são

insolúveis, exceto os de metais alcalinos e de NH4.