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Apostila Quimica Fundamental completa.pdf

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MATÉRIA:
É qualquer coisa que tem massa e ocupa espaço. Assim, o ouro, a água, um livro, são ex’s de matéria, já a radiação eletromagnética (como a luz) não são matérias.
Podem ser classificadas pela sua fase (sólido, liquido, gás) ou pela sua constituição (composição =tipos de átomos, estrutura= estrutura desses átomos)
Substâncias Puras:
É uma forma simples e pura da matéria, é a matéria que tem propriedades distintas e uma composição que não varia de amostra para amostra. Ex: Agua e sal de cozinha.
O ar, a gasolina e as calçadas não são quimicamente puras, mas podemos separar ou decompor esses tipos de matérias em substâncias puras diferentes.
Elementos, compostos, misturas, átomos e moléculas:
Toda a matéria é feita de várias combinações de formas simples da matéria, chamados de elementos químicos.
Um elemento é uma substância formada por um único tipo de átomo, que não pode ser decomposto em substância mais simples.
Compostos são constituídos de 2 ou + elementos, logo eles contém dois ou + tipos de átomos.
Misturas são combinações de 2 ou + substâncias nas quais cada uma mantem sua própria identidade química.
A matéria é feita de partículas inimaginavelmente pequenas, a menor partícula possível de um elemento é chamado de átomos.
Os átomos podem se combinar para formar moléculas nas quais dois ou + átomos estão ligados de forma especifica.
Compostos:
A maioria dos elementos pode interagir com outros elementos para formar compostos. O gás hidrogênio, por ex, incendeia-se em presença do gás oxigênio para formar água.
Misturas:
A maioria das matérias que encontramos consiste de misturas de diferentes substâncias, cada substância em uma mistura mantém sua própria identidade quimica e, assim, suas próprias propriedades.
Enquanto substâncias puras tem composições fixas, as composições das misturas pode variar. Ex: xicara de café pode ter muito ou pouco açúcar.
As substâncias que compõem uma mistura são chamados de componentes.
As misturas podem ser heterogêneas (não uniformes, mais de 1 fase, água e areia) ou homogêneas (uniformes, 1 fase, agua e açucar).
PROPRIEDADES DA MATÉRIA: 
Propriedades físicas: Podem ser medidas sem alterar a identidade e a composição das substâncias. Incluem características como ponto de fusão, dureza, cor, estado da matéria (sólido, liquido, gás) e a densidade
Propriedades químicas: descrevem como uma substância pode se alterar ou reagir para formar outras, refere-se a capacidade de uma substância de transformar-se em outra substância. Ex: Capacidade de sofrer combustão. 
PROPRIEDADES INTENSIVAS E EXTENSIVAS DA MATÉRIA: 
Intensivas: são propriedades que não dependem da quantidade de amostra analisada. Ex: Temperatura, Ponto de Fusão, Densidade...
Extensivas: são propriedades que dependem da quantidade de amostra analisada (quantidade de substância presente). Ex: Massa e volume. 
MUDANÇAS FISICAS E QUIMICAS:
Físicas: uma substância altera sua aparência física mas não sua composição. Todas as mudanças de fase (estado) são físicas. Ex: evaporação da água.
Químicas: Reações químicas. Quando uma substância é transformada em uma substância quimicamente diferente. Ex: H2 + O2 -> H2O
OBSERVAÇÕES:
REAÇÕES DE METÁSTESE OU DUPLA-TROCA:
São as reações químicas em que ocorrem “troca de parceiros” AX + BY AY + BX
Ex: AgNO3(aq) + KCl(aq) AgCl(aq) + KNO3(aq)
FORMULAS QUIMICAS:
Formula é uma representação gráfica de uma determinada substância. Tipos:
MOL:
1 mol de objetos contém um determinado numero de objetos igual ao número de átomos que existe precisamente em 12g de carbono-12.
Esse número é o número de Avogrado: 6,02.10^23 atomos, partículas...
É um número que relaciona o mundo macroscópico ao microscópico.
PRIMEIROS MODELOS ATÔMICOS:
Demócrito e outros filósofos pensavam que o mundo material deveria ser constituído de partículas indivisíveis e muito pequenas que eram chamadas de átomos.
Depois, Platão e Aristóteles formularam a hipótese que não poderia haver partículas indivisíveis. 
MODELO ATÔMICO DE DALTON: (bola de bilhar) 
Cada elemento é composto de partes muito pequenas chamadas átomos.
Todos os elementos de um dado elemento são iguais, os átomos de diferentes elementos são diferentes, têm propriedades e massas diferentes.
Os átomos são permanentes e indivisiveis.
Os átomos não se convertem em diferentes tipos de átomos por meio de reações químicas, os átomos não são criados nem destruídos em reações químicas.
As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou arranjo de átomos. 
Os compostos são formados por átomos de 2 ou + elementos em razão fixa (lei das proporções definidas: um certo composto tem sempre o mesmo numero relativo dos mesmos tipos de átomos).
RAIOS CATÓDICOS E MODELO ATÔMICO DE THOMPSON: (pudim de passas)
Thompson, na experiência de raios catódicos, descobriu os elétrons e prótons, concluindo que os átomos eram compostos por partículas ainda menores. 
Propôs um modelo atômico que afirmava:
Os elétrons e os prótons estariam uniformemente distribuídos, garantindo o equilíbrio elétrico entre as cargas positivas dos prótons e negativas dos elétrons.
MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD:
Contestou o modelo de Thompson, devido a sua experiência, em que bombardeou uma película fina de ouro, com partículas alfa (positivas), emitidas pelo Polônio. 
Observou que a maioria das partículas atravessava a lâmina de ouro em linha reta ou com pequenos desvios, porém algumas atingiam a lâmina e voltavam ou sofriam grandes desvios. A primeira conclusão foi que as partículas que passavam sem desvios passavam por espaços vazios. Essa conclusão já contestava o modelo de Thompson, pois nele não existia espaços vazios. 
Rutherford percebeu que os desvios das partículas eram semelhantes. Concluiu que as partículas eram desviadas pois se aproximavam do núcleo do átomo e então eram repelidas, concluindo que o núcleo tinha carga negativa e os espaços vazios cargas negativas. Com isso, propôs o seu modelo atômico, que afirmava:
 O átomo possui um núcleo central pequeno e denso, que concentra toda a carga positiva e a maioria da massa do átomo.
A maior parte do volume total do átomo são espaços vazios, no qual os elétrons movem-se ao redor do núcleo.
ÁTOMO MODERNO:
Os átomos são formados de elétrons (orbitam o núcleo), prótons e nêutrons (no núcleo). Os átomos tem um numero igual de elétrons e prótons, logo, eles tem uma carga elétrica liquida neutra.
O núcleo é extremamente pequeno e contém quase toda a massa do átomo.
PLANCK: QUANTUM:
Propôs que a energia na radiação não é continua, mas sim dividida em minúsculos “pacotes” ou quanta. 
Ou seja, disse que a energia podia ser liberada (ou absorvida) por átomos apenas em “pedaços” distintos de tamanhos mínimos. 
Planck nomeou de quantum a menor quantidade de energia que podia ser emitida ou absorvida como radiação eletromagnética. 
Considerou que a energia, E, de um único quantum é igual à constante multiplicada pela frequência (v): E = h.v, h é a constante de Planck (6,63.10^-34);
De acordo com ele, a energia é sempre emitida ou absorvida pela matéria em múltiplos de hv, 2hv, 3hv e etc.
Se a quantidade de energia emitida for igual a 3hv, por exemplo, dizemos que foram emitidos 3 quantas de energia. 
ESPECTRO VISIVEL CONTINOU E ESPECTRO DE LINHAS:
A maioria das fontes de energia radiante, incluindo lâmpadas incandescentes, produz radiação contendo muitos comprimentos de ondas. Quando a radiação é separada por seus diferentes comprimentos de onda, um espectro é produzido.
Espectro Contínuo Visível: 
Um prisma dispersa a luz de uma lâmpada incandescente formando um prisma continuo (faixa continua de cores). O exemplo mais comum é o arco íris produzido pela dispersão da luz do sol pelos pingos de chuva ou neblina.
Espectro de Linhas:
Nem todas as fontes de radiação produzem espectro continuo. 
Quando diferentes gases são colocados sob pressão num tubo com alta voltagem, os gases emitem cores diferentes.Quando a luz vinda de tais tubos passa por um prisma, apenas linhas de poucos comprimentos de onda estão presentes nos espectros resultantes. 
As linhas coloridas são separas por áreas pretas, que corresponde a comprimentos de onda ausentes de luz. 
 Espectro do Hidrogênio.
MODELO ATÔMICO DE BOHR:
Para explicar o espectro de linhas do H, começou supondo que os elétrons moviam-se em orbitas circulares ao redor do núcleo, mas, de acordo com a física clássica, uma partícula carregada (como um elétron) que se move em trajetória circular perderia energia continuamente pela emissão de radiação eletromagnética e iria se mover em forma de espiral em direção ao núcleo.
Assim, Bohr baseou seu modelo em 3 postulados:
Somente orbitas de certos raios, correspondendo a certas energias definidas, são permitidas para os elétrons de um átomo (concluiu que os elétrons ficavam em orbitas fora do núcleo, e que essas orbitas eram especificas, de raio fixo, cada uma caracterizada por níveis de energia bem definidos). 
Um elétron em certa orbita permitida tem certa energia especifica e está em um estado de energia ‘permitido’. Um elétron em estado de energia permitido não irradiará energia e, assim, não se move em espiral em direção do núcleo.
A energia só é emitida ou absorvida por um eletron quando ele muda de um estado de energia para outro. Essa energia é emitida ou absorvida como fóton, E=hv (efeito 
Quanto mais longe a orbita estiver do núcleo, mais o elétron consegue permanecer nela sem perder energia (orbita mais estável) .
Um átomo armazena energia, fazendo seus elétrons saltarem de uma orbita mais interna pra uma orbita + externa. Assim, sempre que um átomo absorve energia, 1 ou + de seus elétrons saltam para uma orbita mais externa.
Quando o fornecimento de energia cessa, os elétrons que foram deslocados pra orbitas mais distantes, tendem a restaurar o equilíbrio, retornando à sua orbita original. Mas, toda ação que acumula energia, se for revertida, terá que liberar essa energia.
Então, quando o elétron retorna à orbita original, ele deve liberar a mesma quantia de energia recebida, e o faz sob forma de energia luminosa, ou seja, emitindo um fóton. 
DUALIDADE ONDA-PARTÍCULA DA MATÉRIA:
Dependendo das circunstâncias experimentais, sabia-se que a radiação parecia ter um carácter ondulatório ou de partícula (fóton). 
De Broglie ampliou essa ideia, sugerindo que todas as partículas deveriam ser estendidas como tendo propriedades de ondas (dualidade onda-particula).
Sugeriu que o elétron, em seu movimento ao redor do núcleo, tinha associado a ele um comprimento de onda particular. 
Disse que o comprimento de onda característico do elétron ou qqr outra partícula depende de sua massa m, sua velocidade v, e h cte de Planck.
 mv é chamado de momento do objeto.
Como a hipótese de De Broglie é aplicável a toda matéria, qualquer objeto de massa m e velocidade v daria origem a uma onda de matéria característica
Mas a equação diz que o comprimento de onda associado a um objeto de tamanho comum (avião) é tão pequeno que esta fora da faixa de qualquer observação possível (diferença entre picos é tão pequena que não percebe-se).
PRINCIPIO DA INCERTEZA:
Afirma que é impossível conhecer simultaneamente e com certeza a posição e o momento de uma partícula, tal como o elétron.
Quanto mais corretamente um é conhecido, menos precisamente o outro é.
É um método de distribuir os elétrons na eletrosfera do átomo e dos íons.
Provou, experimentalmente, que os elétrons são dispostos nos átomos em ordem crescente de energia, ou seja, a medida que as camadas se afastam do núcleo,aumenta a energia dos elétrons nela localizados.
Isto pois toda vez que um elétron recebe energia ele salta pra uma camada mais externa, e no momento que volta pra sua camada de origem, ele emite luz em virtude da energia absorvida anteriormente. 
Em cada camada ou nível de energia, os elétrons se distribuem em subniveis de energia, representados por s,p,d,f em ordem crescente de energia. 
O número máximo de elétrons em cada subnivel também foi determinado:
Diagrama de Linus Pauling:
* Dispositivo prático que permite colocar todos os subniveis de energia conhecido em ordem crescente de energia, a ordem crescente dos subniveis é a ordem na sequencia das diagonais:
Assim, 1s² é o menos energético e o 7p6 o mais energético
=> OBSERVAÇÃO:
a) Z= Número atômico = representa o número de elétrons.
b)Camadas de Valência:
 
c) Em um íon, o elétron irá sair ou entrar da camada de valência e não do orbital mais energético:
d) Orbitais que não estão representados no diagrama não existem.
Configuração Eletrônica por Gases Nobres ou condensada:
Ajuda a enfocar apenas nos elétrons de valência (mais externos).
Usa-se o gás nobre anterior ao elemento.
Basicamente, usa-se a configuração eletrônica desse gás nobre, e apenas completa-se os elétrons que faltam.
Exemplos:
Li, 3 elétrons: [He] 2s¹ => usou a configuração 1s² do He e apenas completou 1é.
O, 8 elétrons: [He] 2s² 2p^4 
Na, 11 elétrons: [Ne] 3s¹ = Ne 10 elétrons, termina a configuração em 2p^6.
S, 16 elétrons: [Ne] 3s² 3p^4
Li+ (cátion) = [He] => 1s² perdeu um elétron
Na+ = 10 é, [He] 2s² 2p^6
O-² = fica com 10 = [Ne] ou [He] 2s² 2p^6
 Erwin determinou o conceito de orbital:
 É a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probabilidade de se encontrar o elétron.
 Cada orbital em energia e forma caracteristicas.
OBS:
Um orbital (modelo da mecanica quantica) não é o mesmo que órbita (modelo de Bohr). O modelo da mecanica quantica não se refere a òrbitas porque o movimento do elétron num átomo não pode ser medido ou localizado com precisão (principio da incerteza).
O modelo de Borh introduziu um unico numero quantico, n, pra descrever certa órbita.
O modelo da mecânica quântica usa 4 numeros quanticos, n,l, ml,ms pra descrever um orbital.
 NÚMEROS QUÂNTICOS:
Cada elétron de um átomo é caracterizado por 4 números quânticos:
Número quântico Principal (n):
Fornece o tamanho (distância do elétron ao núcleo) do orbital, refere-se a camada em que o elétron se encontra. Ex: a distância do orbital 7s ao núcleo é maior que a distância do orbital 1s. 
Tem valores positivos e inteiros (1,2,3...)
O principal indica a camada ou nível de energia (K,L,M,N,O,P,Q) em que o elétron se encontra, indo, respectivamente, de 1 a 7.
À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior, e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo.
Um aumento em n significa também que o elétron tem energia alta e, por isso, está menos fortemente ligado ao núcleo.
Número quântico Azimutal (l):
Define o formato do orbital, os orbitais s são esféricos, os orbitais p têm a forma de halteres u de um oito e etc.
Representa os subníveis de energia (s,p,d,f), que são, respectivamente, 0,1,2,3.
Cada subnivel é formado por orbitais, que comportam 2 eletróns.
Tem valores inteiros, de 0 a n-1.
O valor de l para certo orbital é normalmente assinalado por letras. 
Como l varia de 0 a n-1, e n vai de 1 ao infinito, l pode ter valores maiores que 3, nesse caso continua usando letras, ou seja: l=4 (g), l=5 (h) e etc
s²=1 orbital,2 spins/p^6=3 orbitais,6 spins/d¹°=5 orbitais,10 spins/f^14= 7 orbitais,14 spins
Número quântico Magnético (ml): 
Fornece a orientação do orbital no espaço.
Tem valores inteiros entre -l e l. ml= -l, -l+1,-l+2 ... , 0, ... +l-2, +l-1, +l. 
A posição (-l...0...l) do último elétron representado no preenchimento do orbital é que dá o real valor de ml. 
Os valores de ml são representados por quadradinhos, sendo que cada quadrado é um orbital.
Os orbitais à esquerda o orbital 0 são considerados negativos, e à direita, orbitais positivos.
Lembrando que cada orbital comporta no máximo dois elétrons.
Número máximo de orbitais: ml máx = 2l + 1 (l = azimutal = 2x ele + 1 que é do zero)
Logo:
n= 1,2,3...,5,6... l= 0,1,2,...4,5... (n-1) ml= -5,-4,...,-2,-1,0,1,2,...,4,5Número quântico de Spin (ms): 
Descreve a rotação do elétron em torno do seu eixo.
O número ms pode valer somente +1/2 ou -1/2.
Um orbital comporta no máximo 2 elétrons, que não se repelem pois giram em sentidos opostos, criando campos magnéticos que se atraem. 
No preenchimento de orbitais, o sentido da seta indicará o spin, que é adotado por convenção, ou seja, se quiser que as setas para cima indiquem spin +1/2, as setas pra baixo indicarão -1/2, mas o contrário também pode ser feito.
 Regra da Exclusão de Pauli:
Dois elétrons de um mesmo orbital apresentam os 3 primeiros números quânticos iguais, mas possuem spins opostos.
A regra de Pauli diz: Dois elétrons de um mesmo átomo nunca podem ter os mesmos 4 números quânticos. 
Regra de Hund:
Diz que, ao preencher esses orbitais, deve ser feito de modo que tenhamos o maior número possível de elétrons desemparelhados, isto é, isolados (em orbitais separados), com spins paralelos. 
Isso significa que preechemos todas as setas para cima e só depois voltamos preenchendo com as setas para baixo (ou o contrário, dependendo da convenção adotada).
 PASSOS PARA RESOLVER QUESTÕES:
1º Fazer a distribuição eletrônica do átomo, seguindo o diagrama de Linus Pauling.
2º Identicar o elétron mais energético (camada mais afastada), sabendo assim seu número quântico principal (n = camada). 
3º Pela distribuição eletrônica (subnivel do elétron mais energétici) ou por l=n-1 descobre-se o número quântico azimutal (ou secundário).
4º Para descobrir os outros números quânticos faz-se o preenchimento do orbital desse último súbnivel, lembrando que o subnivel s tem 1 orbital (comporta 2 elétrons), p tem 3 orbitais (comporta até 6 elétrons), d tem 5 orbitais (comporta até 10 elétrons) e f tem 7 orbitais (comporta até 14 elétrons).
5º O preenchimento deve seguir a Regra de Hund, e o spin é adotado por convenção. A posição da última seta indica o valor do número quântico magnético (ml). 
6º A orientação da seta (cima ou baixo), indica o spin, sendo +1/2 ou -1/2 seguindo a convenção. 
 EXEMPLOS: IDENTIFICAÇÃO DOS Nº'S QUÂNTICOS E PREENCHIMENTO DE ORBITAIS:
1) He = possui 2 elétrons, e só uma camada. 
1º Distribuição eletrônica: 
Podemos identificar os números quânticos do 1º e do 2º elétron: 
1º eletron: n=1 -> l=0 -> m=0 -> spin =+ 1/2 (convenção)
2º elétron (+ energético): n=1 -> l=0 -> m=0 -> spin=- 1/2 (convenção)
Como visto, por estarem no mesmo orbital, os elétrons tem os 3 primeiros números quânticos iguais, porém, como mostra a regra da exclusão de Pauli, seu 4º número quântico será diferente.
2) Qual o conjunto dos 4 números quânticos que caracteriza o elétron mais energético do 9F? 
1º Distribuição eletrônica: tem 9 elétrons: 1s² 2s² 2p^5 
2º O elétron + energético está na camada 2, por isso seu n=2. 
3º Seu subnivel é p, logo, ml=1
4º Seguindo a Regra de Hund, o preenchimento dos orbitais 2p^5: 
5º A última seta do preenchimento ficou no orbital 0, logo ml=0.
6º Convencionando que para cima é +, o valor do ms=-1/2.
Logo, o conjunto dos 4 números quânticos é: n=2, l=1, ml=0, ms=+1/2
Os elementos estão dispostos em ordem crescente de número atômico. 
Períodos: são as 7 linhas horizontais, elementos de um mesmo período tem o mesmo numero de camadas.
Famílias ou grupos: são as 18 colunas, elementos de uma mesma coluna tem o mesmo número de elétrons em seus orbitais do nível mais externo (orbitais de valência), as similaridades na ocupação dos orbitais levam a similaridades nas propriedades.
CARGA NUCLEAR EFETIVA (Zef):
É a carga real do núcleo que exerce influência sobre determinado elétron.
É a atração real que o elétron sente vindo do núcleo.
Cada elétron é simultaneamente atraído pelo núcleo e repelido pelos outros elétrons.
A carga positiva sentida pelos elétrons exteriores de um átomo é sempre menor que a carga nuclear total, pois a carga negativa dos elétrons do mesmo nível de energia e principalmente pelos elétrons dos níveis mais internos (entre núcleo e elétron em questão) blindam, parcialmente a carga positiva do núcleo, assim os exteriores sentem só uma fração da carga nuclear total. 
A carga nuclear de um átomo é dada pelo número de prótons presentes no núcleo deste átomo e chama-se número atômico (Z). Z = carga nuclear = número de prótons, mas a carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos.
Ou seja, a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externos é determinada pela diferença entre a carga do núcleo e a carga dos elétrons mais internos. 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS QUIMICOS:
RAIO ATÔMICO:
Refere-se ao tamanho do átomo ou íon.
Representa a distância entre o centro do núcleo de um átomo e a camada de valência (camada mais externa da eletrosfera).
Depende de sua carga nuclear (Z), do nº de elétrons que ele possui, e dos orbitais nos quais os elétrons de nível mais externo localizam-se.
RAIO IÔNICO:
O raio depende das mesmas coisas que no átomo.
Cátion: desocupa os orbitais mais extensos, e também diminui as repulsões totais elétron-elétron, assim, os cátions são menores que os átomos que lhes deram origem.
Ânion: quando elétrons são adicionados à um átomo neutro pra formar um ânion, o aumento das repulsões elétron-elétron faz com que os elétrons se espalhem mais no espaço, assim os ânions são maiores que os átomos que lhes deram origem.
ENERGIA DE IONIZAÇÃO (EI)
É a mínima energia necessária pra remover um elétron de um átomo ou íon isolado no seu estado fundamental, no estado gasoso.
Mede quão fortemente um átomo segura seus elétrons.
Como mais de um elétron pode ser removido, pode ter 1º EI, 2º EI e etc, sendo que quanto mais elétrons tu tira, mais difícil (+ energia precisa) pra tirar outro, já que quanto mais próximo do núcleo, + atraído está, + difícil é de tirar (Zef maior).
Ex: EI=> Cl(g) Cl+ (g) + é AH= +1,251 Kj/mol (energia que ganhou pra remover elétron)
AFINIDADE ELETRÔNICA: (AE):
É uma medida de quão facilmente um átomo atrai elétrons adicionais.
É o oposto da EI, é a quantidade de energia liberada (exotérmico) quando um átomo gasoso recebe um elétron, formando um ânion. 
Mede a atração ou afinidade de um átomo pelo elétron adicionado.
Quando um átomo tende a ganhar um elétron, energia é liberada, assim a quantidade AH (quantidade de energia) para o processo é negativa. 
Quanto mais negativo o valor da AH, maior a tendência do átomo em receber elétrons, pois significa que como íon ele fica mais estável.
A Afinidade Eletrônica fica mais negativa a proporção que caminha em direção aos halogênios, pois eles tem maior tendência de receber elétrons, logo liberam mais energia quando os recebem.
Ex: AE => Cl (g) + é Cl- (g) AH = -349 kj/mol (grande tendência em receber elétrons, pois fica mais estável, valor negativo pois é quanto liberou de energia pra receber um é).
ELETRONEGATIVIDADE:
Tendência (força) de um átomo em atrair o par de elétrons que ele está compartilhando com outro átomo em uma ligação covalente, para perto de si.
Depende da Zef e da distância entre o núcleo e a camada de valência.
Quanto menor o valor do raio atômico (maior Zef) maior sua eletronegatividade.
ELETROPOSITIVIDADE: 
Capacidade que um átomo tem de doar elétrons comparando a outro átomo.
RESUMO DE CRESCIMENTO:
METAL X NÃO METAL:
Ligações químicas são forças que agem entre os átomos.
Os átomos unem-se através da ligação química para formar espécies chamadas moléculas, compostos com raios diferentes tem propriedades diferentes.
A formação de qualquer ligação química será sempre um processo exotérmico.
Isso porque 2 átomos só se unem e formam uma molécula se for “lucrativo” pra eles, ou seja, como moléculas eles ficarão mais estáveis, sendo assim, durante a formação da molécula terá um abaixamento (liberação) de energia.
Já o rompimento de qualquer ligação química será um processo endotérmico.
SIMBOLOS DE LEWIS:
Os elétrons envolvidosem ligações químicas são os elétrons de valência.
O símbolo de Lewis consiste do símbolo do elemento químico mais um ponto para cada elétron de valência. 
Os pontos são colocados ao lado do símbolo atômico, cada lado comporta 2 é.
O nº de elétrons de valência é o mesmo do nº do grupo do elemento na tabela.
Ex: 
REGRA DO OCTETO:
Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que estejam circundados por 8 elétrons de valência.
Isso pois os átomos fazem ligações pra atingir o nº de elétrons do gás nobre + perto deles na tabela, já que os gases nobres são muito estáveis e todos (menos o He) tem 8 elétrons de valência, chegou-se a essa conclusão.
LIGAÇÃO IÔNICA:
Forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais contrário.
Ocorre transferência de elétrons entre os íons (do cátion para o ânion).
Geralmente ocorrem entre metais do lado esquerdo da tabela com não metais do lado direito (menos os gases nobres), assim, é uma ligação onde há elevada diferença de eletronegatividade, sendo assim o tipo de ligação mais forte.
Por terem alta diferença de eletronegatividade, as reações de formação de compostos iônicos são muito exotérmicas.
A razão para os compostos iônicos serem estáveis é a atração entre íons de cargas opostas, que mantem os íons unidos, liberando energia. 
Para fundir um composto iônico precisa de uma temperatura muito elevada.
Ex: NaCl, KCl, NaF, NaH.
NaCl: A formação de Na+ a partir de Na e de Cl- de Cl2 indica que o sódio perdeu 1 elétron e um átomo de cloro ganhou 1. A transferência de elétrons pra formar íons de cargas opostas ocorre quando os átomos envolvidos diferem muito em suas atrações por elétrons (eletronegatividade).
O elétron entra e sai da camada de valência e não do orbital mais energético.
Ex: Cl 1s²2s²2p^6 3s² 3p^5 => [Ne] 3s²3p^5 (por gases nobres)
 Cl- 1s²2s²2p^6 3s² 3p^6 => [Ne]3s² 3p^6 = [Ar] (Igual a conf. do argônio).
Sólido Iônico:
É um conjunto de cátions e ânions que se mantem juntos em um arranjo regular.
 No NaCl, os ions Na+ se alterna com os íons Cl-. 
Energia de Rede:
É a energia requerida pra separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. 
É uma medida da quantidade de energia necessária para a estabilização que se obtém quando íons de cargas opostas são agrupados em um sólido iônico.
Para certo arranjo de íons, a energia de rede aumenta à proporção que as cargas nos íons aumentam e que seus raios diminuem (Ciclo Born Haber)
LIGAÇÃO COVALENTE:
Resulta do compartilhamento de elétrons entre 2 átomos, formando pares eletrônicos (um elétron de 1 átomo com 1 elétron do outro átomo).
Possuem, diferentemente da iônica, baixos pontos de fusão e ebulição. 
Estruturas de Lewis:
Mostramos cada par de elétrons compartilhados como um traço e os pares de elétrons não compartilhados como pares de pontos: 
Para não-metais, o nº de elétrons de valência = nº do grupo, logo os elementos da coluna 7A formam 1 ligação covalente, da 6A formam 2 ligações covalentes...
Em ligações duplas, faz-se 2 traços, e tripla 3 traços. Em muitas moléculas, os átomos atingem os octetos pelo compartilhamento de + de um par de elétrons: 
POLARIDADE DA LIGAÇÃO:
Quando 2 átomos idênticos se ligam, como em Cl2, os pares de elétrons devem estar compartilhados igualmente. Em compostos iônicos, como NaCl, não há compartilhamentos de elétrons, um elétron de Na é transferido completamente pro cloro (terá a formação de um polo positivo e negativo, logo toda ligação iônica é polar) As ligações que ocorrem na maioria das substâncias covalentes se encaixam em algum ponto entre esses 2 extremos.
A polaridade é baseada na diferença de eletronegatividade entre os átomos constituintes da molécula.
Ligação Covalente Apolar:
É aquela na qual os elétrons estão igualmente compartilhados entre 2 átomos.
Ocorre em moléculas onde a diferença de eletronegatividade é 0.
Ocorre em compostos com elementos iguais, ou com elementos iguais, desde que não se forme polos, ou seja, não sobre elétrons no átomo central.
Ex: F2, Cl2, BCl3, CO2, CH4.
Ligação Covalente Polar:
Um dos átomos exerce maior atração pelos elétrons ligantes que os outros.
Ocorre quando há diferença de eletronegatividade entre os átomos. 
Nesse caso, o átomo mais eletronegativo atrai a nuvem eletrônica, criando uma diferença de polaridade. 
Quanto maior a diferença na eletronegatividade entre os átomos, mais polares serão suas ligações.
Procedimento: 
Some os elétrons de valência de todos os átomos. Para um ânion adicione 1 elétron e para um cátion subtraia um elétron.
Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si, e una-os com uma ligação simples (traço, representando 2 elétrons). O átomo central é, geralmente, menos eletronegativo que os átomos ao seu redor.
Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central.
Coloque qualquer sobra de elétrons no átomo central, mesmo que ao fazer isso provoque mais de um octeto.
Se não existem elétrons suficientes pra dar ao átomo central um octeto, tente ligações duplas ou triplas. 
Exercício: Fazer a estrutura de Lewis para:
CH2Cl2 b) C2H4 c)BrO3- d) PO4-³
São aquelas moléculas nos quais o arranjo conhecido dos átomos não pode ser descrito adequadamente por uma única estrutura de Lewis. 
As estruturas em ressonância tem a mesma colocação dos átomos (mesmo arranjo), mas a colocação dos elétrons é diferente. 
As estruturas em ressonância são representadas por uma seta de 2 cabeças. 
Exemplos:
As exceções são de 3 tipos principais: 
Moléculas com número impar de elétrons
Moléculas deficientes em elétrons.
Moléculas com expansão do octeto.
Moléculas com nº impar de elétrons:
A maioria das moléculas, o número de elétrons é par. Quando o número de elétrons é impar, é impossível o emparelhamento desses elétrons, logo um octeto ao redor de cada átomo não pode ser atingido.
Ex: 
Moléculas com Deficiência em elétrons:
Moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto (- de 8 é no nível de valência num átomo). Ocorre mais em compostos de Boro e Berilio.
Ex: BF3 Nesse caso, tem só 6 é no nível de valência ao redor do B.
Moléculas com Expansão do Octeto:
Moléculas na qual um átomo tem mais de um octeto (+ de 8 é no nível de valência num átomo)
Ex’s: PCl5 , SF4, AsF6... (a expansão só é observada pra elementos do terceiro período da tabela em diante).
É uma aplicação da Lei de Hess, para cálculo de entalpia.
É a forma que podemos calcular a energia de rede (U) de um composto iônico, somando os processos desde quando temos apenas átomos neutros, até quando temos um composto iônico. 
Exemplo: Sendo M um metal qualquer e H um halogênio qualquer: 
 M(s) + ½ X2(g) MX (s)
Processos:
AHSublimação: 
 Processo onde se geram átomos gasosos vaporizando o metal sólido.
Processo endotérmico (aquecimento, dá energia), logo AHsub > 0 (positivo).
AHdissociação: 
Processo que formamos átomos gasosos do halogênio por quebra das ligações. 
Processo endotérmico (aquecimento, dá energia), logo AHdis > 0 (positivo). 
Atenção: Sendo M(s) + b X2 (g) -> MX(s) , na formula colocar sempre: 
 b. AHdis, no exemplo acima b=1/2. 
PRIMEIRA ENERGIA DE IONIZAÇÃO (EI1):
Energia necessária para remover o elétron do Metal. 
Se remover 1 elétron, teremos apenas EI1, se removermos mais elétrons (mais calor, pois fica mais difícil com menor raio), teremos EI2, e assim por diante.
É um processo endotérmico (cedo energia pra remover um elétron) EI1>0. 
PRIMEIRA AFINIDADE ELETRÔNICA (AE1)
Energia liberada pelo átomo ao receber um elétron.
Da mesma forma que na EI, podemos ter AE1, AE2, dependendo do ciclo.
É um processo, geralmente, exotérmico, AE1 < 0 .
Atenção: Na formula, a afinidade eletrônica deve aparecer do tipo:
 a.AE, sendo a o número de átomos que se formou na AHdiss
 Esse número de átomos é igual ao número de átomos na parte dos reagentes, no 
 exemplo, tem-se ½ . 2 = 1 átomo que irá se formar, logo 1AE
ENERGIA DE REDE (Ur):
Como esse processo de formação de um composto iônico é apenas o inverso da energia de rede, a variação da entalpia em todos os processos é o negativo da energia de rede, a quantidade que queremos determinar. 
AH = - AHrede = ?
AH FINAL: 
É a soma de todos os 5 processos, com devidos sinais e escalares.
O valor do AH final será igual ao valor encontrado em laboratório indo direto de M(s) + ½ X2(g) -> MX(s). 
Para encontrar o valor da Urede, basta isolar o AHrede da formula e resolver.
Na formula, Ur deve estar negativo.
Exemplo 2: Ciclo de Born Haber do NaCl:
Lembrando:
Número Atômico (Z): é o nº total de prótons. 
Número de massa (A): nº total de prótons + nº total de nêutrons. A=Z+n.
Todos os átomos são constituídos de prótons, nêutrons e elétrons. Como essas partículas são as mesmas pra todos os átomos, a diferença entre átomos de elementos diferentes deve-se unicamente à diferença no nº dessas partículas subatômicas de cada átomo.
Todos os átomos de um elemento têm o mesmo número de prótons no núcleo.
Esse número especifico de prótons é diferente para variados elementos.
Como um átomo não tem carga elétrica liquida (ele é neutro), seu número de elétrons deve ser igual ao número de prótons. Ex: Carbono tem 6 prótons e 6 elétrons, mas não necessariamente tem 6 nêutrons.
ISÓTOPOS:
São os átomos que tem o mesmo nº de Prótons (e consequentemente, de elétrons), mas que diferem no número de nêutrons (e consequentemente, de massa também). 
Os átomos são pequenos pedaços de matéria, portanto eles têm massa.
A escala de massa atômica:
Os cientistas sabiam, no século XIX, que átomos de diferentes elementos tinham diferentes massas.
Descobriram, por exemplo, que cada 100g de água contém 11,1g de Hidrogênio e 88,9g de Oxigênio. Logo á agua tem 8x mais oxigênio, por massa, que hidrogênio.
Ao entender que a água contém 2 átomos de hidrogênio para cada átomo de oxigênio, concluíram que um átomo de oxigênio deve ter 2x8= 16x mais massa que um átomo de hidrogênio.
Ao Hidrogênio, o átomo mais leve, foi arbitrariamente atribuída uma massa relativa 1 (sem unidades), e as massas atômicas de outros elementos foram inicialmente determinadas em relação a esse valor. Assim, ao Oxigênio foi atribuída a massa atômica de 16.
É conveniente usar a unidade de massa atômica (u), que é definida fixando uma massa de exatamente 12u para um átomo do isótopo ¹²C de carbono.
 16
Assim, a massa de ¹H = 1u = 1,67.10^-24 e de O= 16u = 2,656.10-²³ g.
Massas Atômicas Médias:
A massa atômica média de cada elemento (expressa em u) é também conhecida como seu peso atômico, e estão listados na tabela periódica. 
A maioria dos elementos são encontrados na natureza como mistura de isótopos. 
A massa atômica média de um elemento usa massas de seus vários isótopos e suas abundâncias relativas
O carbono encontrado na natureza, por ex, é composto de 98,93% de ¹²C e 1,07% de ¹³C, onde as massas desses nuclídeos são 12u e 13,00335u, respectivamente. Calcula-se a massa atômica média do carbono a partir da abundância (fração) de cada isótopo e a massa daquele isótopo.
 (0,9893). (12u) + (0,0107). (13,00335u) = 12,01u.
O átomo é a menor amostra representativa de um elemento, mas só os gases nobres são encontrados normalmente na natureza como átomos isolados.
A maioria da matéria é composta de moléculas ou íons.
A molécula é a reunião de 2 ou + átomos ligados firmemente entre si. 
O ‘pacote’ de átomos resultante comporta-se em vários aspectos como um objeto único e inconfundível. 
MOLÉCULAS E FORMULAS QUIMICAS:
Muitos elementos são encontrados na natureza na forma molecular, isto é, 2 ou + átomos do mesmo tipo ligados entre si.
Ex: Oxigênio encontrado no ar compõe-se de moléculas que tem 2 átomos de O.
Representamos essa molécula pela Fórmula Química (ou Fórmula Molecular) O2.
O índice inferior diz que 2 átomos de O estão presentes em cada molécula, (molécula diatômica)
O Oxigênio também existe na forma de Ozônio, O3, que mesmo sendo compostos por átomos de oxigênios, possuem propriedades químicas e físicas bem diferentes.
Moléculas Diatômicas:
São moléculas constituídas de 2 átomos.
Os elementos, em geral, encontrados como moléculas diatômicas são Hidrogênio, Oxigênio, Nitrogênio e halogênios.
Ao falarmos de Hidrogênio, Oxigênio, Nitrogênio e Halogênios, nos referimos à O2, N2, F2, Cl2, Br2 ou I2, a menos que se fale o contrário.
Compostos Moleculares:
São compostos constituídos de moléculas e contém mais de um tipo de átomo.
Ex: H2O => 1 átomo de O e 2 de H / H2O2 = 2 átomos de O e 2 átomos de H.
A maioria dos compostos moleculares que acharemos contém apenas não metais.
FÓRMULAS MOLECULARES E MINIMAS:
Existem 2 formas possíveis de fórmulas químicas. 
	Fórmulas Moleculares:
São aquelas que indicam os tipos efetivos de átomos (combinação de símbolos químicos) e os índices que expressam os números reais dos átomos de cada elemento presente em uma molécula.
	Fórmula Mínima ou Empírica:
Dão somente o número relativo de átomos de cada tipo em uma molécula.
Expressa a proporção dos átomos entre si.
Os índices inferiores são sempre os menores inteiros proporcionais possíveis.
Observação:
Para muitas substâncias, a formula molecular e mínima são idênticas, pois não tem como “simplificar” a formula molecular, como por exemplo, na água.
Exemplos:
Peróxido de Hidrogênio: Formula Molecular: H2O2 / Formula Mínima: HO.
Etileno: Formula Molecular: C2H4 / Formula Empírica: CH2.
Água: Formula Molecular: H2O / Fórmula Empírica: H2O.
Sabendo a formula molecular de um composto podemos determinar a mínima, mas conhecendo apenas a formula mínima não podemos determinar a molecular.
Determinando a Formula Molecular através da Empírica ou Mínima:
Exemplo: Glicose, cuja formula empírica é CH2O (proporção 1:2:1)
A massa dessa formula empírica, sabendo que as massas atômicas desses elementos valem C=12, H=1, O16, é: Massa CH2O = 12.1+ 1.2+ 16.1 = 30.
Apenas a formula mínima não determina a formula molecular, precisamos da Massa Molar desse composto, que é a massa de 1 mol dele. 
No caso da Glicose, sua massa molar é de 180g/mol, depois podemos calcular quantas vezes a massa da formula mínima “cabe” na massa molar da substância.
180 / 30 = 6, multiplicando as proporções de cada elemento da molécula por 6, temos a proporção de cada um na formula molecular: 
C6H12O6, que é a formula molecular da glicose.
Lei da Conservação da Massa:
A massa total de uma substância presente ao final de uma reação química é a mesma massa total do inicio da reação.
Os átomos não são nem criados, nem destruídos durante qualquer reação química.
Assim, o mesmo conjunto de átomos está presente tanto antes como depois da reação, as mudanças que ocorrem durante qualquer reação é simplesmente um rearranjo dos átomos.
Exemplo: 2H2 + O2 2H2O
Os números diante das fórmulas são os coeficientes de balanceamento.
Uma vez que os átomos não são formados nem destruídos em uma reação, a equação química deve ter um número igual de átomos de cada elemento de cada lado da seta.
Quando essa condição é satisfeita, diz-se que a equação está balanceada.
No exemplo: Do lado esquerdo temos 4 átomos de H e 2 átomos de O, da mesma forma que do lado direito, assim, a equação está balanceada.
Sabendo as formulas dos reagentes e produtos numa reação, escrevemos a equação não balanceada e arrumam-se os coeficientes até balancear.
Geralmente, usam-se os menores coeficientes inteiros possíveis. 
Exemplo: a Hc:
‘a’ é o coeficiente do Hidrogênio,ou seja, quantos mols de hidrogênio eu terei, não altera a identidade das substâncias, altera a quantidade.
‘c’ é o índice inferior, que altera a identidade das substâncias (Ex: H2O =/= H2O2).
Indicies inferiores nunca devem ser mudados ao balancear uma equação.
Exemplos Balanceamento:
Na(s) + H2O (l) NaOH (aq) + H2(g) Resp: 2,2,2,1.
Fe(s) + O2 (g) Fe2O3 (s) Resp: 4,3,2.
C2H4(s) + O2(g) CO2(g) + H2O (g) Resp: 1,3,2,2.
Al (s) + HCl (aq) AlCl3 (aq) + H2 (g) Resp: 2,6,2,3.
Reações de Combinação:
A + B C
Dois reagentes se combinam para formar um único produto.
Quando ocorre entre um metal e um não metal, o produto é um sólido iônico, e a formula de um composto iônico é determinada pelas cargas dos íons envolvidos. 
Ex: 2Mg(s) + O2(g) MgO (Mg+²O-²) 
O magnésio, ao reagir com o oxigênio, perde elétrons e forma o íon magnésio Mg+², e o Oxigênio ganha elétrons e forma o íon óxido O-², logo o produto é MgO.
Exemplos: C(s) + O2(g) CO2 (g) / N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) / 
CaO(s) + H2O (l) Ca(OH)2 (s)
Reações de Decomposição:
C A + B
Um único reagente quebra-se (aquecimento) para formar 2 ou + substâncias. 
Exemplos: 2KClO3 (s) 2KCl (s) + 3 O2 (g) / Cu(OH)2 (s) CuO (s) + H2O (l).
Reações de Combustão:
Hidrocarbonetos (só C e H) + O2 CO2 + H2O
São reações rápidas, que produzem uma chama.
Exemplos: C3H8 (g) + 5 O2(g) 3CO2 (g) + 4H2O(g) 
Massa Molecular:
É a massa em u de 1 molécula de uma substância.
É a soma das massas atômicas de cada átomo em sua formula química.
Exemplo: MM do H2SO4 = 2.1 + 32,1 + 4. 16 = 98,1 u.
Como substâncias iônicas existem como redes de íons, não é apropriado falar de moléculas de NaCl, e sim, falarmos em formula unitária, representada pela formula química da substância.
A formula unitária do NaCl compõe-se de um íon Na+ e um íon Cl -. 
Assim, a massa molecular do NaCl é a massa de uma formula unitária
MM do NaCl = 23 u + 35,5 u = 58,5 u
Composição Percentual a partir de Fórmulas:
É a contribuição percentual em massa de cada elemento na substância.
O cálculo depende da massa molecular da substância, da massa atômica de cada elemento e do número de átomos de cada elemento na formula química.
Ex: Qual a composição percentual Na2CO3? 
Massa Molecular: 2x23 + 12 + 3x16 = 106u
Agora, 106u contém 46u de Na, 12u de C e 48u de O, fazendo regra de três:
106u – 100% 106u – 100% 106u – 100% 
46u - %Na 12u - % C 48u - % O
Na= 43,4% C= 11,32% O= 45,28%
Mesmo as menores amostras com que trabalhamos no laboratório tem um número enorme de átomos, íons ou moléculas. Assim, criou-se uma unidade de contagem especial pra descrever nº’s grandes de átomos, moléculas e etc: mol.
Um mol é a quantidade de matéria que contém tantos objetos (átomos, moléculas ou o que considerarmos) quantos números de átomos existem em 12g de ¹²C.
Esse número é o número de Avogadro: 6,022.10²³
Exemplos: 1 mol de átomos de ¹²C = 6,022.10²³ átomos de ¹²C
 1 mol de moléculas de H2O = 6,022.10²³ moléculas de H2O.
 1 mol de íons NO3- = 6,022.10²³ íons de NO3- 
Exemplo: Colocar em ordem crescente de números de átomos de Carbono: 
12g de ¹²C , 1 mol de C2H2, 9.10²³moléculas de CO2.
12 g de ¹²C = por definição, isso é 1 mol de átomos de C= 6,02.10²³ átomos de C.
1 mol de C2H2: existem 6,02.10²³ moléculas de C2H2, como existem 2 átomos de C em cada molécula, ela contém 12.10²³ átomos de C.
9.10²³ moléculas de CO2 = como cada molécula tem 1 átomo de C, a amostra contém 9.10²³ átomos de C.
Ordem: 12g ¹²C < 9.10²³ moléculas de CO2 < 1 mol de C2H2.
Exemplo: Calcule o número de átomos de H em 0,35 mol de C6H12O6:
1 mol de C6H12O6 --> 6,02.10²³ moléculas de C6H12O6
0,35 mol --> x => x= 2,107.10²³ moléculas de C6H12O6.
A cada molécula de C6H12O6 tenho 12 átomos de H, em 0,35 mol tenho quantos? 
1 mol C6H12O6 --> 6,022.10²³ moléculas C6H12O6 --> 72,264.10²³ átomos H
 2,107.10²³ moléculas C6H12O6 --> x
 X= 25,3.10²³ átomos de H em uma amostra de 0,35 mol de C6H12O6
MASSA MOLAR:
É a massa em gramas de 1 mol de uma substância. (g/mol)
A massa molar de uma substância é sempre numericamente igual a sua massa molecular (em u).
Um mol é sempre o mesmo número (6,02.10²³), mas um mol de diferentes substâncias terá diferentes massas.
Comparando 1 mol de ¹²C e 1mol de 24^Mg: um único átomo de ¹²C tem massa de 12u, enquanto um único átomo de 24^Mg tem massa 2 vezes maior, 24u.
Como um mol apresenta sempre o mesmo número de partículas, um mol de 24^Mg deve ter uma massa 2 vezes maior que um mol de ¹²C.
Já que um mol de ¹²C pesa 12g (pela definição), um mol de 24^Mg deve pesar 24g.
Assim, a massa de um único átomo de um elemento (em u) é numericamente igual à massa (em gramas) de 1 mol daquele elemento.
Essa declaração é sempre verdadeira, independente do elemento, e também para outros tipos de substâncias, onde também existe a mesma relação numérica entre a massa molecular (em u) e a massa (em gramas) de 1 mol de substâncias.
Exemplos:
1 átomo de ¹²C tem massa de 12u => 1mol de ¹²C tem massa de 12g.
1 átomo de Cl tem massa 35,5u => 1 mol de Cl tem massa de 35,5g.
1 átomo de Au tem massa de 197u => 1 mol de Au tem massa de 197g.
1 molécula de H2O tem massa de 18u => 1 mol de H2O tem massa de 18g.
1 íon NO3- tem massa de 62u => 1 mol de NO3- tem massa de 62g.
1 unidade de NaCl tem massa de 58,5u=> 1 mol de NaCl te massa de 58,5g
Essa relação fica clara quando observamos que, como visto: 
Fazendo uma regra de 3 => Hidrogênio
Massa molecular (1 molécula) = 1u * 1 mol de H tem 6,022.10²³moléculas.
- 1molécula de H pesa 1u, que é igual a 1,66.10^-24g. Quanto pesa 6,022.10²³ moléculas de H? 
1 molécula pesa --> 1,66.10^-24g (massa molecular, massa de 1 molécula)
6,022.10²³ moléculas --> x gramas ( 1 mol pesa quantas gramas?)
X= 1 g.
Logo, temos uma relação que 1u equivale a 1g. 
	Nome
	Fórmula
	Massa molecular (u)
	Massa molar (g/mol)
	Nº e tipo de partículas em 1 mol
	Nitrogênio 
atômico
	N
	14
	14
	6,022.10²³ átomos de N
	Nitrogênio 
Molecular
	N2
	28
	28
	- 6,022.10²³ moléculas de N2
- 2. (6,022.10²³) átomos de N.
	Prata
	Ag
	107,9
	107,9
	6,022.10²³ átomos de Ag.
	Íons prata
	Ag+ 
	107,9
	107,9
	6,022.10²³ íons de Ag
	Cloreto de 
Bário
	BaCl2
	208,2
	208,2
	- 6,022.10²³ unidades de BaCl2
- 6,022.10²³ íons Ba+²
- 2. (6,022.10²³) íons Cl-
Conversões entre Massas, mols e número de partículas:
A massa molar e o nº de Avogadro são usados como fatores de conversão de gramas --> mols --> átomos.
Exemplos:
Calcule quantos mols de glicose há em 5,38 g de C6H12O6:
1 mol de C6H12O6 --> 180 g 
X --> 5,38 g x= 0,03 mol de C6H12O6.
Calcule a massa, em gramas, de 0,433 mol de Nitrato de Cálcio:
1 mol Ca(NO3)2 --> 164,1g 
0,433 mol --> x x= 71,1g de Ca(NO3)2.
Quantas moléculas de glicose existem em 5,23g de C6H12O6:
1 mol C6H12O6 --> 180g --> 6,022.10²³ moléculas de C6H12O6
 5,23g --> x => x = 1,75.10²² moléculas de C6H12O6.
Quantas moléculas de ácido Nítrico existem em 4,2g de HNO3? E quantos átomos de O existem nessa amostra? Resp: 4,01.10²²moléculas / 1,2.10²³ átomos de O
A fórmula mínima de uma substância diz o número relativo (proporção) de átomos de cada elemento que ela contém.
Assim,a fórmula H2O indica que a água contém 2 átomos de H para cada átomo de O. Essa razão também se aplica em nível molar; logo, 1 mol de H2O contém 2 mols de átomos de H e 1 mol de átomos de O.
A razão da quantidade de matéria (mol) de cada elemento em um composto dá os indicies inferiores da formula mínima do composto.
Como resolver:
Exemplos:
O mercúrio forma um composto com cloro que tem 73,9% de mercúrio e 26,1% de cloro em massa. Qual a formula mínima desse composto? 
 Isso significa que em 100g de amostra, temos 73,9g de Hg e 26,1g de Cl.
Quantos mols de Hg e Cl temos em 100g do composto:
1 mol Hg – 200,6 g 1 mol Cl – 35,5g
 X - 73,79g x - 26,1g 
X= 0,368 mol de Hg x= 0,735 mol de Cl.
Dividindo os valores pelo menor deles para obter a razão molar:
Hg= 0,368 / 0,368 = 1 Cl= 0,735 / 0,368 = 2 => Formula Minima: HCl2
Essa é a formula mínima pois seus índices inferiores são os menores inteiros que representam a razão dos átomos presentes no composto.
O ácido Ascórbico contém 40,92% de C; 4,58% de H e 54,5% de O em massa. Qual é a sua formula mínima?
Em 100g: 40,92g de C , 4,58g de H e 54,5 g de O.
1 mol de C – 12g 1 mol de H - 1g 1 mol de O – 16g
 X - 40,92g y - 4,58g z - 54,5g
X= 3,407 mol de C y=4,58 mol de H z= 3,406 mol de O
Dividindo tudo pelo menor valor encontrado, acharemos a razão molar:
C= 3,407/3,406 = 1 H = 4,58 / 3,406 = 1,33 O= 3,406 / 3,406 = 1
Razão: 1C : 1,33 H : 1C, a formula mínima é dada pelos menores índices inteiros:
 Formula Minima: C3H4O3
Fórmula Molecular a partir da fórmula mínima:
Obtida a partir da mínima se conhecermos a massa molecular do composto.
Os índices inferiores na formula molecular são múltiplos dos índices inferiores na fórmula mínima.
O valor desse múltiplo é encontrado comparando o peso da fórmula mínima com a massa molecular.
Exemplo: 
Forma molecular do ácido ascórbico: a formula mínima do ácido ascórbico é C3H4O3, resultando uma massa molecular de 3.12 + 4.1 + 3.16 = 88u.
A massa molecular determinada experimentalmente é 176u, assim, a molécula tem uma massa 2x maior (176/88) e deve, assim, ter 2x mais átomos de cada tipo do que são dados em sua fórmula mínima.
Assim, a fórmula molecular do ácido ascórbico é : C6H8O6.
O mesitileno (hidrocarboneto) tem uma forma mínima C3H4. A massa molecular pra essa substância é 121u. Qual a sua formula molecular?
Massa molecular da fórmula mínima: 3.12 + 4.1 = 40u.
121u / 40u = 3, que é o fator usado pra multiplicar a mínima e dar a molecular.
Formula molecular: C9H12.
Análise por Combustão:
Usada, principalmente, em compostos com C e H. Quando um composto contendo C e H sofre combustão completa, todo o carbono no composto é convertido em CO2 e todo o Hidrogênio em H2O.
A partir das massas de CO2 e H2O formados, podemos calcular a quantidade de matéria de C e H no composto original, e determinar a fórmula mínima...
Se um 3ºelemento tiver presente no composto, sua massa pode ser determinada subtraindo-se as massas de C e H da massa total original do composto.
Exemplo:
Álcool Isopropílico é composto de C, H e O. A combustão de 0,255g de álcool produz 0,561g de CO2 e 0,306g de H2O. Determina formula mínima:
Podemos usar ‘mol’ pra achar o nº de gramas de C presentes no CO2 e o nº de gramas de H presentes na H2O. Essas são as quantidades de C e H presentes no álcool isopropilico antes da combustão.
O nº de gramas de O é igual a massa do álcool menos a soma das massas de C e H.
Tendo o nº de gramas de C,H e O, podemos fazer como antes, calculando o número de mols de cada elemento e determinar a razão molar.
1 mol de CO2 - 44g 1 mol de CO2 – 12 g de C
 X - 0,561 X= 0,01275 mol . 0,01275 - y > y= 0,153g de C.
1 mol de H2O – 18g 1mol de H2O – 2 g de H
 X - 0,306g x= 0,017 mol 0,017 - y y=0,034g de H
Inicialmente = 0,153 g C + 0,034g de H + X g de O = 0,255 => X= 0,068 g de O.
Quantos mols de C, H e O eu tinha inicialmente? 
1 mol C – 12g 1 mol O – 16g 1mol H – 1g
 X - 0,153g y - 0,068g z - 0,034g
X= 0,0128 mol C y= 0,0043 mol O z= 0,034 mol H
Dividindo tudo pelo menor valor encontrado:
C= 0,0128/0,0043 = 3 O= 0,0043/0,0043=1 H= 0,034/0,0043 = 8
Formula mínima: C3H8O.
Considerando a equação: 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)
Os coeficientes dizem que 2 moléculas de H2 reagem com cada molécula de O2 para formar 2 moléculas de H2O. Segue que as quantidades relativas de mols são iguais aos números relativos de moléculas:
Os coeficientes em uma equação química balanceada podem ser interpretados tanto como o número relativo de moléculas (ou formula mínima) envolvido em uma reação quanto como a quantidade relativa de matéria (mol).
Ou seja: A relação estequiométrica: 2 mols H2 + 1 mol O2 2 mols H2O pode ser usando pra encontrar as quantidades de reagentes e produtos em uma reação.
Exemplo: 
Quantos mols de H2O são produzidos a partir de 1,57 mol de O2? 
Se 1 mol O2 --> 2 mols H2O
 1,57 --> x x= 3,14 mol de H2O.
Tendo a equação: 2 C4H10 + 13 O2 --> 8CO2 + 10 H2O 
Qual a massa de CO2 produzida quando 1g de C4H1O é queimado? Resp: 3,03g.
Qual a quantidade de O2 consumida?
Ocorre quando um dos reagentes é usado completamente antes dos outros.
A reação para tão logo que algum dos reagentes é totalmente consumido, deixando o reagente em excesso como sobra.
O reagente completamente consumido é chamado reagente limitante, pois ele limita a quantidade de produto formada,.
Os outros reagentes (que sobram), são chamados de reagentes em excesso.
Assim, quem determina a quantidade de produto formado é o reagente limitante, portanto ele que manda na reação, quando ele acaba, a reação para.
Exemplo:
Suponha que tenhamos uma mistura de 10 mol de H2 e 7 mol de O2 reagindo para formar água. 2 H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)
Como a relação de H2 e O2 é 2 mols para 1 mol, a quantidade de matéria de O2 necessária para reagir com 10 mols de O2 seria de 5 mols.
Como tenho 7 mols, O2 está em excesso, e 2 mols de O2 estarão presentes quando todo o H2 tiver sido consumido.
H2 = reagente limitante 
O2 = reagente em excesso.
	
	2 H2(g) + O2 (g) 2H2O (l)
	Quantidades iniciais:
	10 mols 7 mols 0 mol
	Mudanças (reação):
	-10mols (consome) -5 mols (consome) +10mols (produz)
	Quantidades finais:
	0 mol 2 mols 10 mols
Na reação: N2(g) + 3H2 (g) 2 NH3 (g) . Qual quantidade de matéria de NH3 pode ser formada a partir de 3 mols de N2 e 6 mols de H2? Resp: 4 mols NH3.
Uma tira de zinco metálico pesando 2g é colocada em uma solução aquosa contendo 2,5g de nitrato de prata, provocando a seguinte reação:
Zn(s) + 2AgNO3(aq) 2Ag(s) + Zn(NO3)2 (aq)
Qual é o reagente limitante? b) Quantas gramas de Ag são formados? 
Quantos gramas de Zn(NO3)2 são formados? 
Quantos gramas de reagente em excesso restará ao final da reação? 
Resp: a) AgNO3 b)1,59g c)1,39g d)1,52 g de Zn.
Rendimentos teóricos:
A quantidade de produto formada calculada quando todo o reagente limitante foi consumido é chamada de rendimento teórico.
A quantidade de produto de fato obtida é chamada de rendimento real.
O rendimento real é sempre menor que o rendimento teórico, alguns motivos disso são queparte dos reagentes podem não reagir ou podem reagir de forma diferente da desejada.
O rendimento percentual de uma reação é a razão entre o real pelo teórico:
Solução é uma mistura homogênea de 2 ou + substâncias.
A substância presente em maior quantidade é chamada de solvente (normalmente água) e as outras substâncias são chamadas de solutos.
Uma solução se forma quando 1 substância se dispersa uniformemente em outra.
5.1- SOLUÇÕES SATURADAS E SOLUBILIDADE:
Solubilidade:
É a quantidade de soluto que posso dissolver em certa quantidade de solvente
O grau ou coeficiente de solubilidade mostra o ponto de saturação, que é a quantidade exata de soluto que o solvente dissolve.
Soluções Saturadas, Insaturadas e Supersaturadas:
Insaturada: Contém menos soluto do que o indicado pelo coeficiente
Supersaturada: contém mais soluto do que o indicado pelo coeficiente. Forma precipitado, ou seja, “sobra” soluto no fundo.
Saturada: soluto dissolvido é exatamente o mesmo indicado pelo coeficiente. Não há formação de precipitado. Mas, adicionando qualquer quantidade terá uma solução supersaturada (com precipitado) e retirando qualquer quantidade de soluto terá uma solução insaturada.
Solução diluída e concentrada:
Diluída: solução com concentração pequena de soluto.
Concentrada: solução com concentração alta de soluto.
5.2- FORMAS DE EXPRESSAR A CONCENTRAÇÃO => [ ] :
Concentração Comum ou Fração Pondero- Volumétrica:
Concentração MolaR: (matéria por Litro / mol por Litro):
C molaR -> depende do volume (L)
Concentração MolaL: (mol soluto / massa solvente):
C molaL -> depende da massa (Kg)
Fração Molar: (razão do nº mols) 
Concentrações Percentuais ou Títulos:
Fração Volumétrica: (% volume / volume):
Fração Ponderal: (% massa/ massa):
Observação: PPM ( Partes por milhão):
As concentrações de soluções muito diluídas são geralmente expressas em ppm: 
Uma solução cuja concentração de soluto é 1ppm contém 1 g de soluto para cada milhão (10^6) de gramas de solução.
5.3- DILUIÇÃO:
Processo em que ocorre adição de água à uma solução concentrada, diminuindo sua concentração, por consequência. 
Regra da Diluição:
Como o número de mols não é alterado numa diluição, temos: 
	A concentração em mols C1 é sempre maior que a concentração em mols C2.
Como o volume aumenta com a diluição (add água), o V2 é sempre maior que V1
Observação: Podemos usar qualquer unidade de volume, desde que seja usada em ambos os lados da equação.
Regra para Mistura de 2 ou + soluções de mesmo soluto e solvente: 
 
Como C3 (concentração da solução final) seria a soma do número de mols divido pelo volume final, temos que n1= c1v1, n2=c2v2 e n3=n1+n2.
Mistura de Soluções de Soluto Diferente:
Ex: Adicionam-se 650ml de Al2(SO4)3 0,01M a 100ml de solução de Ca(OH)2 0,03M. Qual a concentração final de CaSO4? 
Colóides são dispersões com características intermediarias às misturas heterogêneas (grosseiras) e às misturas homogêneas (soluções).
Numa dispersão coloidal, as partículas do disperso são pequenos agregados de átomos, de íons, de moléculas, de macromoléculas, cujo diâmetro médio vário entre 1nm (maiores do que os de um átomo ou molécula) e 100nm (bem menores do que os de partículas que podem ser vistas a olho nu), sendo que 1n = 10^-9m.
As partículas numa dispersão coloidal são suficientemente grandes para que exista uma superfície de separação entre elas e o meio onde estão dispersas.
Logo, elas têm mais de uma fase, e só são observadas no microscópio eletrônico.
As fases recebem os nomes de: fase dispersa (ou disperso) e meio dispersante.
Classificação de Sistemas Coloidais quanto as fases: 
Sol – Sólido:
Tanto o dispersante como o disperso estão na fase sólida.
Ex: Pedras preciosas coloridas.
Sol:
Dispersante na fase liquida e disperso na fase sólida. 
Não tem forma definida e predomina o estado liquido.
Ex: Gelatina (água+proteína) antes de esfriar.
Outros nomes:
Hidrossol: caso onde o dispersante é a água.
Organossol: dispersante é solvente orgânico.
Aerossol: dispersante é o ar.
Gel:
Dispersante em fase sólida e o disperso em fase liquida. 
Tem forma definida e predomina o estado sólido.
O estado gel é o oposto ao estado sol, formando-se uma rede de partículas do dispersante organizadas.
Ex: Gelatina depois de esfriar, manteigas, geleias, pérolas.
Emulsão:
Dispersante e disperso na fase liquida.
Mistura de 2 líquidos imiscíveis, onde um se apresenta em maior quantidade, fazendo o papel de dispersante. Emulsões são instáveis.
A substância emulsificante é formada por uma longa cadeia de átomos ligados com uma extremidade polar e uma apolar, e, como a regra da solubilidade é: semelhante dissolve semelhante, ela não é imiscível.
Ex: Água, óleo e detergente ; leite ; maionese; 
Espuma Sólida: 
Dispersante na fase sólida e disperso na fase gasosa.
Ex: Isopor, Maria-mole (ar disperso em clara de ovo solidificada).
Espuma Líquida:
Dispersante na fase liquida e disperso na fase gasosa.
Ex: Creme de chantilly, musse pra cabelos, espuma de sabão.
Aerossol Liquido:
Dispersante na fase gasosa e disperso na fase liquida.
É uma névoa formada de minúsculas gotas de um liquido dispersa num gás.
Ex: Neblina (água em ar), spray inseticida.
Aerossol Sólido:
Dispersante na fase gasosa e disperso na fase sólida.
Ex: Fumaça de cigarro (cinza dispersa no ar), poeira dispersa no ar, fumaça por chaminé.
Classificação quanto a Natureza das partículas do Disperso:
Dispersão Micelar:
Constituído por micelas, que são aglomerados de átomos, íons ou moléculas.
Ex: Dispersão de átomos de ouro em água, enxofre em água.
Dispersão Molecular:
Constituído de macromoléculas (moléculas muito grandes e de elevada massa molar), normalmente polímeros.
Ex: dispersão de amido em água.
Dispersão Iônica:
Constituído de macroíons (íons de elevada massa molar).
Ex: Dispersão de proteína em água.
Classificação quanto à afinidade disperso-dispersante:
Colóides Liófilos:
Colóides cujas partículas dispersas têm grande afinidade pelo dispersante.
Quando o dispersante é água, o colóide chama-se hidrófilo.
Ex: ámido em água, proteína em água, goma.
Colóides Liófobos: 
Colóides cujas partículas dispersas tem pequena afinidade pelo dispersante.
Quando o dispersante é água, o colóide chama-se hidrófobo.
Ex: Enxofre em água, cloreto de prata. 
Formação de Partículas Coloidais:
Métodos de Dispersão:
A substância se desagrega em partículas cada vez menores até que atinja o tamanho coloidal.
Em alguns casos, partículas maiores podem desintegrar-se mediante reagentes químicos, processo chamado de peptização e o reagente que provoca o processo é chamado de agente peptizante.
Ex: Batida e agitação mecânica.
Ex: NaOH faz com que a argila se desagregue e forme uma dispersão coloidal.
Métodos de Condensação:
Formação de substâncias insolúveis a partir de soluções. 
Propriedades dos Colóides:
Movimento Browniano:
As partículas do dispersante tão constantemente se chocando com as do disperso.
Devido aos choques constantes que recebem, as partículas do disperso adquirem movimento desordenado e ininterrupto.
Efeito Tyndall:
Efeito óptico de dispersão da luz provocada pelas partículas de uma dispersão coloidal.
 Ele permite distinguir as soluções verdadeiras dos colóides, já que soluções verdadeiras são transparentes e não dispersam a luz.
Adsorção: 
Retenção superficial de substâncias presentes no meio pelas partículas coloidais.
Eletroforese:
É o movimento das partículas coloidais em direção ao polo positivo ou negativo quando submetidas à passagem de corrente elétrica.
6.1 – FATORES QUE AFETAM AS VELOCIDADES DE REAÇÕES:
Estado físico dos reagentes: Superfície de contato:
Os reagentes devem entrar em contato para que reajam, quanto mais rapidamente as moléculas se chocam mais rapidamente elas reagem.
Quanto maior a área superfície de contatomaior a velocidade da reação.
Portanto, reações que envolvem sólidos tendem a serem mais rápidas.
Concentração dos Reagentes:
Quanto maior a concentração, maior a velocidade da reação.
A medida que a concentração aumenta, a frequência com a qual as moléculas se chocam também o faz, levando ao aumento da velocidade.
Temperatura na qual a reação ela ocorre:
As velocidades de reações aumentam conforme a temperatura aumenta.
Quanto maior a energia cinética, mais rápidos movem-se as moléculas, e assim elas se chocam com mais frequência e também com mais energia, aumentando a velocidade. 
Ter catalisador:
Catalisador é um agente que aumenta a velocidade de reação sem ser consumido.
Eles fazem isso, diminuindo a energia de ativação.
6.2- VELOCIDADES DE REAÇÕES:
A velocidade de uma reação química (taxa de reação) é a variação na concentração dos reagentes ou produtos por unidade de tempo.
Unidades: é concentração em quantidade de matéria por segundo (mol/L.s), ou seja, variação na concentração dividida por um intervalo de tempo (segundos).
VELOCIDADE MÉDIA DE REAÇÃO:
 A B
A velocidade média dessa reação pode ser expressa como a taxa de desaparecimento do reagente A ou como a taxa de aparecimento do produto B.
Se, na reação hipotética AB, temos inicialmente 1 mol de A em 1L (1mol/L), após 20segundos a concentração de A caiu para 0,54 mol/L e a de B subiu para 0,46 mol/L. A soma das concentrações ainda é 1 mol/L pois um mol de B é produzido para cada mol de A que reage. Após 40s a concentração de A é 0,3 mol/L e a de B é 0,7 mol/L.
Velocidade Média em Relação a B = - Velocidade Média em Relação a A:
 = - 
A velocidade média em relação à B dará um valor positivo, pois descreve a taxa de aparecimento de B.
A velocidade média em relação à A dará um valor negativo, pois descreve a taxa de desaparecimento de A.
O módulo da Vm em relação a B é igual ao módulo da Vm em relação a A.
Velocidade Instantânea:
A velocidade diminui durenate uma reação, pois a concentração dos reagentes diminui, assim, podemos descrever a variação na velocidade à medidade que a reação prossegue em um gráfico da concentração x tempo.
Com este gráfico, podemos analisar a velocidade instântanea, dada pela inclinação da reta tangente ao gráfico em certo ponto.
Chamando a velocidade instântanea de taxa, na reação AB, ela seria dada por: 
 
Velocidade da Reação e Estequiometria:
Consideramos até então, na reação AB, que as relações estequiométrias são um para um, ou seja, 1 mol de A forma 1 mol de B.
Considerando agora reações cuja relação estequiométrica não seja 1 pra 1, onde, de modo geral, a velocidade é dada por: 
Os sinais negativos nas velocidades de A e B aparecem pois suas concentrações diminuem durante a reação, e assim /\[ ] / /\ t dará negativo, e o sinal negativo que tem ali deixará positivo, podendo igualar à C e D.
Quando falamos da velocidade da reação, sem especificar um reagente ou produto, queremos falar no sentido dessa equação.
Exemplo 1:
2HI H2(g) + I2 (g)
Podemos medir a velocidade de desaparecimento de HI ou a velocidade de aparecimento de H2 ou I2.
Como 2 mols de HI desaparecem para cada mol de H2 ou I2 que se forma, a velocidade de desaparecimento de HI é 2x a velocidade de aparecimento de H2 ou I2.
Assim, pra igualar as velocidades devemos dividir a velocidade de desaparecimento de HI por 2 (seu número de mols).
Exemplo 2:
2 O3(g) 3 O2(g)
Como a velocidade de desaparecimento de ozônio relaciona-se com a velocidade de aparecimento do oxigênio?
Se a velocidade de aparecimento de O2 (/\[O2] / /\t) é 6.10^-5 mol. L-¹. s-¹ em certo instante, qual é o valor de desaparecimento de O3 nesse mesmo instante? 
6.3- MECANISMOS DE REAÇÃO:
Uma equação balanceada indica apenas as substâncias presentes no inicio da reação e as produzidas conforme a reação prossegue, mas não fornece informação sobre como a reação ocorre.
O processo pelo qual uma reação ocorre é chamado de mecanismo de reação.
Etapas Elementares:
Reações que ocorrem em uma única etapa.
O número de mols que participam como reagentes em uma etapa elementar define a molecularidade.
Se uma molécula (1 mol) está envolvido, a reação é unimolecular, etapas elementares com colisão de 2 moléculas de reagentes são bimoleculares e etapas envolvendo a colisão simultânea de 3 moléculas são termoleculares.
As etapas termoleculares são processos muito menos provaveis que os uni ou bimoleculares, e são raramente encontrados.
Mecanismo de várias etapas:
Quando a formação do produto ocorre após etapas intermediárias. 
Ex: 
- Como o NO3 não é um reagente nem um produto na reação global (é formado em uma etapa elementar e consumido na próxima), é chamado de intermediário.
6.4 – CONCENTRAÇÃO E VELOCIDADE:
A equação que mostra como a velocidade depende das concentrações dos reagentes é chamada de lei da velocidade:
Para um caso geral:
 
K = constante da velocidade.
Expoentes na lei da velocidade:
Os expoentes m e n são chamados de ordens de reação.
Indicam como a velocidade é afetada pela concentraçaão de cada reagente.
Ordem de reação global = m + n
Molecularidade: a + b (nº de mols que colidem na reação).
Lei da Velocidade para Reações Elementares:
Reações elementares são aquelas que ocorrem em uma única etapa.
Nelas, as ordens de reação (m e n) são os próprios coeficientes da equação balanceada, ou seja, o próprio número de mols de cada reagente.
Lei da Velocidade para Reações Não – Elementares:
Reações não elementares são aquelas que ocorrem em mais de uma etapa.
Nesse caso, as ordens de reação são descobertas experimentalmente.
Para fazer a equação da velocidade, teremos :
Tendo uma tabela de experimentos:
Só saberemos se é não elementar se as ordens de reação não forem iguais aos coefientes dos reagentes.
Analisa-se o efeito na velocidade de cada reagente quando alterada sua concentração. A ordem de reação é obtida divindo o “efeito pela alteração”.
Na equação, vão apenas reagentes que mudam a velocidade (ordem reação =/= 0)
Ex: CO + NO2 → CO2 + NO
 .m n
 V = K. [CO] . [NO]
Descobrindo as ordens de reação: m e n:
m: analisando o efeito da alteração de concentração de CO na velocidade, percebemos que, ao dobrar CO (mantendo constante NO2), a velocidade permanece constante, ou seja, CO não afeta a reação, portanto sua ordem de reação é 0, e assim , na lei da velocidade [CO]° = 1
n: analisando o efeito da alteração de concentração de NO2 na velocidade, percebemos que, ao dobrar NO2 (mantendo constante CO), a velocidade quadriplica, portanto, sua ordem de reação é 4:2 = 2.
Desta forma, a lei da velocidade para esse exemplo é:
V = K. [NO2]² 
Como os expoentes (e os componentes) na lei da velocidade não foram iguais aos coeficientes (e componentes) da equação balanceada, trata-se de uma reação não elementar.
Tendo as Etapas da Reação: 
Deveremos usar os reagentes da etapa lenta, usando seus coeficientes na equação balanceada, da mesma forma que para reações elementares.
 Ex: 
Vimos que a lei da velocidade é igual, provando que está certo.
NO3 e 1NO2 são intermediários, pois não participam da equação global.
Lei da Velocidade tendo tabela com velocidade inicial:
Neste caso, ao alterar a concentração dos reagentes, ocorre uma mudança na velocidade, que é dada pelo fator de alteração (f), elevado a ordem do reagente que foi alterado.
X= ordem do reagente que teve a concentração alterada.
F= fator de alteração. Se duplica a concentração F=2, se triplica F=3...
Exemplo:
CH3Cl + H2O CH3OH + HClExperimento
	[CH3Cl] mol/l
	[H2O] mol/l
	Velo inicial (mol.L-¹.s¹)
	1
	0,5
	0,5
	22,7
	2
	0,75
	0,5
	34,05
	3
	0,5
	0,75
	51,075
	4
	0,5
	0,25
	5,675
	5
	0,75
	0,125
	2,128
 . m n
 V= k. [CH3Cl] . [H2O]
1º Ordem do [CH3Cl]: 
- Vf = f^m Vi => f = 3/2 (quanto multipliquei de 1 pra 2) 
 m= é a ordem que quero descobrir
34,05 = 1,5^m . 22,7 => m= 1 (ordem de reação do CH3Cl é 1)
2º Ordem da H2O: 
- Vf= f^n. Vi => f= 3 ( quanto multipliquei de 4 para 3)
51,075 = 3^n. 5,675 => n = 2 (ordem de reação da água é 2)
Logo: V= k. [CH3Cl]¹ . [H2O]²
A constante K:
Unidade de constantes de velocidade:
Depende da ordem de reação global da lei de velocidade como um todo.
Em uma reação de segunda ordem, ela deve satisfazer:
Conhecendo-se a lei da velocidade para a reação, sua velocidade pra um conjunto de concentrações, podemos calcular o valor da constante da velocidade K.
Exemplo: Usando o exemplo anterior, V= K. [NO2]²
OBSERVAÇÃO: 
Mecanismos com uma etapa inicial rápida:
Quando um intermediário é um reagente na etapa determinante da velocidade, é dificil acharmos a lei da velocidade.
Essa situação origina-se em um mecanismo de várias etapas, quando a primeira etapa não é determinante da velocidade. 
Em geral, se uma etapa rápida precede uma etapa lenta, podemos resolver para a concentração de um intermediário supondo que se estabelece um equilibrio na etapa rápida.
Exemplo: 2NO(g) + Br2 (g) 2 NOBr(g)
A lei de velocidade determinada experimentalmente é de 2º ordem em NO e de 1º ordem em Br2: V= K. [NO]². [Br]¹.
Procuramos um mecanismo que seja coerente com essa lei de velocidade.
Possibilidade 1:
Uma possibilidade é que ela ocorra em uma única etapa termolecular.
NO(g) + NO (g) + Br2 (g) 2 NOBr (g) => V= k. [NO]².[Br]
Mas, como visto, os processos termoleculares são muito raros.
Possibilidade 2: Não tendo etapas termoleculares.
Nesse mecanismo, a etapa 1 envolve 2 processos: uma reação direta e inversa.
A lei da velocidade foi determinada pela etapa lenta, porém NOBr2 é um intermediário gerado na etapa 1. Os intermediários geralmente são moléculas instáveis que tem concentração desconhecida baixa.
Portanto, a lei de velocidade depende da concentração desconhecida de um intermediário.
Podemos expressar a concentração do intermediário (NOBr2) em termos de concentrações dos reagentes de partida (NO e Br2). 
Primeiro supomos que NOBr2 é instável. Existem 2 maneiras pro NOBr2 ser consumido, assim que ele for formado: ele pode reagir com NO pra formar NOBr (que é a etapa 2) ou decompor-se em NO e Br2 (que é a inversa da etapa 1).
Como a etapa 2 é lenta, supomos que a maioria de NOBr2 se decompõe em NO e Br2, assim temos tanto a reação direta quanto a reação inversa da etapa 1 ocorrendo + rapidamente que a etapa 2.
Assim, os processos direto e inverso da etapa 1 ficam em equilibrio e, como em qualquer equilibrio dinâmico, as velocidades de reações direta e inversa são iguais.
Podemos assim igualar: Vdireta = Vinversa.
Esse processo, apenas com etapas uni e bimoleculares são muito mais prováveis.
Uso das Velocidades Iniciais para determinar as leis da velocidade:
Ex: 2NO(g) + 2H2 (g) N2 (g) + 2H2O (g)
	Experimento
	[NO] mol/L
	[H2] mol/L
	Velo inicial (mol. L-¹. s-¹)
	1
	0,1
	0,1
	1,23.10-³
	2
	0,1
	0,2
	2,46.10-³
	3
	0,2
	0,1
	4,92.10-³
Determine a Lei de velocidade para essa reação.
Calcule a constante de velocidade.
Calcule a velocidade quando [NO]=0,05mol/L e [H2]= 0,15mol/L.
V = K. [NO]^m. [H2]^n.
m= analisando efeito do NO na velocidade usando experimentos 1 e 3:
- Dobrando NO (mantendo H2 cte), a velocidade quadriplica, logo m=4/2=2 
n= analisando efeito de H2 na velocidade pelos experimentos 1 e 2.
- Dobrando H2, dobra a velocidade: n= 2/2 = 1.
V = K . [NO]² . [H2]¹. Ordem de reação = 3
K = V / [NO]² . [H2]¹ => K = 1,23.10-³ / [0,1]². [0,1]¹ => K = 1,23 mol-²L²s-¹ 
V = 1,23. [0,05]² . [0,15] => V= 4,6.10^-4 mol.L-¹.s-¹.
6.5 – VARIAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO COM O TEMPO:
A lei de velocidade nos diz que a velocidade de uma reação varia à medida que variamos as concentrações dos reagentes.
As leis de velocidade podem ser convertidas em equações que nos dizem quais são as concentrações dos reagentes ou produtos a qualquer momento durante o curso da reação.
Reações de Primeira Ordem:
Uma reação de 1º ordem é aquela cuja velocidade depende da concentração de um único reagente elevado à primeira potência.
Para uma reação do tipo A produtos, a lei de velocidade deve ser de 1º ordem:
Integrando, podemos transformar essa relação em uma equação que relaciona a concentração de A no inicio da reação, [A]o, à sua concentração a qualquer outro momento t, [A]t.
Essas equações podem ser usadas pra determinar a concentração de um reagente que sobra logo após o inicio da reação, o tempo necessário pra determinada fração de uma amostra reagir ou o tempo necessário pra uma concentração de reagente cair em certo nível.
Em um gráfico ln [A]t x tempo dá uma reta (reta -> 1º ordem).
Reações de Segunda Ordem:
Reação de 2º ordem é aquela cuja velocidade depende da concentração do reagente elevado à 2º potência ou da concentração de 2 reagentes diferentes, cada um elevado à primeira potência.
Considerando: A produtos ou A + B produtos : 
 (3)
Meia - Vida: (t ½)
É o tempo necessário pra que a concentração de um reagente caia para a metade de seu valor inicial: [A]t ½ = ½ [A]o.
Uma reação rápida tem uma meia vida curta. 
Podemos determinar a meia vida das reações:
Reações de 1º ordem: 
Em uma reação de primeira ordem, a meia vida não é afetada pela concentração inicial dos reagentes, assim ela permanece constante durante toda a reação.
Em um reação de 1º ordem, a concentração do reagente diminui de ½ em cada uma das séries de intervalo de tempo espaçados regularmente, chamado t ½.
Para achar seu valor, basta substituir [A]t ½ = ½ [A]o em (2):
Reações de 2º ordem:
Diferentemente das de 1º ordem, a meia-vida para reações de 2º ordem e para outros reações depende das concentrações do reagente e, consequentemente, varia a medida que a reação progride.
Usando (3) encontramos que a meia-vida de uma reação de segunda ordem é:
6.6- CATÁLISE:
Um catalisador é uma substância que faz variar a velocidade de uma reação sem que ele seja consumido.
De modo geral, ele aumenta a velocidade de uma reação diminuindo a energia de ativação (energia mínima necessária pra reação começar).
Existem 2 tipos de catálise:
Catálise Homogênea:
É quando o catalisador está na mesma fase dos reagentes.
Catálise Heterogênea:
É quando o catalisador está em fase diferente dos reagentes.
	Ocorre quando as reações opostas acontecem com velocidades iguais.
Ou seja:
Velocidade reação direta = Velocidade reação inversa.
Velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual a velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos.
O equilíbrio é dinâmico, ou seja, reagentes não param de formar produto e nem produtos param de formar reagentes.
No equilíbrio, temos uma mistura de reagentes e produtos. Por ex, o vapor acima de um liquido está em equilíbrio com a fase liquida e a velocidade na qual as moléculas escapam da fase liquida pra gasosa é igual a velocidade na qual as moléculas na fase gasosa chocam-se na superfície e tornam-se parte do liquido.
A condição do equilíbrio pode ser atingida começando em qualquer um dos sentidos (começando a reação pelos produtos também teremos o equilíbrio). 
CONSTANTE DE EQUILIBRIO: 
Seguindo a lei da ação da massa, que expressa a relação entre as concentrações dos reagentes e produtos

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