Resumo Química Geral

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ESCOLA TÉCNICA CRISTO REDENTOR 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Geral 
Resumo 1º Semestre 
 
Aluno: Luís Augusto dos Santos Dourado 
Professor: Eduardo Silva 
Turma: 1TQIMA/14 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PORTO ALEGRE 
2014 
2 
 
 
Química Geral 
 
Química estuda a estrutura das substâncias, a composição e as propriedades das diferentes 
matérias, suas transformações e variações de energia 
Átomo – Menor Unidade representativa da matéria. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Núcleo – Encontra-se os prótons e neutros e tem carga + 
A Massa do Átomo está concentrada no núcleo (Soma de Prótons e Neutros a massa dos 
elétrons é desprezível) 
A Eletrosfera – Região ao redor do núcleo (onde se encontram os elétrons (sua carga é -) 
 
Partículas subatômicas 
 
*A massa dos elétrons é desprezível para efeitos de cálculos em aula. 
 
 
 
 
 
 
3 
 
Principais características dos átomos 
Número atômico (Z) 
É representado por (Z), é indica o número de prótons contidos no núcleo, esse número atômico 
caracteriza o átomo, não é possível a existência de dois átomos diferentes com o mesmo número 
atômico. 
EX: 
 
Massa (A) 
Soma dos Prótons e Neutro do núcleo. 
 
Átomo Neutro 
Possui o mesmo número de elétrons e prótons tendo a sua carga neutra. 
Nº ē = nº P 
EX: 
 
 
 
Íons 
 Íons são átomos que perderam ou ganharam elétrons, eles se classificam em ânions e cátions. 
- Ânions – Átomos que ganham elétrons, como passam a possuir mas elétrons que prótons sua 
carga passa a ser negativa. 
- Cátions – Átomos que perdem elétrons, como passam a possuir menos elétrons que prótons 
sua carga passa a ser positiva. 
 
 
 
 
 
 
4 
 
Tabela Periódica 
A tabela periódica é uma forma de organizar todos os elementos químicos já conhecidos, levando 
em conta diversas de suas características. 
A Tabela é dívida em faixas horizontais (períodos) e faixas verticais (grupos) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Grupos Mais Importantes 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tabela por tipo Metal e não-Metal 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Grupos, 
Totalizando 18 
Períodos 
Totalizando 7 
5 
 
Isoátomos 
 
IsótoPos 
Átomos com o mesmo número de Prótons 
mas que possuem massa diferente. 
Os Isótopos possuem as mesmas propriedades 
 químicas mas suas propriedades físicas são 
 diferentes como ponto de fusão, densidade e etc. 
 
 
 
IsótoNos 
Átomos de elementos diferentes 
 que possuem a mesma quantidade 
 de neutros. 
 
 
 
 
 
 
IsóbAros 
Átomos que diferentes 
 com a mesma Massa. Ex. 
 
 
 
 
 
 
Isoeletrônicos 
Espécie química que apresentam 
 o mesmo nº de Elétrons. 
 
 
 
6 
 
 
Estudo da Eletrosfera 
A eletrosfera está dívida em camadas eletrônicas, atualmente são conhecidas 7 
camadas cada uma com um determinado número de elétrons. 
 
 
 
 
Dentre cada camada eletrônica seus elétrons estão organizados em subníveis, cada 
camada pode possuir de 1 a 4 subniveis, variando conforme seu número de elétrons. 
Cada Subnível possui um determinado número de elétrons e segue a seguinte divisão. 
 
 
 
 
 
 
OBS: Os Subniveis jamais se repetem na mesma camada. 
O Diagrama de Linus Pauling 
 
Diagrama de Pauling (foi criado pelo cientista 
Linus Carl Pauling (1901-1994)), também conhecido 
como Diagrama de distribuição eletrônica, ou, 
ainda, Diagrama dos níveis energéticos, ele mostra de 
ordem crescente de energia em que se dá o 
preenchimento dos subníveis nas camadas eletrônicas. 
 
 
Diagrama 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
Os elétrons seguem a ordem crescente de energia como mostra as setas no diagrama. 
Formando a sequência como na figura abaixo. 
Ordem de Energia 
 
 
 
 
 
 
A Distribuição Eletronica também pode ser escrita em sua forma geometrica. 
 
 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Distribuição Eletrônica Na tabela Periódica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
As grupos da tabela periódica, tem seu Subnível mas energético o subnivel representado 
pela letra acima. 
Ex: Os Metais Alcalinos terminam sua distribuição eletrônica com o Subnível “s” já os 
halogêneos por exemplo terminam no Subnível “p”. 
*OBS:A algumas exceções à regra em sua maioria nos metais de transição e o “He” nos 
gases nobres. 
 
Propriedades Periódicas 
 
O Raio Atômico 
Representa a distância entre o centro do núcleo de um átomo e a camada mais externa 
da eletrosfera, o raio atômico cresce conforme aumenta o número de camadas e diminui com o 
aumento do número atômico. Assim, numa mesma grupo, o raio aumenta de cima para baixo. E, 
no mesmo período, da direita para a esquerda, pois com o aumento dos prótons, maior é a força 
do núcleo para atrai a eletrosfera. 
Quando Maior o Raio Maior o Tamanho do Átomo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
O Raio Atômico nos íons se altera conforme a perca de ganho elétrons. 
No caso dos Cátions ele diminui pois a atração fica mais forte sobre a eletrosfera em alguns 
casos e ao perder elétrons perde sua última camada eletrônica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Os ânions ganham elétrons e como ficam mais eletronegativos sua eletrosfera se expande 
devido a redução da força de atração. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Potencial de Ionização 
A energia necessária para retirar um elétron de um átomo, ou seja, para tirar o ultimo elétron 
do átomo. A energia será grande quanto mais carga positiva o núcleo possuir mais fortemente 
ele atrairá seus elétrons para perto de si, e mais energia será consumida para retirá-los. Ou 
quanto ao tamanho do átomo, quanto menor for seu raio atômico mais atraído será os elétrons 
para perto do núcleo também sendo necessária uma grande quantidade de energia para retirá-
los. 
A primeira energia de ionização há energia mínima necessária para a retirada do último elétron 
da camada de um átomo, mas o primeiro a ser retirado e consequentemente de menor energia 
pois é o mis afastado do núcleo. À medida que se retira elétrons das camadas a energia de 
ionização aumenta, pelo fato que o núcleo vai possuindo mais cargas positivas que negativas e 
consegue atrair com mais força seus elétrons. 
 
 
 
 
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A Energia de Ionização Cresce de maneira oposto ao Raio Atômico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Eletro Negatividade 
 
A Eletronegatividade mede a tendência que um átomo tem para ganhar elétrons. 
A Eletronegatividade é maior em átomos pequenas logo cresce em oposto ao raio atômico, 
quando menor o átomo maior sua atração já em átomos grandes seu elétrons ficam mais longe 
do núcleo perdendo sua atração. 
Os elementos mais eletronegativos que costuma-se ser mais trabalhados são: 
Dica usar a Frase para recorda-los. 
 
 
 
 
 
 Como cresce a Eletronegatividade na tabela. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
OBS: Os gases nobres são excluídos dessa propriedade pois são possuem a inercia química. 
 
 
11 
 
Ligações Químicas 
Representam interações entre dois ou mais átomos, interações essas que podem ocorrer por 
doação de elétrons, compartilhamento de elétrons, a ligação entre átomos formam moléculas, 
ao se ligarem os átomos buscar se estabilizar, para haver a estabilidade os átomos precisam 
atingir 8 elétrons em sua última camada eletrônica. 
 
Ligação iônica 
A Ligação Iônica ocorre entre Metais e ametais através da formação de Íons e formada por uma 
ligação eletrostática. 
No exemplo vemos o Cálcio possui 20 elétrons, fica com 2 elétrons em sua 4 camada, e precisa 
perder 2 elétrons para poder se estabiliza ficando com 8 na terceira camada. 
O Oxigênio possui 6 elétrons em sua 2 camada precisando ganhar 2 para estabilizar com 8. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Havendo essa perca do cálcio e ganho do oxigênio o Cálcio se torna um Cátion e o Oxigênio um 
Ânion. 
Características das ligações iônicas 
- Altos pontos de Fusão e Ebulição. 
- são condutores de eletricidade, tanto os dissolvidos em água, como também os purosno estado 
líquido 
- Compostos iônicos sólidos à temperatura ambiente apresentam temperatura a 25° C e pressão 
de 1 atm, e o melhor solvente para esses compostos é a água. 
 
 
 
12 
 
Ligação Covalente 
Nessa ligação, os átomos são unidos devido ao compartilhar de seus elétrons, surgem então os 
pares eletrônicos. 
Cada par eletrônico formado pertence simultaneamente aos dois átomos ao compartilhar seus 
elétrons os átomos se estabiliza. 
 A ligação covalente ocorre entre Ametais +Ametais (NM+NM) e também ocorre entre NM+H 
(Hidrogênio). 
 
Ligação Covalente Comum 
O par de elétrons compartilhado é composto por 1 elétron de cada átomo. 
Pode ser de três tipos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação Coordenada (dativa) 
Essa ligação obedece a Teoria do Octeto, Os átomos se unem tentando adquirir oito elétrons 
na sua última camada, a configuração eletrônica dos gases nobres. 
 
Sendo assim, um átomo que já atingiu a estabilidade eletrônica se une a outro que necessita 
de elétrons para completar a camada. Um exemplo dessa ligação é quando um átomo de 
enxofre se liga a dois de oxigênio para formar o dióxido de enxofre (SO2). 
 
 
A Ligação coordenada só ocorre depois que o átomo central está estabilizado e só pode ocorrer 
se o mesmo tiver um par de elétrons sobrando (não fez nenhuma ligação). 
13 
 
Para identificar o Átomo central deve ver qual dos átomos da ligação é o menos eletronegativo 
seguindo a ordem já citado na eletronegatividade. 
 
 
 
 
 
OBS: O hidrogênio não pode ser um átomo central. 
 
Geometria molecular 
A geometria explica como os átomos estão dispostos a molécula. 
T.R.P.E.C.V – Teoria da Repulsão do par de elétrons da camada de valência. 
O par de Elétrons apresentam a mesma carga e portanto se repelem. 
São pares de elétrons: 
- 1 Ligação simples; 
- 1 ligação dupla; 
- 1 ligação tripla; 
-1 ligação coordenada; 
- 1 par de elétrons isolado. 
Para determinar a geometria deve-se analisar o átomo central da molécula. 
Os pares de elétrons sempre ficam o mais distante uns dos outros assim formando a geometria 
da molécula. 
Exemplo: 
A Molécula de Amônia possui três Hidrogênios ligados ao Nitrogênio. 
Mesmo com as 3 ligações ainda resta um par de elétrons Isolado que repele os Hidrogênios para 
baixo. 
Formando a estrutura Piramidal. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
Segue Tabela das Principais formas Geométricas das Moléculas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15 
 
Polaridade 
Polaridade das Ligações 
Chamamos de polaridade a capacidade que as ligações possuem de atrair cargas elétricas. 
Criando polos. 
 
Ligações Apolares 
Ligações apolares ocorrem entre átomos iguais, não gerando vetor de ligação. 
Ex: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ligações Polares 
Ligações entre átomos diferentes, gera um vetor que pende para o lado do elementos mas 
eletronegativo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Polaridade da Molécula 
 
Vetores se Anulam Molécula Apolar 
Moléculas com ligações iguais sem par de elétrons isolado serão apolares. 
Exemplo CO2. 
 
 
Vetores se soma Molécula Polar 
Ligações Diferentes ou com Par de Elétrons Isolado, molécula polar. 
 
EX:H2O e 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Na H2O Ligações Iguais Mas o Oxigênio tem pares de elétrons isolados, no CH3Cl a ligantes 
diferentes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
Força de interação intermolecular 
As forças de atração entre as moléculas são de natureza elétrica, essas forças podem ser 
divididas em dois tipos: forças de Van der Waals e Ligação de Hidrogênio ou pontes de 
hidrogênio; 
Força de Van der Waals 
- Dipolo Instantâneo ou Dipolo Induzido 
A ligação dipolo instantâneo dipolo induzido é um tipo de ligação intermolecular, característica 
de moléculas apolares. Nestas moléculas, a distribuição de cargas elétricas é uniforme. 
 
 
 
 
 
No entanto, os elétrons estão em constante movimento aleatório, estes podem, num determinado 
momento, acumular-se numa zona da molécula. Gera-se uma distribuição assimétrica das 
cargas eléctricas, havendo uma zona que fica com excesso e outra zona com deficiência de 
carga negativa. Formando um dipolo instantâneo. 
 
 
 
 
 
O dipolo instantâneo interage com moléculas vizinhas, provocando nestas a formação dipolos 
induzidos. A zona de carga negativa do dipolo instantâneo repele os elétrons de uma molécula 
vizinha; a zona de carga positiva do dipolo instantâneo atrai os Elétrons da molécula vizinha. 
Formando um ligação intermolecular. 
 
 
 
 
 
 
 
18 
 
 - Dipolo – Dipolo (permanente) 
O Dipolo permanente ocorre entre moléculas polares. 
As Moléculas polares possuem polos e estes por sua vez se atraem. 
 
 
 
 
 
Ligação de Hidrogênio ou pontes de hidrogênio 
 
 
 
Ocorre entre o Hidrogênio e outros átomos 
de grande eletronegatividade. 
Ocorre entre os seguintes átomos. 
 
 
 
 
Um bom Exemplo é a água(H2O) e o açúcar(C12H22O11) 
É por isso que as moléculas de água conseguem envolver as moléculas de açúcar que 
estavam ligadas fortemente em forma de cristais e separá-las, impedindo que voltem a 
se unir. Desse modo, o açúcar apresenta grande solubilidade em água, sendo que 
podemos dissolver até 33 g dele em 100 g de água a 20ºC. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
As próprias moléculas de agua também usam a ponte de hidrogênio para se manterem 
unidas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ponto de Fusão e Ebulição 
O Ponto de fusão e ebulição de um substancia é mais alta conforme a força de 
interação de suas moléculas seguindo a seguinte regra. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Em casos de moléculas com a mesma interação sempre a de maior massa irá ter o 
ponto de fusão mais alto. 
 
 
 
 
 
20 
 
Cálculos Químicos 
Leis Ponderais 
- Lei de Lavoisier 
 
É a lei da conservação das massas durante umas reação, átomos não são criados e 
nem destruídos apenas remanejados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
A lei das Proporções definidas 
A relação entre as massas das substâncias que participam de uma reação química 
sempre será um proporção constante. 
 
Unidade de massa atômica (u) 
Esta unidade equivale a 	da massa de um átomo de 12C. 
É representada pela letra minúscula u. 
 
Exemplo: 
- Oxigênio tem massa atômica de 16u , pois é mais pesado 16 vezes em relação à 1 
parte de 12 de um átomo de carbono-12. 
- O Hélio possui 4u sua massa é o equivalente à da massa de um átomo de 12C. 
Massa atômica de um elemento químico 
Os elementos químicos podem possuir isótopos (mesmo número atômico porém 
massa diferente), mas não são representados todos na tabela periódica. Por isso, as 
massas atômicas na tabela, são médias ponderadas das massas dos diversos 
isótopos estáveis Por exemplo, o oxigênio possui três isótopos estáveis. 
 16O - MA = 16u , equivale à 99,7% de todos os átomos de oxigênio. 
17O - MA=17u , são apenas 0,03% dos átomos de O. 
 18O - MA = 18u , abundância de 0,2% ; 
Fazendo a média ponderada: 
 
 
 
22 
 
Cloro. Isótopos estáveis de cloro: 
- 35Cl - MA = 35u, representa 75,4% dos átomos 
- 37Cl - MA = 37u , é 24,6% dos átomos . 
 
Massa Molecular 
 
A massa molecular (MM) é a soma das massas atômicas dos átomos que compõem 
uma molécula. 
Exemplo, em molécula de água (H2O). 
- H = 1u Como são dois hidrogênios = 2u 
- O = 16u 
- H2O = 2u + 16u = 18u 
 
Constante Avogadro 
Amedeo Avogadro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A constante de Avogadro é a quantidade de átomos ou moléculas que temos em um 
mol. 
Sabemos que há aproximadamente 6,02 x 1023 átomos/mol 
 
 
 
 
 
 
23 
 
Ex : 
Na figura abaixo temos: 
 2 mols de (24,08x10²³ átomos H) 
 1 Mol de (12,04x10²³ átomos de O), 
logo 2 mol de (12.04x10²³ moléculas). 
 
 
Volume molar de um gás 
CNTP: temperatura = 0 °C e pressão =1atm. 
 
Um mol de moléculas de um gás qualquer nessas condições seu valor é situa-se em 
torno de 22,4 litros. 
Essa constância no volume molar de um gás explica-sepelo fato de os tamanhos das 
moléculas gasosas serem desprezíveis quando comparados com o espaço vazio que 
há entre elas. Assim, se um balão de gás for enchido com 2g de gás H2 (massa de 
1mol) e submetido à pressão externa de 1 atm e à temperatura de 0°C, ele adquirirá o 
volume de 22,4 litros. Substituindo o gás H2 por 44g de gás CO2 (massa de 1mol de 
moléculas), o volume será de 22,4 litros, e assim por diante. 
Logo: 
 
 
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CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 
Cálculo estequiométrico ou estequiometria é o cálculo das quantidades de reagentes e 
produtos das reações químicas, feito com base nas Leis das reações, com o auxílio 
das equações químicas correspondentes. 
Esse tipo de cálculo segue, as seguintes regras: 
1º- Escrever a equação química mencionada no problema; 
2º- Acertar os coeficientes dessa equação (lembrando que os coeficientes indicam a 
proporção em número de mols existentes entre os participantes da reação). 
3º- Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo 
aos coeficientes da equação, que pode ser em massa, ou em volume, ou em número 
de mols, etc., conforme o problema. 
Ex: 
Calcular a massa de óxido cúprico obtida a partir de 2,54 gramas de cobre metálico. 
 
Resolução 
Escrever e balancear a equação química mencionada no problema: 
 
 
 
 
 
 
 
25 
 
 
 
Excesso e reagente Limitante 
 
Quando são dadas as quantidades de dois reagentes 
Reagir 100g de NaOH com 147g de H2SO4 
Vamos calcular inicialmente a massa de NaOH que reagiria com os 147g de H2SO4 
mencionado no enunciado do problema. 
 
O enunciado do problema diz que temos apenas 100 g de NaOH, neste problema, o 
H2SO4 é o reagente em excesso, pois seus 147g "precisariam" de 120g de NaOH para 
reagir e nós só temos 100g de NaOH que é o reagente limitante. 
Vamos determinar a massa de H2SO4 que reage com os 100g NaOH dados no 
enunciado do problema. 
 
 
 
26 
 
 
Quando os reagentes são substâncias impuras 
 
É comum o uso de reagentes com impurezas, principalmente em reações industriais, 
ou porque eles são mais baratos ou porque eles já são encontrados na Natureza 
acompanhados de impurezas. 
Por exemplo, o calcário, que é um mineral formado principalmente por CaCO3, porém 
acompanhado de várias outras substâncias (impurezas): se em 100g de calcário 
encontramos 90g de CaCO3 e 10 g de impurezas, dizemos que o calcário tem 90% de 
pureza e 10% de impurezas 
Para o cálculo estequiométrico é importante a seguinte definição: 
Grau de pureza (p) á o quociente entre a massa (m) da substância principal e a massa 
(m’) total da amostra. 
Logo = 
O Valor de (p) *100 nos fornece a porcentagem de pureza; 
Logo - = ∗ que nos fornece a massa (m) da substância principal. 
Ex: 
Deseja-se obter 180 litros de CO2, medidos nas condições normais, pela calcinação de 
um calcário de 90% de pureza. Qual a massa de calcário necessária? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Quando o rendimento da reação não é o total 
É comum uma reação química produzir uma quantidade de produto menor que a 
esperada pela equação química correspondente. 
Quando isso acontece dizemos que o rendimento da reação não foi total. Esse fato 
pode ocorrer ou porque a reação é "incompleta" (reação reversível) ou porque ocorrem 
"perdas" durante a reação. 
Rendimento (r) de uma reação é o quociente (q) de produto realmente obtida e a 
quantidade (q’) de produto que seria teoricamente obtida pela equação química 
correspondente. 
Ou seja: = 
O valor (r) *100 fornece o rendimento percentual; 
Logo – = ∗ 
Que será a quantidade (q) de substância obtida, a qual entrará na regra de três usual. 
Exemplo 
Queimando-se 30 gramas de carbono(C) puro, com rendimento de 90%, qual a massa 
de dióxido de carbono(CO2) obtida?