Disciplina: Química do Petróleo
Carga horária da disciplina: 48 horas
Professor: Filipe Moreira
INFORMAÇÕES GERAIS
EMENTA:
1. Química Geral;2. Compostos de carbonos e ligações químicas;3. Compostos de carbono representativos;4. Introdução às reações orgânicas: ácidos e bases;5. Alcanos, Cicloalcanos: conformações das moléculas;6. Estereoquímica descritiva: moléculas quirais. 7. Alquenos e alquinos:
I. Propriedades e síntese. II. Reações de adição;
8. Reações de radicais;9. Haletos de alquila;10. Álcoois, éteres e epóxidos;11. Compostos organometálicos;12. Compostos aromáticos;13. Reações dos Compostos aromáticos;14. Fenóis;15. Aldeídos e Cetonas;16. Ácidos carboxílicos e seus derivados;17. Noções de Destilação, Extração.
INFORMAÇÕES GERAIS
COMPOSIÇÃO DA NOTA FINAL
5 Exercícios (Individuais) aplicados em sala de Aula, com peso 0,3.1 Prova (Individual) aplicada no final da disciplina, com peso 0,7.
Cálculo para a Nota Final:
1º Exercício (Valor: 10 pontos)x0,3 = Nota 12º Exercício (Valor: 10 pontos)x0,3 = Nota 23º Exercício (Valor: 10 pontos)x0,3 = Nota 34º Exercício (Valor: 10 pontos)x0,3 = Nota 45º Exercício (Valor: 10 pontos)x0,3 = Nota 5
Prova (Valor: 10 pontos)x0,7 = Nota 6
Nota Exercícios = (Nota 1 + Nota 2 + Nota 3 + Nota 4 + Nota 5 +Nota 6)
INFORMAÇÕES GERAIS
CONTEÚDO PROGRAMÁTICO
1º Exercício1. Química Geral.
2º Exercício
2. Compostos de carbono e ligações químicas;3. Compostos de carbono representativos;
I. Alcanos, Alcenos e Alcinos: conformações das moléculas;
II. Cicloalcanos, Cicloalcenos e Cicloalcinos;4. Introdução às reações orgânicas: ácidos e bases
I. Propriedades e síntese. II. Reações de adição.
3º Exercício5. Estereoquímica descritiva: moléculas quirais;6. Reações de radicais;7. Haletos de alquila;8. Álcoois, éteres e epóxidos;9. Compostos organometálicos;
INFORMAÇÕES GERAIS
CONTEÚDO PROGRAMÁTICO
4º Exercício10. Compostos aromáticos. 11. Reações dos Compostos aromáticos;12. Fenóis.
5º Exercício
13. Aldeídos e Cetonas;14. Ácidos carboxílicos e seus derivados;15. Noções de Destilação, Extração.
PROVA
RECUPERAÇÃO
INFORMAÇÕES GERAIS
1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
INTRODUÇÃO À QUIMICA
Idade da Pedra
(6000 a.C.)
Idade do Bronzee do Ferro(3300 a.C)
Leucipo de Mileto & Demócrito(400 a.C.)
John Dalton(1766 – 1844)
> > >
Niels Bohr (1885-1962)
Rutherford (1871 -1937 )
Joseph John Thomson (1856 - 1940)
< < <
V
V
Werner Heisenberg(1901-1976)
1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE DALTON
John Dalton(1766 – 1844)
Os principais postulados da teoria de Dalton são:
1. “Toda matéria é composta por minúsculas partículas chamadas
átomos”. Ou seja, átomos são partículas muito pequenas, maciças e indivisíveis.
2. “Os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa e
apresentam as mesmas propriedades químicas”
3. “Átomos de elementos diferentes apresentam massa e propriedades
diferentes”. Ou seja, diferentes elementos são constituídos por diferentes tipos de
átomos.
1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE DALTON
John Dalton(1766 – 1844)
4. “Átomos são permanentes e indivisíveis e não podem ser criados, nem
destruídos”.
5. “As reações químicas comuns não passam de uma reorganização dos
átomos”. Ou seja, átomos são indestrutíveis e as reações químicas não passam de
reorganizações desses átomos.
6. “Os compostos são formados pela combinação de átomos de
elementos diferentes em proporções fixas”. Ou seja, em uma combinação química,
os átomos unem-se entre si em proporções variáveis, mas conservam suas
respectivas massas.
1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE DALTON
John Dalton(1766 – 1844)
1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE THOMSON
Joseph John Thomson (1856 - 1940)
Em 1897, J.J. Thomson, baseando-se em alguns experimentos, propôs
um novo modelo atômico.Segundo Thomson, o átomo seria um aglomerado
composto de uma parte de partículas positivas pesadas (prótons) e de partículas
negativas (elétrons), mais leves.
Este modelo ficou conhecido como “pudim de passas".
1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE RUTHERFORD
Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória das
partículas alfa (positivas) emitidas pelo elemento radioativo polônio, bombardeou
uma lâmina fina de ouro. Ele observou que a maioria das partículas
(alfa) atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio em sua trajetória; porém,
algumas destas partículas sofriam desvio em sua trajetória; outras, em número muito
pequeno, batiam na lâmina e voltavam.
Rutherford concluiu que a lâmina de ouro não era constituída de átomos
maciços e propôs que um átomo seria constituído de um núcleo muito pequeno
carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, rodeado por uma
região comparativamente grande onde estariam os elétrons em movimentos orbitais.
Essa região foi chamada de eletrosfera. Segundo o modelo de Rutherford, o
tamanho do átomo seria de 10 000 e 100 000 vezes maior que seu núcleo.
Rutherford (1871 -1937 )
1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE RUTHERFORD
Conclui então que o átomo não é maciço nem indivisível e que seria
formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada
praticamente toda a sua massa. E ao redor do núcleo ficariam os elétrons,
neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi
comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os
elétrons.
Rutherford (1871 -1937 )
1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE RUTHERFORD
Conclui então que o átomo não é maciço nem indivisível e que seria
formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada
praticamente toda a sua massa. E ao redor do núcleo ficariam os elétrons,
neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi
comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os
elétrons.
Rutherford (1871 -1937 )
1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOSMODELO DE BOHRMODELO DE RUTHERFORD-BOHR
Este modelo atômico complementa o de Rutherford e constitui o modelo
atualmente aceito. Nele são propostas maneiras dos elétrons se movimentarem em
torno do núcleo e a energia associada a esse movimento.
Bohr, baseando-se nos estudos feitos em relação ao espectro do átomo
de hidrogênio e na teoria proposta em 1900 por Planck (Teoria Quântica), segundo a
qual a energia não é emitida em forma contínua, mas em ”blocos”,
denominados quanta de energia.
Baseado nestas ideias, Bohr propôs os seguintes postulados:
1. Os elétrons, nos átomos, descrevem sempre órbitas circulares ao redor
do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.
2. Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia
(estados estacionários).
3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma determinada
quantidade de energia.
Niels Bohr (1885-1962)
1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOSMODELO DE BOHRMODELO DE RUTHERFORD-BOHR
Niels Bohr (1885-1962)
4. Os elétrons podem saltar de um nível para outro mais externo, desde
que absorvam uma quantidade bem definida de energia (quantum de energia).
1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOSMODELO DA MECÂNICA QUÂNTICAPRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEISENBERG
O “Princípio da Incerteza” é o termo utilizado para designar o estado de um
elétron. O nome é adequado, uma vez que é impossível saber a posição exata que um
elétron ocupa na eletrosfera de um átomo. Este princípio foi criado por Werner
Heisenberg em 1927 e transformou-se num enunciado da mecânica quântica.
A mecânica quântica surgiu da necessidade de explicar melhor a estrutura
atômica (por volta de 1900), já que as teorias existentes tornavam-se um tanto quanto
ultrapassadas. A nova teoria baseava-se em um modelo de átomo mais complexo e
matemático, e declarava que a matéria possuía propriedades associadas com ondas.
De acordo com o antigo modelo atômico proposto por Bohr, seria possível
saber a posição exata de um elétron. O modelo de mecânica quântica trabalha com a
probabilidade de onde se encontra este átomo, e, para isso, usa os orbitais (ou nuvens
de elétrons). Os orbitais são volumes do espaço onde provavelmente haja um elétron,
daí o termo “Princípio da Incerteza de Heisenberg”.
Werner Heisenberg(1901-1976)
1. QUÍMICA GERAL
CONCEITOS FUNDAMENTAISEXERCÍCIO DE FIXAÇÃO
1. QUÍMICA GERAL
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
Por meio do modelo atômico de Rutherford, algumas características dos átomos passaram a
relacionar as cargas elétricas com suas partículas constituintes; sendo que os prótons são positivos; os
elétrons, negativos; e os nêutrons não apresentam carga.
Com base nessas informações, foram definidos alguns conceitos diretamente relacionados a
essas partículas, suas cargas e seus números, que servem para identificar os átomos, como o número
de massa (A) e o número atômico (Z).
1. QUÍMICA GERAL
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
Representado por (Z), é usado para indicar o número de prótons contidos dentro do
núcleo, esse número atômico caracteriza o átomo, ou seja, não é possível a existência de dois átomos
diferentes com o mesmo número atômico.
Por exemplo:
11Na ; 17Cl ; 12Mg
ATENÇÃO!
Um átomo neutro apresenta número de prótons igual ao número de elétrons.
11Na
17Cl
NÚMERO ATÔMICO
11 elétrons11 prótons
17 elétrons17 prótons
1. QUÍMICA GERAL
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
Para descobrir o número de massa (A) de um átomo, é necessário somar o número de
prótons e nêutrons.
A = N(nêutrons) + Z(prótons)
Por exemplo:
16O ; 40Ca; 127I
ATENÇÃO!
Um átomo não apresenta, necessariamente, número de prótons igual ao número de
nêutrons.
NÚMERO DE MASSA
8 prótons8 nêutrons
53 prótons74 nêutrons
16O 127I
1. QUÍMICA GERAL
CONCEITOS FUNDAMENTAISEXERCÍCIO DE FIXAÇÃO
A soma dos prótons, elétrons e nêutrons do átomo 2x – 2Q4x , que possui
22 nêutrons, é igual a:
a) 62
b) 58
c) 74
d) 42
e) 92
1. QUÍMICA GERAL
CONCEITOS FUNDAMENTAISELEMENTO QUÍMICO
Elemento químico é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico.
1. QUÍMICA GERAL
CONCEITOS FUNDAMENTAISTABELA PERIÓDICA
1. QUÍMICA GERAL
CONCEITOS FUNDAMENTAISTABELA PERIÓDICA
FAMÍLIAS
PERÍODOS
1. QUÍMICA GERAL
CONCEITOS FUNDAMENTAISTABELA PERIÓDICA
1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICASCONCEITOS FUNDAMENTAIS
São as ligações existentes entre os átomos para que seja formada a matéria (substância),
isto porque os átomos não existem isolados na natureza.
Os átomos são estruturas instáveis e para se tornarem estáveis eles se ligam um ao outro em
busca de uma maior estabilidade, espontaneamente.
1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICASCONCEITOS FUNDAMENTAIS
Mas como acontece esta estabilidade e porquê?!
Regra do Octeto: completar 8 elétrons na Camada de Valência Regra do Dueto: completar 2 elétrons na Camada de Valência
1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICASCONCEITOS FUNDAMENTAIS
Diagrama de Linus Pauling ou Diagrama de Pauling, foi criado por um Químico norte
americano, Linus Pauling, inicialmente serve para auxiliar na distribuição dos elétrons
pelos subníveis da eletrosfera.
1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICASDISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICASDISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
1. QUÍMICA GERAL
CONCEITOS FUNDAMENTAISEXERCÍCIO DE FIXAÇÃO
Esquematizar a configuração eletrônica dos seguintes elementos:
8O
11Na
19K
25Mn
32Ge
1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICASCONCEITOS FUNDAMENTAIS
1. Iônica ou Eletrovalente: Metais + Não-metais
2. Covalente ou Molecular: Hidrogênio, Não-metais e Semimetais
3. Metálica: Metal + Metal
1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES IÔNICAS
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
METAL + NÃO-METAL LIGAÇÃO IÔNICA
METAL + SEMIMETAL LIGAÇÃO IÔNICA
METAL + HIDROGÊNIO LIGAÇÃO IÔNICA
1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES IÔNICAS
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
A B
Tendência Ceder elétrons Receber elétrons
Classificação MetaisNão-metalSemimetalHidrogênio
Interação Cátions Ânions
e-
atração eletrostática
11Na
p= 11+n = 12 e = 11 (-)
11Na +
p= 11+n = 12 e = 10 (-)
1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s1 1s2 ) 2s2 2p6
17Cl
p= 17+n = 18 e = 17 (-)
17Cl -
p= 17+n = 18 e = 18 (-)
1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s2 3p5 1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s2 3p6
Obedecendo a REGRA DO OCTETO, após o estabelecimento da ligação
química, as últimas camadas passam a “abrigar”
8 elétrons.
1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES IÔNICAS
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
11Na
p= 11+n = 12 e = 11 (-)
11Na +
p= 11+n = 12 e = 10 (-)
1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s1 1s2 ) 2s2 2p6
17Cl
p= 17+n = 18 e = 17 (-)
17Cl -
p= 17+n = 18 e = 18 (-)
1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s2 3p5 1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s2 3p6
Na+ + Cl- NaCl
cátion ânion
1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES IÔNICAS
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
METAL
NÃO-METAL
1. QUÍMICA GERAL
CONCEITOS FUNDAMENTAISEXERCÍCIO DE FIXAÇÃO
Como ficaria a ligação iônica existente entre os átomos de:
a. Potássio e Cloro
b. Cálcio e Cloro
c. Magnésio e Cloro
1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES COVALENTES
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
NÃO-METAL + NÃO-METAL LIGAÇÃO COVALENTE
NÃO-METAL + HIDROGÊNIO LIGAÇÃO COVALENTE
HIDROGÊNIO + HIDROGÊNIO LIGAÇÃO COVALENTE
Na ligação covalente é ocorre um compartilhamento de elétrons, e não uma troca definitiva.
1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES COVALENTES
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
A B
Tendência Receber elétrons Receber elétrons
ClassificaçãoNão-metalSemimetalHidrogênio
Não-metalSemimetalHidrogênio
Par de elétrons
1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES COVALENTES
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
1. QUÍMICA GERAL
CONCEITOS FUNDAMENTAISEXERCÍCIO DE FIXAÇÃO
Como ficaria a ligação covalente existente entre os átomos de:
a. Bromo e Bromo
b. Carbono e Hidrogênio
c. Carbono e Oxigênio
d. Nitrogênio e Hidrogênio
1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES METÁLICAS
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
METAL + METAL LIGAÇÃO IÔNICA
Na ligação metálica não ocorre nem compartilhamento, nem troca definitiva de elétrons.
Ocorre a formação de uma “nuvem eletrônica”.
1. QUÍMICA GERAL
FUNÇÕES INORGÂNICASCONCEITOS FUNDAMENTAIS
Com a descoberta de milhares de substâncias inorgânicas, os cientistas começaram a observar
que alguns desses compostos podiam ser agrupados em famílias com propriedades semelhantes.
Esses grupos são chamados de FUNÇÕES.
ÁCIDOS
BASES
SAIS
ÓXIDOS
1. QUÍMICA GERAL
FUNÇÕES INORGÂNICASÁCIDOS
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
Ácidos: São compostos covalentes que reagem com água (sofrem ionização),
formando soluções que apresentam como único cátion o H+).
Exemplos:
H2SO4
2H+ + SO4-
H3PO4
3H+ + PO4-
HCl
H+ + Cl-
Oxiácidos
Hidrácidos
Oxiácidos
1. QUÍMICA GERAL
FUNÇÕES INORGÂNICASBASES
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
Bases: São compostos capazes de se dissociar na água liberando íons,
mesmo em pequena porcentagem, dos quais o único ânion é a hidroxila, OH-.
Exemplos:
NaOH
Na+ + OH-
Ca(OH)2
Ca+ + 2(OH-)
AlOH3
Al3+ + 3(OH-)
1. QUÍMICA GERAL
FUNÇÕES INORGÂNICASSAIS
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
Sais: São compostos capazes de se dissociar na água liberando íons, mesmo
em pequena porcentagem, dos quais pelo menos um cátion é diferente de H+ e pelo
menos um ânion é diferente de OH-.
Exemplos:
NaCl
Na+ + Cl-
Ca(NO3)2 Ca2+
+ 2(NO3)-
(NH4)3PO4
3(NH4)+ + (PO4) 3-
1. QUÍMICA GERAL
FUNÇÕES INORGÂNICASÓXIDOS
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
Óxidos: São compostos binários (formados por apenas dois elementos
químicos), dos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
Exemplos:
CO2, SO2, SO3, P2O5, Cl2O6, NO2, N2O4,
Na2O, etc.
Principais óxidos:
Óxidos básicos:Óxido de cálcio (CaO) e Óxido de magnésio (MgO).
Óxidos ácidos:Dióxido de carbono (CO2);
Peróxido:Peróxido de Hidrogênio(H2O2).
2. COMPOSTOS DE CARBONOS E LIGAÇÕES QUÍMICAS
CARBONO
Diante do que já foi visto, o que podemos inferir a respeito desta imagem?
2. COMPOSTOS DE CARBONOS E LIGAÇÕES QUÍMICAS
CARBONO
A Química Orgânica é o ramo da química que se ocupa exclusivamente do
estudo do carbono e de seus compostos, isto não quer dizer que não existam
compostos carbônicos inorgânicos.
Como identificar se uma molécula que contém o átomo de Carbono, trata-se de um composto orgânico ou inorgânico?
2. COMPOSTOS DE CARBONOS E LIGAÇÕES QUÍMICAS
CONCEITOS FUNDAMENTAISEXERCÍCIO DE FIXAÇÃO
Quais das moléculas abaixo são orgânicas?
AB
C
D
E
F
3. COMPOSTOS DE CARBONO REPRESENTATIVOS
Hidrocarbonetos são compostos orgânicos formados exclusivamente por carbono e hidrogênio.
HIDROCARBONETOS
Hidrocarbonetos
Alifáticos/Acíclicos/Cadeia aberta
Cíclicos/Cadeia fechada
Alcanos;
Alcenos;
Alcinos.
Cicloalcanos ou Ciclanos;
Cicloalcenos ou Ciclenos;
Cicloalcinos ou Ciclinos;
Aromáticos.
3. COMPOSTOS DE CARBONO REPRESENTATIVOS
HIDROCARBONETOSALCANOS ou PARAFINAS
Alcanos são hidrocarbonetos alifáticos (cadeia aberta), saturados, isto é,
apenas com ligações covalentes simples (C─C) entre seus átomos de carbono.
Fórmula geral:CnH2n+2
onde n é o número de átomos de carbono na molécula.
Exemplo: Butano (C4H10)
H3C─CH2─CH2─CH3
3. COMPOSTOS DE CARBONO REPRESENTATIVOS
HIDROCARBONETOSALCENOS ou OLEFINAS
Alcenos são os hidrocarbonetos alifáticos insaturados, isto é, que apresentam
uma ligação covalente dupla (C═C) entre seus átomos de carbono.
Fórmula geral:CnH2n
onde n é o número de átomos de carbono na molécula.
Exemplo: 1-buteno (C4H8)
H2C═CH─CH2─CH3
3. COMPOSTOS DE CARBONO REPRESENTATIVOS
HIDROCARBONETOSALCINOS ou ACETILENOS
Alcinos são os hidrocarbonetos alifáticos insaturados, isto é, que apresentam
uma ligação covalente tripla entre átomos de carbono sem que a sequência de carbonos
forme um ciclo.
Fórmula geral:CnH2n-2
onde n é o número de átomos de carbono na molécula.
Exemplo: Propino (C3H4)
3. COMPOSTOS DE CARBONO REPRESENTATIVOS
HIDROCARBONETOSCICLOALCANOS ou NAFTÊNICOS
Cicloalcanos, também denominados ciclanos, cicloparafinas ou, ainda,
hidrocarbonetos naftênicos, são hidrocarbonetos cíclicos, isto é, de cadeia fechada, que
possuem apenas ligações simples entre seus carbonos. Sua nomenclatura é similar à dos
alcanos, porém, com a adição da palavra “ciclo” no início.
Exemplos:
Ciclopropano Ciclobutano Ciclopentano Cicloexano
3. COMPOSTOS DE CARBONO REPRESENTATIVOS
HIDROCARBONETOSCICLOALCENOS
Cicloalcenos, também denominados ciclenos, são hidrocarbonetos cíclicos, isto
é, de cadeia fechada, que possuem ligações duplas entre seus carbonos. Sua
nomenclatura é similar à dos alcenos, porém, com a adição da palavra “ciclo” no início.
Exemplos:
3. COMPOSTOS DE CARBONO REPRESENTATIVOS
HIDROCARBONETOSCICLOALCINOS
Cicloalcinos, também denominados ciclinos, são hidrocarbonetos cíclicos, isto
é, de cadeia fechada, que possuem apenas uma ligação tripla entre seus carbonos. Sua
nomenclatura é similar à dos alcinos, porém, com a adição da palavra “ciclo” no início.
Exemplos:
4. INTRODUÇÃO ÀS REAÇÕES ORGÂNICAS: ÁCIDOS E BASES
REAÇÕES ORGÂNICASÁCIDOS E BASES
Go prepare!
5. ESTEREOQUÍMICA DESCRITIVA
ESTEREOQUÍMICA DESCRITIVAMOLÉCULAS QUIRAIS
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