Resumo de Química – 1º ano

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, 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
5s² 5p6 5d10 5f14
6s² 6p6 6d10
7s² 7p6
Distribuir os elétrons conforme a direção das setas
(1,2,3.. são equivalentes a K,M,N..)
- 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.
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 O 2, 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 34 5
C-C=C-C-C
5 4 32 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:
H H
| |
H-C–C–H
| |
H-C–C–H
| |
H H
Comparado ao butano:
H H H H
| | | |
H–C–C–C–C–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 (CH 3COOH).
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-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); HClO2
(Ácido Cloroso); HClO3 (Ácido Clórico); HClO4 (Ácido Perclórico).
6) Mais duas exceções: Ácido Cianídrico (HCN) e Ácido Carbônico (H 2CO3).
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
|
O
H2SO4
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
2
3
3
4
4
5
Pares de Elétrons Livres?
Tanto faz
Não
Sim
Não
Sim
Tanto faz
Tipo de Geometria
Linear
Linear
Angular
Trigonal (triangular)
Piramidal
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: O 2 e O3;
grafite e diamante; fulereno (C60) 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 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
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): 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
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. 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:
+ Força Interação > + Temperatura Ebulição
+ Tamanho da Molécula > + Temperatura Ebulição
Ponto de Ebulição
120
100
H2O
80
60
40
20
HF
Grupo 16
0
-20
-40
Grupo 15
Grupo 17
NH3
-60
-80
-100
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:
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) H2O
HSO4- (aq) H2O
HO
H2SO4 (aq) 2
H+(aq) + HSO4- (aq)
H+ (aq) + SO42- (aq)
2H+ (aq) + SO42- (aq)
H2CO3 (aq)
H2O + CO2(g)
ácido se decompõe. As ionizações são:
1ª Ionização Parcial
2ª Ionização Parcial
Ionização Total
Vale também pro H2SO3. Isso é como o
HO
H2CO3 (aq) 2
H+ (aq) + HCO3- (aq)
HCO3- (aq) H2O H+ (aq) + CO32- (aq)
H2CO3 (aq) H2O 2H+ (aq) + CO32- (aq)
CH3COOH(aq) H2O
1ª Ionização Parcial
2ª Ionização Parcial
Ionização Total
H+(aq) + CH3COO- (aq)
O CH3COOH é um ácido orgânico e, portanto, exceção. Só tem uma dissociação.
Sei lá porquê.