1. O documento descreve como calcular a massa molar, quantidade de matéria e frações molar e mássica de substâncias químicas. 2. Explica os tipos de ligações químicas - covalentes, iônicas e metálicas - e como átomos se ligam para alcançar maior estabilidade energética. 3. Detalha como escrever a estrutura eletrônica de átomos e representar moléculas, incluindo compostos orgânicos e grupos funcionais.

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CALCULAR A MASSA MOLAR  M
Calcular a massa molar de uma substância: (os valores tiram-se da tabela periódica)
Ex: da água  H2O
M(H2O)= 2 x 1,01 + 16,00 = 18,02 g/mol
CALCULAR A QUANTIDADE DE MATÉRIA  n
Calcular a quantidade de matéria do Amoniaco numa amostra de 59,64 g de amoníaco.
Formula quimica do amoniaco: NH3
Resolução:
Primeiro calcula-se a massa molar de amoniaco. (ver na tabela)
M(NH3)= 14,01 + 3x1,01 = 17,04 g/mol
Depois usa-se a formula:
𝑀(𝑔/𝑚𝑜𝑙) =
𝑚(𝑔)
𝑛(𝑚𝑜𝑙)
𝑀 =
𝑚
𝑛
→ 𝑛 =
𝑚
𝑀
→ 𝑛 =
59,64
17,04
= 3,5 𝑚𝑜𝑙

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CALCULAR A FRAÇÃO MOLAR
𝑥(𝐴) =
𝑛 𝐴
𝑛𝑡
Na Quantidade de matéria de A
Nt Quantidade de Matéria Total
Nota  Calcular primeiro o n , quantidade de matéria de cada substancia:
𝑀 =
𝑚
𝑛
Exemplo:
Um cartucho de gás para campismo tem a seguinte composição:
butano 167 g e proprano 23 g
M(proprano)=44 g/mol
M(butano=)58 g/mol
a) Calcular a fração molar do butano:
1º calcula-se a quantidade de matéria de cada substância:
propano:
𝑀 =
𝑚
𝑛
→ 𝑛 =
𝑚
𝑀
→ 𝑛 =
23
44
= 0,52 𝑚𝑜𝑙
butano:
𝑀 =
𝑚
𝑛
→ 𝑛 =
𝑚
𝑀
→ 𝑛 =
167
58
= 2,88 𝑚𝑜𝑙
2ª
𝑥( 𝐴) =
𝑛 𝐴
𝑛 𝑡
→ 𝑥( 𝑏𝑢𝑡𝑎𝑛𝑜) =
𝑛 𝑏𝑢𝑡𝑎𝑛𝑜
𝑛 𝑏𝑢𝑡𝑎𝑛𝑜+𝑛 𝑝𝑟𝑜𝑝𝑟𝑎𝑛𝑜
→ 𝑥( 𝑏𝑢𝑡𝑎𝑛𝑜) =
2,88
2,88+0,52
FRAÇÃO MÁSSICA
𝑊(𝐴) =
𝑚 𝐴
𝑚 𝑇
Ma Massa de A
Mt Massa Total
Exemplo:
Um cartucho de gás para campismo tem a seguinte composição:
butano 167 g e proprano 23 g
M(proprano)=44 g/mol
M(butano=)58 g/mol
a) Calcular a fração mássica do propano:
𝑊( 𝐴) =
𝑚 𝐴
𝑚 𝑇
→ 𝑊( 𝑝𝑟𝑜𝑝𝑎𝑛𝑜) =
23
23 + 167
= 0,12

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5. 5
LIGAÇÕES QUIMICAS
TIPOS DE LIGAÇÕES:
 COVALENTES (átomos não metais) – Partilha mútua de eletrões de valência localizados entre
átomos
 IÓNICAS – transferência de eletrões entre átomos. São cedidos eletrões entre átomos. Entre iões de
carga contrária. Metais que se ligama não metais. Formando redes de iões. Ocorre em sais.
Os iões positivos e os negativos tem posições fixas
 METÁLICAS – partilha de eletrões de valência deslocalizados. Formando redes de átomos. Os
CERNES são fixos
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES – Sem partilha significativa.
LIGAÇÕES PODEM SER:
 SIMPLES – 2 eletrões ligantes.
 DUPLAS – 4 eletrões ligantes.
 TRIPLAS – 6 eletrões ligantes.
Um conjunto de átomos ligados quimicamente apresenta uma energia... é menor do que a energia do
mesmo conjunto de átomos não ligados.
Ligam-se para ter uma maior estabilidade  Energia mais baixa
Atração entre eletrões e protões
E repulsão entre os eletrões e os protões

6. 6
Á medida que se aproximam vai diminuindo a energia dos átomos.
Quanto mais juntos os núcleos  maior energia
As ligações químicas estabelecem-se devido a forças da natureza eletrostática.

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ESCREVER LIGAÇÃO ELETRÓNICA:
H2, O2 e N2
1º primeiro saber o Z de cada
Z(H)=1
Z(O)=8
Z(N)=7
Depois
1 eletrão por orbital com o mesmo spin.
Se for necessário são emparelhados
1s 2s 2p 3s 3p 4s
x1 y1 z1
H – 1S1
O - 1S2 2S2 2P4
N - 1S2 2S2 2P3
REPRESENTAÇÃO DAS MOLÉCULAS PELA NOTAÇÃO DE LEWIS / FORMULA DE ESTRUTURA
VALÊNCIA É O S+P

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ESTRUTURA DE MOLÉCULAS ORGÂNICAS E BIOLÓGICAS
Relativamente ao tipo de ligação:
À medida que o numero de pares de eletrões ligantes aumenta  o comprimento de ligação diminui e  a
energia de ligação aumenta
A maiores valores de energia de ligação correspondem menores valores de comprimento de ligação.
COMPOSTOS ORGÂNICOS:
HIDROCARBONETOS SATURADOS: Temapenas ligações simples
HIDROCARBONETOS INSATURADOS: Tempelo menos uma ligação dupla ou tripla
HIDROCARBONETOS CICLICOS: compostos de cadeia carbonada fechada.
AROMÁTICO: tem anel benzenico
ALCANOS: Hidrocarbonetos só com ligações simples
HALOALCANOS: São derivados halogenados dos alcanos.
GRUPOS FUNCIONAIS:
ÁLCOOIS (-OH)
ALDEIDOS (-CH=O)
CETONAS (-C=O)
ÁCIDOS CARBOXILICOS (-COOH)
AMINAS (-N-)
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FORÇAS DE VAN DER WALLS – Podem ocorrer entre:
moléculas polares, moléculas polares e apolares e nas moléculas apolares.
FORÇAS DE LONDON- São as únicas ligações que existementre moléculas apolares.
LIGAÇÕES DE HIDROGÉNIO:
Devidas à elevada assimetria de carga em ligações como O-H, N-H ou H-F
As ligações intermoleculares são aditivas, isto é, podem atuar simultaneamente e os seus efeitos somam-
se.

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MISCIBILIDADE – Está relacionada com interações intermoleculares.

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Volume molar, Vm: Volume por unidade de quantidade de matéria. O volume molar de qualquer gás é
sempre 22,4 dm3
𝑉𝑚 =
𝑉
𝑛
M  g  massa molar
V  dm3  volume molar
N  mol  quantidade de matéria
LEI DE AVOGADRO:
Volumes iguais de gases diferentes contêm o mesmo número de moléculas, quando medidos nas mesmas
condições de pressão e temperatura.
Todos os gases temo mesmo volume molar, nas mesmas condições de pressão e temperatura.
Massa volúmica, p: quociente entre a massamolar e o volume polar.
𝑝 =
𝑀
𝑉𝑚
M  g  massa molar
Vm  dm3  volume molar  22,4