RESUMAO QUIMICA - Unidade 1

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QUÍMICA - Unidade I 
Toda matéria e formata de átomos, e a menor partícula que ainda caracteriza um elementos químicos e um 
átomo. 
Elemento químico: conjunto formado por átomos de mesmo número de prótons. 
O número atômico (Z) em um átomo de carga ZERO quantidade de prótons e elétrons nele constituído será 
igual. Ex: Na 11 - 11 prótons e 11 elétrons na eletrosfera. 
A massa atômica (A) é soma de prótons e nêutrons do átomo 
A = Z + N 
Para representar o número de Nêutrons (N) = Massa - prótons 
N = A - Z 
CÁTIONS E ÂNIONS: Os átomos tem carga positiva (prótons) e negativas (elétrons) iguais. Quando 
esse mesmo átomo ganha ou perde ELÉTRONS ele se tornará um Cátion ou um Ânion. 
Quando um átomo que possui 11 prótons e 11 elétrons perde em uma ligação química 2 elétrons, ele se torna 
um cátion, tendi maior números de prótons, se esse mesmo ganhasse em uma ligação 2 elétrons, este se 
tornaria um ânion. 
RELAÇÕES ATÔMICAS: 
- ISÓTOPOS: Átomos de mesmo elemento químico, mesma quantidade de prótons porém com massas 
diferentes (alterando assim a quantidade de nêutrons da sua formação). Massa (A = Z + N). 
Obs: os isótopos são extremamente utilizados na medicina, uma vez que alguns sao capazes de emitir 
radiação, servindo para raio-x, e alguns para a indústria agrícola.MEDICINA NUCLEAR: Diagnósticos e 
tratamento. 
- ISÓBAROS: Elementos químicos diferentes com massas iguais. (Apenas uma coincidência) 
- ISÓTONOS: Elementos com a mesma quantidade de neutros, porém massa e prótons diferentes. 
SUBSTÂNCIAS E CLASSIFICAÇÕES: Substâncias químicas são extremamente particulares e tem 
propriedades bem definidas. 
Aquilo que pode diferir uma substância de outra: Fusão, ebulição, densidade, inflamável, cor, odor, etc. 
Substância pura: formada por unidades químicas iguais, sejam átomos, moléculas, tendo propriedades 
químicas e físicas próprias. Podem ser simples ou compostas: 
Simples: formada pelo mesmo elemento. Ex: Gás Hélio (He), Oxigênio (O2), Ozônio (O3). 
Composta: formada por mais de um elemento químico. Ex: Água (H2O), Gás cianídrico (HCN). 
Obs: Substância composta e mistura são diferentes, na composta existe mais de um tipo de molécula, má 
mistura um único tipo de molécula com elementos químicos diferentes. 
Diferenciamos uma mistura de uma substância pura normalmente por meio de suas constantes físicas, tais 
como: ponto de ebulição (PE), ponto de fusão (PF), densidade (D) e solubilidade. As substâncias puras 
mantêm suas constantes durante as mudanças de estado, diferentemente das misturas. 
CAMADA ELETRÔNICA, NÍVEL ENERGÉTICO: Os elétrons do composto giram na eletrosfera 
em torno do núcleo e podem ser em camadas (n) número quantidade. Até o presente momento são 7, 
descritas em letras K, L, M, N, O, P, Q. Os elétrons se movem entre as camadas, e quando passam de uma 
pra outra, liberam ou absorvem energia. 
Mais distante do núcleo, maior energia. 
Existem os subniveis, número quântico secundário (l). Definidos e ocupados até o momento pelas letras: s, p, 
d e f. 
 
DIAGRAMA DE LINUS PAULING: 
Seguindo o diagrama podemos montar a distribuição eletrônica de qualquer elemento químico. 
Zr Zircônio 40 - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d2. 
Os elétrons podem ser organizados de forma geométrica ou energética: 
- ordem energética (ordem de preenchimento): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3. - subnível mais 
energético 4p3. 
- ordem geométrica (ordem de camada): 1s2 /2s2 2p6/ 3s2 3p6 3d10/ 4s2 4p3. - camada de valência 4s2 
4p3. 
- camadas energéticas: K = 2; L = 8; M = 18; N = 5 
A camada de valência do As é a camada N, pois é o último nível que contém elétrons. 
TABELA PERIÓDICA: 118 átomos de elementos químicos diferentes, ordem atômica crescente da 
esquerda para a direita. 
Períodos: nas linhas horizontais são elementos do mesmo período, mesma quantidade de camadas eletrônicas 
(1s2; 2s2). 
Colunas: mesma coluna mesmo família. Propriedades químicas parecidas. 
Subgrupo A - elemento mais energético na linha S ou P (1, 2, 13 a 18) verdes e marrom. 
São participantes dessa classe as seguintes famílias: 
• família dos metais alcalinos (com exceção do hidrogênio) (IA ou 1); • família dos metais alcalinos terrosos 
(IIA ou 2); 
• família do boro (IIIA ou 13); 
• família do carbono (IVA ou 14); 
• família do nitrogênio (VA ou 15); 
• família dos calcogênios (VIA ou 16); 
• família dos halogênios (VIIA ou 17); 
• família dos gases nobres (VIIIA ou 18). 
Subgrupo B (Transição) - elemento mais energético na linha d (metais). Coluna 3 a 12 azul. 
Na série dos lantanídeo e dos actinídeos com o elemento mais energético na linha f. Quadro azul abaixo. 
RESUMOS SUBNÍVEIS ENERGÉTICOS: 
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS: Metais, Não metais, Ametais, Gases Nobres, semimetais e 
hidrogênio. 
Metais: tendência a ceder elétrons formando CÁTION. Normalmente sólidos, bons condutores, brilhosos, 
maleáveis (formam lâminas e fios). 2/3 Tabela Periódica. 
Ametais ou não metais: atraem elétrons formando ANIONS. Maus condutores, podem ser isolantes, sem 
brilho. Condição ambiente: 
Sólido: C, P, S, Se, I. 
Líquido: Br. 
Gasoso: F, O, N, Cl. 
Semimetais: São intermediários entre metais ou não. Na combinação com outros elementos podem se 
comportar como metais ou não. 7 elementos sólidos em temperatura ambiente. Podem ceder ou atrais 
elétrons, dependendo da situação que se encontram. 
Sao: Boro (B), Silício (Si), Germânio (Ge), Arsênio (As), Antimônio (Sb), Telúrio (Te), Polônio (Po), Ástato 
(At). 
Gases nobres: 8 elétrons na camada de valência, exceto Hélio que possui 2. Gasosos, e estáveis, não se 
combinam facilmente com outros elementos. 
Hidrogênio: Elemento atípico, menor e mais leve átomo. Se combina com metais, ametais e semi. 
Propriedades periódicas: Característica dos elementos que marcam sua localização na tabela. Essas 
propriedades podem ser alteradas de acordo com o número atômico desse elemento. 
Raio atômico - Tamanho do átomo, duas forças atuantes no raio atômico, repulsão entre os elétrons e atração 
elétrons e núcleo. Quanto aumenta o número atômico aumenta a quantidade de camadas eletrônicas. 
Energia de Ionização - Energia necessária para retirar um elétron de um átomo gasoso. Quanto MAIOR o 
átomo MENOR a energia. Energia de Ionização aumenta da esquerda para direita na tabela. 
Afinidade Elétrica - Energia liberada quando um átomo gasoso recebe um elétron em sua última camada. 
Mostra a força do núcleo do átomo para atrair esse elétron. 
Eletronegatividade - Tendência de um átomo receber elétrons no seu nível mais externo na de uma ligação. 
Caráter não metálico. Aumenta da esquerda para direita, de baixo para cima. 
Eletropositividade: Contrário da eletronegatividade. Aumenta da direita para esquerda, de cima para baixo. 
Ponto de fusão e ebulição - PF temperatura que o sólido se torna líquido, e PE temperatura que o líquido de 
torga vapor. Aumentam de cima para baixo, e em direção ao centro da tabela. 
TEORIA ATÔMICO MOLECULAR: Os átomos são partículas muito pequenas e para sua medida é 
utilizada a MASSA ATÔMICA. 
Massa atômica (MA): Determina quantas vezes a massa de um átomo é mais pesada que 1u, ou seja, 1/12 
do átomo de C12. A massa atômica é a medida ponderada da massa atômica dos isótopos naturais de um 
elemento. (U) 
1u = 1,66*10^-24 gramas 
Unidade massa atômica x gramas: 
H - 1u - 1,66*10^-24 gramas 
O - 16u - 16 * 1,66*10^-24 gramas = 2,656*10 -23 gramas 
C - 12u - 12 * 1,66*10^-24 gramas = 1,992*10 -23 gramas 
Massa Molecular (MM): Massa de uma molécula expressa em (U). Soma de massa atômica de cada 
elemento da molécula. 
Ex: H2O 
H1 = 2H = 2 
O16 = 16 
Sendo massa molecular da água = 18u 
H2SO16 
H1 = 2H = 2 
S32 = 1S = 32 
O4 = O16 = 64 
Sendo massa molecular do Ácido Sulfúrico = 98u 
CONCEITO DO MOL: Amontoado de partículas, podendo ser átomos, elétrons, moléculas. 
Número Avogadro 6,02*10^23 é chamado de Mol. 
Massa molar: Massa molar é numericamente igual a massa atômica. 
Sendo por exemplo: Massa atômicas de ferro(56 u), prata (108 u) e mercúrio (200 u), temos: 
• massa molar do ferro: 56 gramas/mol; 
• massa molar da prata: 108 gramas/mol; 
• massa molar do mercúrio: 200 gramas/mol. 
Ou seja, se colocarmos exatamente 1 mol de átomos de ferro em uma balança, obtemos 56 g. 
Massa molar substância: Massa em gramas de um mol de uma molécula. Numericamente igual a massa 
molecular. 
Ex: MM do Fe2 (SO4)3 = (2 . 56 u) + (3 . 32 u) +(12 . 16 u) = 400 u logo, a massa molar do Fe2 (SO4)3 será 
400 g/mol. 
ESTRUTURA DE LEWIS E REGRA DO OCTETO: os gases nobres com excessão do Hélio 
possuem 8 elétrons na camada de valência. Os átomos ligam-se em busca de estabilidade, sendo alcançada 
com 2 ou 8 elétrons na camada de valência. 
Para ter estabilidade os átomos podem doar, receber ou compartilhar elétrons. Sendo então uma ligação 
iônica, metálica ou covalente. 
Ligação Iônica: um átomo perde definitivamente um elétron se tornando um cátion, e o outro ganha, se 
tornando um ânion. SE DA ENTRE METAL E AMETAL, METAL E HIDROGÊNIO. 
Os metais que estabelecem essa ligação apresentam de 1 a 3 elétrons na valência, e os ametais de 5 a 7. 
Obs: QUEM DOA FICA +, QUEM GANHA FICA -. 
Características: Substância iônica é sólida e cristalina no ambiente, PF e PE altos, conduzem correntes 
elétricas quando fundidas ou dissolvidas em água. 
* Quanto mais distantes os compostos na tabela periódica maior a possibilidade de ligação iônica entre eles. 
Ligação covalente: Ocorre quando dois átomos tem a mesma tendência de ganhar ou perder elétrons. Não 
ocorre transferência total, os átomos compartilham elétrons. 
Três tipos de fórmula: 
• molecular: aquela que indica o número de cada átomo na molécula; 
• eletrônica de Lewis: coloca-se em torno do átomo, de forma simétrica, os elétrons da camada de valência 
de cada átomo da molécula; 
• estrutural plana: cada par de elétrons compartilhado representa-se por uma traço. 
A ligação covalente ocorre entre: 
• ametal e ametal; 
• ametal e hidrogênio; 
• hidrogênio e hidrogênio. 
Ligação covalente dativa: Um dos átomos empresta um elétron. Um deles possui o octeto completo e o 
outro necessita adquirir dois para completar a camada de valência e garantir a estabilidade. Representado por 
um SETA. 
Característica: 
- baixo PE e PF 
- em temperatura ambiente pode ser sólido, gasoso ou líquido. 
- não são bons condutores em solução aquosa. 
Ligação covalente apolar: Não há diferença de eletronegatividade entre os átomos, o par de elétrons é 
igualmente compartilhado. Os dois elétrons são simultaneamente compartilhados. 
Ligação covalente polar: estabelecida entre átomos com eletronegatividade diferente. O átomo mais 
eletronegativo fica com maior densidade elétrica que o menos eletronegativo. 
 
LIGAÇÃO METÁLICA: ocorre pela ligação elétrica entre íons positivos e elétrons. Junção de átomos 
de elementos metálicos, ocorrendo a liberação parcial de elétrons mais externos, formação de íons positivos 
na cristalina chamada célula unitária. Capacidade de condução em elementos metálicos se explica por essa 
nuvem. 
Propriedade dos metais: 
• condutibilidade: são excelentes condutores de corrente elétrica e de calor; 
• maleabilidade: capacidade de produzir lâminas, chapas muito finas; 
• ductibilidade: capacidade de produzir fios. 
A maior é sólida em temperatura ambiente e apresenta cor prateada com excessão do Mercúrio, que se 
encontra em estado líquido no ambiente. E referente s cor o Cobre (Cu) e o Ouro (Au). 
REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS DA CAMADA DE VALÊNCIA E FORMAS 
INTERMOLECULARES. 
Segundo essa teoria, os elétrons da camada de valência são distribuídos, aos pares, ao redor do átomo, como 
se estivessem afastados em uma esfera, o máximo possível, para diminuir a repulsão. Os elétrons que 
participam da ligação covalente são denominados ligantes; os que não participam dela são os não ligantes. O 
átomo que se une a outros é denominado átomo central. 
São possíveis disposições espaciais que darão origem a diferentes geometrias, mas vamos nos deter apenas à 
geometria linear, angular, triangular ou trigonal plana, pirâmide trigonal ou piramidal e tetraédrica. 
Passos para determinação da forma de uma molécula no espaço: 
1. observar e desenhar a estrutura de Lewis para a molécula; 
2. contar o número de pares de elétrons ligados e isolados presentes na molécula e determinar o número 
estérico (soma de todos os pares solitários e ligados); 
3. fazer uma disposição arranjando os pares de elétrons nos vértices de uma figura geométrica, de forma a 
diminuir o máximo possível a repulsão entre os pares solitários, conforme quadro adiante; 
4. lembrar que átomos iguais não se ligam entre si e distribuir de maneira simétrica os átomos ao redor do 
átomo central. 
Polaridade em moléculas: sentido do vetor. Moléculas diatômicas formadas por átomos diferentes são 
moléculas polares, uma vez que possuem µ� não nulo. Já as moléculas diatômicas formadas por átomos 
iguais, são apolares, pois exibem µ� = 0. 
Polaridade X Solubilidade: semelhante dissolve semelhante. Molécula polar tende a se dissolver em outra 
molécula polar. Soluto dissolve solvente. 
Forças intermoleculares: força de aproximação das moléculas, varia dependendo do tipo de molécula (polar 
ou apolar). Essa força defini o estado da matéria (líquida e sólida). 
Condições ambientes = compostos iônicos sólidos devido a atração entre cations e anions. 
Nos compostos gasosos a distância dos átomos é grande e quase não existe força de atração entre eles, 
diferente os estados líquidos e sólidos. 
Ligações do Hidrogênio: hidrogênio ligado a flúor, nitrogênio ou oxigênio, fortemente eletronegativos. 
Forças de Van der Waals: 
 - Força de dipolo-dipolo ou dipolo permanente: uni moléculas polares fora do grupo das MUITO 
POLARES. 
- Força de dipolo reduzido/London: uni melecas apolares. Deslocamento do par de elétrons compartilhado 
gerando polos temporários que polarizam a ligação. Essas moléculas se separam com facilidade, baixo 
ponto de fusão e ebulição. 
RELAÇÃO: EBULIÇÃO, FUSÃO E FORÇA INTERMOLECULAR. 
Forma intermoleculares é o que mantém a única das moléculas - interfere fusão, ebulição e solubilidade das 
substâncias. 
EBULIÇÃO (PE): ⬆ MAIOR FORÇA INTERMOLECULAR - ⬆ MAIOR PE. 
⬆ MAIOR MOLÉCULA (maior superfície de contato) - ⬆ MAIOR PE 
Força intermolecular influência na solubilidade, apolares e polares diferem nos graus de dissociação. 
- Composto polar dissolve em solvente polar; 
- Composto apolar dissolvem em solvente apolar; 
Obs.: Compostos oleosos não dissolvem em água. Água tem um comportamento diferente em relação ao PE. 
FUNÇÕES INORGÂNICAS: Ácidos, bases, sais e óxidos. 
Algumas substâncias dissolvidas em água podem geram íons de carga positiva (cátions) ou negativa (ânion) 
dando origem a substâncias iônicas ou eletrolíticas, sendo condutor de corrente elétrica. Aquelas que não 
geram íons não conduzem energia. 
Dissociação Iônica: separação dos cations e ânions de uma substância por ligação iônica. Capacidade da 
molécula de solvatar os íons presentes na forma sólida da substância química a ela adicionada. 
(Solvatar: composto iônico polar se dissolve em substância polar sem formar nova substância). 
Ionização: Molécula polar em água sofre ruptura de uma ou mais ligação covalente, dando origem a íons 
(cations e anions). 
Ácidos: toda substância que sofre ionização em água, liberando cátion H+. Molécula de hidrogênio liberado 
interage com s água dando origem a um cátion hidrônio (H3O-). 
Sabor azedo, condutibilidade elétrica, reação com metais, produção de hidrogênio gasoso (H2), com 
carbonetos e bicarbonatos produzindo gás carbônico. TODOS SÃO SOLÚVEIS EM ÁGUA. 
- Fórmula geral de um ácido sempre terá H como primeiro elemento, e o ânion da ligação que dará origem 
ao ácido. (HCl ácido clorídrico). 
Por definição, um hidrogênio ionizável será aquele que se mantém covalentemente ligado a um átomo ou 
grupo de átomos com eletronegatividade muito maior que a sua própria. Essa diferençade eletronegatividade 
gera uma polaridade na ligação, permitindo sua ruptura durante a ionização em água. 
Hidrácidos e Oxiácidos: Hidrácidos ácidos que não possuem oxigênio, e oxiácidos que possuem oxigênio. 
Grau de Ionização dos Ácidos: Relação percentual entre número de moléculas ionizadas e total de 
moléculas presentes no meio. 
A = moléculas ionizadas/n total de moléculas x 100 
Quanto maior o grau de ionização do ácido maior a condutibilidade elétrica no meio. 
Forte - mais que 50% grau de ionização 
Moderado - de 5% a 50% grau de ionização 
Fraco - menor que 5% grau de ionização. 
É possível determinar a força iônica da maioria dos ácidos conhecidos e dessa forma avaliar se o ácido terá 
ou não grande impacto sobre o pH e condutibilidade elétrica da solução. Para tanto, é necessário primeiro 
verificar se o ácido presente é um tipo de hidrácido ou de oxiácido. 
- hidrácidos (ácidos sem oxigênio presente na estrutura da molécula), teremos apenas três casos que serão 
classificados como ácido forte: HCl, HBr e HI. 
- Entre os oxiácidos (ácidos com oxigênio presente na estrutura da molécula), a força iônica pode ser 
determinada pela diferença entre o número de átomos de oxigênio e o número de átomos de hidrogênio 
ionizáveis. 
Forte: 2 ou 3 
Moderado: 1 
Fraco: 0 
- Para Hidrácidos: nomenclatura Ácido (Nome do Ânion)ídrico 
- Para Oxiacidos: nomenclatura pode ser com sufixo OSO ou ICO. 
Maior NOX é ICO e menor NOX é OSO. 
Relação entre nomenclatura do ânion e nomenclatura do ácido: Ânion originado da ionização de um 
ácido tem seu nome relacionado ao nome do ácido original 
ÁCIDO - ÂNION: 
OSO - ITO 
ICO - ATO 
IDRICO - ETO 
Ácidos cotidiano: 
• Ácido sulfúrico (H2SO4): sem dúvida se trata do ácido mais consumido pela sociedade moderna. Apresenta 
aplicação no setor de fertilizantes, petroquímico, papel e celulose, corantes e na obtenção de baterias 
químicas. Participa como catalisador de diversas sínteses orgânicas, apresenta como principal propriedade 
sua ação desidratante e promove a chamada carbonização de compostos orgânicos. 
• Ácido nítrico (HNO3): trata-se do segundo ácido mais consumido no mundo. Apresenta grande aplicação 
na produção de explosivos e tem como principal característica a elevada volatilidade e toxicidade, o que faz 
com que seu manuseio necessite da utilização de equipamentos de proteção individual apropriados. 
• Ácido carbônico (H2CO3): por ser um ácido orgânico, pode ser classificado como um ácido fraco, 
extremamente instável e que surge do equilíbrio existente entre a água e o gás carbônico. Apresenta grande 
aplicação na indústria de bebidas e alimentos, onde faz parte da composição de refrigerantes e outras bebidas 
gaseificadas. 
• Ácido fosfórico (H3PO4): trata-se de um ácido moderado usado em diversos setores industriais como o 
têxtil, de vidros, alimentício e de fertilizantes. Sua principal característica está em seu emprego como 
acidulante e conservante químico em alimentos. 
• Ácido clorídrico (HCl): trata-se de um hidrácido forte e volátil obtido a partir da dissolução de gás cloro 
(Cl2) em água. Sua forma comercial de menor grau de pureza é utilizada para limpeza de pisos ou peças a 
serem submetidas a processo de solda. É o ácido encontrado no interior do estômago e, portanto, responsável 
por parte do processo de digestão dos alimentos no corpo humano. 
 • Ácido fluorídrico (HF): trata-se de um hidrácido moderado encontrado na forma gasosa em condição 
ambiente. Apresenta capacidade de corroer até mesmo o vidro, sendo, por isso, sempre acondicionado em 
frascos plásticos. 
• Ácido sulfídrico (H2S): trata-se de um hidrácido fraco encontrado na forma gasosa em condição ambiente. 
Apresenta como principal característica o fato de ser altamente venenoso para humanos e sempre ser 
formada a partir da putrefação de substâncias orgânicas naturais à base de enxofre. Geralmente, 
identificamos o odor característico produzido por esse ácido como sendo o odor de “ovo podre”. 
Bases ou hidróxidos: Base é toda substância que em água sofre dissociação iônica, libera ânion OH- 
(Hidroxila), sabor cáustico, adstringente, conduzem corrente elétrica. 
Bases Cotidiano: 
• Hidróxido de amônio (NH4OH): empregado em diversos setores industriais como o têxtil, de borracha, 
farmacêutico, fotográfico e de lubrificantes. Participa de várias reações de condensação e polimerização no 
setor químico. 
• Hidróxido de sódio (NaOH): trata-se da principal e mais conhecida das bases, recebendo o nome de soda 
cáustica devido à capacidade de agredir os tecidos vivos. Trata-se de um material higroscópico e que, 
portanto, absorve umidade do meio rapidamente. Devido à reatividade com o vidro, ao se prepararem 
soluções dessa base, o ideal é que a mesma seja conservada em frascos de plástico. Apresenta grande 
aplicação em diferentes setores industriais, sendo utilizado em diversas reações químicas como as de 
saponificação. 
• Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2): trata-se de uma base fraca e pouco solúvel e origina uma suspensão 
branco-leitosa chamada leite de magnésia. Tal formulação é empregada como antiácido e laxante, podendo 
ser combinada com o hidróxido de alumínio. 
Fonte: Usberco; Salvador (2007). 
 
Sais: 
Compostos ionicos que possuem no mínimo um cátion diferente de H+ é um ânion diferente de OH-. 
NaCl ➡ Na+Cl- 
MgBr ➡ Mg+2Br- 
NaHSO ➡ Na+H+SO -2 
Todo sal sofre dissociação em água libertando ao menos um cátion é um ânion. 
Formação de sais: Reação de neutralização: 
Sais são formados a partir de reações entre ácidos e bases de Arrhenius. São chamadas também de ração de 
salinização, sempre terá um sal em seu término. Reação se da pela ionização do ácido liberando cátion H+ é 
um ânion e pela dissociação da base liberando um cátion é um ânion OH-. Essa liberação da origem a uma 
molécula de água.