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, X2+. Se perder, “ânion”, de carga

negativa, como, por exemplo, X3-.

- 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 2p6

3s² 3p6 3d10

4s² 4p6 4d10 4f14 Distribuir os elétrons conforme a direção das setas

5s² 5p6 5d10 5f14 (1,2,3.. são equivalentes a K,M,N..)

6s² 6p6 6d10

7s² 7p6

- 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 ex-

famílias 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.

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:

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 “Na2S” (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 O2, formando o O3.

Fórmula Molecular: O3. Em compostos inorgânicos, o menos eletronegativo

aparece na frente, como em HF.

Fórmula Eletrônica (Estrutura de Lewis):

:Ö: :Ö:Ö: ¨

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:

NaCl – Cloreto de Sódio (Cloro é o ânion; Sódio é o cátion)

NaF – Fluoreto de Sódio

KCl – Cloreto de Potássio

Na2S – Sulfeto de Sódio (Enxofre = “Sulf”)

Entre outros.

- 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?

1 2 3 4 5

C-C=C-C-C

5 4 3 2 1

O menor número que contém a dupla ligação é “2”, logo, “pent-2-eno”.

C≡C-C=C-C é o “pent - 2 - 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.

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: CxH2x+2.

Alcenos são os hidrocarbonetos com SOMENTE uma dupla. Têm fórmula

geral: CxH2x.

Alcinos são os hidrocarbonetos com SOMENTE uma tripla. Têm fórmula

geral: CxH2x-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 (CH3COOH).

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 (H2S); Ácido

Sulfuroso (H2SO3); Ácido Sulfúrico (H2SO4).

4) Se puderem ser escritos 3 ácidos, o de menor quantidade será hipo-nome-

oso. 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); HClO2

(Ácido Cloroso); HClO3 (Ácido Clórico); HClO4 (Ácido Perclórico).

6) Mais duas exceções: Ácido Cianídrico (HCN) e Ácido Carbônico (H2CO3).

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.

- 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 H2SO4

|

O

O – H

|

H – O – P – O – H H3PO4

O

Link bem útil para ácidos (explicando a “regra” melhor que eu):

http://www.coladaweb.com/quimica/quimica-inorganica/nomenclatura-de-acidos,-

bases,-sais-e-oxidos

Coisas para decorar:

http://www.profpc.com.br/frases_tabela_periodica.htm

- 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 (H2, O3, etc.), formadas pelo mesmo átomo. Ou seja: O2 e O3;

grafite e diamante; fulereno (C60) e diamante; S (rômbico) e S (monoclínico); P4

(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 O3, 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

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

H2.

- 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 Cl atraem os H de outras moléculas para perto de si.

H – Cl

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): H2O, NH3, HF. Perceba que são os três elementos mais eletronegativos: Flúor,

Oxigênio e Nitrogênio.

H2O pode fazer no máximo 4 ligações de hidrogênio. A amônia (NH3) e o HF

podem, no máximo, 2 ligações. Representam-se as ligações desta forma:

H – F

H – F

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. F2, Cl2, Br2 e I2 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:

Ou seja, com uma linha pontilhada.

+ Força Interação > + Temperatura Ebulição

+ Tamanho da Molécula > + Temperatura Ebulição

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:

-100

-80

-60

-40

-20

0

20

40

60

80

100

120

Ponto de Ebulição

Grupo 15

Grupo 16

Grupo 17

H2O

HF

NH3

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 H2.

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 H2CO3 e H2SO3, que são

fracos, apesar de seu x=1.

- Equações de Dissociação:

H2SO4 (aq) H+(aq) + HSO4- (aq) 1ª Ionização Parcial

HSO4- (aq) H+ (aq) + SO4

2- (aq) 2ª Ionização Parcial

H2SO4 (aq) 2H+ (aq) + SO42- (aq) Ionização Total

H2CO3 (aq) H2O + CO2(g) Vale também pro H2SO3. Isso é como o

ácido se decompõe. As ionizações são:

H2CO3 (aq) H+ (aq) + HCO3- (aq) 1ª Ionização Parcial

HCO3- (aq) H+ (aq) + CO3

2- (aq) 2ª Ionização Parcial

H2CO3 (aq) 2H+ (aq) + CO32- (aq) Ionização Total

CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO- (aq)

O CH3COOH é um ácido orgânico e, portanto, exceção. Só tem uma dissociação.

Sei lá porquê.

H2O

H2O

H2O

H2O

H2O

H2O

H2O