Quimica geral 1

Prof. Euclides Formica
Guia de Estudos para o ENEM
QUÍMICA 1 (Química Geral)

Química Geral (1)
• O que é química?
• Fenômenos Físicos x Fenômenos
Químicos
• Estados da Matéria
• Teoria Atômica
• Distribuição Eletrônica
• Íons
• Tabela Periódica
• Isótopos
• Massa Atômica, Molar e Molecular
• Espectro de Emissão e Absorção
• Propriedades Periódicas
• Eletronegatividade
• Ligações Químicas: iônicas,
covalentes e metálicas
• Alotropia
• Geometria Molecular e Polaridade
• Fórmulas de Lewis, Estrutural e
Molecular
• Forças Intermoleculares
• Substancia simples, composta e
mistura
• Soluções

Química Geral e Inorgânica (2)
• Separações de Misturas
• Estequiometria
• Balanceamento das Reações
• Cinética das Reações
• Funções Inorgânicas: Ácidos, Bases, Sais e Óxidos
• Reações Inorgânicas
• Gases Ideais
• Termoquímica
• Eletroquímica
• Química Nuclear

Química Orgânica (3)
• Hidrocarbonetos: Alcanos, Alcenos e Alcinos
• Compostos Aromáticos
• Funções: Cetona, Fenol, Enol, Ester, Éter, Ácidos Carboxílicos, Aminas,
Amidas e Aldeído
• Radicais
• Polímeros
• Estereoquímica
• Reações Orgânicas

Química Ambiental (4)
• Meio Ambiente
• Ciclos geobioquímicos: água, carbono, oxigênio, nitrogênio, enxofre,
fósforo
• Aquecimento Global
• Buraco na Camada de Ozônio
• Chuva Ácida

Bioquímica (5)
• Biologia Celular
• Elementos que constituem os seres vivos
• Anabolismo x Catabolismo
• Biomoléculas: DNA, RNA, Aminoácidos, Proteínas, Lipídios, Glicídios,
Moléculas de Troca Energética (ATP, ADP, AMP)
• Ciclo de Krebs e Cadeia Respiratória
• Fotossíntese

O que mais cai no ENEM?
Fonte: https://blog.biologiatotal.com.br/o-que-mais-cai-em-quimica-no-enem-e-como-ir-bem/

O que é química?
“Química é uma área da ciência natural que trata principalmente das
propriedades das substâncias, as mudanças que elas sofrem, e as leis
naturais que descrevem estas mudanças.”
https://quimica.ufg.br/n/3293-o-que-e-quimica
=> Tudo que tem matéria (massa) possui uma dimensão química.

Fenômenos Químicos
• Ocorre a mudança na
estrutura da substância:
• Ex: combustão da gasolina;
ferro enferrujando;
amadurecimento de uma fruta;
cozimento de um ovo;
• Sempre forma um PRODUTO
Fenômenos Físicos
• A substância permanece a
mesma:
• Ex: lápis caindo no chão, gás
sendo comprimido;
• Pode ocorrer mudança de
ESTADO FÍSICO (“aparência”):
• Ex: água evaporando, gelo
derretendo;
X

Estados da Matéria => Fenômenos Físicos
SÓLIDO
LÍQUIDO
GASOSO

Resolução:
Os números representam as seguintes transições de fase:
1 – Liquefação
2 – Evaporação
3 – Solidificação
4 – Fusão
A energia é absorvida ou liberada pela substância de modo reversível,
então a energia absorvida na Evaporação (etapa 2) é igual a liberada na
Liquefação (etapa 1).
Alternativa E

Teoria Atômica
• O que constitui a matéria? => Átomo
• Origem da palavra (Grego): A (não) + TOMO (divisão) = Indivisível
• Apesar disso, a Teoria Atômica atual não considera mais o átomo indivisível,
uma vez que existem PARTÍCOLAS SUB-ATÔMICAS (prótons, nêutrons,
elétrons, quarks, etc)

Evolução do Modelo Atômico
• Videoaulas:
• https://www.youtube.
com/watch?v=9bp7jB
bDfIE
com/watch?v=GVoZ3
WERohA
com/watch?v=5-
fa4IKp5bU

Modelo de Bohr (1913)
• Embora não seja o mais atual, é o mais importante para o ENEM,
porque é o mais didático;
• O átomo é constituído de um NÚCLEO formado
por PRÓTONS (carga +) e NÊUTRONS (carga
neutra), e pela ELETROSFERA, grande região ao
redor do núcleo na qual orbitam os ELÉTRONS
(carga negativa);
• O número de prótons (chamado de número
atómico ou “Z”) é igual ao número de elétrons,
assim, todo átomo possui carga neutro (=0);

Modelo de Bohr (1913)
• A ELETROSFERA é organizada em camadas e níveis de energia. Quanto
mais distante um elétron está do núcleo, maior o seu nível de energia;
• Existem 7 camadas de elétrons, chamada se ÓRBITAS: K, L, M, N, O, P, Q
• Cada camada da eletrosfera comporta um
número fixo de elétrons;
• Átomo no Estado Fundamental: encontra-
se na sua forma menos energética, estável;
• Átomo no Estado Excitado: absorve
energia e torna-se instável;

Modelo de Bohr (1913) – Excitação Atômica
• Quando o átomo absorve energia, os elétrons passam para um nível
mais energético (distante do núcleo) => Estado Ativo ou Excitado
• Quando o átomo retorna ao estado fundamental ocorre a liberação de
radiação, na forma de luz (fóton)

Espectro de Emissão e Absorção
• Quando um elemento químico em estado excitado retorna ao estado
fundamental, ocorre a liberação de energia na forma de luz
• Por isso, cada elemento químico emite uma coloração diferente
quando submetido a chamas:

Espectro de Emissão e Absorção
• Quando essa luz incide em um prisma obtemos os espectros de
emissão e absorção característicos daquela substância:
As regiões pretas são chamadas de espectro de absorção
As regiões coloridas são chamadas de espectro de emissão
A análise dos espectros de emissão e absorção é uma
importante ferramenta da química analítica, que nos
permite, inclusive, determinar a composição química de
estrelas distantes.
Espectro solar:

Íons
• Quando um átomo perde ou ganha elétrons, altera a sua carga =>
Formam-se os íons;
• Existem dois tipos:
ÂNIONS – Íons negativos (-)
Quando o átomo GANHA um elétron.
Nº elétrons > Nº de prótons
CÁTIONS – Íons positivos (+)
Quando o átomo PERDE um elétron.
Nº elétrons < Nº de prótons
Video-aula: https://www.youtube.com/watch?v=qVqKb2GWJ6o

Distribuição Eletrônica
• Além das camadas de elétrons (K, L, M, N, O, P, Q), cada camada possui
também sub-níveis de energia (s, p, d, f)
• Cada subnível comporta um determinado número máximo de elétrons:
s => 2e-
p => 6e-
d => 10e-
f => 14e-
e- = elétrons

• Camadas de elétrons (K, L, M, N, O, P, Q), possui sub-níveis
característicos:

• Nem sempre o subnível mais externo é o mais energético;
• Os elétrons são distribuídos nos átomos seguindo a ordem crescente
de energia, representada pelas diagonais do Diagrama de Linus
Pauling:
Video-aulas: https://www.youtube.com/watch?v=qVqKb2GWJ6o
https://www.youtube.com/watch?v=bJNXP05DGyc
DICA PARA O ENEM
Decorar a ordem crescente de energia:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 ...
(pelo menos até o 4d10)

Distribuição Eletrônica - Exercício

Distribuição Eletrônica - Exercício
Como resolver:
1 - Todo átomo é neutro, então o número de elétrons do Bário é igual ao número
de prótons (ou número atómico), Z = 56
2 – Os números antes das letras (s, p, d) representam os orbitais (K, L, M, N, O, P,
Q), os números em sobrescrito após as letras representam o número de elétrons
em cada subnível
3 – A ordem crescente de energia segue as diagonais do diagrama de Linus Pauling,
portanto, a resposta deverá seguir a mesma ordem: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
4p6 5s2...
Todas essas alternativas apresentam a ordem incorreta,
portanto a resposta é a alternativa B.
Além disso, o a soma dos elétrons nas alternativas (números
sobreescritos) deve dar 56, o número de elétrons a distribuir:
2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 6 + 2 + 10 + 6 + 2 = 56

Camada de Valência
• A camada (K, L, M, N, O, P, Q) mais externa de um átomo é chamada
de Camada de Valência. Essa camada é muito importante para o
estudo das ligações químicas e propriedades do elementos.

Analisando as preposições:
1: Falso -> Os átomos não são mais considerados
indivisíveis.
2: Falso -> Existem isótopos dos elementos químicos, ou
seja, um mesmo elemento pode possuir massa e
propriedades diferentes.
3: Verdadeiro
4: Falso -> Átomos podem ser destruídos (fissão nuclear) e
podem se converter em átomos de outros tipos
(decaimento atômico)
5: Falso -> Existem compostos de extrema complexidade,
formados pela combinação de milhares de átomos
(química orgânica)
Alternativa C

Elemento x Substância
• ELEMENTO QUÍMICO é diferente de SUBSTÂNCIA:
• Elemento: tipo de átomo caracterizado por sua quantidade de prótons (número
atômico / Z); Ex: Hidrogênio (Z = 1), Oxigênio (Z = 8), Ferro (Z = 26);
• Substância pura: composto formado por elementos (átomos) ligados entre si; Ex:
Água (molécula formada por Oxigênio e Hidrogênio); Gás Oxigênio (3 átomos de
oxigênio ligados entre si), Gás Ozônio (3 átomos de oxigênio ligados entre si)
• Mistura: duas ou mais substâncias no mesmo meio físico; Ex: água + sal; água + óleo;
ar (nitrogênio + oxigênio + diversos outros gases)

Tabela Periódica
• Organização racional dos Elementos Químicos, conforme suas
Propriedades Atômicas:

Tabela Periódica
• Cada item da tabela representa um elemento químico:
(Número de prótons)

Isótopos
• Elementos com mesmo número de prótons, mas massas diferentes;
• No átomo, os elétrons possuem massa desprezível, e o prótons e nêutrons possuem
aproximadamente a mesma massa;
• Um mesmo elemento pode ser encontrado na natureza com diferentes números de
nêutrons, o que confere massas atômicas diferentes.
• Exemplos:

Isótopos
• Apesar de possuírem números de massa diferentes, os isótopos
correspondem ao mesmo elemento químico;
• Origem da palavra: ISO significa “igual”, e tópos significa “lugar”,
fazendo referência ao fato de ocuparem o mesmo lugar na tabela
periódica;
• Os isótopos menos estáveis são menos abundantes na natureza e
podem apresentar decaimento radioativo;

Tabela Periódica
• As linhas da Tabela Periódica são chamadas de períodos, e
correspondem ao número de camadas na distribuição eletrônica;
4º PERÍODO

Tabela Periódica
• As colunas são chamadas de famílias (ou grupos) e correspondem a
quantidade de elétrons no subnível mais energético (s, p, d, f)
F
A
M
Í
L
I
A
IIA

Elementos Representativos
• Correspondem a todos os elementos das famílias identificados com a
letra “A”: Elementos Representativos
São os mais importantes para o ENEM!

Elementos de Transição Internos
• Correspondem a todos os elementos das famílias identificados com a
letra “B”:
Elementos de Transição Internos

Elementos de Transição Externos
• Existem também os elementos de transição externos que ficam
localizados em linhas isoladas logo abaixo da tabela:
Elementos de Transição Externos

Massa Atômica e Massa Molar
• Massa Atômica é o número indicado Tabela Periódica que corresponde a massa
de um único átomo do elemento.
• É expresso em U (unidade de massa atômica);
• Massa Molar corresponde a massa (em g/mol) de um Mol (6x10^23 átomos) do
elemento
• A constante 6x10^23 é chamada de Constante de Avogrado
• A massa atômica é numericamente igual a massa molar, mudando somente as
unidades
• DICA: é muito importante dominar REGRA DE TRÊS para resolver muitos
problemas de química!
Massa atômica

Massa Atômica e Massa Molar - Exercício
• Quantos mols de átomos tem em 60 g de Boro?

Massa Atômica e Massa Molar - Exercício
• Quantos mols de átomos tem em 60 g de Boro?
Montar e Resolver a Regra de três:
1 mol –> 10,81 g
X –> 60 g
X = (1 * 60) / 10,81 = 5,55 mols

Massa Molecular
• Corresponde a massa de um Mol de determinada molécula, ou seja, a
soma das massas molares de seus constituintes
• Exercício 1: qual a massa molecular da água (H2O)?
Molécula da água:

Massa Molecular – Exercício 1
• Qual a massa molecular da água (H2O)?
Somar a massa molar dos constituintes da água:
2 * 1 g/mol (Hidrogênio) + 16 g/mol (Oxigênio) = 18 g/mol

• Qual a massa de 50 mols de Amônia (NH3)?

• Qual a massa de 50 mols de Amônia (NH3)?
1º Calcular a Massa Molecular da Amônia:
3 * 1 g/mol (Hidrogênio) + 14 g/mol (Nitrogênio) = 17 g/mol
2º Montar e resolver a regra de três:
1 mol -> 17 g
50 mol -> X
X = 17 x 50 / 1 = 850 g de Amônia

Teoria do Octeto
• Os elementos associam-se entre si, compartilhando ou trocando
elétrons para ficar com 8 elétrons na camada de valência
• Os gazes nobres, como já possuem 8 elétrons na camada de valência,
não são reativos em condições normais (condições ambiente)
• Existem exceções

Principais Famílias da Tabela Periódica:
Hidrogênio
• Embora esteja na primeira coluna, o Hidrogênio não
faz parte da mesma família dos demais elementos
dessa coluna (Metais Alcalinos), e é o único elemento
da tabela periódica que não pertence a nenhum
grupo.

IA - Metais Alcalinos
• Elementos da primeira coluna (grupo IA ou 1), excetuando-se o Hidrogênio;
• Possuem um único elétron na camada de valência (s1) => Tendem a doar esse
elétron ou perdê-lo (formar cátions 1+)
• Metais moles, de baixa densidade e extremamente reativos, que não existem
puros na natureza (mas podem ser obtidos por processo químico – eletrólise
ígnea)
• Vídeo: reação de Sódio metálico com água (explosão) :
https://www.youtube.com/watch?v=pm86DbWvgiU

IIA - Metais Alcalinos Terrosos
• Elementos da segunda coluna (grupo IIA ou 2)
• 2 elétrons na camada de valência => Tendem a doar esses
elétrons ou perdê-los (formar cátions 2+)
• Menos reativos que os metais alcalinos

IIIA (ou 13) – Grupo do Boro
• 3 elétrons na camada de valência
• O Boro é ametal (não metal), os demais são metais

IVA (ou 13) – Grupo do Carbono
• 4 elétrons na camada de valência => Podem fazer até 4 ligações
químicas (compartilha-los em ligações covalentes)
• Carbono: gera as moléculas extremamente complexas que constituem
os Seres Vivos => Química Orgânica
• Silício: Componente da areia (vidros) e muito usado para a produção de
chips de eletrônicos
• Estanho: Metal usado para solda
• Chumbo: Metal pesado (tóxico)

VA (ou 15) – Grupo do Nitrogênio
• 5 elétrons na camada de valência => tendem a “ganhar” 3
elétrons para se tornarem estáveis
• Ametais (não conduzem eletricidade)
• Nitrogênio: gás principal componente do Ar (cerca de 78%),
importante componente das biomoléculas (aminoácidos);
• Fósforo: também importante componente de biomoléculas (ATP,
por exemplo)

VIA (ou 16) – Grupo do Oxigênio (Calcogênios)
• 6 elétrons na camada de valência => tendem “ganhar” 2
elétrons para se tornarem estáveis
• Oxigênio: segundo gás mais abundante no ar (21%),
fundamental para a respiração de todos os seres vivos;
• Enxofre (S de SÚLFOR, Enxofre em Latim): ametal fundamental
para os seres vivos, constituinte de muitos aminoácidos;

VIIA (ou 17) – Grupo dos Halogênios
• 7 elétrons na camada de valência => tendem “ganhar” 1
elétron ou formar ânios 1- para se tornarem estáveis
• Muito reativos => Alta “eletronegatividade”
• Características tóxicas e antimicrobianas => diversas aplicações
em produtos de consumo e processos industriais

VIIIA (ou 18) – Grupo dos Gases Nobres / Inertes
• Camada de valência completa => são naturalmente estáveis,
não reativos em condições normais (temperatura e pressão
ambiente)
• Inodoros, incolores, monoatômicos;

Outros Grupos de Elementos Importantes
• Metais Pesados:
• Arsênio, cádmio, cobre, estanho, antimônio, chumbo, bismuto, prata,
mercúrio, molibdênio, índio, ósmio, paládio, ródio, rutênio, cromo, níquel e
vanádio;
• Arsênio (As), Cádmio (Cd), Cromo (Cr), Mercúrio (Hg) e Chumbo (Pb) são
muito tóxicos e prejudiciais ao meio ambiente;
• Bioacumulativos: os organismos vivos não conseguem metaboliza-los, então
eles se acumulam nos seres vivos e no meio ambiente;
• Apesar disso, são muito utilizados em diversas aplicações industriais e
tecnológicas, tais como pilhas e baterias, componentes eletrônicos,
indústrias de mineração, etc

Outros Grupos de Elementos Importantes
• Elementos Radioativos:
• Aqueles cujos átomos são capazes de emitir radiação (alfa, beta e gama) de
forma espontânea a partir de seus núcleos instáveis;
• Números atômicos maiores ou iguais a Z = 84 (Polônio);
• Elementos Radioativos Artificiais:
• Não existem na natureza, mas podem ser sintetizados para pesquisas;
• Números atômicos maiores que 92;

Propriedades físicas e
químicas comuns: mesma
família/grupo

Propriedades Periódicas
• Propriedades químicas e físicas dos elementos que variam
periodicamente, ou seja, em intervalos regulares em função do
aumento (ou da diminuição) dos números atômicos;
• Principais: raio atômico, energia de ionização, eletronegatividade,
eletropositividade e eletroafinidade;

Eletronegatividade e Raio Atômico
• Quanto menor o espaço ocupado por um átomo (raio atômico), maior
a tendência de atrair elétrons para si => Eletronegatividade;
• O oposto a eletronegatividade é a eletropositividade;

Fila de Eletronegatividade
• A eletronegatividade é uma característica muito importante, por isso
é recomendável DECORAR a fila dos elementos mais eletronegativos:

Flúor: elemento mais eletronegativo = altíssima reatividade

Ligações Químicas
• Acontece entre átomos de um ou mais elementos químicos;
• Podem ser:
• Ligações Iônicas: ligações fracas que formam cristais de sais;
• Ligações Covalentes: ligações fortes que moléculas;
• Ligações Metálicas: ligações muito fortes que formam ligas metálicas

Ligações Iônicas
• Elétrons são TRANSFERIDOS entre um metal e um ametal
• Formam sais => estruturas cristalinas
• São ligações fracas => Rompem-se na presença de água, processo chamado dissociação
• Acontece entre elementos das famílias IA a IIIA (Metais, que “querem” perder elétrons p/ ficar com 8) e
elementos das famílias VA a VIIA (Ametais, que “querem” ganhar elétrons p/ ficar com 8) => Teoria do
Octeto
• Acontecem na reação entre um ácido e uma base (matéria que será melhor aprofundada futuramente)
Cloreto de Sódio (NaCl) é o sal de cozinha
Cátion Ânion
Sódio Cloro Cloreto de Sódio

O que é um cristal?
• Sólido no qual os constituintes (átomos, moléculas ou íons) estão organizados num
padrão tridimensional bem definido, o que forma uma estrutura com geometria
específica.
Cloreto de Sódio (sal de cozinha)
Diamante (cristal de carbono)
Gelo (cristal de água)

Ligações Iônicas - Dissociação
• Quando um sal entre em contato com a água, sua estrutura pode se romper e
formar íons (porque a ligação iônica é fraca) – fenômeno da dissociação:
• A solubilidade (capacidade de dissolver-se em água) de um sal é uma
característica que varia entre os diferentes sais (assunto será aprofundado
futuramente)
• Quanto maior a solubilidade, maior o grau de dissociação de um sal

Ligações Covalentes
• Também chamada de ligações moleculares
• É o tipo mais importante pro ENEM!
• Acontece quando dois átomos “associam-se entre si” para compartilhar elétrons (e ficar
com 8 e- na camada de valência – Teoria do Octeto):

Ligações Covalentes – Ligação Dativa
• Também chamada de ligação coordenada, é um tipo específico de ligação covalente
• Nesse tipo de ligação, um dos átomos “doa” um par de elétrons para um outro
elemento, apesar de já estar estável
• Muito comum para os elementos Cloro (Cl), Enxofre (S) e Fósforo (P)

Ligações Metálicas
• Ocorrem somente entre metais
• É uma ligação muito forte, porém maleável
• Os elétrons excedentes das camadas de valência “migram” para a
região mais externas, formando uma “nuvem” de elétrons que se
move desordenadamente sobre os cátions metálicos
• Os elétrons livres são responsáveis pela
condutividade elétrica dos metais
Elétrons livres

Alotropia
• Propriedade de alguns elementos formarem duas ou mais
substâncias puras que diferem apenas em relação a organização de
suas moléculas.
• Principais elementos: Carbono (C), Oxigênio (O), Enxofre (S) e Fósforo
(P).
Formas Alotrópicas do Carbono (C)
Grafeno é um tema “da moda” que
pode cair no ENEM. Pesquisem!

Alotropia do Oxigênio (O)
Gás fundamental para
respiração dos seres vivos
Gás muito tóxico, porém fundamental
na estratosfera, para neutralizar
a radiação vinda do Sol
Formas Alotrópicas do Oxigênio (O)

Alotropia do Fósforo (P)
Muito reativo
Combustão espontânea
Lateral da caixinha
de fósforo

Resolução:
O próprio enunciado diz que o grafeno é constituído por uma
folha planar (arranjo bidimensional). Essa informação nos faz ficar
entre as alternativas B e D.
Ademais, nessa conformação cada átomo de carbono faz 3 ligações,
portanto a alternativa correta é a B.
Não é necessário saber o tipo de hibridação para a resolução dessa
questão.
Alternativa B

Polaridade
• A geometria das moléculas influencia em diversas características das
substâncias, dentre elas, a mais importante é a POLARIDADE
• Polaridade refere-se ao fato das moléculas apresentarem ou não
regiões com grandes diferenças de carga
• Em geral, existem dois tipos de moléculas, polares e apolares.
• Existem também moléculas anfifílicas, que possuem tanto regiões polares
como apolares (assunto que será tratado em química orgânica)
• Substâncias polares só são solúveis com substâncias polares,
substâncias apolares só são solúveis com apolares

Polaridade
• A Água é Polar, logo, dizemos que substâncias solúveis em água
(também polares) são HIDROFÍLICAS
• Em contraponto, substâncias que não são solúveis em água são
chamadas de HIDROFÓBICAS
O óleo não mistura em água, logo, é
APOLAR e HIDROFÓBICO

Substâncias Polares – Geometria Molecular
• Substâncias POLARES apresentam:
• Geometria molecular ASSIMÉTRICA e/ou
• Concentração de carga em virtude da presença de átomos muito
eletronegativos: F O N (Flúor, Oxigênio e Nitrogênio)
Água (H2O): Amônia (NH3):
Note que os átomos não estão dispostos em linha reta! O ângulo nessas moléculas é causado pela presença de
elementos muito eletronegativos (Oxigênio e Nitrogênio), que “puxam” todos os elétrons livres para sí
Ozônio (O3):

Ozônio (O3):
Amônia (NH3):
- Também chamada de amoníaco
- Gás tóxico e corrosivo
- Molécula de Geometria Piramidal (não é plana)
- Usado na composição de produtos de limpeza.
Fertilizantes e equipamentos de refrigeração
industriais
- Biodegradável (não causa danos ambientais)

Ozônio (O3):
Ozônio (O3):
- Gás tóxico
- Importantíssimo pro meio ambiente: a Camada de Ozônio, que
existe na estratosfera do planeta, protege a Terra contra radiação
ultravioleta vinda do Sol, o que é indispensável para os seres vivos
- Os CFCs (Floro Flúor Carbonetos) são gases antigamente usados em
sistemas de refrigeração e aerossóis. Foi descoberto que esses gases
destroem a camada de ozônio, por isso o uso foi proibido e
erradicado
- O ozônio é comumente utilizado como desinfetante em sistemas de
tratamento de água para consumo humano

Monóxido de Carbono (CO):
Apesar do Monóxido de Carbono (CO) possuir geometria linear
(porque só tem dois átomos), ainda assim é polar pela presença do
Oxigênio (alta eletronegatividade)
O Monóxido de Carbono é um gás tóxico liberado em baixas quantidades
na queima de derivados de petróleo (gasolina, diesel, etc).
Não confundir com o Dióxido de Carbono (CO2), gás APOLAR expelido
na respiração e um dos principais causadores do efeito estufa
(assunto de próximas aulas)

Substâncias Apolares – Geometria Molecular
• Substâncias APOLARES apresentam:
• Geometria molecular SIMÉTRICA (com ou sem F O N)
• Cargas distribuídas igualmente em toda a molécula
Oxigênio (O2): Metano (CH4): Hexano (C6H14):

• Substâncias APOLARES apresentam:
• Geometria molecular SIMÉTRICA (com ou sem F O N)
• Cargas distribuídas igualmente em toda a molécula
Oxigênio (O2): Metano (CH4): Hexano (C6H14):
Metano (CH4):
- Também conhecido como Biogás
- Altamente inflamável, usado como
combustível
- É um dos gases causadores do efeito
estufa, assim como o Dióxido de Carbônico
(CO2) e o Dióxido de Enxofre (SO2)
- Forma-se pela fermentação de resíduos
orgânicos por bactérias e pela digestão
- Não é considerado um gás tóxico, porém
alguns produtos de sua combustão são
tóxicos (como o CO, por exemplo)
- Biomassa (fezes de animais, por exemplo)
pode ser utilizada para produzir biogás
para uso como combustível em sistemas
de aquecimento, veículos e outros. Esse
processo é realizado em Biodigestores.

Dióxido de Carbono (CO2):
Note que o Dióxido de Carbono é apolar, apesar de possuir dois
átomos de oxigênio (muito eletronegativo), isso se deve porque os dois
oxigênios “puxam” os elétrons de cada lado do carbono ao mesmo
tempo, equilibrando as cargas na molécula. Por isso possui geometria
linear.
O Dióxido de Carbono é o gás liberado na respiração e consumido na
fotossíntese, apesar disso, é o maior “vilão” do efeito estufa, isso
porque está sendo liberado na atmosfera de forma descontrolada e
irresponsável pela humanidade, com a queima de combustíveis fósseis,
queima de florestas e desmatamento. Tema importantíssimo pro
ENEM.

Eteno (C2H4):
Gás combustível obtido do petróleo e também produzido com o
amadurecimento de frutas (fitormônio que estimula o amadurecimento)
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/eteno.htm
Nitrogênio (N2):
Principal componente do ar
https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/nitrogenio-
propriedades-e-usos.htm
Amônia (NH3):
Gás tóxico e corrosivo
https://pt.wikipedia.org/wiki/Amon%C3%ADaco
Propano (C3H8):
Gás combustível obtido do petróleo, comercializado como GLP (gás
liquefeito do petróleo)
https://pt.wikipedia.org/wiki/Propano
Dióxodo de Carbono (CO2):
Gás da combustão completa, da fotossíntese, produto da respiração,
principal causador do efeito estufa
https://www.ecycle.com.br/dioxido-de-carbono/

Fórmula de Lewis
• Representação das ligações moleculares
• Cada átomo é representado por seu símbolo, juntamente com os
elétrons da camada de valência
• Os elétrons são dispostos nos quatro entornos do elemento, e depois
agrupados em pares

Fórmula de Lewis
• As ligações são representadas juntando os pares de elétrons:

Fórmula de Lewis – Ligações dativas
• As ligações dativas são representadas agrupando os pares de elétrons
do mesmo elemento e indicando com uma seta para qual átomo eles
estão sendo doados, ou simplesmente escrevendo os elementos um
próximo do outro, dando a entender que os elétrons estão sendo
compartilhados:

Fórmula Estrutural e Molecular
• Fórmula Estrutural é uma simplificação da fórmula de Lewis, os
elétrons não são representados, apenas as ligações entre os
elementos:
• Fórmula Molecular é a indicação dos elementos e suas quantidades
na molécula. Ex: H2O , NH3 , O2

Fórmula de Lewis, Estrutural e Molecular

Fórmula Estrutural – Química Orgânica
• Na química orgânica (compostos com muitos Carbonos e Hidrogênios),
é comum ocultar a indicação dos Carbonos e Hidrogênios das fórmulas
estruturais.
• O Carbono sempre faz 4 ligações, então todas as ligações não
indicadas devem ser preenchidas com Hidrogênio.
Exemplo: Pentano (C5H12)
As 3 representações são possíveis:

A questão trata de uma exceção da Regra do Octeto, com a reação de
um gás Nobre (Xeônio) com Flúor. Os números de elétrons na camada
de valência dos dois elementos podem ser extraídos das configurações
das camadas de valência:
Xeônio: 5s2 5p6 => 2 + 6 = 8
Flúor: 2s2 2p5 => 2 + 5 = 7
Desenhando a fórmula de Lewis do composto:
Nota-se que o Xeônio passa a compartilhar mais
dois elétrons na camada de valência, ficando
com 10.
Alternativa C

Forças Intermoleculares
• São forças de interação entre moléculas de uma substância
• Alteram características físicas da substância:
• Estado (sólido, líquido e gasoso)
• Ponto de fusão, Ponto de Ebolição
• Existem 3 tipos de forças intermoleculares:
• Pontes de hidrogênio => MUITO IMPORTANTE
• Dipolo-dipolo (Dipolo permanente)
• Dipolo-induzido (forças do London)
Pontes de Hidrogênio entre moléculas de água

Forças Intermoleculares – Pontes de
Hidrogênio
• São ligações intermoleculares FORTES
• Ocorrem somente em substâncias polares com elementos
fortemente eletronegativos: F O N
• A porção negativa da molécula (F O N) interage com a porção positiva
de moléculas adjacentes, gerando características físicas muito
importantes
• Substâncias com Pontes de Hidrogênio tendem a ter um ponto de
ebulição um pouco mais alto que outras

Hidrogênio: caso da Água
• Graças as pontes de hidrogênio, a água é uma das únicas substâncias que
apresenta aumento de volume (e diminuição da densidade) quando congela
(sem essa característica não existiriam as geleiras)
• As Pontes de Hidrogênio também são responsáveis pela tensão superficial da
água, fina camada de moléculas cuja pressão interna é capaz de sustentar certa
quantidade de força.
• Substâncias com a capacidade de reduzir a tensão superficial são chamadas de
Tensoativo (são detergentes/sabões, que estudaremos mais a frente).

Hidrogênio: caso do DNA
• As pontes de hidrogênio são responsáveis pela “ligação” entre as duas
fitas de DNA.
• As bases Adenina e Timina (A e T) formam duas pontes de
hidrogênio entre si, Guanina e Cianina (G e C) formam três
• Por isso, fragmentos de DNA com maiores concentrações de A e T
desnaturam (abrem a fita) mais facilmente.

Resolução:
Como o próprio texto informa, os pares AT são ligados por duas
pontes de hidrogênio, e os pares CG por 3.
Assim, os fragmentos com maiores concentrações de AT irão
desnaturar primeiro. Alternativa C.

Forças Intermoleculares – Ligações
Dipolo-Dipolo (Dipolo Permanente)
• Acontecem somente com substâncias polares
• São semelhantes as Pontes de Hidrogênio, porém não envolvem os
elementos de alta eletronegatividade F O N
• São forças mais fortes que a dipolo induzido e mais fracas que a ponte
de hidrogênio
Dipolo Permanente em Moléculas de Ácido Clorídrico (HCl)
Ácido Clorídrico
O símbolo delta é usado
para indicar as cargas de
cada lado da molécula

Forças Intermoleculares – Ligações
Dipolo Induzido (Forças de London)
• Ocorrem em substâncias polares e apolares
• Força de interação fraca
• Causadas por deformações temporárias nas nuvens eletrônicas
quando uma molécula se aproxima da outra

Tipos de Substâncias
Substância Simples
Formadas exclusivamente por átomos
do mesmo tipo (elemento)
Substância Composta
Formadas por átomos de tipos
(elementos) diferentes
Substância: forma particular de matéria, apresentando composição fixa e definida

Aquecimento de Substâncias Puras
• Apresentam platôs de temperatura constante nas transições de fases:
Gráfico de Aquecimento da Água Pura

Misturas
• Mistura: material formado por duas ou mais substâncias, sendo cada
uma destas denominada componente
• Fase: em uma mistura, é cada uma das porções que apresenta
aspecto homogêneo ou uniforme
• Tipos de Mistura:
• Homogênea: uma única fase
• Heterogênea: duas ou mais fases

Exemplos de Misturas - Leite
O leite é considerado uma mistura HETEROGÊNIA

Aquecimento de Misturas
Temperatura
Tempo de Aquecimento
Mistura Comum Mistura Eutética Mistura Azeutrópica

Soluções
• SOLUÇÃO: Mistura homogênea composta de dois ou mais
componentes, sendo:
• SOLVENTE: componente em maior quantidade (normalmente água)
• SOLUTO: substância, em menor quantidade, que se dissolve no solvente
• Soluções que tem por solvente a água são chamadas de
SOLUÇÃO AQUOSA
Solução aquosa de açúcar

Tipos de Soluções – Quanto ao Estado Físico
dos Componentes

Coeficiente de Solubilidade
• Quantidade máxima de determinado soluto dissolver em
determinado solvente, a uma dada temperatura, sem formar corpo
de fundo
• O coeficiente de solubilidade aumenta com a temperatura.

Resolução:
1 – Primeiramente, devemos observar que o gráfico nos mostra a curva de
solubilidade para 100 g de solvente (água), porém nossa mistura possui somente 50
g de água. Então precisamos considerar como se tivéssemos 100 g de água.
2 – Se tivéssemos 100g de água, quanto de sólido teríamos?
Regra de Três:
30 g solido -> 50 g água
X -> 100 g água
3 – Analisando o gráfico, notamos que o ponto correspondente a 60 g de sólido
encontra-se a temperatura de 70 ºC.
Alternativa D
X = (30 x 100) / 50 = 60 g de sólido

Tipos de Soluções – Quanto a Quantidade de
Soluto
• Soluções saturadas: solução com a quantidade máxima de soluto
totalmente dissolvido pelo solvente. Se mais soluto for acrescentado,
o excesso acumula-se formando um corpo de fundo.
• Soluções insaturadas: também chamada de não saturada, esse tipo
de solução contém menor quantidade de soluto.
• Soluções supersaturadas: são soluções instáveis, nas quais a
quantidade de soluto excede a capacidade de solubilidade do
solvente.

Tipos de Soluções – Solução Supersaturada
• A solução é feita em aquecimento e resfriada lentamente. Depois de
frio, qualquer agitação ou perturbação leva a formação de corpo de
fundo:
Experimento interessante sobre isso – “Gelo Instantâneo”: https://www.youtube.com/watch?v=7d4GhLCHQ20

Concentração das Soluções
• Quantidade de Soluto dissolvido na solução. Pode ser expressa em:
Concentração em Massa (g/L): Concentração Molar (mol/L):
Densidade (g/L, g/mL, g/cm³, kg/m³, etc):
Título em Volume: Título em Massa:

Resolução:
A densidade da solução aumenta a medida que
mais sal (soluto, NaCl) vai sendo adicionado.
Então o densímetro deverá acusar esse aumento
de densidade, “afundando menos” na solução.
Analisando as alternativas, a única que
apresenta aumento gradual nas leituras é a D.
Alternativa D

Quimica geral 1

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