Resumo Teórico
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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. ;)
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Resumos
A16 - Poluição da Água (DBO)
A17 - Poluição da Água (pH)
A18 - Equilíbrio - Conceitos e Características
Aulas
A19 - Zona Nerd - pH e pOH (Parte 1/2)
A1 - Eiii Psiu! Me assista antes de começar! ;)
A20 - Zona Nerd - pH e pOH (Parte 2/2)
A2 - Introdução e Conceitos Gerais (Parte 1/3)
A3 - Introdução e Conceitos Gerais (Parte 2/3)
A21 - Zona Nerd - Kc e seu Significado
A22 - Construindo o Kc e o Kp
A4 - Introdução e Conceitos Gerais (Parte 3/3)
A5 - Zona Nerd - Fórmulas Estruturais
A6 - Geometria e a Água
A23 - Deslocamento de Equilíbrio (Parte 1/3)
A24 - Deslocamento de Equilíbrio (Parte 2/3)
A7 - Geometria e Polaridade (Parte 1/3)
A25 - Deslocamento de Equilíbrio (Parte 3/3)
A8 - Geometria e Polaridade (Parte 2/3)
A26 - Poluição da Água (Solubilidade de Gases)
A9 - Geometria e Polaridade (Parte 3/3)
A27 - Concentração Comum e Densidade
A10 - Forças Intermoleculares (Parte 1/2)
A28 - Mol e Molaridade
A11 - Forças Intermoleculares (Parte 2/2)
A29 - Título e Concetrações
A12 - Ligação Covalente e Ionização
A30 - Funções Orgânicas Oxigenadas
A13 - Ligação Iônica
A14 - Dissociação
A15 - Coeficiente de Solubilidade
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1. Aula A2, A3, A4 e A6 - Introdução e Conceitos Gerais
Características da Água:
• 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...
• Fórmula: H2O
• Massa Molecular: 18g/mol
2. Aula A5 - Fórmulas Estruturais
• Ligação Covalente: Compartilha elétrons
Siga os 5 passos para montar suas estruturas:
• Polaridade: Polar
I. Conte os elétrons da camada de valência dos átomos.
• Interação: Faz ligação de Hidrogênio com outras moléculas de água.
II. Coloque uma ligação simples para cada ligante.
• Alto ponto de fusão e ebulição, se comparadas com moléculas de massa molecular próximas.
III. Complete o octeto dos ligantes.
IV. Se sobrar elétrons, coloque-os no átomo central.
• Solvente universal: Por ser bastante polar, consegue dissolver vários compostos. Alta constante dielétrica.
V.Se o átomo central não estiver com o Octeto completo, faça ligações duplas ou
triplas até ele se estabilizar.
• 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.
3. Aula A7, A8 e A9 - Geometria e Polaridade
Conceitos Gerais:
• Camada de Valência: Camada mais externa da eletrofesra.
A Geometria é determinada pela repulsão das nuvens de elétrons dos átomos ligantes e dos pares de elétrons livres do átomo central.
• Eletronegatividade: Força com que um átomo atrai os elétrons de uma ligação
sigma (simples)
Assim temos para cada situação uma geometria e uma polaridade. Uma coisa depende da outra, então sempre fique atento as estruturas!
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Considere A - átomo central / X - Ligantes / é - Pares de elétrons livres
I. Geometria Linear
A2 - Apolar. H2 - O2
CUIDADO: Há diferença entre ligação polar e molécula apolar. A molécula apolar, pode ter ligações polares. Ex.: O = C = O Nessa molécula a ligação C = O é polar, pois o oxigênio é mais eletronegativo, mas no total essas forças se anular deixando a molécula APOLAR.
AX - Polar. HCl - HI
AX2 - Polar ou Apolar. CO2
4. Aula A10 e A11 - Forças Intermoleculares
II. Geometria Angular
Relação entre as forças e as propriedades físicas:
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
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 moléculas e mais difícil será de separá-las. Ou seja, para afastar as moléculas precisaremos de fornecer mais energia e isso significa uma maior temperatura de
Fusão e Ebulição.
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
Se as forças são intensas significa que as moléculas estarão também mais compactas, 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:
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II.
Essas forças são características de moléculas apolares, como os compostos orgânicos conhecidos como Hidrocarbonetos, conhecidos por nós como gasolina, gás
metano, gás do butijão (butano).
tâncias puras não conduzem. Mas substâncias como ácidos podem conduzir em solução aquosa.
São compostos com baixa densidade e baixos pontos de fusão e ebulição.
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.
II. Forças de Van der Waals OU Dipolo-Dipolo OU Dipolo-Permante:
Os íons em solução serão os responsáveis pelo transporte da corrente elétrica.
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 Compartilhamento de elétrons e a formação de Moléculas.
Os compostos moleculares aparecem na natureza nos 3 estados físicos da matéria. As forças intermoleculares são determinantes nesse processo.
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 cargas, 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 enquanto a água, que é um composto covalente, tem ponto de Fusão igual a Zero.
Os compostos iônicos são sólidos na temperatura ambiente.
As moléculas são elétricamente neutras, ou seja, as suas cargas internas se anulam.
Podem formar soluções que conduzem, ou não, corrente elétrica. No caso de subs-
Esse compostos não formam moléculas e sim fórmulas! Essas fórmulas se arranjam no espaço de maneira diferente das moléculas, elas se organizam em retículos
cristalinos.
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Eu posso classificar quanto a essa quantidade:
Como vimos quebrar as ligações iônicas é muito dificil casa decida-se fazer pelo
aquecimento. Mas podemos separar com a ajuda da água!!!
Insaturada: É quando eu coloco menos do que o solvente consegue dissolver.
Saturada: É quando eu coloco exatamento o que o solvente consegue dissolver.
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 dissociação!
Saturada com corpo de fundo: É quando eu coloco MAIS do que o solvente consegue dissolver. Nesse caso, parte vai para o fundo e nós chamamos isso de corpo
de chão ou corpo de fundo.
7. Aula A15 - Coeficiente de Solubilidade
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 Dissolução Exotérmica.
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.
8. Aula A16, A17 e A26 - Poluição da Água
Nosso solvente será a água! Por isso podemos definir assim:
DBO - Demanda Bioquímica por Oxigênio
“Coeficiente de Solubilidade é a quantidade máxima de soluto que podemos
dissolver em uma certa quantidade de água, a uma dada temperatura.”
A matéria orgânica é degradada por microorganismos como fungos e bactérias.
Esses seres quebram grandes cadeias orgânicas e transformam em cadeias menores para serem reaproveitadas pelo sistema.
Ou seja, é o máximo que a gente consegue dissolver e isso vai depender da quantidade 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! =/
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.
Então DBO mede a quantidade de oxigênio que será consumido na degradação
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da matéria orgânica.
Características do Equilíbrio:
pH - Acidez do Meio
• Concentrações constantes;
pH - significa potencial hidrogeniônico e ele mede a concentração de H+ em um
meio aquoso.
• Velocidades de formação e restituição iguais;
• Reação Reversível;
Quanto mais
H+
eu tiver, mais ácido será esse meio e menor será o pH.
• Processo espontâneo;
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
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
Solubilidade de gases também dependem de fatores como a temperatura e a
pressão.
• Meio Neutro: Quantidade de H+ é igual a quantidade de OH-
Quanto maior a temperatura, menor a solubilidade dos gases na água.
• Meio Neutro: pH = pOH = 7
Quanto maior a pressão, maior a solubilidade dos gases na água. (Lei de Henry)
• Meio Ácido: pH < 7 e pOH > 7
9. Aula A18 - Equilíbrio Químico
• Meio Básico: pH > 7 e pOH < 7
• Kw = 10-14 a 25oC
Equilíbrio é o processo onde reações reversíveis originam produtos e esses
restituem os reagentes. São reação que não se completam totalmente.
• pH + pOH = 14
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11. Aula A23, A24 e A25 - Deslocamento de Equilíbrio
12. Aula A27, A28 e A29 - Concentrações
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 externa.
• Concentração Comum: É a relação entre a massa do soluto e o volume da solução.
Unidade: g/L
I. Temperatura:
Significado físico: A cada 1 L de solução encontramos X g de soluto.
Se aumentar a temperatura, desloca para o lado ENDOTÉRMICO.
Fórmula: C = m1/V
Se diminuir a temperatura, desloca para o lado EXOTÉRMICO.
• Densidade: É a relação entre a massa da solução e o volume da solução.
II. Pressão:
Unidade: g/mL
Se aumentar a pressão, desloca para o lado de MENOR volume.
Significado físico: Cada 1 mL tem massa igual á X g.
Se diminuir a pressão, desloca para o lado de MAIOR volume.
Fórmula: d = m/V
Só é valido para gases!!!!!!!!
• Molaridade: É a relação entre o número de mol do soluto e o volume da solução.
III. Concentração:
Unidade: mol/L
Se aumentar a concentração, desloca para o lado oposto.
Significado físico: Cada 1 L de solução encontramos 1 mol de soluto.
Se diminuir a concentração, descloca para o mesmo lado.
Fórmula: M = N1/V
IV. Catalizador:
• Mol: É a relação entre a massa e a massa molar da substância.
Não desloca equilíbrio, apenas faz com que ele seja atingido mais rapidamente.
Unidade: mol
Significado físico: 1 Mol corresponde a 6x1023 unidades.
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Fórmula: N = m/MM
Cetona: Composto que possui o grupo carbonila (C = O) ligado entre carbonos.
• Título: É a relação entre a massa do soluto e a massa da solução.
Aldeído: Composto que possui o grupo carbonila (C = O) na extremidade das cadeias.
Unidade: Não possui. Expresso em %
Ácidos Carboxílicos: Compostos que possuem o grupo carboxila (-COOH).
Significado físico: Cada 100g de solução temos X g de soluto.
Éter: Apresente oxigênio como heteroátomo. (Entre carbonos - O - ).
Fórmula: T = m1/m
• Relação entre as Concentrações:
Éster: Resultado de uma reação de esterificação, que é a reação entre um ácido e
um álcool. Possue o grupo ( - COO - ).
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.
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