Revisavest - Resumos - Quimica

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QUÍMICA
ASSUNTO:
QUÍMICA GERAL
Introdução a química 
DEFINIÇÃO: Química é a ciência da natureza que estuda a matéria e suas transformações 
MATÉRIA: tudo aquilo que possui massa e que ocupa lugar no espaço 
FENÔMENO FÍSICO: ocorre quando há alterações na estrutura física da matéria sem alterar sua composição 
FENÔMENO QUÍMICO: quando há alteração na composição inicial da matéria e, por consequência gera novas 
substâncias 
EVIDÊNCIAS DE TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS 
• Precipitações
• Decomposição 
• Liberação de g;as
• Combustão 
• Mudança na cor 
EVIDÊNCIAS DE TRANSFORMAÇÕES FÍSICAS
• Mudança na forma
• Mudança de tamanho
• Mudança na aparência
• Mudança de estado físico 
MATÉRIA X CORPO X OBJETO 
MATÉRIA
Substancia ao todo (Exemplo: árvore) 
CORPO
Porção limitada da matéria
(Exemplo: toco de madeira)
OBJETO
Corpo que possui utilidade
(Ex: cadeira) 
Propriedades da matéria 
INÉRCIA = é a capacidade da matéria de conservar seu estado de repouso ou movimento, a 
menos que aja uma força atuando sobre ela.
MASSA = é a medida da quantidade de matéria do objeto. Segundo o Sistema
Internacional de medidas é medidas em quilogramas (kg). A massa é utilizada para medir a 
inércia (quanto maior a massa, maior a inércia, e vice-versa).
VOLUME
• é o espaço ocupado por uma substância.
cm3=1 ml
dm3=1 litro
m3=1000 litros
EXTENSÃO = é o lugar que a matéria ocupa no espaço. A extensão é calculada por meio do 
volume.
ELASTICIDADE = é a propriedade que permite que haja deformação do material ao ser submetido 
a forças externas e retorne a sua forma original quando essas forças
são removidas.
IMPENETRABILIDADE = é a propriedade que garante que duas ou mais porções de matéria não 
podem ocupar o mesmo espaço ao mesmo tempo.
DESCONTINUIDADE = é a existência de espaços vazios entre as partículas da matéria.
isYm
S
Propriedades específicas 
—> propriedades especificas são as propriedades particulares e exclusivas de cada substancia pura, simples 
ou composta utilizadas para sua identificação.
• são essas propriedades que diferenciam a matéria.
P.F e PE
- PONTO DE FUSÃO= temperatura em que a substância muda do estado sólido para o liquido.
- PONTO DE EBULIÇÃO = temperatura em que a substância muda do estado líquido para o gasoso.
CALOR ESPECIFICO = é a quantidade de calor necessária para a variação de 1°C de 1a da substância.
DENSIDADE = é a relação entre a massa e volume. É medida em g/cm3
- densidade alta = material tende a afundar
- densidade baixa= tende a flutuar
TENACIDADE = capacidade da matéria de resistir a impactos.
DUREZA= capacidade de um material riscar o outro.
FUNCIONAIS = são propriedades que nos indicam como a matéria reage e se comporta. São caracteristicas 
constantes e pertencem ao mesmo grupo funcional.
ORGANOLÉPTICAS =são propriedades relacionada a sentidos (cor, sabor, cheiro).
VOLUMES IGUAIS 
• Substâncias com volumes iguais. 
• É calculada por uma média simples 
VOLUMES DIFERENTES
Substâncias com volumes iguais. É 
calculada por uma média ponderada
d =ds+dad
=ds.%) +(da.
2
Estados físicos da matéria 
matéria se apresenta em três estados físicos, são eles: sólido, líquido e gasoso.
SOLIDO
- a força de atração entre as partículas é forte, pois estão próximas umas das outras
- possui massa definida e volume fixo.
LÍQUIDO
- as partículas estão mais afastadas umas das outras o que faz com que a atração seja menos intensa
• a matéria possui volume e massa fixos e adquire a forma do recipiente.
GASOSO
as partículas estão mais afastadas e não há atração entre elas possui massa fixa, mas não tem forma 
nem volume definidos.
NOTA: existe um quarto estado físico da matéria chamado de Plasma. Para atingir o Plasma é necessário 
que a matéria no estado gasoso seja aquecida a temperaturas elevadíssimas, fazendo com que a anergia 
de ligação seja superada pela agitação térmica das moléculas
MUDANÇAS DE ESTADOS FÍSICOS 
FUSAO = é a passagem direta do estado sólido para o líquido
VAPORIZAÇÃO = é a passagem do estado líquido para o gasoso e 
pode ocorrer de três formas: evaporação, ebulição e calefação.
• evaporação = processo lento, ocorre naturalmente a 
temperatura ambiente.
- ebulição = ocorre de forma rápida e com grande agitação 
molecular.
- calefação = passagem rápida e brusca.
SUBLIMAÇÃO: passagem direta do estado sólido para o gasoso ou 
do gasoso para o sólido (ressublimacao) 
SOLIDIFICAÇÃO: passagem do estado liquido para o gasoso
LIQUEFAÇÃO: passagem do estado gasoso para o líquido, também 
chamada de condensação 
Mudanças de fases 
SUBSTANCIA PURA 
- substância pura = toda substância 
pura possui ponto de fusão e ebulição 
constantes.
MISTURA
— Possui ponto de fusão e ebulição 
variáveis 
MISTURA EUTÉTICA
— Possui apenas ponto de fusão 
constante
(Ex: solda) 
MISTURA AZEOTRÓPICA
— possui apenas ponto de ebulição 
constante
(Ex: álcool etílico) 
Classificação de sistemas 
ELEMENTO QUÍMICO 
É o conjunto de átomos que 
possuem o mesmo número atômico (Z) 
ÁTOMO 
É a menor partícula do 
elemento químico 
ESTRUTURA DO ÁTOMO
—> Possui um núcleo com carga positiva, envolto por uma nuvem de 
elétrons com carga negativa.
—-> no núcleo há prótons e nêutrons.
MOLÉCULA
—> é formada por dois ou mais átomos, podendo ser de elementos 
iguais ou diferentes
—> a união desses átomos ocorre por meio de ligações químicas.
CLASSIFICAÇÕES GERAIS DA MATÉRIA 
SUBSTANCIA PURA: = é uma substância que apresenta apenas um tipo de componente, ou seja, não está 
misturada a nenhuma outra. Possuem PF,PE constantes a uma dada pressão e densidade bem definida.
SUBSTANCIA PURA HOMOGÊNEA 
Apresenta uma única fase
SUBSTANCIA PURA HETEROGÊNEA 
seu componente apresenta diferentes estados físicos, 
ou seja, mais de uma fase. Exemplo: água e gelo.
SUBSTANCIA SIMPLES: formada por átomos de um mesmo elemento 
(EX: O2) 
SUBSTANCIA COMPOSTA: formada por átomos de elementos químicos diferentes 
(EX: CO2) 
MISTURA: Junção de duas ou mais substancias puras, ou seja, possuem mais de um componente. Não 
possuem características físicas (PE, PF) fixas. Podem ser homogêneas ou heterogêneas 
HOMOGÊNEA 
Também chamada de solução, 
possui as mesmas propriedades 
em todos seus pontos e uma única fase 
HETEROGÊNEA 
Não possui as mesmas propriedades 
em todos seus pontos e apresenta 
duas ou mais fases 
Separação de misturas 
Separação de misturas heterogêneas 
SÓLIDO - SÓLIDO 
CATAÇÃO
—> É a separação manual de partículas de tamanhos diferentes
—> ex: catar feijões 
VENTILAÇÃO 
—> utilizada para separar componentes cujas densidades são diferentes
-> aplica-se fluxo de ar, este carrega os componentes menos densos e deixa os mais 
densos
-> na indústria, utiliza-se para separar os cereais de suas cascas
LEVIGAÇÃO 
—> uso de uma corrente de liquido, geralmente água, para separar uma mistura de uma 
substância sólida
—> utilizada em garimpos para extração de ouro.
—> outro método de levigação conhecido é a CHURRAGEM, que consiste na substituição da 
água por mercúrio. É pouco utilizado, devido a alta toxicidade para a saúde e meio 
ambiente.
PENEIRAÇÃO 
—> também chamada de tamisação
—> utilizado para separar grãos de dimensões diferentes
—> usa-se a peneira para reter uma parte da mistura
IMANTAÇÃO 
—> também chamada de separação magnética
—> consiste em usar a força de atração do imã para separar partes ferromagnéticas de 
uma mistura heterogênea não magnética
- utilizado na separação de lixo ferromagnético reciclável de lixo não metálico.
DISSOLUÇÃO FRACIONADA 
—> empregada na separação de uma mistura de materiais sólidos, quando apenas um dos componentes se dissolve 
num solvente especifico
-> adiciona-se uma mistura a um solvente, o componente se dissolve e é removido por filtração.
- ex: separação de sal e areia
FUSÃO FRACIONADA
—> utilizado para separar sólidos que possuem pontos de fusão diferentes
—> é preciso conhecer o ponto de fusão de cada componente
—> não funciona paramisturas eutéticas.
EXTRAÇÃO POR SOLVENTE 
—> baseia-se na solubilidade de um ou mais líquidos
- exemplo = preparação do chá e do café
—> no cotidiano: quando passamos água quente pelo pó de café colocado em um filtro, ela extrai parte dos 
componentes do pó, dando origem a bebida.
LIQUDO - SÓLIDO 
FILTRAÇÃO 
—> utilizado para separar misturas que apresentam pelo menos dois estados físicos 
diferentes
• exemplos no cotidiano: filtro de barro e aspirador de pó.
-> pode ser feita de forma simples ou a vácuo.
FLOTAÇÃO 
—> utiliza-se para separar um liquido de um sólido que não está dissolvido
—> inicialmente deixa-se a mistura em repouso para que a parte mais densa (o 
sólido) se deposite no fundo do recipiente ( sedimentação), em seguida o 
componente de interesse é removido da mistura.
CENTRIFUGAÇÃO 
- é um tipo de decantação acelerada por meio de centrifugas
- a centrifugas realizam um processo de rotação, que por inércia faz com que as 
partículas mais densas se depositem no fundo do recipiente
- técnica empregada para retirar componentes sólidos do sangue da parte liquida
LIQUIDO - LIQUIDO 
DECANTAÇÃO LIQUIDO-LIQUIDO 
—> utilizado para separar dois líquidos imiscíveis (que não se misturam), mas que possuem 
diferença de densidades.
—> é possível em laboratório, utilizando diversas vidrarias especificas, sendo o funil a 
principal delas.
- após agitar a mistura no funil, ela é deixada em repouso e com o passar do temo os 
líquidos ficam totalmente separados devido a diferença de densidades.
Separação de misturas 
Separação de misturas homogêneas 
SÓLIDO - LIQUIDO 
EVAPORAÇÃO 
—> usa-se para separar uma mistura de um sólido e um liquido
- a evaporação é um processo lento que ocorre a temperatura e pressão
ambientes
• quanto menor o ponto de ebulição do componente, maior a velocidade de evaporação
- exemplo= produção do sal de cozinha.
CRISTALIZAÇÃO 
—> Baseia-se nas diferenças de solubilidades
- consiste na dissolução de um material em uma pequena quantidade de solvente quente, na 
filtração essa mistura elimina o que não foi solubilizado e em seguida resfria o líquido.
Assim, a substância de interesse separa-se das demais formando cristais.
DESTILAÇÃO SIMPLES 
—> usa-se para separar misturas com temperaturas de ebulição diferentes e que não se 
desagregam.
- ex = sal de cozinha e água
• a mistura é aquecida e o vapor formado condensa-se no condensador
- se a separação ocorrer a temperatura constante teremos a separação de uma
substancia ou mistura azeotrópica
• se o correr em temperatura variável teremos a separação de uma mistura, que pode ser 
eutética.
LIQUIDO - LIQUIDO 
DISSOLUÇÃO FRACIONADA 
—> usada quando o ponto de ebulição dos líquidos é próximo
- segue o mesmo processo da destilação simples e acrescenta-se uma 
coluna de fracionamento
- o vapor do componente com menor temperatura de ebulição atinge 
o topo da coluna do condensador, condensando-se e sendo recolhido
- em seguida o mesmo processo ocorre com o componente de ponto 
de ebulição maior
- repete-se o processo quantas vezes forem necessárias.
• usa-se na obtenção de petróleo.
GÁS - GÁS 
LIQUEFAÇÃO FRACIONADA
- também chamada de vaporização fracionada
- consiste em resfriar os gases presentes na mistura até eles 
atingirem o estado liquido, logo após é necessário fazer uma 
destilação fracionada
Modelos atômicos 
MODELO ATÔMICO DE DALTON (1803) 
• MODELO BOLA DE BILHAR = Para Dalton o átomo é uma esfera maciça, indivisível 
e neutra.
• Toda matéria é constituída por átomos, indivisíveis e indestrutíveis - 
CONTRARIADO APÓS A DESCOBERTA DAS PARTÍCULAS ATÔMICAS, FISSÃO E FUSÃO 
NUCLEAR
• Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em massa e em todas as 
outras propriedades (CONTRARIADO, OS ÁTOMOS SÃO IDENTICOS EM N° ATÔMICO =
N° DE PRÓTONS)
- Os compostos se formam pela combinação de duas ou mais espécies diferentes 
de átomos. Esta combinação ocorre na razão de números inteiros e pequenos.
- Os átomos são as unidades de transformações químicas. Uma reação química 
envolve apenas uma combinação, separação e rearranjo de átomos.
MODELO ATÔMICO DE THOMPSON (1887)
- MODELO PUDIM DE PASSAS = Para Thomson o átomo é uma esfera maciça positiva 
e elétrons serviam para neutralizar o sistema.
-Propôs a razão entre a carga e a massa de um elétron
- comprovou a existência do elétron por meio do experimento com raios catódicos
- Fez experimentos usando a ampola de Crookes
EXPLICOU SATISFATORIAMENTE 
- eletrização por atrito
- corrente elétrica
- formação de íons
- descargas elétricas em gases
AMPOLA DE CROOKES - EXPERIMENTO DE THOMSON 
A ampola de Crookes é um experimento desenhado por William Crookes que permitiu observar a existência 
de elétrons presente nos gases. O fato de não importar o gás presente dentro da ampola, demonstrava 
que todos possuíam o mesmo tipo de partícula.
OS RAIOS CATODICOS
-› Possuem massa
-* Propagam-se em linha reta
-› Possuem carga elétrica negativa
RUTHERFORD 
MODELO SISTEMA SOLAR OU PLANETÁRIO
- O átomo contém imensos espaços vazios (eletrosfera)
- No centro do átomo existe um núcleo pequeno e denso
- O núcleo do átomo possui uma carga positiva
• O raio do núcleo é cerca de 10.000 a 100 000 vezes menos que o raio do átomo
• falha do modelo de Rutherford é mostrada pela teoria do eletromagnetismo, que aponta 
que toda partícula com carga elétrica submetida a uma aceleração origina a emissão de uma 
onda eletromagnética.
EXPERIENCIA DE RUTHERFORD 
1. A descoberta comecou
quando o pesquisador 
posicionou um raio de 
partículas alfa em frente 
a uma folha de ouro.
2. Ao redor da folha, ele 
posicionou uma tela, que, 
quando entrava em 
contato com as partículas, 
produzia luz 
3. Ao bombardear a folha 
de ouro com partículas 
alfa, ele percebeu que 
grande maioria 
atravessava a placa de 
ouro
4. Uma parcela pequena dessas 
partículas era desviada em 
diferentes direções, sendo 
detectado em outras partes da 
tela 
5. Outra porção dos raios, bem 
menor, era retirada e voltada na 
direção oposta que havia sido 
enviada 
6. Com isso, o pesquisador concluiu 
que o atomo era formado por um 
núcleo pequeno que concentra 
praticamente toda a massa do 
atomo e uma imensa região 
praticamente varia onde os 
eletoros orbitavam
BOHR (1913) 
• os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado 
de órbitas bem definidas, que são denominadas órbitas 
estacionárias
• nessas órbitas o elétron não emite nem absorve energia
• ao saltar de uma órbita para outra o elétron emite ou absorve 
uma quantidade de energia chamada quantum.
A luminescência e a geração de luz, sem calor. Isto ocorre de duas maneias: fluorescência e 
fosforescência
- Fluorescente: uma substância assim absorve energia da luz fornecida por determinada fonte 
emite radiação visível, porém, quando o fornecimento de energia acaba, a emissão da radiação 
para imediatamente.
* Fosforescente: Ocorre pelo mesmo processo da fluorescência. Entretanto, mesmo depois que o 
fornecimento de energia parou, a substância continua por algum tempo emitindo luz visivel. Esse 
tempo pode variar desde frações de segundos ate dias.
SOMMERFELD (1915) 
- Órbitas circulares elípticas (subníveis)
- Número quântico secundário
MODELO ATÓMICO ATUAL
- Princípio da dualidade onda-partícula
• Princípio da incerteza (não é possível determinar simultaneamente a posição e o momento de um 
elétron)
- Funções onda de matéria.
Tabela periódica 
HISTÓRICO DA TABELA 
- 1869 - Mendelev organizou os elementos químicos em número crescente de massa atômica
- 1913 - Moseley Observou que dessa forma as propriedades se repetiriam
- IUPAC - organizou os elementos em ordem crescente de número atômico ( n de prótons)
GRUPOS OU FAMÍLIAS 
- são as 18 linhas verticais
- possuem o mesmo número de elétrons no último orbital, por isso suas propriedades são 
semelhantes.
- destaque para: metais alcalinos (grupo 1) , metais alcalino terrosos(grupo 2), calcogênios 
(grupo 16), halogênios (grupo 18), gases nobres (grupo 18).
GRUPOS 
* Grupo 1 (Família 1A): Metais Alcalinos (lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio).
- Grupo 2 (Família 2A): Metais Alcalino terrosos (berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio).
- Grupo 13 (Família 3A): Família do Boro (boro, alumínio, gálio, indio, tálio e ninônio).
Grupo 14 (Família 4A): Família do Carbono (carbono, silício, germânio, estanho, chumbo e fleróvio).
- Grupo 15 (Família 5A): Família do Nitrogênio (nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio, bismuto e 
moscóvio).
•- Grupo 16 (Família 6A): Calcogênios (oxigênio, enxofre, selênio, telúrio, polônio, livermório).
- Grupo 17 (Família 7A): Halogênios (flúor, cloro, bromo, iodo, astato e tenessino).
- Grupo 18 (Família 8A): Gases Nobres (hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio, radônio e oganessônio)
PERÍODOS OU SÉRIES.
• são as 7 linhas horizontais
- indicam a quantidade de orbitais que são preenchidos em cada átomo dos elementos
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS 
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS 
- possuem subníveis s e/ou p na última camada
- encontram-se nos grupos 1 e 2 e nos 13 a 18
- Ex: Ca, Al
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO 
• são elementos que possuem subníveis d como mais energético ou f.
- estão nos grupos de 3 a 12
LISTA DOS ELEMENTOS DE TRANSICAO
- Grupo 11 (Família 1B): cobre, prata, ouro e roentgênio.
- Grupo 12 (Família 2B): zinco, cádmio, mercúrio e copernício.
- Grupo 3 (Família 3B): escândio, trio, sério de lantanídeos* e actinídeos**.
• Grupo 4 (Família 4B): titânio, zircônio, háfnio e rutherfórdio.
- Grupo 5 (Família 5B): vanádio, nióbio, tântalo e dúbnio.
Grupo 6 (Família 6B): cromo, molibdênio, tungstênio e seabórgio.
- Grupo 7 (Família 7B): manganês, tecnécio, rênio e bóhrio.
—Grupo 8 (Família 8B): ferro, rutênio, ósmio e hássio.
- Grupo 9 (Família 8B) cobalto, ródio, irídio e meitnério.
- Grupo 10 (Família 8B): níquel, paládio, platina, darmstádio.
SÉRIE DE LANTANÍDEOS é formada por lantânio, cério, praseodímio, neodímio, promécio,
samário, európio, gadolinio, terbio, disprósio, hólmio, érbio, túlio, iterbio e lutecio.
SÉRIE DE ACTINÍDEOS contém os elementos actínio, tório, protactínio, urânio, netúnio, plutônio, amerício, cúrio, 
berquélio, califórnio, einsteinio, férmio, mendelévio, nobélio e laurêncio.
Propriedades periódicas 
RAIO ATÔMICO 
- é a distância entre os centos dos núcleos de dois átomos do mesmo elemento
- no mesmo grupo = é a medida que o número atômico (Z) aumenta de cima para 
baixo. Isso ocorre porque os niveis de energia do átomo no estado fundamental 
também aumentam.
• no mesmo periodo = Aumenta da direita para a esquerda, porque à medida que o 
numero
atômico aumenta (da esquerda para a direita) o raio atômico diminui. Isso ocorre 
devido a atração entre elétrons que são aproximados do núcleo.
- o frâncio é o elemento de maior número atômico.
ENERGIA OU POTENCIAL DE IONIZAÇÃO 
- é o mínimo de energia necessária para retirar um elétron de um átomo de um
íon no estado gasoso.
- o elemento de maior energia de ionização é o Hélio (He).
- no mesmo grupo = aumenta de cima para baixo
- no mesmo período = aumenta da esquerda para a direita
AFINIDADE ELETRÔNICA ‘
- é a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo em estado gasoso
.
ELETRONEGATIVIDADE
- é a tendência de um átomo de atrair elétrons.
- no mesmo grupo = aumenta de baixo para cima
- no mesmo período = aumenta da esquerda para a direita (até o grupo 17).
Ligações químicas 
REGRA DO OCTETO 
—> os gases nobres são elementos estáveis e isolados da tabela periódica. Isso deve-se ao fato de 
terem 8 elétrons na última camada (com exceção do Hélio, que possui apenas 2, e é estável).
—> os outros átomos buscam adquirir essa estabilidade por meio de ligações.
TIPOS DE LIGAÇÕES 
- as ligações ocorrem por influência do tipo de átomo. Os átomos podem ser eletropositivos e 
eletronegativos
- eletropositivos: tendência a doar elétrons
- eletronegativos: tendência a receber elétrons
ligação metálica ligação iônica ligação covalente
- LIGAÇÃO IÔNICA = átomo eletropositivo + átomo eletronegativo
- LIGAÇÃO METÁLICA = átomo eletropositivo + eletropositivo
- LIGAÇÃO COVALENTE = átomo eletronegativo + eletronegativo
LIGAÇÃO IÔNICA 
• ocorre pela atração eletrostática de ions de cargas opostas (+, -). Esses ions são formados pela 
transferência (perda e ganho) de elétrons entre átomos.
• Geralmente ocorre entre átomos de eletronegatividade diferentes (metal + não metal)
• - para se formar é necessário que um átomo tenha tendência a doar e outro tenha tendencia a 
receber elétrons
• as ligações iônicas formam substâncias iônicas que conduzem corrente elétrica no estado 
liquido.
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS 
- são sólidos na temperatura ambiente
- apresentam alto ponto de fusão e ebulição
- conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água e/ou fundidos.
LIGAÇÃO METÁLICA 
• é formada pela interação de átomos metálicos por meio de seus elétrons de valência
• o metal é um aglomerado de átomos neutros (cátions e ânions) que se movimentam livremente 
num mar de elétrons.
• A essa nuvem de elétrons mantem os átomos unidos, dá-se o nome de ligação metálica.
• não possui representação eletrônica, nesse tipo de ligação os átomos são representados pelos seus 
próprios símbolos.
PROPRIEDADES DOS METAIS 
• alta condutibilidade elétrica e térmica
- alta maleabilidade e ductibilidade
- altos pontos de Fusão e ebulição
- brilho e aparência lustrosa.
- maioria encontrada em estado sólido. O único liquido é o mercúrio (Hg).
LIGAÇÃO COVALENTE 
- ocorre por compartilhamento de elétrons entre átomos não metálicos
- segue a regra do octeto, no entanto os elétrons são compartilhados para a estabilidade de molécula
LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA 
também chamada de dativa
- é a ligação entre dois átomos, em que os elétrons compartilhados provem do mesmo átomo
• sua força e demais características não tem diferença dos outros tipos de ligação covalente
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES 
• As ligações covalente podem ser apolares ou polares 
POLAR 
é quando existe diferença de 
eletronegatividade (AEn) entre os
átomos ligantes, sendo
 -› ligação covalente polar
APOLAR 
é quando NÃO existe diferença de 
eletronegatividade ( AEn) entre os
átomos ligantes, sendo
ligação covalente polar
Se a diferença de eletronegatividade ultrapassar 1,7 a molécula deixa de ser covalente e passa a ser 
iônica, porque a atração entre elementos é tão forte que há rompimento da lig covalente e torna-se 
iônica. exceção para H-F.
ont n =0
Geometria molecular 
 —-> a geometria molecular serve para indicar como os núcleos dos átomos estão posicionados uns 
em relação aos outros.
—> nas representações, cada bolinha corresponde a um átomo e cada linha a uma
LIGAÇÃO COVALENTE.
COMO DESCOBRIR A GEOMETRIA MOLECULAR
 1. escreva a formula eletronica da substania e conte quantos pares de eletrons exietem ao 
redor do átomo central
2. escolha a disposição geométrica que distribua esses pares de elétrons assegurando a 
máxima distância deles
3. determine a geometria molecular, considerando apenas os átomos unidos a átomo 
central. Apesar de serem os pares de elétrons que determinam a distribuição geométrica a 
redor do átomo central, a geometria molecular é uma extensão da posição relativa dos 
núcleos dos átomos nela presentes. Assim, consideramos apenas os átomos unidos a átomo 
central.
Forças intermoleculares 
• ocorrem entre as moléculas e estão relacionadas com as propriedades fisicas das 
substâncias
- são clasificadas em 
1, dipolo induzido (Van der Walls)
2. pontes de hidrogênio 
3. dipolo permanente (dipolo-dipolo).
DIPOLO INDUZIDO (van de Walls) 
• As forças dipolo induzido-dipolo induzido são de fraca intensidade e ocorrem entre moléculas 
apolares, entre átomos de gases nobres ou entre moléculas polares e apolares. Essa força 
ocorre por umadeformação momentânea na nuvem eletrônica da molécula.
DIPOLO PERMANENTE (dipolo-dipolo) 
—resulta da interação entre a extremidade de uma molécula positiva ( molécula polar ) com a 
extremidade negativa de outra molécula polar.
• pode ocorrer entre ions ou ion dipolo
- não possuem hidrogênio ligado a FON
- ex: molécula do HI
- são mais fortes que as ligações de dipolo induzido e mais fraas qie as pontes de hodrigenio
- possuem PF e PE intermediários
• formam cristais moleculares, como o HCI em estado sólido
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO 
• ocorre quando o hidrogênio está ligado a um elemento eletronegativo e de pequeno raio 
atômico, como o flúor, oxigênio ou nitrogênio ( moléculas muito polares)
• é uma força de atração forte
• ex: molécula de água
FORÇAS DAS LIGAÇÕES 
DIPOLO INDUZIDO < DIPOLO DIPOLO < LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO 
FORÇAS INTERATOMICA 
IÔNICA < METÁLICA < COVALENTE 
Ácidos 
—> ácido é toda substância molecular que, em solução aquosa sofre ionização e produz, como único cátion, íon H+ 
CARACTERÍSTICAS 
- Incolor
- Odor forte e asfixiante
- Sabor azedo, ácido ou amargo
- pH inferior a 7
• Estado físico: líauido
- Baixo ponto de fusão e ebulição
- Conduzem eletricidade em meio aquoso
- Reagem com metais (ferro, magnésio, zinco)
HIDRÁCIDOS 
- são os ácidos não oxigenados - que não possuem oxigênio
- principais: HF, HOL, HBr, HI, H2S E HON- que são gases nas condições 
ambientes, mas ao serem dissolvidos na água libera H+
- NOMENCLATURA - escreva o nome do elemento seguido + ÍDRIO
HE -ácido fluorídrico
HCL - ácido clorídrico
Br- ácido bromidrico
HI -ácido iodidrico
H2S -ácido sulfídrico
HCN -ácido cianídrico
ÓXIÁCIDOS 
- ácidos que possuem oxigênio
- oxiácidos podem ser classificados de acordo sua força, e essa 
classificação está relacionada com o grau de ionização, ou seja, com 
quantidade de ions H* que eles liberam quando em solução aquosa.
ÁCIDOS FORTES - H2504, HNO3, 
MODERADOS - H4₽207, HPO4, H2503
FRACOS - H3B03, H2C03, HNO2.
NOMENCLATURA 
 Ácido + nome do ânion + sufixo ico ou oso
- NOME DO ÂNION TERMINADO EM ATO = Ácido + nitrato (menos ato) + ico
 exceção = $042- (ácido sulfúrico) e PO43- (ácido fosfórico)
- NOME DO ÂNION TERMINADO EM TERMINAM EM ITO = troca por oso
APLICAÇÕES 
• H2$04- produção de baterias de automóveis, tintas, papel, fertilizantes.
• HNO: - fabricação de explosivos, como o TNT e nitroglicerina, fertilizantes e salitre HaPO, é utilizado na reação 
de formação de sais de fosfatos utilizados como fertilizantes, produção de refrigerantes sabor cola, e 
diversos tipos de alimentos, como geleias, açúcar refinados e chocolates.
• H2CO3: - ácido carbônico é responsável pela gaseificação de água mineral e refrigerante.
Bases
• é toda substância que aumenta a concentração de íons hidroxila ( OH -) pela sua dissociação em meio aquoso.
- REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO= é quando um ácido reage com uma base, formando sal e água.
CARACTERÍSTICAS DAS BASES 
• Solução aquosa, ou solução alcalina, tem pH maior do que 7, em condições normais de temperatura e pressão.
• Soluções alcalinas são condutoras de eletricidade.
• Bases são formadas por um cátion metálico ligado ionicamente a uma hidroxila (OH-), com exceção do 
hidróxido de amônia (NH40H).
• As bases, em geral, são adstringentes.
• A solubilidade das bases varia conforme o elemento formador: nitrogênio e metais alcalinos formam bases 
solúveis, metais alcalinos terrosos, com exceção do magnésio, formam bases pouco solúveis, e os metais de 
transição formam bases insolúveis.
CLASSIFICAÇÃO QUANTO A FORÇA 
FORTES= Bases de metais alcalinos e metais alcalinos ferrosos, exceto bases formadas pelos metais: MG e
Be.
FRACAS= as demais
CLASSIFICAÇÃO QUANTO A SOLUBILIDADE EM AGUA 
SOLÚVEIS = metais alcalinos e NH4OH
PARCIALMENTE SOLÚVEIS = Alcalinos terrosos.
INSOLÚVEIS = as demais
NOMENCLATURA 
- quando o metal apresenta apenas uma base, como da família dos alcalinos, alcalinos terrosos, o alumínio, o 
zinco, a prata e o íon amônio, a nomenclatura segue a seguinte regra:
HIDRÓXIDO DE (NOME DO CÁTIONS) 
- Para bases em que o metal tem carga variável, indica-se ao final, em números romanos, a carga do 
cátion. Podem ser usados também os sufixos -ico para carga maior e -oso para carga menor. Ficando então 
da seguinte forma:
HIDRÓXIDO + ELEMENTO + N° DA CARGA OU SUFIXO RESPECTIVO A CARGA (ICO, OSO)
APLICAÇÕES 
- Hidróxido de Sódio (NaOH) -fabricação de sabão caseiro- soda caustica
- Hidróxido de Amônio (NH4OH) - utilizado na produção de alisantes de cabelo, 
indústria cosmética
Hidróxido de Potássio (KOH)
- Hidróxido de Magnésio (Mg(0H),)
•- Hidróxido de Ferro Fe(OH)
- Hidróxido de Cálcio (Ca (0H)2)
Teoria ácido-base 
ARRENIUS
BRONSTED
LEWIS 
ÁCIDO BASE PROBLEMAS 
DOADOR DE H+ 
DOADOR DE H+ 
ACEPTOR DE PAR 
DE ELÉTRONS 
DOADOR DE OH- 
ACEPTOR DE OH- 
DOADOR DE PAR DE
 ELETRONS 
NH3 reage com ácido 
BF3 reage com NH3
X
Sais 
- É um composto que, em água, se diferencia de um composto diferente deum cátion H+ e 
um ânion diferente de OH-
- geralmente é produto de uma reação de dupla troca entre um ácido e uma base, 
denominada de neutralização.
CARACTERÍSTICAS 
- São compostos iônicos (formados por aglomerados de ions e não por moléculas);
- Muitos apresentam sabor salgado caracteristico (quase sempre venenosos);
- São sólidos e cristalinos;
- Conduzem corrente elétrica em solução;
- Sofrem fusão e ebulição em altas temperaturas;
- Solúveis em água (com exceções)
SOLUBILIDADE
- em geral, são solúveis os sais alcalinos do ion amônio ( NH4*), nitratos (NOz) e os acetatos.
NOMENCLATURA 
 NOME DO ÂNION + NOME DO CÁTION
- se possuir oxigênio = terminação oso muda para ito / a terminação do ico muda para ato
APLICAÇÕES
- Cloreto de sódio (NaCi): conhecido popularmente como sal de cozinha
- Carbonato de cálcio (CaCO;): presente nos mármores e no calcário
- Sulfato de cálcio (CasO.): compõe o giz escolar e o gesso
•- Bicarbonato de sódio (NaHCOs): utilizado na culinária, medicamentos e como agente de 
limpeza.
Óxidos 
- É um composto binário em que o elemento mais eletronegativo é o oxigênio
- Desse modo, compostos tais como OF2 e O2F2 não são considerados óxidos, mas sim fluoretos de oxigênio.
CARACTERÍSTICA DOS OXIDOS 
- São substâncias binárias;
- Possuem fórmula geral C2OY, em que y é a carga do cátion (CY*);
- Nos óxidos, o oxigênio é o elemento mais eletronegativo;
- São formados pela ligação do oxigênio com outros elementos, exceto o flúor.
OXIDOS MOLECULARES 
formados por ligações covalentes entre átomos de ametais e o oxigênio
OXIDOS IÔNICOS 
o oxigênio está ligado a metais.
CLASSIFICAÇÃO 
- ÓXIDOS ÁCIDOS: geram um ácido na água, ou quando reagem com uma base, geram sal e água. Exemplos: 
C02, S02, SO3, P205, Cl206, NO2, N204 e N205;
- ÓXIDOS BÁSICOS: geram uma base na água, ou quando reagem com um ácido, geram sal e água. Exemplos: 
Na20, K20, Ca0 e MgO;
- ÓXIDOS NEUTROS: não reagem com água, nem com ácidos e nem com bases.
Exemplos: CO, N20 e NO;
- ÓXIDOS ANFOTEROS: Na presença de um ácido, comportam-se como uma base; e na presença de uma base, 
comportam-se como um ácido. Exemplos: Zn0, Al203,
Sno, Sn0z, Pb0, Pb02, As203, As205, Sb203 e Sb203;
- ÓXIDOS DUPLOS OU MISTOS: comportam-se como se fossem resultado da combinação de dois óxidos de um 
mesmo elemento químico. Exemplos: Fe304 (Fe0
+ Fe203) e Pb304 (2 Pb0 + Pb02);
- PERÓXIDOS: são compostos que apresentam em sua estrutura o grupo (02)2- e que, ao reagirem com água 
ou com ácidos diluídos, produzem água oxigenada (H202).
Exemplos: Li202, Na20z, K202, Mg0z, Ca0z e Ba0z.
ASSUNTO:
FÍSICO QUÍMICA
Cálculos químicos 
MASSA ATÔMICA 
- é o número que indica quantas vezes a massa de um átomo é maior que 1/12 da massa do isótopo-12 do carbono C
MASSA MOLECULAR 
 - A massa molecular (MM) corresponde à soma das massas das moléculas quecompõem as substâncias.
- A molécula da água (H20), por exemplo, é formada por dois átomos de hidrogênio (H) ligados a um átomo de 
oxigênio (0).
- sendo assim, para saber a sua massa molecular, basta consultar na tabela periódica a massa atômica de cada 
elemento e realizar a soma dessas massas.
MASSA MOLAR 
- a massa molar é a massa encontrada em mol, unidade padrão utilizada para medição da quantidade de matéria.
- De acordo com a constante de Avogadro, a quantidade de partículas elementares (átomos, moléculas, íons, 
elétrons, prótons) presentes em 1 mol de qualquer tipo de substância é o valor de 6,02 × 10
MOL 
• Mol é uma unidade de medida utilizada para expressar a quantidade de matéria microscópica, como átomos e 
moléculas.
- a quantidade de matéria presente em um mol, é:
6 X 10 
12
23
23
VOLUME MOLAR 
- é o volume ocupado, em litros, por um mol de qualquer gás considerado ideal, nas condições normais de 
temperatura e pressão, ou seja, P= 1 atm e
T=0°C=273.15K
LEIS PONDERAIS 
1. LEI DE LAVOISIER: numa reação química realizada em sistema fechado, a massa permanece constante do início 
ao fim da reação, ou seja, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos obtidos.
2. LEI DE PROUST: as massas tanto dos reagentes quanto dos produtos participantes da reação
possuem sua proporção sempre constante. A massa dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos
Volume molar = 22,4 mol/litro 
Estequiometria 
COMO FAZER CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
1. Passo: Escreva a equação química com as substâncias envolvidas;
2. Passo: Faça o balanceamento da equação química. Para isso, é preciso ajustar os coeficientes 
para que reagentes e produtos contenham a mesma quantidade de átomos, segundo as Leis 
Ponderais (Lei de Proust e Lei de Lavoisier);
3. Passo: Escreva os valores das substâncias, seguindo os dados do problema e identificando o 
que se pede;
4. Passo: Estabeleça a relação existente entre os números de moles, massa, volume. 
5. Passo: faca uma regra de três simples para calcular os valores que sao pedidos 
PUREZA
• Se refere a quanto do reagente realmente é capaz de reagir para formar determinado 
produto.
- Por exemplo, se dizemos que a massa de um reagente é 100 g, porém temos a informação de 
que o mesmo é 90% puro, devemos considerar que apenas 90g irão reagir e consequentemente 
ser levadas em conta para fins de cálculo o restante é impureza.
RENDIMENTO 
- O rendimento tem relação em especial com o produto.
- Quando uma reação tem rendimento total significa que toda a quantidade prevista em cálculos 
será obtida, porém isso na prática geralmente não ocorre devido a resíduos que se formam nas 
reações. Porém se efetuarmos os cálculos e percebermos que determinada reação formaria em 
condições ideas 180 gramas e hove na prática um rendimento de 50% devemos considerar que 
temos apenas 90 gramas de produto.
Soluções 
DEFINIÇÕES 
* É uma Mistura homogênea
- Disperso: soluto
- Dispersante: solvente
IDENTIFICACÃO DO SOLUTO E SOLVENTE
1. Se um dos componentes for água, ela será o solvente.
2. Quando o soluto e o solvente estão no mesmo estado de agregação o solvente o que possui maior quantidade de 
matéria.
3. Sólidos e líquidos: geralmente o liquido e o solvente
4. Gases e liquidos: geralmente o liquido e o solvente.
CLASSIFICAÇÃO 
 - Solidas: ligas metálicas.
- Líquidas: sal dissolvido em agua.
- Gasosas: ar atmosférico.
• É o solvente que condiciona o estado de agregação da solução
- ADSORVER= reter na superficie.
SOLUÇÕES MOLECULARES OU ELETROLÍTICAS 
- Não conduz corrente elétrica, porque as partículas dispersas exclusivamente moleculas.
- soluções iônicas ou eletrolíticas
- Partículas dispersas são ions e moléculas ou somente ions, por isso conduz corrente elétrica.
IONIZAÇÃO: - Formação de ions, que ocorre quando um composto covalente e colocado em contato com um 
solvente polar.
•- Água é solvente e reagente;
DISSOCIAÇÃO: Separação de ions do reticulo cristalino de um composto iônico pela ação de solvente polar.
- Água é apenas solvente;
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE
- Indica a quantidade máxima de soluto, que sob determinadas condições de temperatura e pressão vão se 
dissolver em uma quantidade fixa de solvente.
- Solubilidade de sólidos em liquidos= a pressão não influencia.
- Gases em liquidos= a pressão influencia.
- Mostra a variação da solubilidade da substancia em função da temperatura;
~ Curvas ascendentes= dissoluções endotermicas.
- Curvas descendentes= dissoluções exotermicas.
•- Maiorias dos sólidos são endotérmico
CLASSIFICAÇÃO QUANTO A QUANTIDADE DE SOLUDO 
• Soluções saturadas: solução com a quantidade máxima de soluto totalmente dissolvido pelo 
solvente. Se mais soluto for acrescentado, o excesso acumula-se formando um corpo de fundo.
• Soluções insaturadas: também chamada de não saturada, esse tipo de solução contém menor 
quantidade de soluto.
• Soluções supersaturadas: são soluções instáveis, nas quais a quantidade de soluto excede a 
capacidade de solubilidade do solvente.
CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES 
• O conceito de concentração (C) está intimamente relacionado com a quantidade de soluto e de 
solvente presente em uma solução química
Onde:
C: concentração
m: massa do soluto
V: volume da soluçã
DENSIDADE 
• determina a quantidade de massa presente em um determinado volume
D = m/v
NÚMERO DE MOLS OU QUANTIDADE DE MATÉRIA
MOLARIDADE 
Molaridade, concentração molar, concentração em mol/L ou concentração em quantidade de matéria é 
a razão da quantidade de matéria do soluto pelo volume de solução, expressa na unidade mol/L.
FRAÇÃO MOLAR OU EM QUANTIDADE DE MATÉRIA 
TÍTULO EM MASSA 
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES 
41 =M1
MM
-
1=m1.100
Propriedades coligativas 
• propriedades coligativas são aquelas propriedades das substâncias puras que são modificadas quando se 
adiciona um soluto não volátil a elas
• essas propriedades não são explicadas pela natureza da substância, mas sim pela quantidade de suas 
moléculas, partículas ou átomos.
PROPRIEDADES COLIGATIVAS
1. TONOSCOPIA
2. EBULIOSCOPIA
3. Crioscopia
4. Osmose
PROPRIEDADES DOS SOLVENTES MODIFICADAS
Pressão de vapor - efeito tonoscópico
Ponto de ebulição - efeito ebulioscópico
Ponto de fusão - efeito crioscópico
Pressão osmótica - efeito osmoscópico
TONOSCOPIA 
• estuda a diminuição da pressão máxima de vapor de um solvente causada pela adição de um soluto não-volátil
EBULIOSCOPIA 
• É a propriedade coligativa que estuda a elevação da temperatura de ebulição no solvente em uma solução
• para que o liquido entre em ebulição é necessário aquece-lo ate que a pressão de valor fique iqual á pressão 
atmosférica, até aí tudo bem, mas quando existem partículas insolúveis em meio ao solvente o processo é 
dificultado, a ebulioscopia surge então para explicar este fenômeno
te= temperatura de ebulição da solução 
te2 = temperatura de ebulição do solvente
p =PG
- P
te =Tea-te
FATOR DE VAN'T HOFF (i)
- É utilizado para calular e analisar os efeitos coligativos em soluções iônicas.
- é definido como a relação entre o número total de partículas finais em relação as iniciais soluções 
iônicas
 i = 1 + a (q-1) 
CRIOSCOPIA
• também conhecida por criometria, a crioscopia estuda diminuição do ponto de congelamento de um 
líquido causado pelo soluto não-volátil
 
 Tc = Tc2 - Tc 
OSMOSE 
• é a passagem do solvente de uma região pouco concentrada em soluto para uma mais concentrada 
em soluto, sem gasto de energia.
PRESSÃO OSMÓTICA 
- é a pressão que deve ser aplicada para evitar que o solvente atravesse uma membrana 
semipermeável
- o valor depende de cada solução, quanto maior a concentração da solução, maior será a pressão 
osmótica.
- pode ser realizado pela fórmula
 π = M.R.T.i 
Termoquimica 
A termoquímica é o ramo da físico-química responsável pelo estudodas reações químicas e dos processos 
físicos nos quais há a troca de calor.
REAÇÕES ENDOTÉRMICAS 
• As reações endotérmicas são interações cujo sistema absorve o calor do meio em que está inserido , 
provocando uma sensação de resfriamento.
• Por exemplo, a vaporização da água é um processo endotérmico. Devido à absorção do calor (energia) do 
ambiente, a água sai do estado líquido para o gasoso.
REAÇÕES EXOTÉRMICAS 
• Enquanto nas reações endotérmicas o sistema absorve o calor do ambiente, nas exotérmicas acontece o 
processo contrário.
• Ou seja, há a liberação de calor , provocando uma sensação de aquecimento.
• São reações exotérmicas são a queima de álcool, gasolina, óleo diesel, papel e gases utilizados nas reações 
que liberam calor para as vizinhança
ENTAPLIA 
• A entalpia nada mais é do que o calor de reação 
• Para descobrir qual o valor de entalpia, é necessário comparar os produtos e reagentes sob a mesma 
pressão.
• Além disso, também é possível calcular a variação de entalpia (representado por ∆H) através dessa 
fórmula:
ΔHreação = ΔHprodutos − ΔHreagentes
quando o ∆H for maior que 0, teremos que a entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes, possuindo, 
portanto, uma reação endotérmica. Já caso a entalpia dos reagentes seja maior que dos produtos, a reação 
será exotérmica.
TIPOS DE ENTALPIA 
• Entalpia de formação: quantidade necessária de energia liberada ou absorvida para formar 1 mol 
de uma substância;
• Entalpia de combustão: quantidade necessária de energia liberada que resulta na queima de 1 mol 
de uma substância;
• Entalpia de ligação: quantidade de energia que é absorvida durante a quebra de 1 mol de uma 
ligação química, no estado gasoso.
• Entalpia de vaporização: quantidade de energia necessária para vaporizar 1 mol de substância, 
passando-a do estado físico líquido para o estado gasoso;
• Entalpia de fusão: quantidade de energia necessária para que 1 mol de substância sofra a fusão, 
passando do estado físico sólido para o estado líquido;
• Entalpia de solidificação: quantidade de energia que deve ser liberada para que 1 mol de 
substância, à temperatura e pressão constantes, passe do estado físico líquido para o estado sólido.
A LEI DE HESS 
• Apresentada anteriormente, a Lei de Hess — desenvolvida pelo químico e médico suíço Germain 
Henri Hess — determina que a variação de entalpia sempre deve ser calculada pela soma das 
mudanças em suas etapas individuais.
• fórmula criada pelo químico foi:
 ΔH= ΔHf − ΔHi
Reação exotérmica: variação de entalpia negativa;
Reação endotérmica: variação de entalpia positiva.
EQUAÇÕES TERMOMÉTRICAS 
- é a representação de uma reação química em que está especificado:
1. o estado físico de todas as substancias
2. o balanceamento da equação
3. a variação de calor da reação (AH)
4. variedade alotrópica, quando existir
5. as condições físicas em que ocorre a reação (temperatura e pressão)
FORMAS DE IDENTIFICAR A REAÇÃO EXOTÉRMICA 
• ∆H < 0 (variação da entalpia negativa)
• Se o valor da variação do calor envolvido na reação for negativo, isso indica que a substância liberou calor, 
porque ∆H = Hfinal - Hinicial ou ∆H = Hprodutos - Hreagentes. Visto que o valor da entalpia dos produtos é 
menor que o dos reagentes, então o valor de ∆H será realmente menor que zero. Logo, uma forma de 
representação é a seguinte 
Reagentes → Produtos + Energia
FORMAS DE IDENTIFICAR REAÇÃO ENDOTERMICA 
• ∆H > 0 (variação da entalpia positiva): processo endotérmico.
• O valor positivo para ∆H indica que a entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes, o que significa 
que houve absorção de calor. Assim, as reações podem ser identificadas pela notação a seguir
Reagentes + Energia → Produtos + Energia
ENERGIA DE LIGAÇÃO 
• energia de ligação, ou entalpia de ligação, é a energia absorvida na quebra de 
um mol de ligação, no estado gasoso,
Exemplo: 
- Na quebra da ligação:
Br — Br → Br(g) + Br(g)
Para que a ligação entre dois átomos de bromo seja rompida, é necessário que haja a absorção de 193 
kJ/mol. Por isso, o processo apresenta uma variação de entalpia positiva, que é: ΔH = + 193 kJ/mol
— Na formação da ligação
Br(g) + Br(g) → Br — Br
Quando a ligação entre dois átomos de bromo no estado gasoso é formada, libera-se uma quantidade de 
energia de mesmo valor da energia envolvida no rompimento da ligação, mas com sinal diferente: - 193 
k/mol. Por essa razão, o processo apresenta uma variação de entalpia negativa, que é: ΔH = + 193 kJ/mol
Cálculo da energia de ligação 
ΔH = Σr - Σp
• ΔH = variação da entalpia;
• Σr = soma das energias necessárias para quebrar cada ligação no reagente;
• Σp = soma das energias necessárias para formar cada ligação no produto.
Cinética quimica 
A parte da Química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a alteram denomina-se 
Cinética Química.
VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO 
Considere uma reação do tipo: A→B
No decorrer da reação, o reagente A é consumido. Isso significa que sua quantidade diminui.
No decorrer da reação, o produto B é formado. Isso significa que sua quantidade aumenta.
A velocidade média de uma reação é a razão entre a variação na quantidade de um reagente ou de 
um produto e o intervalo de tempo no qual ocorreu essa variação
EFEITOS DA CONCENTRAÇÃO SOBRE A VELOCIDADE 
Considere a reação: A → B
No decorrer da reação, observa-se que a concentração do reagente A diminui e, consequentemente, 
a velocidade da reação diminui. Esse fato mostra que a velocidade da reação é diretamente 
proporcional à concentração do reagente, elevada a alguma potência. A equação resultante é 
chamada de lei da velocidade 
Na lei da velocidade, o expoente x é denominado ordem da reação em relação ao reagente A.
TEORIA DAS COLISÕES 
• De acordo com essa teoria, para uma reação ocor- rer, as moléculas dos reagentes devem colidir 
entre si. De acordo com essa teoria, a velocidade de uma reação é proporcional ao número de 
colisões que ocorreu em 1 segundo.
EFEITO DA PRESSÃO 
Considere a reação:
H2(g) + I2(g) → 2HI(g)
Ambos os reagentes se encontram em fase gasosa. Um aumento de pressão aumenta a concentração 
dos reagentes H2 e I2. Com isso, aumenta o número de colisões moleculares. A velocidade da reação 
aumenta.
Nas reações em que houver pelo menos um gás reagindo, um aumento de pressão eleva a velocidade da 
reação.
SUPERFÍCIE DE CONTATO 
• Quanto maior a superfície de contato entre o reagentes, maior a velocidade da reação.
• Sólido em um único pedaço < pedaços pequenos < pó < solução concentrada 
TEMPERATURA 
• Um aumento de temperatura aumenta a velocidade da maioria das reações, não importando se a 
reação é endotérmica ou exotérmica.
ENERGIA DE ATIVAÇÃO 
• energia mínima que as moléculas reagentes devem ter para que sua colisão resulte na formação do 
complexo ativado é a energia de ativação da reação.
CATALISADOR 
• Catalisador é uma substância que aumenta a rapidez de uma reação. Na realidade, o catalisador cria 
um novo mecanismo de reação, diminuindo a energia de ativação necessária para que os reagentes 
atinjam o complexo ativado.
Menor energia de ativação significa que há um maior número de moléculas com energia cinética suficiente 
para reagir. Assim, acontece um maior número de colisões efetivas, e a velocidade da reação aumenta.
Oxirredução 
• Reações de oxirredução trata-se da combinação de semirreações de oxidação (em que ocorre perda de 
elétrons) e de redução (em que há ganho de elétrons), assim, pode-se dizer que reações desse tipo 
tratam da migração de elétrons de uma espécie a outra.
• Sempre que houver uma oxidação, haverá também uma redução, pois, como elétrons são partículas reais, 
que não podem ser simplesmente "perdidas" (já que na natureza "nada se perde, nem se cria", segundo 
Lavoisier), quando uma espécie perder elétrons, outra espécie necessariamente irá ganhá-los, assim,sempre que uma espécie oxidar, outra irá reduzir.
OXIDAÇÃO 
• Perde elétrons
• Nox aumenta
• Agente redutor
REDUÇÃO 
• Ganha eletrons
• Nox diminui
• Agente oxidante 
PERDEU ELÉTRONS = OXIDOU = AGENTE REDUTOR 
GANHOU ELÉTRONS = REDUZIU = AGENTE OXIDANTE 
•Ferro sofreu oxidação porque seu NOX 
aumentou de 0 para +3 do reagente para o 
produto;
• O gás Cloro (Cl2) sofreu redução porque 
seu NOX diminuiu de 0 para -1 do reagente 
para o produto.
NÚMERO DE OXIDAÇÃO 
1. ELEMENTOS COM NOX FIXO 
• Alguns elementos apresentam nox fixo nos compostos em que fazem parte. É o caso dos 
elementos que fazem parte dos grupos de metais alcalinos, alcalinoterrosos e halogênios, além de 
outros elementos, como zinco, alumínio e prata.
2. NOX DE SUBSTANCIAS SIMPLES 
• O nox de cada átomo em uma substância simples é sempre igual a zero. Isso ocorre porque não 
existe diferença de eletronegatividade entre os elementos.
• Exemplos: Fe, Zn, Au, H2, O2. Todos esses elementos possuem nox igual a 0 
3. NOX DE COMPOSTOS IÔNICOS E MOLECULARES 
• A soma dos nox de todos os átomos constituintes de um composto iônico ou molecular é sempre 
zero.
4. NOX DE ÍONS COMPOSTOS 
• Em íons compostos a soma dos números de oxidação dos elementos que compõem o íon é sempre 
igual à sua carga. A partir disso, podemos calcular o nox de um dos componentes.
Equilíbrio químico 
Equilíbrio químico é o estudo do comportamento e das características de reações reversíveis, ou 
seja, daquelas que apresentam velocidade igual para reações diretas e inversas.
PRINCÍPIOS BÁSICOS 
• Velocidade da reação direta é sempre igual à da inversa.
• Graficamente, é detectado quando as curvas passam a ser constantes em relação ao eixo y.
• Podem ter participantes gasosos, líquidos, aquosos ou sólidos.
• Pode ser calculado em relação à concentração (mol/L), à pressão parcial ou ao número de íons.
• De acordo com o estudo da quantidade de cátions hidrônio e hidróxido, os meios podem ser classificados 
em ácidos, básicos ou neutros
• Quando envolve a dissolução de um sal em água, a constante de equilíbrio passa a envolver a hidrólise 
salina.
• Se a solução é formada por ácido ou base fraca, juntamente com um sal, forma-se uma solução-tampão.
CONDIÇÃO DE EQUILÍBRIO 
• O processo só entrará em equilíbrio químico quando as duas velocidades tornarem-se absolutamente 
iguais
• Quando a reação for reversível 
• Se a reação ocorrer em ambiente fechado (no caso de gases) 
GRÁFICO 
Identificamos uma situação de equilíbrio quando 
as curvas presentes no gráfico tornam-se 
horizontais em relação ao eixo da concentração.
Constante de equilíbrio (KC)
• Constante de equilíbrio em termos de concentração (mol/L) ou simplesmente Kc é a relação estabelecida 
entre as concentrações molares de produtos e de reagentes presentes em uma reação elevadas aos 
seus respectivos expoentes.
O Kc desse equilíbrio terá no numerador a multiplicação entre as concentrações dos produtos (C e D). No 
denominador, teremos a multiplicação entre as concentrações dos reagentes (A e B). Todos as 
concentrações deverão ser elevadas aos seus respectivos coeficientes estequiométricos (a, b, c, d).
Constante de equilíbrio (KP) 
• A constante de equilíbrio em termos de pressão parcial é representada pela sigla Kp e é determinada 
quando pelo menos um dos componentes do equilíbrio, seja ele reagente ou produto, está no estado 
gasoso.
GRAU DE EQUILÍBRIO 
• Representado pela sigla α, o grau de equilíbrio indica a quantidade, em porcentagem (%), de matéria do 
reagente que reagiu durante a reação. Para calculá-lo, devemos utilizar a seguinte expressão:
CONSTANTE DE IONIZAÇÃO 
• A constante de ionização (representada pelas siglas Ki, Ka, Kb, Kd) é a relação estabelecida entre eletrólito 
(ácido ou base) dissolvido em água e os íons liberados
• "Quando um ácido (HX) é dissolvido em água, sofre ionização, produzindo o cátion hidrônio (H+) e um ânion 
(X-) qualquer
CONSTANTE DO PRODUTO DE SOLUBILIDADE 
• Essa constante, representada por Kps ou Ks, está relacionada com a dissolução de sais muito pouco solúveis 
em água. Quando um sal (YX) de baixa solubilidade está em água, uma pequena parte dele dissolve-se, 
dissociando-se. Forma-se, então, um equilíbrio químico entre os íons liberados e os cristais do eletrólito (sal)
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO (principio de Le Chatelier) 
• De acordo com o princípio de Le Chatelier, existem três variáveis que podem perturbar um equilíbrio: 
temperatura, pressão e concentração.
1. CONCENTRAÇÃO: "Se a concentração de um participante diminui, o equilíbrio desloca-se para o lado dele.
Se a concentração de um participante aumenta, o equilíbrio desloca-se para o lado contrário.
2. TEMPERATURA: Se a temperatura aumenta, o equilíbrio desloca-se no sentido endotérmico. Se a temperatura 
diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido exotérmico.
3. PRESSÃO: Se a pressão aumenta, o equilíbrio desloca-se no sentido que apresenta menor volume.
Se a pressão diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido que apresenta maior volume.
Radioatividade 
DEFINIÇÃO
• Radioatividade é um processo natural e espontâneo em que átomos instáveis emitem radiação por meio de 
decaimento, a fim de diminuírem sua energia e tornarem-se mais estáveis.
TIPOS 
• A radioatividade apresenta-se com duas formas diferentes de radiações: partícula — alfa (α) e beta (β); e 
onda eletromagnética — raios gama (γ).
—> Raios alfa: são partículas positivas constituídas por dois prótons e dois nêutrons e com baixo poder 
penetração
—> Raios beta: são partículas negativas que não contêm massa constituídas por um elétron (massa desprezível), 
e seu poder de penetração é superior ao dos raios alfa, porém inferior ao dos raios gama
—-> Raios gama: são ondas eletromagnéticas de alta energia e, por não serem partículas, também não possuem 
massa
PRIMEIRA LEI DA RADIOATIVIDADE 
• Segundo essa lei, quando um átomo radioativo emite uma radiação do tipo alfa, ele dará origem a um novo 
átomo com núcleo contendo dois prótons e dois nêutrons a menos, totalizando uma massa quatro unidades 
menor. Podemos representar a primeira lei da radioatividade com a seguinte equação genérica 
SEGUNDA LEI DA RADIOATIVIDADE
• A segunda lei fala sobre a emissão beta. Quando um átomo emite uma partícula beta, constituída por um 
elétron e de massa desconsiderada, sua massa atômica permanece inalterada e seu número atômico 
aumenta uma unidade 
·
Aplicações 
• Apesar da visão negativa que depositam sobre a radioatividade, ela tem aplicações importantes no nosso 
cotidiano, por exemplo, na produção de energia elétrica em usinas nucleares por meio da fissão de átomos 
radioativo
• Outro papel fundamental que a radioatividade possui está relacionado com a área da medicina, como nos 
exames de raios-X e nas tomografias, e também em alguns tipos de tratamento de câncer.
TRANSMUTAÇÃO E MEIA VIDA 
• é o processo natural em que um núcleo instável emite radiação, de forma sucessiva, a fim de diminuir 
sua energia e tornar-se estável.
• Isso ocorre normalmente com átomos de números atômicos maiores que 84, que são átomos com alta 
instabilidade nuclear devido à quantidade de carga positiva (prótons) acumulada no núcleo. Nesse processo, 
os nêutrons não são suficientes para estabilizar todos os prótons aglomerados no núcleo, e, então, o núcleo 
começa a sofrer o decaimento radioativo até que seu número atômico seja menor que 84.
O decaimento radioativo é calculado pelo tempo de meia-vida (ou período de semi-desintegração, P) do 
radioisótopo, que é o tempo necessário para que metade da massa da amostra inicial radioativa sofra 
desintegração, ou seja, torne-se estável. Graficamente falando, a seguir, está representado o conceito de 
meia-vida. Por se tratar de um processo continuo, a curva tende a chegar a zero.
t = P.x
Nessa fórmula, (t) é o tempo de desintegração do material radioativo, (P) é a meia-vida e (x) é o número 
decorrido de meias-vidaspelo material.
m = mo 
 2x
• Mo = massa inicial
• Mf massa final 
• X: quantidade de meias vidas decorridas 
ASSUNTO:
QUÍMICA ORGÂNICA
QUÍMICA ORGÂNICA
HIDROCARBONETOS:
FUNÇÕES OXIGENADAS
ALCANOS:
São hidrocarbonetos acíclicos 
(possuem dois carbonos primários) 
e saturados (só há ligação simples)
PREFIXO + AN (Ligações 
duplas) + O = Propano 
(prop-an-o)
PREFIXO + EN (Ligações 
duplas) + O = Propeno 
(prop-en-o)
PREFIXO + IN (Ligações duplas) 
+ O = Propino (prop-in-o)
ALCENOS
São hidrocarbonetos acíclicos 
contendo uma única dupla ligação.
ALCINOS
São hidrocarbonetos acíclicos 
contendo uma única dupla ligação.
AROMÁTICOS
São aqueles que possuem um ou 
mais anéis benzênicos (também 
chamados de anéis aromáticos)
CLICLANOS
São hidrocarbonetos cíclicos 
contendo apenas ligação simples 
(saturado)
ÁLCOOL
GRUPO FUNCIONAL FÓRMULA MOLECULAR
Compostos orgânicos contendo um ou 
mais grupos hidroxila (OH) ligados 
diretamente a átomos de carbono 
saturados.
FENOL
Compostos orgânicos com uma ou mais 
hidroxilas ligadas diretamente ao anel 
aromático
ÉTER
São compostos onde o oxigênio está 
diretamente ligado a dois radicais 
orgânicos quaisquer.
COMPOSTOS BINÁRIOS FORMADO POR HIDROGÊNIO (H) ECARBONO (C)
FÓRMULA ESTRUTURAL NOMENCLATURA
FÓRMULA ESTRUTURAL FÓRMULA MOLECULAR NOMENCLATURA
FUNÇÕES OXIGENADAS
ALDEÍDO
GRUPO FUNCIONAL FÓRMULA ESTRUTURAL
São compostos orgânicos que possuem 
o grupo uncional Formula
CETONA
São compostos orgânicos que possuem 
o grupo uncional C=O denominado 
carbonila sempre entre os carbonos.
ÁCIDO
São compostos orgânicos com um ou 
mais grupos COOH Ligados cadeia 
carb nica
ÉSTER
São compostos ormados pela troca de 
hidrogênio da hidroxila de um ácidos 
carboxílicos por um grupo alquila (R) 
ou arila (Ar)
NOMENCLATURA
CO
M
PO
ST
O
S 
CA
RB
O
NÍ
LI
CO
S
CO
M
PO
ST
O
S 
CA
RB
OX
ÍL
IC
O
S
QUÍMICA ORGÂNICA
AM
IN
A
Amidas são compostos 
deri ados teoricamente do 
NH pela substituição de um 
dois ou três hidrogênios por 
um grupo de arila.
GRUPO FUNCIONAL FORMULA ESTRUTURAL NOMENCLATURA
AM
ID
A
São compostos deri ados 
teoricamente do NH pela 
substituição de um hidrogênio 
por um grupo acila.
GRUPO FUNCIONAL FORMULA ESTRUTURAL NOMENCLATURA
Propriedades físicas dos compostos orgânicos 
Os compostos orgânicos diferenciam-se dos demais através de certas propriedades, como: solubilidade, 
temperatura de fusão e ebulição, além de combustibilidade.
POLARIDADE 
• Sempre que o carbono estiver ligado a um átomo de hidrogênio ou a outro carbono, a ligação será 
apolar, pois não há diferença de eletronegatividade, isto é, o par de elétrons compartilhado fica 
equidistante dos dois átomos e não é atraído com maior intensidade por nenhum deles.
Por outro lado, no caso de ligações do carbono (ou do hidrogênio) com outros elementos químicos mais 
eletronegativos, tais como o oxigênio, o enxofre ou os halogênios, então a ligação será polar e a 
molécula também será considerada polar.
Exemplo: O etanol possui uma região polar (OH) e uma região apolar (H3C — CH2 —), mas a sua molécula 
é classificada como polar:
SOLUBILIDADE
• Os compostos orgânicos seguem a regra do “semelhante dissolve semelhante”, ou seja, os 
compostos polares dissolvem-se em outros compostos orgânicos polares, enquanto os apolares 
dissolvem-se nos apolares.
• Por exemplo, a graxa é apolar e dissolve-se na gasolina, que também é apolar. É por isso que não 
conseguimos limpar a mão suja de graxa com água
FORCAS INTERMOLECULARES
• As forças intermoleculares existentes nos compostos orgânicos são fracas em comparação às forças dos 
compostos inorgânicos.
• A força intermolecular mais intensa é a ligação de hidrogênio, seguida da força de dipolo permanente, e a mais 
fraca é a de dipolo induzido. Assim, quando comparamos os compostos orgânicos entre si, os que possuem o 
grupo OH, tais como os álcoois e os ácidos carboxílicos, realizam ligações de hidrogênio e, por isso, possuem as 
interações mais fortes entre suas moléculas.
ESTADOS FÍSICOS
• Em virtude dessa baixa intensidade das interações intermoleculares, existem compostos orgânicos nos três 
estados físicos em temperatura ambiente. Abaixo temos exemplos de três compostos orgânicos que estão em 
estados físicos distintos:
PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO 
• Quanto maior for a intensidade das forcas intermoleculares, maior será sua temperatura de ebulição 
COMBUSTIBILIDADE
• A maior parte das substâncias orgânicas é combustível, ou seja, entra em combustão, reagindo com o oxigênio 
quando há uma ignição que inicia a reação que libera energia na forma de calor. Eles podem ser sólidos como a 
madeira, líquidos como a gasolina e o álcool ou gasosos como o butano.
• Isso mostra que os compostos orgânicos são responsáveis por grande parte da energia que consumimos, desde 
o que mantém nossos fogões acesos (gás butano) até os combustíveis de nossos automóveis.
Isomeria 
• A isomeria é um fenômeno em que dois ou mais compostos com propriedades diferentes apresentam a 
mesma fórmula molecular
• O estudo da isomeria é dividido em isomeria Plana (ou constitucional) e Espacial (ou estereoisomeria)
ISOMERIA PLANA (ou constitucional) 
1. Tautomeria 
2. Função 
3. Metameria 
4. Cadeia
5. Posição 
ISOMERIA ESPACIAL (ou estereoisomeria)
1. Geométrica
2. Ótica 
ISOMERIA PLANA DE FUNÇÃO 
- Na isomeria de função on isomeria funcional a diferença está no grupo funcional
- ela é identificada pela diferença que os isômeros apresentam em suas fórmulas estruturais
ISOMERIA DE CADEIA 
• pertencem a mesma função, mas possuem cadeias carbônicas principais diferentes
Ex: álcool e éter3
ISOMERIA DE POSIÇÃO 
• apresentam a mesma função orgânica e cadeia principal, mas mudam a posição de algum grupo 
funcional, radical ou insaturação (ligação dupla ou tripla)
ISOMERIA DE COMPENSAÇÃO (METAMERIA) 
• pertencem a mesma função orgânica e apresentam um heteroátomo (N, 0, S) , ocupando posições 
diferentes na cadeia
TAUTOMERIA 
• é um tipo especial de isomeria de função, em que os isômeros coexistem em equilíbrio dinâmico em 
solução
Os casos mais comuns de tautomeria ocorrem entre
1. aldeído e enol
2. cetona e enol
ISOMERIA ESPACIAL 
ISOMERIA GEOMÉTRICA (CIS TRANS) 
• o isômero cis possui os ligantes iguais do carbono de uma dupla ligação ou em compostos cíclicos, no mesmo 
lado do plano
• Os isômeros trans estão em lados opostos
ISOMERIA ÓPTICA 
• Está relacionada a comportamento das substancias submetidas a um feixe da luz polarizada (um só plano 
de vibração), quando esta é obtida da incidência da luz natural (infinitos planos de vibração), atravessando 
um polimero.
• quando o desvio de luz é para a direita (sentido horário) diz-se que a substância é DEXTRÓGIRA ( d)
• quando o desvio de luz é para esquerda (anti-horário), diz-se que a substância é LEVÓGIRA
• Assim como em todo tipo de isomeria, os isômeros ópticos possuem a mesma fórmula molecular, mas são 
diferenciados por sua atividade óptica.
Um modo de verificar se a molécula de determinado composto realiza atividade óptica é por observar se 
molécula possui algum carbono assimétrico (C*), isto é, que possui 4 ligantes diferentes.
Note que isso ocorre na estrutura do ácido lático, sendo que esse tipo de carbono é chamado de quiral, que 
origina-se de uma palavra em grego que significa “mão’. Assim, como nossa mão, os estereoisômeros ópticos 
são a imagem especular um do outro, sendo chamados devido a isso de enantiômeros.
Além disso, deve-se observar também se as estruturas de suas 
moléculas não se sobrepõem, porque se a estrutura de determinada 
molécula e sua imagem se sobreporem sem alteração, então serão a 
mesma molécula e não isomeros ópticos.
"
Veja mais sobre "Isomeria Óptica" em: https://brasilescola.uol.com.br/
quimica/isomeria-Optica.htm
Reações orgânicas 
REAÇÃO DE ADIÇÃO 
• Ocorrem quando é adicionado um átomo ou um grupo de átomos em carbono de uma ligaçãodupla ou tripla.
• a ligação pi é rompida e pode originar vários tipos de compostos
• ocorrem em cadeias insaturadas ou aromáticas
• quando for usado hidro-halogênio ( Hx) ou água, segue a regra de Markovnikov, ou seja *o hidrogênio entra no 
carbono insaturado do hidrocarboneto com mais hidrogênio
HIDROGENAÇÃO CATALÍTICA 
• ocorrem por adição de hidrogênio na molécula orgânica insaturada, catalisada por níquel, platina ou paládio.
HIDRATAÇÃO 
• ocorre em meio ácido como catalisador e há a formação de um álcool.
HALOGENAÇÃO 
• quando átomos de halogênios reduzem o número de ligações pi entre carbonos, preservando o numero de hidrogênio.
HIDRO-HALOGENAÇÃO 
• reação com um halogenidreto ( H×) em que um halogênio ( x) está ligado ao hidrogênio.
REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO 
• são aquelas em que há troca de pelo menos um átomo de hidrogênio da molécula por um grupo substituinte, no 
caso dos hidrocarbonetos.
• ocorrem em cadeias saturadas e aromáticas
• a substituição do hidrogênio na cadeia ocorre preferencialmente
 CTERCIÁRIO > CSECUNDÁRIO > PRIMÁRIO
REAÇÃO DE HALOGENAÇÃO 
- reação com halogênios ( F,CL,Br,I)
- ocorrem na presença de luz
REAÇÃO DE NITRATACAO 
• reação com ácido nítrico (HN03) na presença de ácido sulfúrico (H2S04) 
REAÇÃO DE SULFONAÇÃO 
- Reação com ácido sulfúrico (H2S04) na presença de S03
REAÇÕES DE ELIMINAÇÃO 
• ocorrem quando átomos ou grupos de átomos são eliminados da molécula orgânica, provocando o aumento da 
insaturação e/ou formação de pequenas moléculas.
ELIMINAÇÃO DE ÁGUA 
• Desidratação intermolecular: entre duas moléculas 
• Desidratação intramolecular 
ELIMINAÇÃO DE HIDROGÊNIO 
• catalisado por calor, é possível eliminar hidrogênios
ELIMINAÇÃO DE HALOGENIOS OU DESALOGENACAO 
- Halogênios são eletronegativos, por isso sua eliminação é facilitada pela ação de eletropositivos
intramolecular: alceno
intermolecular:eter
⑨g)eseo
⑨
REAÇÃO DE OXIDAÇÃO/REDUÇÃO 
OXIDAÇÃO
- Quando for adicionado hidrogênio on retirado oxigênio do composto orgânico
REDUÇÃO 
- Quando for adicionado hidrogênio ou retirado oxigênio do composto orgânico
OXIDAÇÃO DE ÁLCOOIS 
OXIDAÇÃO/REAÇÃO DE COMBUSTÃO 
1. COMBUSTÃO COMPLETA: ocorre quando existe oxigênio suficiente para consumir todo combustível
2. COMBUSTÃO INCOMPLETA: a combustão se dá de forma incompleta quando não houver oxigênio 
suficiente para consumir todo combustível
&
Polímeros 
São macromoléculas, as quais apresentam unidades estruturais que se repetem regularmente as 
moléculas que reagem para formar os polimeros são denominadas MONÔMEROS.
POLÍMEROS NATURAIS 
- Os polímeros naturais ou biopolímeros são os que ocorrem na natureza.
- São exemplos de polímeros naturais, a borracha, os polissacarídeos (amido, celulose e glicogênio) e 
as proteínas.
POLÍMEROS SINTÉTICOS 
- Os polímeros sintéticos ou artificiais são produzidos em laboratório, em geral, de produtos derivados 
de petróleo.
- São exemplos de polímeros sintéticos: polimetacrilato de metila (acrílico), poliestireno, policloreto de 
vinila (PVC), polietileno e polipropileno.
TERMOPLÁSTICOS 
- São polímeros que podem ser reprocessados quando aquecidos novamente, podendo ser 
remoldados.
- Exemplo: Polietileno, Poliamidas, Policarbonato e Poliestireno.
TERMOFIXOS 
- São polímeros que não podem ser reprocessados pois possuem reticulações em sua estrutura, e 
quando são reaquecidos, há o rompimento das ligações cruzadas (reticulações), degradando o 
material.
- São obtidos sob efeito de temperatura e pressão, moldados e quando resfriam endurecem. 
Exemplos: Baquelite, Resina epóxi e Poliuretano.
POLÍMERO DE ADIÇÃO 
AS reações de poliadição ocorrem, geralmente com monômeros olefínicos ( com postos que possuem 
ligação dupla), em que a unidade se adiciona a outra, até formar uma macromolecula
POLÍMEROS DE CONDENSAÇÃO 
- Esses polímeros são formados por condesação e por eliminação de pequenas moléculas : H20,C2H50H,HCL.
POLÍMEROS BIODEGRADÁVEIS
 •- Os polímeros biodegradáveis são materiais que se degradam em dióxido de carbono, água e biomassa, 
como resultado da ação de organismos vivos ou enzimas. Em condições favoráveis de biodegradação, podem 
ser completamente degradados em semanas.
• podem ser naturais ou sintéticos.
- Os polimeros biodegradáveis são usados para produção de embalagens de alimentos, sacolas, produtos 
para a agricultura e produtos de consumo.
- Através do processo de biodegradação, eles evitam o acúmulo de lixo e consequentemente de poluição, 
enquadrando-se no conceito de sustentabilidade