Química: Enem e FUVEST 2

Cartões · 52

Número atômico (Z) e Número de massa (A)

Z é o número de prótons no núcleo, definindo o elemento. A é a soma de prótons e nêutrons (A = Z + n).

Isótopos, Isóbaros e Isótonos

Isótopos têm mesmo número de prótons (Z); Isóbaros têm mesma massa (A); Isótonos têm mesmo número de nêutrons (n).

Eletronegatividade na Tabela Periódica

Capacidade de atrair elétrons em ligação química. Cresce para cima e para a direita, excluindo os gases nobres (F > O > N > Cl...).

Raio Atômico na Tabela Periódica

Cresce para a esquerda e para baixo na tabela. Cátions são menores que seus átomos neutros; ânions são maiores.

Ligação Iônica

Transferência definitiva de elétrons entre metal (eletropositivo) e ametal (eletronegativo), formando retículo cristalino com alto ponto de fusão.

Ligação Covalente

Compartilhamento de pares de elétrons entre ametais ou entre ametal e hidrogênio para atingir o octeto estável.

Ligação Metálica

Formada por cátions metálicos imersos em uma 'nuvem de elétrons livres' (deslocalizados), explicando maleabilidade e condutividade.

Geometria Molecular da Água (H2O)

Angular. O oxigênio central possui dois pares de elétrons livres que repelem as ligações O-H, gerando momento dipolar diferente de zero.

Geometria Molecular do Dióxido de Carbono (CO2)

Linear. O carbono não possui pares de elétrons não ligantes; dipolos de ligação anulam-se mutuamente, tornando a molécula apolar.

Forças Intermoleculares: ordem de intensidade

Dipolo induzido-dipolo induzido (London) < Dipolo permanente-dipolo permanente < Ligação de hidrogênio (H ligado a F, O ou N).

Ácido e Base segundo Arrhenius

Ácido libera íons H+ (ou H3O+) exclusivamente em água. Base libera íons hidróxido (OH-) exclusivamente em solução aquosa.

Ácido e Base segundo Brønsted-Lowry

Ácido é espécie química doadora de prótons (H+). Base é espécie química receptora de prótons (H+).

Ácido e Base segundo Lewis

Ácido é espécie que recebe par de elétrons livres. Base é espécie que doa par de elétrons livres para formar ligação.

Reação de Neutralização Total

Ácido + Base -> Sal + Água. Exemplo clássico: HCl + NaOH -> NaCl + H2O.

Chuva Ácida: principais óxidos causadores

SO2 e SO3 (dióxido e trióxido de enxofre) e óxidos de nitrogênio (NO2), que reagem com água formando H2SO4 e HNO3.

Número de Oxidação (NOX)

Carga teórica que um átomo assume em composto. Metais alcalinos têm NOX fixo +1, alcalinoterrosos +2, e oxigênio geralmente -2.

Oxidação versus Redução

Oxidação é a perda de elétrons (aumento do NOX). Redução é o ganho de elétrons (diminuição do NOX).

Agente Oxidante versus Agente Redutor

Agente oxidante sofre redução e provoca a oxidação de outrem. Agente redutor sofre oxidação e provoca a redução de outrem.

Lei de Lavoisier (Conservação das Massas)

Em sistema fechado, a massa total dos reagentes é rigorosamente igual à massa total dos produtos formados.

Volume Molar nas CNTP

1 mol de qualquer gás ideal ocupa 22,4 L a 0 °C (273 K) e 1 atm de pressão.

Equação de Clapeyron (Gases Ideais)

P.V = n.R.T, onde P é pressão, V volume, n número de mols, R constante dos gases (0,082 atm.L/mol.K) e T temperatura em Kelvin.

Concentração Comum versus Concentração em Quantidade de Matéria

Concentração comum: C = m1 / V (g/L). Molaridade ou concentração molar: M = n1 / V (mol/L).

Fórmula da Diluição de Soluções

C_inicial . V_inicial = C_final . V_final. A quantidade de soluto permanece constante durante a adição do solvente.

Propriedades Coligativas: conceito geral

Propriedades que dependem exclusivamente do número de partículas de soluto não volátil dispersas, não de sua natureza química.

Osmose e Pressão Osmótica

Passagem espontânea de solvente do meio menos concentrado (hipotônico) para o mais concentrado (hipertônico) por membrana semipermeável.

Primeira Lei da Termodinâmica

A variação de energia interna (delta U) é a diferença entre o calor trocado (Q) e o trabalho realizado (W): delta U = Q - W.

Entalpia: Reação Endotérmica versus Exotérmica

Endotérmica absorve calor do ambiente (delta H > 0). Exotérmica libera calor para o ambiente (delta H < 0).

Lei de Hess

A variação de entalpia (delta H) depende apenas dos estados inicial e final, sendo igual à soma dos delta H das etapas intermediárias.

Energia de Ativação

Barreira energética mínima que os reagentes precisam superar para formar o complexo ativado e iniciar a reação química.

Papel do Catalisador na Cinética Química

Acelera a reação ao oferecer caminho alternativo com menor energia de ativação, sem alterar delta H ou deslocar equilíbrio.

Expressão da Lei de Velocidade

v = k . [A]^a . [B]^b, onde expoentes a e b são determinados experimentalmente e representam a ordem da reação.

Constante de Equilíbrio (Kc e Kp)

Kc = [produtos] / [reagentes], elevados aos seus coeficientes estequiométricos. Sólidos e solventes puros não entram na expressão.

Princípio de Le Chatelier: Efeito da Temperatura

O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico; o resfriamento favorece o sentido exotérmico.

Princípio de Le Chatelier: Efeito da Pressão

O aumento da pressão desloca o equilíbrio químico para o lado com menor volume gasoso (menor número de mols gasosos).

Conceito de pH e pOH

pH = -log[H+] e pOH = -log[OH-]. A 25 °C, a relação da autoionização da água resulta em pH + pOH = 14.

Solução Tampão

Solução formada por ácido fraco e seu sal conjugado (ou base fraca e sal), capaz de resistir a variações bruscas de pH.

Pilha de Daniell: Ânodo versus Cátodo

Ânodo (polo negativo) sofre oxidação e perde massa; Cátodo (polo positivo) sofre redução e ganha massa (Panc: Positivo Atrai Nêutrons/Cátodo).

Potencial Padrão e Espontaneidade de Pilhas

delta E = E_redução(maior) - E_redução(menor). Em processos eletroquímicos espontâneos (pilhas), delta E é sempre positivo (> 0).

Eletrólise Ígnea versus Eletrólise Aquosa

Ígnea ocorre com composto iônico fundido na ausência de água. Aquosa ocorre em solução, havendo competição iônica com H+ e OH-.

Hibridização do Carbono: sp3, sp2 e sp

sp3 faz 4 ligações simples (tetraédrico); sp2 faz 1 dupla e 2 simples (trigonal plano); sp faz 1 tripla ou 2 duplas (linear).

Função Orgânica: Álcool versus Enol versus Fenol

Álcool tem -OH ligado a carbono saturado; Enol tem -OH ligado a carbono com dupla ligação; Fenol tem -OH ligado a anel aromático.

Função Orgânica: Aldeído versus Cetona

Aldeído tem carbonila (C=O) na ponta da cadeia ligada a H; Cetona tem carbonila ligada a dois carbonos secundários.

Função Orgânica: Éster e sua Síntese

Apresenta o grupo -COO- ligado a radicais. Obtido pela esterificação de Fischer: Ácido carboxílico + Álcool -> Éster + Água.

Função Orgânica: Éter

Apresenta um átomo de oxigênio atuando como heteroátomo entre duas cadeias carbônicas (R-O-R'). Exemplo: metoxietano.

Função Orgânica: Amina versus Amida

Amina deriva da amônia por substituição de H por alquila/arila (R-NH2). Amida apresenta nitrogênio ligado diretamente a carbonila (R-CO-NH2).

Isomeria Plana de Função

Isômeros com mesma fórmula molecular e funções orgânicas distintas. Pares clássicos: álcool e éter; aldeído e cetona; ácido e éster.

Isomeria Geométrica (Cis-Trans / Z-E)

Ocorre em alcenos com ligantes diferentes em cada carbono da dupla ou em ciclanos. Cis tem grupos iguais no mesmo lado; Trans em lados opostos.

Isomeria Óptica e Carbono Quiral

Ocorre quando há carbono assimétrico ligado a quatro grupos químicos distintos, gerando enantiômeros com atividade óptica diferente.

Regra de Markovnikov na Adição a Alcenos

Na adição eletrofílica de HX a alcenos assimétricos, o hidrogênio se liga preferencialmente ao carbono da dupla mais hidrogenado.

Oxidação Branda versus Enérgica de Alcenos

Branda (KMnO4 diluído e neutro) forma dióis vicinais. Enérgica (KMnO4 concentrado, quente e ácido) quebra a dupla gerando ácidos e cetonas.

Reação de Saponificação

Hidrólise básica de triacilgliceróis (triglicerídeos) com soda cáustica gerando glicerol (propanotriol) e sais de ácidos graxos (sabão).

Polímeros de Adição versus de Condensação

Adição une monômeros que quebram ligações duplas (ex: polietileno). Condensação une monômeros com eliminação de pequena molécula (ex: H2O).