Lignanas (neolignanas e derivados) e Quinonas

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1. Propriedades e transformações da Matéria
2. Modelos atômicos
3. Classificação periódica dos elementos
4. Átomos e moléculas
5. Ligações químicas e forças intermoleculares
6. Funções químicas inorgânicas
7. Reações químicas, equações químicas e estequiometria
8. Equações dos gases
9. Misturas e Soluções
10. Propriedades coligativas
11 .Termoquímica
12. Cinética química
13. Equilíbrios químicos
14. Eletroquímica
15. Radiatividade
16. Química orgânica: estruturas, propriedades, reações e isomerias dos compostos orgânicos
Propriedades e transformações da Matéria
Matéria é tudo que tem massa e volume.
Massa é a quantidade de matéria que um corpo possui. SI (Kg)
Volume é o espaço ocupado por uma porção da matéria. SI(m³)
Atração x Repulsão
Tipo de interação
Solubilidade
Os solutos possuem um limite de solubilidade em um solvente, que depende da temperatura e pressão.
Para a maioria dos solutos sólidos e líquidos, a solubilidade na água aumenta com a temperatura do solvente e não sofre efeito significativo da pressão;
A solubilidade de gases em qualquer solvente diminui com o aumento de temperatura, e aumenta com o aumento da pressão;
Condutibilidade elétrica
Condutores: materiais que conduzem bem a corrente elétrica.
Semicondutores:
Isolantes:
Condutibilidade térmica
É a capacidade da matéria de transferir calor;
Calor é um fluxo de energia que flui para dos corpos de menor temperaturas para os de menor temperatura.
Propriedades Organolépticas
São as propriedades que se podem apreender com os órgãos dos sentidos, como odor, cor textura e sabor da matéria.
Desvantagens: 
Depende das habilidades humanas
Algumas substâncias podem ser tóxicas e apresentar efeitos corrosivos ou irritantes
Estados fundamentais da matéria: sólido, líquido, gasoso.
Sólido: as partículas estão próximas e com pouca agitação.
Líquido: as partículas tem maior vibração, maior energia cinética e estão mais distantes umas das outras.
Gasoso: as partículas tem energia suficiente para vencer a força de atração existente entre elas.
Vaporização:
Evaporação: ocorre de forma lenta, em temperatura amena e sob pressão atmosférica.
Ebulição: ocorre de forma rápida, durante aquecimento.
Temperatura de Fusão (TF): a substância passa do estado sólido para o líquido.
Temperatura de Ebulição (TE): a substância passa do estado líquido para o gasoso
Curva de aquecimento da água pura à 1 atm
Diagramas de fases para uma substância pura
As linhas são coexistências de duas fases.
A inclinação para a direita indica que, quanto maior for a pressão exercida sobre a substância, maior será a temperatura de mudança de fase.
Para a água, cuja inclinação é para a esquerda, a densidade do gelo é menor que a densidade da água líquida e aumentar a pressão reduz sua temperatura de fusão.
Diagramas de fases para uma substância pura
Modelos Atômicos
Proust
Lavoisier
“Numa reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.”
Segundo esta lei, num sistema químico fechado, qualquer que seja a transformação ocorrida, a massa segue constante.
Exemplo: 3 gramas de Hidrogênio reagem com 24 gramas de oxigênio dando origem a (3+24) gramas de água.
DALTON (1808)
A matéria é formada por partículas extremamente pequenas chamadas átomos;
Os átomos são esferas maciças e indivisíveis;
Os átomos com as mesmas propriedades, constituem um elemento químico;
Elementos diferentes são constituídos por átomos com propriedades diferentes
As reações químicas são rearranjos, união e separação, de átomos.
THOMSON
Experiência com raios catódicos (partículas negativas eram atraídas pelo polo positivo de um campo elétrico externo). 
O átomo como uma esfera de carga elétrica positiva, onde os elétrons estariam uniformemente distribuídos, configurando um equilíbrio elétrico.
RUTHERFORD (século XX)
Experimento: uma lâmina de ouro com 10-5 cm de espessura, envolvida por uma tela de sulfeto de zinco, foi bombardeada com partículas α provenientes do elemento polônio protegido por um bloco de chumbo perfurado.
Resultado: a grande maioria das partículas atravessavam a lâmina de ouro, enquanto outras partículas passavam e sofriam pequenos desvios, e uma quantidade muito pequena não atravessava a lâmina.
Conclusões: 
a massa da lâmina de ouro estaria localizada em pequenos pontos, denominados núcleos, e que o raio do átomo deveria ser 10.000 a 100.000 vezes maior que o raio do núcleo, sendo o átomo formado por espaços vazios.
o átomo era composto por um pequeno núcleo com carga positiva neutralizada por uma região negativa, denominada eletrosfera, onde os elétrons giravam ao redor do núcleo.
BOHR
Baseado na teoria quântica proposta por Plank, Bohr elaborou os seguintes postulados:
I- Os elétrons descrevem ao redor do núcleo órbitas circulares, chamadas de camadas eletrônicas, com energia constante e determinada. Cada órbita permitida para os elétrons possui energia diferente.
II- Os elétrons ao se movimentarem numa camada não absorvem nem emitem energia espontaneamente.
III- Ao receber energia, o elétron pode saltar para outra órbita, mais energética. Dessa forma, o átomo fica instável, pois o elétron tende a voltar à sua orbita original. Quando o átomo volta à sua órbita original, ele devolve a energia que foi recebida em forma de luz ou calor.
Periodicidade das Propriedades dos Átomos
Raio atômico
O raio atômico de um elemento é definido como a metade da distância entre os núcleos de átomo vizinhos, já que as fronteiras da eletrosfera não são bem definidas.
Os raios atômicos geralmente crescem da direita para a esquerda em cada período devido ao aumento do número atômico efetivo e crescem em cada grupo camadas sucessivas são ocupadas. 
Raio Iônico
Os raios iônicos são muito diferentes dos átomos que lhes dão origem, sendo maiores para os ânions e menores para os cátions.
Isoeletrônicos: Apresentam o mesmo número de elétrons. Ex.: Na+, F-, Mg2+, os três íons apresentam a configuração [He]2s2, 2p6.
As baixas energias de ionização dos elementos da parte inferior, à esquerda da tabela periódica explicam seu comportamento metálico.
Os elementos que estão na parte superior direita da tabela periódica não perdem elétrons com facilidade.
Átomo
Íon
Eletronegatividade
Afinidade eletrônica em KJ/mol
Átomos e moléculas
Eletronegatividade e Polaridade 
Linus Pauling propôs uma escala de eletronegatividade, que é uma medida relativa da tendência de um átomo em atrair elétrons de uma ligação química da qual participa.
Momento de dipolo elétrico
Quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos na ligação covalente, maior será a intensidade das cargas elétricas parciais formadas e, portanto, maior a intensidade do dipolo elétrico.
Valores de eletronegatividade de Pauling
F
3,98
O
3,44
Cl
3,16
N
3,04
S
2,58
C
2,55
H
2,20
P
2,19
Si
1,90
H
F
Eletronegatividade e Polaridade
Interações Intermoleculares
Forças de London (dipolo induzido - dipolo induzido)
Todo átomo ou molécula possui uma nuvem eletrônica externa. Ela corresponde à região do espaço em que há maior densidade eletrônica- e eletrosfera. Quando dois átomos ou duas moléculas se aproximam um do outro , suas respectivas nuvens eletrônicas se repelem, formando dipolos elétricos instantâneos, induzidos pela aproximação entre as duas espécies.
Quanto maior é a nuvem eletrônica do átomo ou dá molécula, mais fácil é a indução do dipolo.
São as únicas forças existentes entre moléculas apolares e nos gases nobres.
Interações Intermoleculares
Forças de Keesom (dipolo-dipolo)
A extremidade negativa do dipolo de uma das moléculas atrai a região positiva do dipolo de outra molécula, e vice-versa.
É mais forte do que as forças dispersivas de London.
Forças intermoleculares
Força de Debye (Dipolo permanente - dipolo induzido)
Forças intermoleculares
Ponte de Hidrogênio
É a interação do tipo dipolo-dipolo entre o átomo de
hidrogênio ligado covalentemente a um átomo bastante eletronegativo (F, O ou N) e o par de eletrônico não ligante do átomo de flúor, oxigênio ou nitrogênio presente em outra molécula.
Aumento das forças de London
Propriedades dos compostos
Temperatura de Ebulição
Quanto maior for a interação entre as moléculas, maior será a temperatura de mudança de estado físico, pois mais energia é necessária para romper essa interação.
Polaridade
Solubilidade
A presença de duas fases pode ser explicado pelos diferentes tipos de interações entre as moléculas das substâncias que a compõe.
Moléculas de mesma polaridade tendem a se agrupar entre si, enquanto moléculas que apresentam diferentes polaridades não interagem.
Tensão Superficial
As interações intermoleculares existentes no líquido atuam em todas as direções, porém as moléculas da superfície interagem apenas com as moléculas presentes no interior do líquido. Essa interação resulta numa força de atração direcionada para o interior do líquido e ocasiona o empacotamento das moléculas da forma mais densa possível, de modo que a camada superficial do líquido se comporta como se fosse uma película.
A tensão superficial permite explicar fenômenos como a forma esférica de uma gota de água. A esfera é a forma geométrica mais compacta possível, resultando das forças atrativas que atuam em direção ao centro da gota.
Viscosidade
É a resistência de um líquido ao escoamento.
Em substâncias formadas por moléculas apolares com grande número de átomos de carbono e de hidrogênio, como os óleos e as graxas, a elevada viscosidade pode ser consequência das grandes estruturas dessas moléculas.
Funções Químicas Inorgânicas
Ácidos de Arrhenius
Para uma substância ser classificada como ácido, pelo menos um dos átomos de hidrogênio presente em sua estrutura deve ser ionizável, ou seja, deve formar cátions H+.
Quando o hidrogênio está ligado a um elemento bastante eletronegativo, como F, Cl, Br, I e S, o processo de ionização em meio aquoso é favorecido.
Nos oxiácidos, os hidrogênios ionizáveis são aqueles ligados diretamente ao oxigênio.
Classificação dos ácidos quanto à presença de átomos de oxigênio
Classificação
Critério
Exemplos
Hidrácidos
Não contém oxigênio
HCl,HBr, H2S, HCN
Oxiácidos
Contêm oxigênio
HNO3,HClO, H3BO3, H2SO4
1. Propriedades e transformações da Matéria
2. Modelos atômicos
3. Classificação periódica dos elementos
4. Átomos e moléculas
5. Ligações químicas e forças intermoleculares
6. Funções químicas inorgânicas
7. Reações químicas, equações químicas e estequiometria
8. Equações dos gases
9. Misturas e Soluções
10. Propriedades coligativas
11 .Termoquímica
12. Cinética química
13. Equilíbrios químicos
14. Eletroquímica
15. Radiatividade
16. Química orgânica: estruturas, propriedades, reações e isomerias dos compostos orgânicos
Referências
SOUZA, Líria Alves de. "Tipos de Reações Químicas"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/tipos-reacoes-quimicas.htm>. Acesso em 08 de novembro de 2017.
RENDELUCCI, Fábio. “Reações químicas (tipos): Síntese, análise e deslocamento, dupla-troca”; UOL Educação. Disponível em <https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/reacoes-quimicas-tipos-sintese-analise-e-deslocamento-dupla-troca.htm?cmpid=copiaecola>. Acesso em 08 de novembro de 2017.
 Camila Salgado de Paula http://educacao.globo.com/quimica/assunto/estrutura-atomica/modelos-atomicos.html