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Fala Gás Nobre! Tudo bem?
Já assistimos todos os
vídeos sobre a Poluição da
Água. Estamos cada vez
mais próximos do sucesso.
Por isso quero te entregar
esse material que contém o
resumo das aulas contidas
no módulo 2. Esse material
será muito importante para
fixação dos conceitos e para
aquela leitura nas semanas
que antecedem o ENEM. Ele
vai te ajudar a manter o
conteúdo fresquinho na
cabeça. ;)
A16 - Poluição da Água (DBO) A17 - Poluição da Água (pH)
A18 - Equilíbrio - Conceitos e Características A19 - Zona Nerd - pH e pOH (Parte 1/2) A20 - Zona Nerd - pH e pOH (Parte 2/2) A21 - Zona Nerd - Kc e seu Significado A22 - Construindo o Kc e o Kp
A23 - Deslocamento de Equilíbrio (Parte 1/3) A24 - Deslocamento de Equilíbrio (Parte 2/3) A25 - Deslocamento de Equilíbrio (Parte 3/3) A26 - Poluição da Água (Solubilidade de Gases) A27 - Concentração Comum e Densidade
A28 - Mol e Molaridade A29 - Título e Concetrações
A30 - Funções Orgânicas Oxigenadas
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Resumos
Aulas
A1 - Eiii Psiu! Me assista antes de começar! ;) A2 - Introdução e Conceitos Gerais (Parte 1/3) A3 - Introdução e Conceitos Gerais (Parte 2/3) A4 - Introdução e Conceitos Gerais (Parte 3/3) A5 - Zona Nerd - Fórmulas Estruturais
A6 - Geometria e a Água
A7 - Geometria e Polaridade (Parte 1/3) A8 - Geometria e Polaridade (Parte 2/3) A9 - Geometria e Polaridade (Parte 3/3) A10 - Forças Intermoleculares (Parte 1/2) A11 - Forças Intermoleculares (Parte 2/2) A12 - Ligação Covalente e Ionização A13 - Ligação Iônica
A14 - Dissociação
1. Aula A2, A3, A4 e A6
- Introdução e Conceitos Gerais
Características da Água:
• Fórmula: H2O
• Massa Molecular: 18g/mol
• Ligação Covalente: Compartilha elétrons • Polaridade: Polar
• Interação: Faz ligação de Hidrogênio com outras moléculas de água.
• Alto ponto de fusão e ebulição, se comparadas com moléculas de massa
mo-lecular próximas.
• Solvente universal: Por ser bastante polar, consegue dissolver vários
compos-tos. Alta constante dielétrica.
• Constante Dielétrica da Água = 81, ou seja, compostos iônicos na água tem a
força de interação entre seus íons diminuída em até 81 vezes. O que a torna esse solvente tão importante.
Conceitos Gerais:
• Camada de Valência: Camada mais externa da eletrofesra.
• Eletronegatividade: Força com que um átomo atrai os elétrons de uma ligação
sigma (simples)
• Regra do Octeto: Para se estabilizarem os átomos se ligam de modo a ficar com
8 elétrons na camada de valência. Há várias exceções a essa regra: Boro = 6 elétrons, Berílio = 4 elétrons, H = 2 elétrons...
2. Aula A5
- Fórmulas Estruturais
Siga os 5 passos para montar suas estruturas:
I. Conte os elétrons da camada de valência dos átomos. II. Coloque uma ligação simples para cada ligante. III. Complete o octeto dos ligantes.
IV. Se sobrar elétrons, coloque-os no átomo central.
V.Se o átomo central não estiver com o Octeto completo, faça ligações duplas ou triplas até ele se estabilizar.
3.
Aula A7, A8 e A9
- Geometria e Polaridade
A Geometria é determinada pela repulsão das nuvens de elétrons dos átomos ligan-tes e dos pares de elétrons livres do átomo central.
Assim temos para cada situação uma geometria e uma polaridade. Uma coisa de-pende da outra, então sempre fique atento as estruturas!
Considere A - átomo central / X - Ligantes / é - Pares de elétrons livres
I. Geometria Linear A2 - Apolar. H2 - O2
AX - Polar. HCl - HI
AX2 - Polar ou Apolar. CO2
II. Geometria Angular AX2 é - Polar. H2O - H2S
III. - Geometria Triangular ou Trigonal Plana AX3 - Se todos ligantes iguais é POLAR. BH3
AX3 - Se pelo menos um ligante for diferente APOLAR. CH2O
IV. Geometria Piramidal AX3 é - Polar. NH3
V. Geometria Tetraédrica
AX4 - Se todos ligantes iguais é APOLAR. CH4
AX4 - Se pelo menos um ligante for diferente POLAR. CH3Cl
CUIDADO:
Há diferença entre ligação polar e molécula apolar. A molécula alar, pode ter ligações polares. Ex.: O = C = O Nessa molécula a ligação C = O é po-lar, pois o oxigênio é mais eletronegativo, mas no total essas forças se anular deixa- ndo a molécula APOLAR.4. Aula A10 e A11
- Forças Intermoleculares
Relação entre as forças e as propriedades físicas:
As moléculas podem se atrair com mais ou menos intensidade. Essa atração é fator responsável por várias características físicas como, por exemplo, estado físico das
substâncias e a desidade. Estudamos que a distância entre as moléculas é o que
configura o estado físico: sólido, líquido ou gasaso.
Assim quanto maior a força intermolecular, mais próximas estarão as molécu-las e mais difícil será de separá-molécu-las. Ou seja, para afastar as molécumolécu-las pre-cisaremos de fornecer mais energia e isso significa uma maior temperatura de Fusão e Ebulição.
Se as forças são intensas significa que as moléculas estarão também mais compac-tas, mais próximas e isso causa um acúmulo de moléculas em um pequeno volume, assim sendo, essas forças podem também influenciar a densidade das substâncias.
São 3 os tipos de Forças Intermoleculares:
I. Forças Fracas de Van der Waals OU Forças de London OU Dipolo-induzido OU Dipolo-instatâneo:
II.
Essas forças são características de moléculas apolares, como os compostos orgâni-cos conhecidos como Hidrocarbonetos, conhecidos por nós como gasolina, gás metano, gás do butijão (butano).
São compostos com baixa densidade e baixos pontos de fusão e ebulição.
II.
Forças de Van der Waals OU Dipolo-Dipolo OU Dipolo-Permante:
Forças características de moléculas polares, ou seja, que possuem pólos.
III. Ligação de Hidrogênio OU Ponte de Hidrogênio:
É um Dipolo-Permanente só que, muito intenso. Pois é formado por átomos com grande diferença de eletronegatividade.
F, O, N ligados ao H
5.
Aula A12
- Ligações Covalentes e Ionização
Ligação covalente ocorrem entre AMETAIS. São ligações onde há o
Compartil-hamento de elétrons e a formação de Moléculas.
Os compostos moleculares aparecem na natureza nos 3 estados físicos da
maté-ria. As forças intermoleculares são determinantes nesse processo.
As moléculas são elétricamente neutras, ou seja, as suas cargas internas se anu-lam.
Podem formar soluções que conduzem, ou não, corrente elétrica. No caso de subs-
tâncias puras não conduzem. Mas substâncias como ácidos podem conduzir em so-lução aquosa.
Esse fenômeno é explicado pela Ionização que é a capacidade da água em quebrar as ligações intramoleculares, ou seja, as ligações covalentes, e formar íons.
Os íons em solução serão os responsáveis pelo transporte da corrente elétrica.
6.
Aula A13 e A14 -
Ligações Iônicas e Dissociação
Ligação covalente ocorre entre METAIS e AMETAIS. São ligações onde um átomo doa os seus elétrons da última camada (Metais) e outros recebem esses elétrons (Ametais).
Nesse processo há a formação de átomos com cargas, os quais chamamos de
íons. Os íons podem ser positivos: Cátions ou negativos: Ânions.
Os compostos iônicos surgem então da força eletrostática que surge entre as car-gas, ou seja, é formado a partir da atração de uma carga positiva e negativa. Essa força é muito intensa. Isso faz com que esse compostos tenham altíssimo ponto
de fusão e ebulição. O NaCl, exemplo, tem ponto de Fusão próximo a 800oC
en-quanto a água, que é um composto covalente, tem ponto de Fusão igual a Zero.
Os compostos iônicos são sólidos na temperatura ambiente.
Esse compostos não formam moléculas e sim fórmulas! Essas fórmulas se arran-jam no espaço de maneira diferente das moléculas, elas se organizam em retículos
Como vimos quebrar as ligações iônicas é muito dificil casa decida-se fazer pelo aquecimento. Mas podemos separar com a ajuda da água!!!
Com sua grande constante dielétrica, a água consegue interagir com as cargas dos íons enfraquecendo a ligação entre eles. Ao fazer isso as ligações se rompem e a água consegue envolver os íons (Solvatar) e assim dissolver esses compostos.
Esse processo de separação dos íons feitos pela água é chamado de
dis-sociação!
7.
Aula A15
- Coeficiente de Solubilidade
Cada substância, seja ela um ácido, uma base, um sal... tem certa solubilidade na água. Essa solubilidade depende da própria substância, do tipo de solvente, da quantidade do solvente e da temperatura.
Nosso solvente será a água! Por isso podemos definir assim:
“Coeficiente de Solubilidade é a quantidade máxima de soluto que podemos dissolver em uma certa quantidade de água, a uma dada temperatura.”
Ou seja, é o máximo que a gente consegue dissolver e isso vai depender da quanti-dade de água e da temperatura.
Como o coeficiente é o máximo, eu posso escolher dissolver menos ou mais do que ele consegue. Se eu dissolvo mais, acaba juntando no fundo do recipiente. Igual quando fazermos suco e exageramos no açucar. Fica tudo no fundo! =/
Eu posso classificar quanto a essa quantidade:
Insaturada: É quando eu coloco menos do que o solvente consegue dissolver. Saturada: É quando eu coloco exatamento o que o solvente consegue dissolver.
Saturada com corpo de fundo: É quando eu coloco MAIS do que o solvente
conse-gue dissolver. Nesse caso, parte vai para o fundo e nós chamamos isso de corpo
de chão ou corpo de fundo.
Uma solução também pode ser classificada quanto a influencia da temperatura. Há
soluções que quando eu aumento a temperatura, ela consegue dissolver mais soluto, isso eu chamo de Dissolução Endotérmica. Tem soluções que quando eu diminuo a temperatura, ela dissolve mais soluto, isso eu chamo de Dis-solução Exotérmica.
8.
Aula A16, A17 e A26
- Poluição da Água
DBO - Demanda Bioquímica por Oxigênio
A matéria orgânica é degradada por microorganismos como fungos e bactérias. Esses seres quebram grandes cadeias orgânicas e transformam em cadeias me-nores para serem reaproveitadas pelo sistema.
Nesse processo de degradação há o consumo de oxigênio, e se, houver grande quantidade de matéria orgânica, o oxigênio vai ser consumido de tal maneira que poderá causar a morte de ecossistemas aquáticos.
da matéria orgânica.
pH - Acidez do Meio
pH - significa potencial hidrogeniônico e ele mede a concentração de H+ em um
meio aquoso.
Quanto mais H+ eu tiver, mais ácido será esse meio e menor será o pH.
A água pode receber substâncias que a deixão mais ácidas como por exemplo o Enxofre, que se oxida a SO3 e em água forma um ácido: o ácido sulfúrico.
Existem faixas de pH que regulam ambientes aquáticos e variação dessa faixa pode trazer grandes prejuízos ao ecossitema aquático em questão.
Temperatura e Pressão
Solubilidade de gases também dependem de fatores como a temperatura e a pressão.
Quanto maior a temperatura, menor a solubilidade dos gases na água.
Quanto maior a pressão, maior a solubilidade dos gases na água. (Lei de Henry)
9.
Aula A18
- Equilíbrio Químico
Equilíbrio é o processo onde reações reversíveis originam produtos e esses restituem os reagentes. São reação que não se completam totalmente.
Características do Equilíbrio:
• Concentrações constantes;
• Velocidades de formação e restituição iguais;
• Reação Reversível;
• Processo espontâneo;
10.
Aula A19 e A20 -pH e pOH
• A água auto-ioniza: H2O <--> H+ + OH
-• pH = é a concentração de H
• pOH = é a concentração de OH
• Meio Neutro: Quantidade de H+ é igual a quantidade de OH
-• Meio Neutro: pH = pOH = 7
• Meio Ácido: pH < 7 e pOH > 7
• Meio Básico: pH > 7 e pOH < 7
• Kw = 10-14 a 25oC
11.
Aula A23, A24 e A25
- Deslocamento de Equilíbrio
Princípio de Le Chatelie: Fuga ante a força. Um equilíbrio ao ser alterado, tende a retornar a situação de equilíbrio minimizando os efeitos da força ex-terna.
I. Temperatura:
Se aumentar a temperatura, desloca para o lado ENDOTÉRMICO.
Se diminuir a temperatura, desloca para o lado EXOTÉRMICO.
II. Pressão:
Se aumentar a pressão, desloca para o lado de MENOR volume.
Se diminuir a pressão, desloca para o lado de MAIOR volume.
Só é valido para gases!!!!!!!! III. Concentração:
Se aumentar a concentração, desloca para o lado oposto.
Se diminuir a concentração, descloca para o mesmo lado.
IV. Catalizador:
Não desloca equilíbrio, apenas faz com que ele seja atingido mais rapida-mente.
12. Aula A27, A28 e A29
- Concentrações
• Concentração Comum: É a relação entre a massa do soluto e o volume da
so-lução.
Unidade: g/L
Significado físico: A cada 1 L de solução encontramos X g de soluto. Fórmula: C = m1/V
• Densidade: É a relação entre a massa da solução e o volume da solução. Unidade: g/mL
Significado físico: Cada 1 mL tem massa igual á X g. Fórmula: d = m/V
• Molaridade: É a relação entre o número de mol do soluto e o volume da solução. Unidade: mol/L
Significado físico: Cada 1 L de solução encontramos 1 mol de soluto. Fórmula: M = N1/V
• Mol: É a relação entre a massa e a massa molar da substância. Unidade: mol
Fórmula: N = m/MM
• Título: É a relação entre a massa do soluto e a massa da solução. Unidade: Não possui. Expresso em %
Significado físico: Cada 100g de solução temos X g de soluto. Fórmula: T = m1/m
• Relação entre as Concentrações: C = 103 . d . T (Quando d dado em g/mL)
M = C/ MM
M = 103 . d . T / MM
13. Aula A27, A28 e A29 - Funções Orgânicas Oxigenadas
Hidrocarbonetos: Compostos formados apenas por H e C.Álcool: Composto formado pela ligação da Hidroxila (OH) à um carbono saturado
(Que faz apenas simples ligação).
Enol: Composto formado pela ligação da Hidroxila (OH) à um carbono que faz dupla
ligação.
Fenol: Composto formado pela ligação da Hidroxila (OH) diretamente à uma Anel
Benzênico.
Cetona: Composto que possui o grupo carbonila (C = O) ligado entre carbonos. Aldeído: Composto que possui o grupo carbonila (C = O) na extremidade das
cade-ias.
Ácidos Carboxílicos: Compostos que possuem o grupo carboxila (-COOH). Éter: Apresente oxigênio como heteroátomo. (Entre carbonos - O - ).
Éster: Resultado de uma reação de esterificação, que é a reação entre um ácido e
