Química Inorgânica

I – SUBSTÂNCIA

1) Pura:

• Possui fórmula.
• Propriedades definidas.
• Composição fixa.

a) Simples: Formada por um único elemento.
Ex.: O₂ , H₂ , C_n , …
b) Composta: Formada por mais de um elemento.
Ex.: H₂O, C₆H₁₂O₆ , …

2) Mistura:

• Não possui fórmula.
• Não tem propriedades definidas.
• Não possui composição fixa.

a) Homogênea(Solução): Uma única FASE(Monofásica).
Ex.: Água potável, Ouro 18quilates, Ar,…
b) Heterogênea: Mais de uma FASE(Polifásica).
Ex.: Água + areia , Granito , Pólvora, …

LEMBRAR

• Sublimação – Ex.: Naftalina, gelo-seco, iodo e cânfora.
• Grafite(C_n) , Diamante(C_n) , Gelo-seco(CO_2(s)) , Glicose(C₆H₁₂O₆) , Metano(CH₄), …
• Água potável, Água mineral, Álcool Hidratado(SOLUÇÕES)

3) Propriedades da Matéria

4) Separação das Misturas:

• Água + areia – Filtração , Decantação.
• Água + Óleo – Sifonação , Decantação(funil de bromo)
• Areias auríferas – Levigação.
• Mistura HOMOGÊNEA(destilação)
  – Água + Sal: Evaporação(Salinas) ou Destilação Simples.
  – Água + Álcool: Destilação Fracionada.
• Leite, Sangue(Centrifugação)
• Cor – Cromatografia
• Reter gases – Adsorção
• Cristalização – Purificar sólidos.

5) Alotropia:
a) Elementos: C , O , S , P
b) Variedades:
1) Carbono: Diamante, Grafite e Fullerene
2) Oxigênio: Gás oxigênio, Gás ozônio.
3) Enxofre: Rômbico, Monoclínico.
4) Fósforo: Vermelho, Branco.

II – ATOMÍSTICA

1) Modelos:
a) Dalton:
– Leis Ponderais(Lavoisier e Proust)
– Massa
– Indivisível
– Modelo: Bola de Bilhar
b) Thomsom:
– Divisível
– Descoberta do elétron.
– Modelo: Pudim de Passas.
c) Rutherford:
– Núcleo(Prótons e Nêutrons).
– Modelo: Sistema Planetário
d) Bohr:
– Energia Quantizada.
e) Modelo Atual: Ondulatório.

2) Regiões:
a) Núcleo: Denso e Pequeno.
b) Eletrosfera: Massa desprezível.

• IsótoPos(mesmo elemento): Prótons iguais e Massas diferentes.
• IsóbAros: Massas iguais e Prótons diferentes.
• IsótoNos: Nêutrons iguais e Prótons diferentes.
• IsoELETRÔNicos: Elétrons iguais.

3) Neutro: Prótons = Número Atômico = elétrons.

4) Íon (Com carga):
a) Cátion(+): Perde elétrons.
b) Ânion(-): Ganha elétrons.

Obs.: Camada de Valência – Última camada.
CUIDADO: Arranca o elétron da última camada.

• Níveis: K,L,M,N,O,P,Q.
• Subníveis: s² , p⁶ , d¹⁰ , f¹⁴ .

III – TABELA PERIÓDICA

1) Histórico:
a) Mendeleyev – Ordem crescente de massas atômicas.
b) Moseley – Ordem crescente de número atômico.

2) Divisão:
a) Períodos: Linhas Horizontais.
b) Famílias(Grupos): Linhas Verticais.

3) Classificação:
a) metais:

• Bons condutores.
• Sólidos, exceto o mercúrio(líquido).
• Dúcteis(fios).
• Maleáveis(lâminas).
• Formam cátions(+).

b) Ametais:

• Sólidos, líquido(bromo) e gasosos(H,O,N,F,Cl).
• Ânions.

c) Semimetais: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po.
d) Gases Nobres:

• Estáveis.
• Inertes.
• Isolados.

4) Artificiais:

• Cisurânicos: Z < 92
• Transurânicos: Z > 92

5) Propriedades:
a) Eletronegatividade: Destaque: Flúor.
b) Energia de Ionização: Destaque: Gases Nobres
X_(g) + energia Þ X_(g)⁺ + elétron
c) Eletroafinidade:
X_(g) + energia Þ X_(g)^– + energia
d) Densidade: Destaque: Os, Ir, Pt.
e) Ponto de Fusão e Ebulição: Destaque: W e o elemento Carbono(macromoléculas).

IV – LIGAÇÕES QUÍMICAS

1) Iônica(eletrovalente):

• Metal(+) com Ametal(-)
• Transferência de elétrons.
• Força eletrostática.

Obs: Os compostos iônicos são:

• Sólidos(25^ºC)
• Alto P.F e P.E

2) Covalente(Molecular):

• Ametal(-) com Ametal(-)
• Compartilhamento de elétrons.
• Forças Intermoleculares.

3) Metálica:

• Metal(+) com Metal(+)
• Elétrons livres(nuvem eletrônica).
• Ligas metálicas.

Ex.: Aço – Fe + C
Ouro 18K – Au +Ag + Cu
Bronze – Cu + Sn
Latão – Cu + Zn

Geometria Molecular

• Dois átomos: Linear
• Três átomos:
  – Linear(átomo central não sobram elétrons) Ex.: CO₂
  – Angular(átomo central sobram elétrons) Ex.: H₂O
• Quatro átomos:
  – Trigonal(átomo central não sobram elétrons) Ex.: BF₃
  – Piramidal(átomo central sobram elétrons) Ex.: NH₃
• Cinco átomos: Tetraédrica. Ex.: CH₄ , CCl₄ , CHCl₃

Polaridade
1) Ligação APOLAR(DE=0): mesma eletronegatividade.
Ex.: O₂ , H₂ , …
2) Ligação POLAR(DE¹0): diferente eletronegatividade.
Ex.: H₂O, HCl, …

Forças Intermoleculares
1) Dipolo-Induzido(London): Moléculas Apolares.
2) Dipolo-Permanente(dipolo-dipolo): Moléculas Polares.
3) Pontes de hidrogênio:

F
H O
N

Ex.: H2O, NH3, HF, Álcoois(-C-OH)

Obs.: Polar dissolve Polar
Apolar dissolve Apolar

V – Funções Inorgânicas

1) Ácidos(H⁺X):

• Hidrácido(sem oxigênio) Ex.: HCl
• Oxiácido(com oxigênio) Ex.: H2SO4

a) Força(Grau de Ionização):

H_AXO_B Dx = B – A

Obs.: Anidro – Sem água(Puro).
Anidrido – Perda de água.

b) Nomenclatura:

• Sem oxigênio – Ídrico Ex.: HCN – ácido cianídrico.
• Com oxigênio – Nox menor(OSO) ; Nox maior(ICO).

Ex.: H₂SO₄ – ácido sulfúrico
H₂SO₃ – ácido sulfuroso.
H₂CO₃ – ácido carbônico
H₃PO₄ – ácido fosfórico.

2) Bases(XOH^–):

• NH₄OH(hidróxido de amônio) – solúvel , fraca e volátil.
• NH₃ – Amônia(amoníaco)

a) Força(grau de dissociação)

• Fortes: 1A e 2A
• Fracas: As demais.

b) Solubilidade:

• Solúvel: 1A e NH4OH
• Pouco solúvel: 2A
• Insolúvel: As demais.

Não esqueça
HCl – ácido muriático(limpeza)
NaOH – soda cáustica.
Ca(OH)₂ – cal hidratada ou apagada.
Mg(OH)₂ – leite de magnésia.
NaNO₃ – salitre do Chile.
NaHCO₃ – bicarbonato de sódio.
Na₂CO₃ – barrilha.
CaCO₃ – Mármore / Calcário.
CaO – Cal virgem ou Viva.
CH₃COOH – ácido acético(fraco).

3) óxidos(XO^-2):

• óxido básico: 1A e 2A Ex.: CaO
• óxido ácido: Ametais Ex.: CO₂ e SO₃
• óxido neutro(não reagem). CO, NO, N2O, H₂O.
• óxido anfótero: Zn, Al, Pb, Sn, As.
• Peróxido(O^–): 1A e 2A Ex.: H₂O₂

4) Sais(X⁺Y^–):

• Sem oxigênio: ETO
• Com oxigênio: ATO(maior) ou ITO(menor)

a) Radicais:
– NO₃^– (nitrato)
– SO₄^2- (sulfato)
– PO₄^3- (fosfato)
– CO₃^2- (carbonato)

VI – Reações Químicas

• Liberam CALOR, GÁS, LUZ, …
• Ácido + Base Þ SAL + H₂O(neutralização)
• Combustão(queima): X + O₂ Þ XO₂

– Completa: libera CO₂ + H₂O
– Incompleta: libera CO + H₂O

• Síntese: X + Y Þ XY
• Decomposição: XY Þ X + Y
• Simples troca(deslocamento): X + YZ Þ XZ + Y
• Dupla troca: XY + ZW Þ XW + ZY

VII – Cálculos Químicos

1 mol = 6,02 x 1023 = 22,4 litros mol átomos volume moléculas

• massa: Massa Molar
• 1 atm = 760mmHg
• litros = dm³
• mililitros = cm³Obs.: Fórmula Molecular = (fórmula mínima) . nn = massa molar(Fórmula Molecular)
  massa molar(fórmula mínima)