Química Geral: Físico-química

Mapa Mental 01: Estados físicos da matéria Mapa Mental 02: Fenômenos físicos e químicos Mapa Mental 03: Substâncias Puras

Mapa Mental 04: Misturas

Mapa Mental 05: Modelos Atômicos Mapa Mental 06: Números Quânticos Mapa Mental 07: Estrutura Atômica

Mapa Mental 08: Isótopos, isóbaros e isótonos Mapa Mental 09: Distribuição Eletrônica Mapa Mental 10: Tabela Periódica

Mapa Mental 11: Propriedades Periódicas Mapa Mental 12: Ligações Químicas Mapa Mental 13: Forças Intermoleculares Mapa Mental 14: Geometria Molecular Mapa Mental 15: Polaridade de Moléculas Mapa Mental 16: Hibridização

Mapa Mental 17: Densidade

Mapa Mental 18: Separação de Misturas (I) Mapa Mental 19: Separação de Misturas (II) Mapa Mental 20: Alotropia

Mapa Mental 21: Teorias ácido-base Mapa Mental 22: Ácidos

Mapa Mental 23: Bases Mapa Mental 24: Sais Mapa Mental 25: Óxidos

Química Geral:

Mapa Mental 45: Equação Geral dos Gases Mapa Mental 46: Equação de Clapeyron Mapa Mental 47: Termoquímica (I) Mapa Mental 48: Termoquímica (II) Mapa Mental 49: Lei de Hess

Mapa Mental 50: Cinética Química (I) Mapa Mental 51: Cinética Química (II) Mapa Mental 52: Cinética Química (III) Mapa Mental 53: Equilíbrio Químico (I) Mapa Mental 54: Equilíbrio Químico (II) Mapa Mental 55: pH e pOH (I)

Mapa Mental 56: pH e pOH (II) Mapa Mental 57: Kps

Mapa Mental 58: Pilhas

Mapa Mental 59: Eletrólise (I) Mapa Mental 60: Eletrólise (II)

Mapa Mental 61: Propriedades Coligativas Mapa Mental 62: Radioatividade (I) Mapa Mental 63: Radioatividade (II) Mapa Mental 26: Sais (nomenclatura)

Mapa Mental 27: Sais (solubilidade)

Mapa Mental 28: Ácidos e bases (nomenclatura) Mapa Mental 29: Óxidos (nomenclatura)

Mapa Mental 30: Número de oxidação (Nox) Mapa Mental 31: Reações Químicas (I)

Mapa Mental 32: Reações Químicas (II) Mapa Mental 33: Leis Ponderais

Mapa Mental 34: Estequiometria Mapa Mental 35: Fórmulas Químicas Mapa Mental 36: Massa e Mol

Mapa Mental 37: Oxirredução

Físico-química

Mapa Mental 38: Dispersões Mapa Mental 39: Soluções

Mapa Mental 40: Concentração Comum Mapa Mental 41: Molaridade

Mapa Mental 42: Título em massa Mapa Mental 43: Fração Molar

Mapa Mental 44: Unidades de Concentração (resumo)

Mapa Mental 88: Isomeria Óptica (I) Mapa Mental 89: Isomeria Óptica (II) Mapa Mental 90: Reações Orgânicas

Mapa Mental 91: Reações de Substituição (alcanos) Mapa Mental 92: Reações de Substituição (aromáticos) Mapa Mental 93: Reações de Substituição (aromáticos) Mapa Mental 94: Reações de Substituição (aromáticos) Mapa Mental 95: Reações de Adição (alcenos)

Mapa Mental 96: Reações de Adição (alcinos) Mapa Mental 97: Reações de Adição (alcadienos) Mapa Mental 98: Reações de Adição (cicloalcanos) Mapa Mental 99: Reações de Eliminação

Mapa Mental 100: Reações de Oxirredução Mapa Mental 101: Oxidação de alcenos Mapa Mental 102: Polímeros (I)

Mapa Mental 103: Polímeros Mapa Mental 64: Classificação dos carbonos

Mapa Mental 65: Classificação das cadeias Mapa Mental 66: Hidrocarbonetos-classificação Mapa Mental 67: Hidrocarbonetos-nomenclatura Mapa Mental 68: Hidrocarbonetos-nomenclatura Mapa Mental 69: Hidrocarbonetos-nomenclatura Mapa Mental 70: Aromáticos

Mapa Mental 71: Funções Orgânicas Oxigenadas

Mapa Mental 72: Funções Orgânicas Oxigenadas-nomenclatura Mapa Mental 73: Principais Radicais

Mapa Mental 74: Aminas

Mapa Mental 75: Aminas- nomenclatura usual Mapa Mental 76: Aminas- nomenclatura IUPAC Mapa Mental 77: Amidas

Mapa Mental 78: Amidas- nomenclatura Mapa Mental 79: Nitrilas e Isonitrilas Mapa Mental 80: Nitrocompostos

Mapa Mental 81: F. Orgânicas Nitrogenadas (resumo) Mapa Mental 82: F. Orgânicas Sulfuradas (resumo) Mapa Mental 83: Haletos Orgânicos

Mapa Mental 84: Funções Mistas- nomenclatura Mapa Mental 85: Isomeria Plana (Constitucional) Mapa Mental 86: Isomeria Geométrica (Cis- Trans) Mapa Mental 87: Isomeria Geométrica (E & Z)

Química Orgânica

Mapas bônus

Mapa bônus: Substâncias puras e misturas (resumo condensado) Mapa de apoio: Notação científica

Estados de

agregação

da

matéria

Sólido

Assunto:

Estados de agregação

da matéria

1ª revisão: 3ª revisão:

2ª revisão: 4ª revisão:

Mapa nº 01

Líquido

Gasoso

Volume variável Forma variável

Partículas altamente distantes e desorganizadas

Baixíssima atração entre as partículas

Volume definido Forma variável

Partículas relativamente próximas e organizadas Média atração entre as partículas

Volume definido Forma definida

Partículas muito próximas e organizadas

Alta atração entre as partículas

Mudanças

Sólido – Líquido= Fusão

Líquido-Gasoso= Vaporização

Sólido- Gasoso= Sublimação

Gasoso-Líquido= Condensação

Líquido- Sólido= Solidificação

Gasoso- Sólido= Ressublimação

Assunto:

Fenômenos físicos e

químicos

1ª revisão: 3ª revisão:

2ª revisão: 4ª revisão:

Mapa nº 02

Fenômenos

físicos

e

químicos

Físicos:

✓

Há mudança no aspecto visual

✓

NÃO há a formação de novas substâncias

✓

Exemplos:

•

Copo de vidro que é quebrado

•

_{Gelo derretendo}

Químicos:

✓

Há mudança no aspecto visual

✓

HÁ

a formação de novas substâncias

✓

Exemplos:

•

Papel que é queimado

•

Fruta que amadurece

•

Material que enferruja

Indícios de um fenômeno químico

:

•

Mudança de coloração

•

Liberação de gases

•

Liberação de energia

Mudanças de estado físico são

sempre fenômenos físicos!

•

Papel que é amassado

ÍCONES: FLATICON

Substância

Pura

Simples-É formada por átomos de um único elemento químico. Ex.: H₂,O₂, O₃, S₈, Au.

Composta-É formada por átomos de dois ou mais elementos químicos diferentes. Ex.: CO₂, H₂O, H₂SO_4.

✓

Conceito:

É representada por uma fórmula química e possui

propriedades características: ponto de fusão, ponto de

ebulição, densidade

Assunto:

Substâncias puras

1ª revisão: 3ª revisão:

2ª revisão: 4ª revisão:

Mapa nº 03

Quando uma substância muda de estado de agregação, sob pressão constante, a temperatura permanece invariável até o

final do processo .

Patamar de um diagrama de

mudança de estado

- intervalo de tempo no qual a temperatura se mantém constante durante a

mudança de estado físico. Para uma substância, a temperatura de

fusão é igual à temperatura de solidificação, e a temperatura de ebuliçãoé igual à temperatura de

condensação. Substância Fórmula P.F P.E

Água H₂O 0ºC 100ºC Etanol C₂H₆O -114ºC 78ºC Amônia NH₃ -77,7ºC -33,4ºC Exemplos:

ÍCONES: FLATICON

@ nadiario.mapas

Mistura

Homogênea-Apresenta uma única fase. Ex.:

água + sal.

Fase-

cada um dos aspectos

visuais enxergados.

1 fase

: monofásica

2 fases

: bifásica

3 fases

: trifásica

4 fases

: tetrafásica

...

Heterogênea

-Apresenta duas ou mais fases. Ex.: água + óleo.

✓

Conceito:

É uma combinação de

duas ou mais substâncias, em que

cada uma delas mantém sua

identidade química.

Assunto:

Misturas

1ª revisão: 3ª revisão:

2ª revisão: 4ª revisão:

Mapa nº 04

✓

Homogênea eutética

-possuem temperatura de fusão (ou de solidificação)

constante, mas temperatura de ebulição (ou de condensação variável.

✓

Homogênea

azeotrópica-possuem temperatura de

ebulição (ou de condensação) constante, mas a temperatura de fusão (ou de solidificação) variável.

Exemplos:

✓

Aço

(mistura de Fe e C)

✓

Petróleo

(mistura de vários

hidrocarbonetos)

✓

Granito

(mistura de quartzo, mica e

feldspato)

✓

Ar atmosférico

(mistura predominante de

N

₂

e O

₂

)

Quando uma mistura muda de estado de agregação, sob pressão constante, ocorre variação de temperatura até o final

do processo.

ÍCONES: FLATICON

Assunto:

Modelos Atômicos

1ª revisão: 3ª revisão:

2ª revisão: 4ª revisão:

Mapa nº 05

Modelos

Atômicos

❖

Leucipo e Demócrito

✓ introduziram a ideia do átomo

✓ ÁTOMO- a(não) + tomo (parte): aquilo que não pode ser dividido.

❖

Dalton (1808)

✓ Modelo da Bola de Bilhar

✓ Átomos são esferas maciças e indivisíveis ✓ Átomos de elementos diferentes possuem

propriedades diferentes. Átomos de elementos iguais possuem exatamente as mesmas

propriedades.

✓ Reações Químicas são simplesmente rearranjo de átomos.

❖

J.J Thomson (1897)

✓ Modelo do Pudim de Passas

✓ Descoberta do elétron (experiência com o tubo de raios catódicos).

✓ Átomos são esferas positivas com elétrons incrustados.

❖

Rutherford(1911)

✓ Modelo Planetário

✓ Experiência com partículas alfa ✓ Descoberta do próton (Goldstein)

✓ Átomo composto de núcleo e eletrosfera

❖

Rutherford-Bohr(1913)

✓ Níveis de energia (camadas ou níveis eletrônicos) ✓ Órbitas Estacionárias ✓ Quantização de energia

Partícula

Próton

Nêutron

Elétron

Massa 1 1 1 / 836 Carga +1 O -1

1

0

2

3

4

Descoberta do nêutron:

James Chadwick (1932)

@ nadiario.mapas

Números

Quânticos

Número quântico principal (n):

Identifica o nível energético no qual o elétron está . Varia de 0 a

7 e corresponde respectivamente às camadas K, L, M, N, O, P e Q.

Assunto:

Números Quânticos

1ª revisão: 3ª revisão:

2ª revisão: 4ª revisão:

Mapa nº 06

Número quântico magnético (m):

Identifica o orbital no qual o elétron se encontra. Seu número central sempre é 0, para a direita há números positivos e para a esquerda, números negativos.

Número quântico de spin (s):

Identifica qual dos elétrons está presente no orbital. Se o elétron de spin positivo ou de spin negativo.

Número quântico secundário/

azimutal (l):

Identifica o subnível energético no qual o elétron está. Corresponde aos subníveis

s, p, d e f, em que: ✓ 0 corresponde ao subnível s ✓ 1 corresponde ao subnível p ✓ 2 corresponde ao subnível d ✓ 3 corresponde ao subnível f 0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3

↓

↓

representa o spin negativo e tem valor

−

1

2

✓ Por convenção, o primeiro elétron a preencher um orbital pos-sui spin

-

1

2

representa o spin positivo e tem valor

+

1

2

s= p=

d= f=

✓ Em um mesmo subnível, todos os orbitais recebem seu primei-ro elétprimei-ron, para só então, receberem seu segundo elétprimei-ron.

Um orbital comporta no máximo dois elétrons, com spins contrários.

Num átomo, não existem dois elétrons com os quatro número

quânticos iguais.

ÍCONES: FLATICON

Estrutura

Atômica

Número de massa (A):

Assunto:

Estrutura Atômica

1ª revisão: 3ª revisão:

2ª revisão: 4ª revisão:

Mapa nº 07

Núcleo:

Eletrosfera:

❑ Prótons: carga positiva ❑ Nêutrons:

sem carga elétrica

❑ Elétrons: carga negativa

Número de nêutrons (n):

A = Z+ n

n = A-Z

Número atômico (Z):

✓

Identifica o elemento químico

✓

É sinônimo de número de prótons (p)

✓

É igual à quantidade de número de

elétrons para um átomo neutro.

Átomo neutro

:

átomo com igual quantidade de prótons e elétrons.

Íon:

átomo com diferente quantidade entre prótons e elétrons.

23

11

Na

A

Z

Símbolo do elemento sódio

A= 23 e= 11 Z= 11 n= 12

ÍCONES: FLATICON

@ nadiario.mapas

não apresenta carga elétrica

apresenta carga elétrica

23

₁₁

_Na

+

35

₁₇

_Cl

-Ânion:

✓ ganhou elétrons ✓ carga elétrica negativa

Cátion:

✓ perdeu elétrons ✓ carga elétrica positiva A= 23 e = 10 Z= 11 n = 12 A= 35 e = 18 Z= 17 n = 18

A única alteração entre um átomo neutro e seu íoné na quantidade de

Átomos

Isótopos:

átomos que apresentam a

mesma quantidade de prótons (p).

Assunto:

Isótopos, isóbaros e

isótonos

1ª revisão: 3ª revisão:

2ª revisão: 4ª revisão:

Mapa nº08

Isóbaros:

átomos que apresentam

o mesmo número de massa (A)

Isoeletrônicos:

átomos ou íons

que apresentam o mesmo número de

elétrons.

Isótonos:

átomos que apresentam o

mesmo número de nêutrons (n).

1

1

H

2

1

H

3

₁

H

40

20

Ca

37

17

Cl

14

6

C

14

7

N

15

P

3-18

Ar

Z= 18 elétrons

Z= 18 elétrons

n = 2O n = 2O @ nadiario.mapas

Assunto:

Distribuição

eletrônica

1ª revisão: 3ª revisão:

2ª revisão: 4ª revisão:

Mapa nº09

Distribuição

Eletrônica

1s2 2s2 3s2 4s2 5s2 6s2 7s2 K= 2 L = 8 M= 18 N= 32 O= 32 P= 18 Q= 8 2p6 3p6 4p6 5p6 6p6 7p6 3d10 4d10 5d10 6d10 4f14 5f14

✓

Diagrama de Linus Pauling

❑ nome da camada eletrônica

❑ nº de elétrons máximo para cada camada

Nº de elétrons máximo por subnível:

s= 2 e-p= 6 e- df= 14 e-= 10

e-✓

Exemplos:

❑

Átomos neutros:

❑

Íons:

20

Ca

=

26

Fe

=

26

Fe

2+

=

20

Ca

2+

=

1s2 _2s2_2p6 _3s2 _3p6 _4s2 1s2 _2s2 _2p6 _3s2_3p6 _4s2_3d6 1s2_2s2 _2p6 _3s2 _3p6 _4s2 1s2 _2s2_2p6 _3s2 _3p6 1s2 _2s2 _2p6 _3s2 _3p6 _4s2_3d6 1s2 _2s2 _2p6 _3s2_3p6 _3d6 17

Cl

-

=

1s_1s2_{2 2s}2s₂22p_2p6₆ 3s_3s22_3p3p5₆

Subnível mais energético:

O que aparece por último numa distribuição. Ex.: ₆ C= 1s2 _2s2_2p2

Subnível mais externo:

(camada mais externa):

O número maior representa o subnível mais externo.

Ex.: ₂₆Fe = 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d6

Os e -_{são retirados/}

acrescentados ao subnível mais externo!

1 2 3 4 5 6 7 ❑ n º da camada eletrônica

ÍCONES: FLATICON

@ nadiario.mapas

Assunto:

Tabela periódica

1ª revisão: 3ª revisão:

2ª revisão: 4ª revisão:

Mapa nº 10

Tabela

Periódica

Os elementos são dispostos em ordem crescente de número atômico (Z)!

É organizada em:

❑

18

colunas

(chamadas

grupos

ou

famílias

)

❑

7

linhas

(chamadas

períodos

)

✓

Os elementos que pertencem a uma mesma

família

possuem

propriedades

semelhantes

.

✓

O

período

em que um elemento está

indica a

quantidade de camadas

que

ele possui.

Exemplos

:

❑ O Na está no 3º período, portanto possui 3 camadas eletrônicas.

❑ O F está no 2º período, portanto possui 2 camadas eletrônicas.

❑ O Cs está no 6º período, portanto possui 6 camadas eletrônicas.

Elementos representativos

: famílias 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18.

Elementos de transição

: demais famílias

✓

externa

: centro da tabela

✓

interna

o série dos lantanídeos

o série dos actinídeos

Famílias:

❑ Família 1- Metais Alcalinos

❑ Família 2-Metais Alcalinoterrosos ❑ Família 13- Família do boro

❑ Família 14- Família do carbono ❑ Família 15- Família do nitrogênio ❑ Família 16- Calcogênios

❑ Família 17- Halogênios ❑ Família 18- Gases Nobres

O H é o único elemento da tabela periódica que não possui família (ele não é metal!)

Aproximadamente 75% da tabela periódica é composta por metais.

ÍCONES: FLATICON

Propriedades

Periódicas

Raio atômico:

é a distância média entre o

núcleo de dois átomos.

Assunto:

Propriedades

Periódicas

1ª revisão: 3ª revisão:

2ª revisão: 4ª revisão:

Mapa nº 11

Potencial de Ionização:

é

a energia mínima necessária para se

retirar elétrons de um átomo ou íon

isolado e no estado gasoso.

Afinidade Eletrônica:

é a

quantidade de energia liberada por um

átomo isolado e no estado

fundamental ao receber um elétron.

Eletronegatividade:

é a tendência que

o átomo possui para atrair elétrons numa

ligação química.

O flúor é o elemento mais eletronegativo da

tabela.

Gases nobres não possuem eletronegatividade. sentido de aumento num período. sentido de aumento num grupo.

não apresenta um sentido completamente exato de variação na tabela

1ª E.I <2ª E.I<3ª E.I A cada nova retirada de elétrons, a energia de ionização aumenta:

ÍCONES: FLATICON

Assunto:

Ligações Químicas

1ª revisão: 3ª revisão:

2ª revisão: 4ª revisão:

Mapa nº 12

Ligações

Químicas

Ligação Covalente:

✓

Compartilhamento de elétrons

✓

Ametal + Ametal / Ametal + H

Ligação Iônica:

✓

Transferência de elétrons

✓

Metal + Ametal/ Metal + H

✓

Atração eletrostática

Ligação Metálica:

✓

Teoria da Nuvem Eletrônica

✓

Metal + Metal

H

.

+

.

..

_Cl

....

→

H

.

...

_Cl

....

ou

_H

─

Cl

Na

.

+

.

Cl

..

..

..

→

[Na]

++

Cl

..

..

..

.

.

[

]

-(fórmula de Lewis) (fórmula estrutural)

Compostos

covalentes:

Compostos

iônicos:

❑ Estado físico (25º C, 1 atm): ❑ T. F (ºC) e T. E (º C): ❑ Solubilidade: ❑ Condutibilidade elétrica: Sólidos, líquidos ou gasosos Sólidos Em geral, elevadas Conduzem na fase líquida ou em solução aquosa Variada A maioria não conduz. Exceção importante: grafita Obedece à regra: “semelhante dissolve semelhante” Em geral, baixas

Propriedades dos metais:

✓ brilho característico ✓ boa condutividade ✓ alto ponto de fusão ✓ resistência à tração

✓ maleabilidade (formam chapas e lâminas) ✓ ductibilidade (formam fios)

ÍCONES: FLATICON

Assunto:

Forças

Intermoleculares

1ª revisão: 3ª revisão:

2ª revisão: 4ª revisão:

Mapa nº 13

Forças

Intermoleculares

Dipolo-permanente

(dipolo-dipolo)

:

✓

Interação intermediária

✓

Polos elétricos permanentes

✓

Ocorre em compostos polares

✓

Exemplos

: HCl, HBr, CH

₂

O

Ligações de Hidrogênio

✓

Interação intensa

✓

H + grupo F O N

✓

Ocorre em compostos altamente polares

✓

Exemplos

:

H

₂

O

,

NH

₃

,

HF

Dipolo-induzido/ Forças de

London

✓

Interação fraca

✓

Polos elétricos momentâneos

✓

Ocorre em compostos apolares

✓

Exemplos

: Cl

₂

, CO

₂

, CCl

₄

Interações mais fortes: maior ponto de fusão e ebulição

Maior massa molar: maior ponto de fusão e ebulição

Cadeias menos ramificadas: maior ponto de fusão e ebulição

Forças que atuam sobre duas ou mais moléculas para que permaneçam unidas.

A denominação Força de Van der Waals

algumas vezes é usada como sinônimo de

forças intermoleculares, outras, se refere especificamente às forças de dipolo-induzido.

O

H

O

H

H

H

I I I I I δ+ δ+ δ+ δ+ δ -δ

-H

Cl

I I I I I

H

Cl

δ+ δ- _{δ+ δ-}

_Cl

_Cl

Cl

Cl

δ+ δ -δ+ δ -I -I -I -I -I -I -I

interação entre moléculas de H₂O

interação entre moléculas de HCl interação entre moléculas de Cl2

(nuvem eletrônica momentânea)

MAPA 36

ÍCONES: FLATICON

Assunto:

Geometria Molecular

1ª revisão: 3ª revisão:

2ª revisão: 4ª revisão:

Mapa nº 14

Para 3 átomos:

✓

Sem

pares não –ligantes:

Linear (180º)

Ex.:

CO

₂

✓

Com

pares não –ligantes:

Angular

(varia)

Ex.:

H

₂

O

Para 4 átomos:

✓

Sem

pares não –ligantes:

Trigonal Plana

(120º)

Ex.:

BF

₃

✓

Com

pares não –ligantes:

Piramidal

(107º)

Ex.:

NH

₃

Para 2 átomos:

✓

Linear

(180º)-Ex.:

HCl

Para 5 átomos:

✓

Tetraédrica (109º 28’)

-

Ex.:

CH

₄

Para 7 átomos:

✓

Octaédrica (90º)-

Ex.:

SF

₆

Formato que uma molécula assume no plano

tridimensional

Teoria VSEPR:

Os pares de elétrons tentam se manter o mais afastados possível

Para 6 átomos:

✓

Bipirâmide trigonal(90º; 120º)

-Ex.:

PCl

₅

Geometria

Molecular

ÍCONES: FLATICON

@ nadiario.mapas

Assunto:

Polaridade de

Moléculas

1ª revisão: 3ª revisão:

2ª revisão: 4ª revisão:

Mapa nº 15

Polaridade

de

Moléculas

Polares:

✓ Moléculas com um único átomo diferente ao redor do átomo central

Ex.: CHCl₃

✓ Todas as moléculas formadas por apenas por dois átomos distintos

Ex.: HBr

✓ Todas as moléculas com pares de elétrons não-ligantes

Ex.:PH₃

Apolares:

✓ Todos os hidrocarbonetos

C_xH_y

✓ Todas as moléculas formadas apenas por dois átomos iguais

Ex.: H₂, Br₂, Cl₂, I₂

✓ Todas as moléculas com átomos iguais ao redor do átomo central sem pares de elétrons não-ligantes

Ex.: BF₃, CCl₄, SiH₄

✓ A polaridade de uma molécula pode ser determinada pelo vetor momento dipolar resultante, da seguinte forma:

✓ O vetor aponta para o elemento mais

eletronegativoda ligação.

vetor momento dipolar resultante:→

µ

µ

→ = 0 →

µ

≠0 Apolar _Polar

O

..

H

H

Exemplos:

→

→

_→

→

Os vetores nãose cancelam, →

µ

≠0

Os vetores se cancelam, →

µ

=0

Os vetores se cancelam, →

µ

₌₀

Molécula apolar Molécula apolar Molécula polar @ nadiario.mapas