Fercagnor - Química

Toda substância pode mudar de estado físico quando há variação de temperatura ou pressão. Os principais estados físicos são: sólido, líquido e gasoso. As mudanças são:

• Fusão: sólido vira líquido (ex: gelo derretendo).
• Vaporização: líquido vira gás. Pode ser por ebulição (rápido), evaporação (lento) ou calefação (muito rápido).
• Condensação: gás vira líquido (ex: vapor virando água).
• Solidificação: líquido vira sólido (ex: água virando gelo).
• Sublimação: sólido vira gás direto (ex: naftalina).
• Ressublimação: gás vira sólido direto.

Essas mudanças não alteram a substância, apenas sua forma física.

Calor sensível é o calor que muda a temperatura de uma substância, mas sem mudar seu estado físico. Quanto maior o calor sensível, mais quente ela fica (ou mais fria, se perder calor).

Calor latente é o calor que causa mudança de estado físico (como passar de sólido para líquido), sem mudar a temperatura durante esse processo. Por exemplo, quando o gelo está derretendo, a temperatura fica em 0°C até tudo virar água.

Fórmulas:

• Q = m·c·ΔT (calor sensível)
• Q = m·L (calor latente)

Onde Q é o calor, m é a massa, c é o calor específico, ΔT é a variação de temperatura e L é o calor latente da substância.

Mistura é a junção de duas ou mais substâncias. Elas podem ser classificadas como:

• Homogênea: parece uma coisa só (ex: água com sal totalmente dissolvido).
• Heterogênea: dá pra ver mais de uma fase (ex: água com óleo).

Misturas não têm composição fixa, ao contrário das substâncias puras. Elas podem ser separadas por métodos físicos.

São técnicas para separar os componentes de uma mistura. Exemplos:

• Filtração: separa sólido de líquido (ex: café com filtro).
• Decantação: separa líquidos ou sólido e líquido com densidades diferentes (ex: água e areia).
• Destilação: separa líquidos com pontos de ebulição diferentes (ex: água e álcool).
• Centrifugação: acelera a decantação com rotação (ex: exame de sangue).
• Evaporação: retira o líquido deixando o sólido (ex: sal marinho).

Número atômico (Z) é o número de prótons de um átomo. Ele define o elemento químico. Ex: o hidrogênio tem Z = 1.
Número de massa (A) é a soma dos prótons e nêutrons: A = Z + N. É um valor aproximado da "massa" do átomo.

Exemplo: Um átomo com 6 prótons e 6 nêutrons tem A = 12 e Z = 6 → é o carbono-12.

Esses termos comparam átomos diferentes:

• Isótopos: mesmo número atômico (Z), massas diferentes. Ex: Carbono-12 e Carbono-14.
• Isóbaros: mesma massa (A), mas elementos diferentes. Ex: C-14 e N-14.
• Isótonos: mesmo número de nêutrons (N), mas diferentes em Z e A. Ex: B-11 e C-12 (ambos têm 6 nêutrons).

A distribuição eletrônica mostra como os elétrons de um átomo estão organizados ao redor do núcleo, em camadas (níveis) e subníveis.

O diagrama de Pauling ajuda a seguir a ordem certa de preenchimento dos subníveis (s, p, d, f). Exemplo da ordem:
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p...

Cada subnível tem capacidade máxima:

• s → 2 elétrons
• p → 6 elétrons
• d → 10 elétrons
• f → 14 elétrons

Exemplo: oxigênio (Z=8) → 1s² 2s² 2p⁴

Íons são átomos que ganharam ou perderam elétrons, ficando com carga elétrica.

• Cátions: átomos que perdem elétrons, ficando com carga positiva (+). Ex: Na → Na⁺
• Ânions: átomos que ganham elétrons, ficando com carga negativa (−). Ex: Cl → Cl⁻

Os íons são importantes na formação de compostos como os sais (ex: NaCl).

A regra do octeto diz que os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons para ficar com 8 elétrons na camada de valência (camada mais externa), como os gases nobres.

Essa regra explica muitas reações químicas e a formação de ligações. Exemplo: o oxigênio precisa de 2 elétrons para completar 8, por isso forma 2 ligações com o hidrogênio na molécula de água (H₂O).

A ligação iônica ocorre quando um átomo doa elétrons e outro recebe. Um vira cátion (+) e o outro ânion (−), e eles se atraem por forças elétricas.

Exemplo: o sódio (Na) doa 1 elétron e vira Na⁺, o cloro (Cl) recebe esse elétron e vira Cl⁻. O composto formado é o sal de cozinha (NaCl).

Na ligação covalente, os átomos compartilham elétrons para completar o octeto. Ela ocorre entre não metais.

Exemplo: H₂O → O oxigênio compartilha elétrons com dois hidrogênios.

Na ligação covalente dativa, um dos átomos cede os dois elétrons da ligação, e o outro só aceita. Exemplo: íon amônio (NH₄⁺), onde o nitrogênio faz uma ligação dativa com um H⁺.

A ligação metálica ocorre entre átomos de metais. Nela, os elétrons das camadas mais externas se movimentam livremente entre os átomos, formando uma “nuvem de elétrons”.

Essa nuvem é o que dá aos metais características como brilho, condutividade elétrica e térmica, além da maleabilidade e ductilidade.

Exemplo: no cobre (Cu), os átomos compartilham elétrons de forma livre, o que permite conduzir eletricidade com facilidade.

Existem três formas de entender o que são ácidos e bases:

• Arrhenius:
  • Ácido: libera H⁺ (íon hidrogênio) em água. Ex: HCl → H⁺ + Cl⁻
  • Base: libera OH⁻ (íon hidróxido) em água. Ex: NaOH → Na⁺ + OH⁻
• Brønsted-Lowry:
  • Ácido: doa próton (H⁺).
  • Base: recebe próton (H⁺).
  • Exemplo: NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH⁻ (NH₃ é base, H₂O é ácido).
• Lewis:
  • Ácido: aceita par de elétrons.
  • Base: doa par de elétrons.
  • É a definição mais ampla, usada em reações orgânicas e complexas.

Ácidos:

• Se termina com “ídrico”, o ânion termina com “eto”. Ex: HCl → ácido clorídrico (Cl⁻ → cloreto)
• Se termina com “ico”, o ânion termina com “ato”. Ex: H₂SO₄ → ácido sulfúrico (SO₄²⁻ → sulfato)
• Se termina com “oso”, o ânion termina com “ito”. Ex: H₂SO₃ → ácido sulfuroso (SO₃²⁻ → sulfito)

Bases: usam o nome do elemento + “hidróxido”.
Ex: NaOH → hidróxido de sódio; Ca(OH)₂ → hidróxido de cálcio.

Sais são compostos formados por cátion (positivo) + ânion (negativo), sem H⁺ nem OH⁻. Exemplo: NaCl (sal de cozinha). São o resultado da reação entre ácido e base.

Óxidos são compostos com dois elementos, sendo um deles o oxigênio. Exemplos:

• CO₂ → óxido ácido
• Na₂O → óxido básico

Os óxidos podem reagir com água, ácidos ou bases, formando sais e outras substâncias.

Oxidação é a perda de elétrons por uma substância durante uma reação química. Quando algo oxida, outro elemento geralmente se reduz (ganha elétrons).

Esse processo acontece muito em reações com oxigênio, como a ferrugem (Fe oxidando). Mas nem sempre o oxigênio está envolvido — o importante é a transferência de elétrons.

Exemplo: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu. O zinco foi oxidado (perdeu elétrons) e o cobre foi reduzido.

O mol é a unidade usada para contar quantas partículas (átomos, moléculas, íons) existem em uma certa quantidade de substância.

1 mol = 6,022 × 10²³ partículas (número de Avogadro). Isso serve para facilitar os cálculos químicos, já que os átomos são muito pequenos.

Exemplo: 1 mol de átomos de carbono tem 6,022 × 10²³ átomos e pesa aproximadamente 12 g.

Fórmula:

• n = m / M, onde:
• n é o número de mols
• m é a massa da amostra (em gramas)
• M é a massa molar da substância (em g/mol)

Entalpia é a quantidade de energia (calor) envolvida em uma reação química. É representada pela letra H.

A variação de entalpia (ΔH) mostra se a reação libera ou absorve calor:

• Reação Exotérmica: libera calor para o ambiente (ΔH < 0). Ex: combustão.
• Reação Endotérmica: absorve calor do ambiente (ΔH > 0). Ex: fotossíntese.

Em um gráfico, reações exotérmicas têm produtos com menos energia que os reagentes. Em endotérmicas, os produtos têm mais energia.

Química orgânica é o ramo da química que estuda os compostos que contêm carbono. É chamada de "orgânica" porque, no passado, acreditava-se que só seres vivos podiam produzir essas substâncias.

O carbono é o elemento principal da química orgânica porque ele tem quatro elétrons na camada de valência. Isso permite que ele forme até quatro ligações covalentes com outros átomos — o que dá uma enorme variedade de compostos possíveis.

O carbono pode se ligar com outros carbonos em cadeias longas, ramificadas, em anel, formar ligações simples, duplas e triplas... Isso faz com que ele seja único e essencial para a vida.

Essas classificações mostram quantos outros carbonos estão ligados ao átomo de carbono principal:

• Carbono primário: ligado a apenas 1 outro carbono.
• Carbono secundário: ligado a 2 outros carbonos.
• Carbono terciário: ligado a 3 outros carbonos.
• Carbono quaternário: ligado a 4 outros carbonos.

Isso é útil para entender a estrutura e reatividade das moléculas orgânicas. Exemplo:
Em CH₃–CH₂–CH₃ (propano), o carbono do meio é secundário (ligado a dois outros), e os das pontas são primários.

As cadeias carbônicas são estruturas formadas por átomos de carbono ligados entre si. Elas podem ser classificadas de várias maneiras, dependendo das suas características:

Quanto a estrutura da cadeia:

• Aberta (alifática): tem início e fim, como uma linha. Ex: CH₃–CH₂–CH₃
• Fechada (cíclica): forma um ciclo, como um anel. Ex: ciclohexano

Quanto aos tipos de carbonos:

• Normal (reta): só carbonos primários ou secundários.
• Ramificada: possui também carbonos terciários ou quaternários.

Quanto ao tipo de ligações:

• Saturada: só tem ligações simples entre os carbonos.
• Insaturada: tem pelo menos uma ligação dupla ou tripla.

Quanto aos elementos:

• Homogênea: só tem átomos de carbono e hidrogênio na cadeia.
• Heterogênea: tem outro elemento (como oxigênio ou nitrogênio) no meio da cadeia.

Se a cadeia possui benzeno (C₆H₆), é classificada como aromática