Resumo Química 1 ano

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Química 
(RESUMO) 
Tabela Periódica 
 A tabela periódica moderna traz os elementos em ordem cres-
cente de seus números atômicos em linhas (horizontal), de modo que 
elementos com propriedades químicas semelhantes fiquem nas mesmas 
colunas (vertical). As linhas são também chamadas de séries ou perío-
dos e reúnem elementos cujos átomos possuem o mesmo número de 
níveis eletrônicos ocupados no estado fundamental. Nas colunas, que 
podem ser chamadas de grupos ou famílias, estão elementos com 
propriedades químicas parecidas. 
CLASSIFICAÇÃO: classificação muito comum hoje em dia divide os 
elementos nos seguintes grupos: metais, ametais, semimetais, gases 
nobres e hidrogênio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
↳ METAIS: bons condutores de calor e corrente elétrica, dúc-
teis, maleáveis, maioria sólidos e tendem a perder elétrons e brilho. 
↳ AMETAIS: tendem a ganhar elétrons, sendo opostos aos me-
tais. 
↳ SEMIMETAIS: semicondutoras elétricas e térmicas. 
↳ GASES NOBRES: Possuem átomos com o octeto (à exceção 
do He) completo e apresentam uma baixíssima reatividade química 
↳ HIDROGÊNIO: não possui família 
 Existem os elementos representativos, os elementos de transi-
ção, e os de transição interna. 
 REPRESENTATIVOS: São 
as colunas que aparecem com 
a letra A (elementos represen-
tativos - blocos s e p) rece-
bendo nomes especiais. O 
número da família é igual ao 
número de elétrons na camada 
de Valência. 
 DE TRANSIÇÃO EXTERNA: Os elementos de transição das co-
lunas B (bloco d) são metais com configuração nsX (n-1)dZ ou nsX (n-
2)f14 (n-1)dZ e são chamados de metais de transição por possuírem 
propriedades intermediárias entre os elementos dos blocos s e p. 
 DE TRANSIÇÃO INTERNA: Os metais de transição interna são 
os lantanídeos e actinídeos, que fazem parte da coluna 3 (IIIB) nos 
períodos 6 e 7, respectivamente (bloco f). Esses elementos têm 
configuração geral ns2 (n-2)fW, em que w varia teoricamente de 1 a 
14. 
 
 
 
 
 
 
 
Estados físicos dos elementos: Os elementos gaso-
sos são: gases nobres, hidrogênio, nitrogênio, oxigênio, cloro e flúor. 
Os líquidos são: bromo e mercúrio. Os sólidos: o resto dos metais e 
ametais 
Propriedades Periódicas 
 Propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodi-
camente com o aumento de seus números atômicos. 
 
Eletronegatividade 
E afinidade 
Eletrônica  
 
 
Eletro 
Positividade  
 
 
 
Raio atômico  
 
 
 
Pontos de fusão 
E ebulição  
 
 
Volume 
Atômico  
 
 
 
Densidade  
 
AUMENTO DA INTENSIDADE DAS FORÇAS INTERMOLECULARES 
 
POTENCIAL 
DE IONIZAÇÃo  
 
 
Ligações Químicas 
 São maneiras de levarem os átomos até a estabilidade química, 
assim como os gases nobres. Para ter essa estabilidade, o átomo deve 
ter 8 ELÉTRONS na camada de valência. 
LIGAÇÃO iônica: 
 Ligação ELETROVALENTE ou HETEROPOLAR, ocorrendo apenas 
entre METAIS + AMETAIS, HIDROGÊNIO + METAIS ALCALINOS ou 
HIDROGÊNIO + ALCALINOS TERROSOS.. 
 Ocorre uma FORÇA ELETROSTÁTICA (atração de íons), tendo 
ALTOS PONTOS DE EBULIÇAO E FUSÃO e CONDUZEM CORRENTE 
ELÉTRICAS. NÃO FORMAM MOLÉCULAS. 
 Importante: lembrar que em uma ligação química, o elemento da 
frente sempre será o CÁTION.. Exemplo: 
 NaCl: o Na é um metal = ele perde elétrons = cátion. Já o Cl é 
um ametal = ganha elétrons = ânion, logo quem irá à frente será o Na. 
LIGAÇÃO COVALENTE: 
 Ligação MOLECULAR ou HOMOPOLAR ocorre entre AMETAL + 
AMETAL, AMETAL + HIDROGÊNIO, HIDROGÊNIIO + HIDROGÊNIO ou ainda 
nas seguintes exceções: BeH2, Mg H2, AlCl3, HgCl2, BeF2 e BF3. 
 Ocorre uma FORÇA MAGNÉTICA entre eles, onde tem BAIXO 
PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO, MAU CONDUTORES DE ELETRICIDADE 
e FORMAM MOLÉCULAS.. 
 TIPOS DE LIGAÇÕES COVALENTES: 
↳ QUANTO À ORDEM: ligação simples (1 par de elétrons); ligação 
dupla (2 pares de elétrons) e ligação tripla (3 pares de elétrons) 
↳ QUANTO À POLARIDADE: ligações apolares (elementos iguais = 
H2) e ligações polares (elementos diferentes = HF) 
↳ QUANTO Á ORIGEM: ligação normal (par de elétrons formados 
de 1 elétron de um elemento e 1 elétron de outro elemento = H2 = 
H – H) e ligação dativa (2 elétrons compartilhados saem do mesmo 
elemento = S02 = O  S  O) 
LIGAÇÃO metálica: 
 Ligações entre METAIS 
 LIGAS METÁLICAS: AÇO (Fe, C, Si, P e S), AÇO INOX (aço, Cr e 
Ni), Ouro 18 quilates (Au, Cu, Ag), BRONZE (Cu e Sn) e Latão (Cu e Zn). 
Geometria Molecular 
 
 
 
 
Polaridade Molecular 
Caráter iônico e caráter covalente: 
↳CARÁTER IÔNICO = ELETONEGATIVIDADE > 1,6 
↳CARÁTER COVALENTE = ELETRONEGATIVIDADE < 1,6 
Caráter POLAR E CARÁTER APOLAR: 
↳ CARÁTER POLAR =   0 
↳ CARÁTER POLAR =   0 
 MACETES: 
 1º MACETE 
↳MOLÉCULAS COM 2 ÁTOMOS: 
átomos iguais (  0 = apolar. Exemplo: H2) 
átomos diferentes (  0 = polar. Exemplo: HF) 
↳MOLÉCULAS COM 3 ÁTOMOS: 
APOLAR: só se forem usados TODOS os ligantes do 
átomo central. Exemplo: CO2 
 
 
POLAR: só será se NEM TODOS os ligantes do átomo 
central forem utilizados. Exemplo: H2O 
 
 
 
 2º MACETE 
 
 
 
Forças Intermoleculares 
 São FORÇAS DE ATRAÇÃO ENTRE MOLÉCULAS. Existem 3 
tipos de forças: 
↳PONTES DE HIDROGÊNIO: forças que ocorrem entre o 
HIDROGÊNIO e o FLÚOR, OXIGÊNIO ou NITROGÊNIO (FON) Exemplos: 
HN3. Formam sólidos e líquidos e tem alto ponto de fusão e ebulição. 
↳DIPOLO - DIPOLO ou DIPOLO PERMANENTE: interação 
que ocorre em TODAS AS MOLÉCULAS POLARES que NÃO formam 
pontes de hidrogênio. Exemplos: HCl, HBr, H2S, SO2... 
↳DIPOLO INDUZIDO ou FORÇAS DE VAN DER WAALS ou 
DIPOLO INSTÂNTANEO ou FORÇAS DE LONDON: interação que ocor-
re entre MOLÉCULAS APOLARES. Exemplos: H2, CO2, CH4 
 Importante ressaltar que há uma força de intensidade entre 
as moléculas: 
 
DIPOLO 
INDUZIDO 
DIPOLO 
DIPOLO 
PONTES DE 
HIDROGÊNIO