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Simulado PND: Química

🧪 Simulado PND Química

Prova Nacional Docente – 50 Questões Estilo INEP

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Simulado PND: Química

Apostila PND Química

Estrutura da Matéria e Propriedades Físico-Químicas

Prova Nacional Docente – Área Específica de Química
Material completo para estudo e preparação

Índice de Conteúdos

1. Estrutura Atômica Fundamental

2. Configuração Eletrônica

3. Propriedades Periódicas

4. Ligações Químicas

5. Geometria Molecular

6. Forças Intermoleculares

7. Estados da Matéria

8. Propriedades Coligativas

Estrutura Atômica Fundamental

1.1 Modelos Atômicos Históricos

A compreensão da estrutura atômica evoluiu através de diversos modelos científicos, cada um contribuindo para nossa visão atual do átomo.

Evolução dos Modelos Atômicos

Dalton (1803): Átomo indivisível, esfera maciça
Thomson (1897): “Pudim de passas” – elétrons dispersos em massa positiva
Rutherford (1911): Núcleo central positivo, elétrons orbitando
Bohr (1913): Órbitas circulares definidas, níveis de energia quantizados
Modelo Quântico (1926): Orbitais probabilísticos, princípio da incerteza

Representação do Átomo Atual

Núcleo: Prótons (+) e Nêutrons (neutros)
Eletrosfera: Elétrons (-) em orbitais probabilísticos

1.2 Partículas Subatômicas

Partícula	Símbolo	Carga	Massa (u.m.a)	Localização
Próton	p⁺	+1	1,007	Núcleo
Nêutron	n⁰	0	1,009	Núcleo
Elétron	e⁻	-1	0,0005	Eletrosfera

💡 Dica Importante:

O número atômico (Z) define o elemento químico e corresponde ao número de prótons no núcleo. Em átomos neutros, Z = número de elétrons.

1.3 Números Quânticos

Os Quatro Números Quânticos

Principal (n): Nível de energia (1, 2, 3, 4…)
Azimutal (ℓ): Subnível/formato orbital (0 a n-1)
Magnético (mℓ): Orientação espacial (-ℓ a +ℓ)
Spin (ms): Rotação do elétron (+½ ou -½)

Exemplo Prático: Elétron 2p³

Situação: Terceiro elétron no subnível 2p

Números quânticos:

n = 2 (segundo nível)
ℓ = 1 (subnível p)
mℓ = +1 (terceiro orbital p)
ms = +½ (primeiro elétron no orbital)

Configuração Eletrônica

2.1 Princípios Fundamentais

Regras para Distribuição Eletrônica

Princípio de Aufbau: Elétrons ocupam orbitais de menor energia primeiro
Princípio de Pauli: Máximo 2 elétrons por orbital, com spins opostos
Regra de Hund: Orbitais degenerados são preenchidos com elétrons desemparelhados primeiro

Diagrama de Energia dos Orbitais

6s 6p

5s 5p 5d 5f

4s 4p 4d 4f

3s 3p 3d

2s 2p

2.2 Ordem de Preenchimento

Ordem energética: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s²…

Exemplo: Configuração do Ferro (Fe, Z=26)

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

Configuração condensada: [Ar] 4s² 3d⁶

Elétrons de valência: 4s² 3d⁶ (8 elétrons)

Diagrama de orbitais para o Nitrogênio (N, Z=7):

1s:

↑↓

2s:

↑↓

2p:

↑

2.3 Configurações Especiais

⚠️ Atenção às Exceções:

Alguns elementos apresentam configurações anômalas devido à estabilização extra de subníveis semi-preenchidos ou totalmente preenchidos.

Elemento	Z	Configuração Esperada	Configuração Real	Motivo
Cromo (Cr)	24	[Ar] 4s² 3d⁴	[Ar] 4s¹ 3d⁵	Estabilização d⁵
Cobre (Cu)	29	[Ar] 4s² 3d⁹	[Ar] 4s¹ 3d¹⁰	Estabilização d¹⁰

Propriedades Periódicas

3.1 Raio Atômico

O raio atômico é a distância do núcleo até a região de maior probabilidade de encontrar o elétron mais externo.

Variação do Raio Atômico na Tabela Periódica

Tendência: Diminui no período (→) | Aumenta no grupo (↓)

Fatores que Influenciam o Raio Atômico

Carga nuclear efetiva: Maior carga → menor raio
Número de camadas: Mais camadas → maior raio
Blindagem eletrônica: Mais elétrons internos → menor atração

3.2 Energia de Ionização

X(g) → X⁺(g) + e⁻ ΔH = EI₁ (primeira energia de ionização)

Exemplo: Energias de Ionização do Magnésio

1ª EI: Mg(g) → Mg⁺(g) + e⁻ EI₁ = 738 kJ/mol

2ª EI: Mg⁺(g) → Mg²⁺(g) + e⁻ EI₂ = 1451 kJ/mol

3ª EI: Mg²⁺(g) → Mg³⁺(g) + e⁻ EI₃ = 7733 kJ/mol

Note o grande salto na 3ª EI (remoção de elétron de camada interna)

Propriedade	Tendência no Período	Tendência no Grupo	Explicação
Energia de Ionização	Aumenta →	Diminui ↓	Maior Z_ef, menor raio
Afinidade Eletrônica	Aumenta →	Diminui ↓	Maior tendência a receber e⁻
Eletronegatividade	Aumenta →	Diminui ↓	Maior atração por e⁻ de ligação

3.3 Eletronegatividade

A eletronegatividade mede a capacidade de um átomo atrair elétrons em uma ligação química. A escala de Pauling é a mais utilizada.

Valores de Eletronegatividade (Pauling)

F: 4,0 (mais eletronegativo)

O: 3,5    N: 3,0    Cl: 3,0

Br: 2,8    C: 2,5    S: 2,5

I: 2,5    H: 2,1    P: 2,1

Cs: 0,7 (menos eletronegativo)

💡 Aplicação Prática:

A diferença de eletronegatividade determina o tipo de ligação:

ΔEN < 0,4: Ligação covalente apolar
0,4 ≤ ΔEN < 1,7: Ligação covalente polar
ΔEN ≥ 1,7: Ligação iônica

Ligações Químicas

4.1 Ligação Iônica

A ligação iônica ocorre entre metais (baixa EI) e não-metais (alta AE), com transferência completa de elétrons e formação de íons.

Na⁺

⚡

Cl⁻

Exemplo: Formação do NaCl

Processo:

Na: [Ne] 3s¹ → Na⁺: [Ne] + e⁻

Cl: [Ne] 3s² 3p⁵ + e⁻ → Cl⁻: [Ne] 3s² 3p⁶ = [Ar]

Força motriz: Ambos os íons adquirem configuração de gás nobre

Características da Ligação Iônica

Transferência completa de elétrons
Formação de íons com cargas opostas
Atração eletrostática (Lei de Coulomb)
Estrutura cristalina tridimensional
Condutividade elétrica quando fundidos ou em solução
Altos pontos de fusão e ebulição
Solubilidade em solventes polares

4.2 Ligação Covalente

A ligação covalente envolve compartilhamento de pares de elétrons entre átomos, geralmente não-metais com eletronegatividades similares.

Tipos de Ligação Covalente

Simples: Um par de elétrons compartilhado (H-H)
Dupla: Dois pares de elétrons compartilhados (O=O)
Tripla: Três pares de elétrons compartilhados (N≡N)
Polar: Compartilhamento desigual (H-Cl)
Apolar: Compartilhamento igual (Cl-Cl)
Coordenada: Um átomo fornece ambos os elétrons

Exemplo: Molécula de Água (H₂O)

Estrutura de Lewis:

H-O-H

  | |

  • •

Características:

Oxigênio: 2 ligações covalentes + 2 pares isolados
Geometria angular (104,5°)
Molécula polar (μ ≠ 0)

Representação de Ligações Múltiplas:

Dupla (C=O)

Tripla (N≡N)

4.3 Ligação Metálica

A ligação metálica é caracterizada por um “mar de elétrons” deslocalizados que mantém unidos os cátions metálicos em uma estrutura cristalina.

Modelo do Mar de Elétrons

M⁺

••• Mar de elétrons deslocalizados •••

Propriedades dos Metais

Condutividade elétrica: Elétrons móveis transportam corrente
Condutividade térmica: Elétrons transferem energia cinética
Maleabilidade: Camadas deslizam sem quebrar ligações
Ductilidade: Podem ser estirados em fios
Brilho metálico: Elétrons absorvem e reemitem luz
Resistência mecânica: Ligações não direcionais

Geometria Molecular

5.1 Teoria VSEPR

A Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (VSEPR) prevê a geometria molecular baseada na repulsão entre pares de elétrons.

Princípios da Teoria VSEPR

Pares de elétrons se repelem e se afastam ao máximo
Pares isolados ocupam mais espaço que pares ligantes
Ligações múltiplas são tratadas como uma única região eletrônica
A geometria é determinada apenas pelos átomos (não pelos pares isolados)

Pares Eletrônicos	Pares Ligantes	Pares Isolados	Geometria	Ângulo	Exemplo
2	2	0	Linear	180°	CO₂
3	3	0	Trigonal plana	120°	BF₃
3	2	1	Angular	~117°	SO₂
4	4	0	Tetraédrica	109,5°	CH₄
4	3	1	Piramidal	~107°	NH₃
4	2	2	Angular	~104,5°	H₂O

5.2 Polaridade Molecular

A polaridade molecular depende da polaridade das ligações e da geometria molecular. Uma molécula é polar se possui momento dipolar resultante diferente de zero.

Análise de Polaridade: CO₂ vs H₂O

CO₂ (Apolar)

O=C=O

Geometria: Linear

Dipolos se cancelam

μ = 0

H₂O (Polar)

H-O-H

Geometria: Angular

Dipolos não se cancelam

μ ≠ 0

🔍 Regra Prática para Polaridade:

Identifique as ligações polares (ΔEN > 0,4)
Determine a geometria molecular (VSEPR)
Verifique se os dipolos se cancelam por simetria
Se não se cancelam → molécula polar

5.3 Hibridização

A hibridização explica a formação de orbitais híbridos pela combinação de orbitais atômicos puros, permitindo a formação de ligações equivalentes.

Hibridização	Orbitais Envolvidos	Geometria	Ângulo	Exemplo
sp	1s + 1p	Linear	180°	BeCl₂, C₂H₂
sp²	1s + 2p	Trigonal plana	120°	BF₃, C₂H₄
sp³	1s + 3p	Tetraédrica	109,5°	CH₄, NH₃, H₂O
sp³d	1s + 3p + 1d	Bipiramidal trigonal	90°, 120°	PF₅
sp³d²	1s + 3p + 2d	Octaédrica	90°	SF₆

Exemplo: Hibridização do Carbono no Metano (CH₄)

Configuração do C: 1s² 2s² 2p²

Promoção: 1s² 2s¹ 2p³ (4 elétrons desemparelhados)

Hibridização sp³: 1 orbital s + 3 orbitais p → 4 orbitais sp³

Resultado: 4 ligações σ equivalentes, geometria tetraédrica

Forças Intermoleculares

6.1 Tipos de Forças Intermoleculares

As forças intermoleculares são interações fracas entre moléculas que determinam propriedades físicas como pontos de fusão, ebulição e solubilidade.

Classificação das Forças Intermoleculares

Forças de van der Waals:
- Dipolo-dipolo
- Dipolo induzido-dipolo induzido (London)
Ligações de hidrogênio: Caso especial de dipolo-dipolo
Interações íon-dipolo: Entre íons e moléculas polares

Tipo de Força	Intensidade (kJ/mol)	Ocorre Entre	Exemplo
Ligação de hidrogênio	10-40	H-F, H-O, H-N	H₂O…H₂O
Dipolo-dipolo	5-25	Moléculas polares	HCl…HCl
Forças de London	0,05-40	Todas as moléculas	Ar líquido
Íon-dipolo	40-600	Íons e moléculas polares	Na⁺…H₂O

6.2 Ligações de Hidrogênio

As ligações de hidrogênio são as mais fortes interações intermoleculares, ocorrendo quando H está ligado a F, O ou N e interage com outro átomo eletronegativo.

Exemplo: Ligações de Hidrogênio na Água

H₂O···H-O-H···H₂O

   |         |

   H         H

Consequências:

Alto ponto de ebulição (100°C vs -60°C esperado)
Densidade máxima a 4°C
Gelo menos denso que água líquida
Alta capacidade calorífica

🧬 Importância Biológica:

As ligações de hidrogênio são fundamentais para:

Estrutura secundária de proteínas (α-hélice, folha β)
Pareamento de bases no DNA (A-T, G-C)
Solubilidade de biomoléculas em água
Estabilidade de membranas celulares

6.3 Forças de London (Dispersão)

As forças de London resultam de flutuações momentâneas na distribuição eletrônica, criando dipolos temporários que induzem dipolos em moléculas vizinhas.

Fatores que Influenciam as Forças de London

Tamanho molecular: Moléculas maiores → forças mais intensas
Número de elétrons: Mais elétrons → maior polarizabilidade
Forma molecular: Moléculas lineares → maior contato → forças mais intensas
Ramificação: Moléculas ramificadas → menor contato → forças mais fracas

Exemplo: Pontos de Ebulição dos Alcanos

Composto	Fórmula	P.E. (°C)	Explicação
Metano	CH₄	-162	Menor, menos elétrons
Butano	C₄H₁₀	-0,5	Linear, maior contato
Isobutano	(CH₃)₃CH	-12	Ramificado, menor contato

Estados da Matéria

7.1 Teoria Cinético-Molecular

A teoria cinético-molecular explica o comportamento dos gases baseada no movimento constante e aleatório das partículas.

Postulados da Teoria Cinético-Molecular

Gases são compostos por partículas em movimento constante e aleatório
O volume das partículas é desprezível comparado ao volume do recipiente
Colisões entre partículas e com as paredes são perfeitamente elásticas
Não há forças intermoleculares significativas
A energia cinética média é proporcional à temperatura absoluta

Energia cinética média: Ec = (3/2)kT = (3/2)RT/NA

Aplicação: Lei dos Gases Ideais

PV = nRT

Onde:

P = pressão (atm, Pa)
V = volume (L, m³)
n = número de mols
R = constante dos gases (0,082 atm·L/mol·K)
T = temperatura absoluta (K)

7.2 Mudanças de Estado

Diagrama de Mudanças de Estado

SÓLIDO
↕ (fusão/solidificação)

LÍQUIDO
↕ (vaporização/condensação)

GASOSO

Sublimação: Sólido ⇌ Gasoso (direto)

Estado	Arranjo Molecular	Movimento	Forças Intermoleculares	Propriedades
Sólido	Ordenado, fixo	Vibração	Muito fortes	Forma e volume definidos
Líquido	Próximo, móvel	Translação limitada	Moderadas	Volume definido, forma variável
Gasoso	Disperso, livre	Translação total	Muito fracas	Forma e volume variáveis

7.3 Diagramas de Fase

Os diagramas de fase mostram as condições de temperatura e pressão nas quais cada estado da matéria é estável.

Diagrama de Fase da Água

🔬 Pontos Importantes:

Ponto triplo: Coexistência dos três estados
Ponto crítico: Acima dele, não há distinção líquido-vapor
Curva de sublimação: Equilíbrio sólido-vapor
Curva de vaporização: Equilíbrio líquido-vapor

Propriedades Coligativas

8.1 Conceitos Fundamentais

As propriedades coligativas dependem apenas do número de partículas em solução, não de sua natureza química.

As Quatro Propriedades Coligativas

Tonoscopia: Diminuição da pressão de vapor
Ebulioscopia: Elevação do ponto de ebulição
Crioscopia: Diminuição do ponto de congelamento
Osmose: Pressão osmótica

Fator de van’t Hoff: i = número de partículas formadas por fórmula unitária

Exemplo: Fator de van’t Hoff

Soluto	Dissociação	Fator i
Glicose (C₆H₁₂O₆)	Não dissocia	i = 1
NaCl	Na⁺ + Cl⁻	i = 2
CaCl₂	Ca²⁺ + 2Cl⁻	i = 3

8.2 Fórmulas e Aplicações

Propriedade	Fórmula	Constante	Unidade
Tonoscopia	ΔP = P₀ · X₂ · i	–	mmHg, atm
Ebulioscopia	ΔTe = Ke · m · i	Ke = 0,52 °C/m (H₂O)	°C
Crioscopia	ΔTc = Kc · m · i	Kc = 1,86 °C/m (H₂O)	°C
Osmose	π = M · R · T · i	R = 0,082 atm·L/mol·K	atm

Problema Resolvido: Ponto de Congelamento

Questão: Qual o ponto de congelamento de uma solução aquosa 0,1 m de CaCl₂?

Dados: Kc(H₂O) = 1,86 °C/m; CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl⁻ (i = 3)

Resolução:

ΔTc = Kc × m × i = 1,86 × 0,1 × 3 = 0,558 °C

Ponto de congelamento: 0°C – 0,558°C = -0,558°C

8.3 Osmose e Pressão Osmótica

A osmose é o movimento espontâneo do solvente através de uma membrana semipermeável, do meio menos concentrado para o mais concentrado.

Processo Osmótico

Inicial

H₂O

Solução

Níveis iguais

Durante

H₂O

Solução

→

Fluxo de H₂O

Equilíbrio

H₂O

Solução

Pressão osmótica

🩺 Importância Biológica da Osmose:

Hemólise: Células em meio hipotônico incham e rompem
Crenação: Células em meio hipertônico murcham
Soro fisiológico: NaCl 0,9% (isotônico com sangue)
Transporte celular: Regulação do volume celular

Conclusão

Esta apostila abordou os conceitos fundamentais da estrutura da matéria e propriedades físico-químicas, essenciais para a Prova Nacional Docente em Química. O domínio destes tópicos é crucial para compreender fenômenos químicos mais complexos e para o ensino eficaz da disciplina.

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📘 Prompt 2 – Ligações Químicas e Interações Intermoleculares

📘 Apostila PND Química – Ligações Químicas e Interações Intermoleculares

Prova Nacional Docente – Área Específica de Química

Material completo para estudo e preparação
Teoria detalhada • Exemplos práticos • Quadros-resumo • Esquemas visuais

📋 Índice de Conteúdos

1. Fundamentos das Ligações Químicas

2. Ligação Iônica

3. Ligação Covalente

4. Ligação Metálica

5. Geometria Molecular e Hibridização

6. Polaridade Molecular

7. Forças Intermoleculares

8. Propriedades e Aplicações

Fundamentos das Ligações Químicas

1.1 Conceitos Fundamentais

As ligações químicas são forças que mantêm os átomos unidos, formando compostos químicos. Elas surgem da tendência dos átomos em adquirir configuração eletrônica estável, geralmente seguindo a regra do octeto.

⚛️ Regra do Octeto

Átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons
Objetivo: atingir 8 elétrons na camada de valência
Exceção: Hidrogênio busca 2 elétrons (dueto)
Configuração similar aos gases nobres
Maior estabilidade energética

💡 Exemplo: Configurações Estáveis

He: 1s² (dueto completo)
Ne: 1s² 2s² 2p⁶ (octeto completo)
Ar: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ (octeto completo)

Resultado: Gases nobres são quimicamente inertes devido à estabilidade eletrônica.

1.2 Classificação das Ligações

Tipo de Ligação	Mecanismo	Elementos Envolvidos	Diferença de Eletronegatividade	Exemplo
Iônica	Transferência de elétrons	Metal + Não-metal	ΔEN ≥ 1,7	NaCl, MgO
Covalente Polar	Compartilhamento desigual	Não-metais diferentes	0,4 ≤ ΔEN < 1,7	HCl, H₂O
Covalente Apolar	Compartilhamento igual	Não-metais iguais	ΔEN < 0,4	H₂, Cl₂
Metálica	Mar de elétrons	Metal + Metal	Baixa EN	Fe, Cu, Al

⚡ Energia de Ligação:

A energia necessária para quebrar uma ligação química é igual à energia liberada na sua formação. Ligações mais fortes requerem mais energia para serem rompidas.

1.3 Eletronegatividade e Caráter das Ligações

📊 Escala de Eletronegatividade (Pauling)

F
4,0

O
3,5

N,Cl
3,0

Br
2,8

C,S
2,5

H
2,1

Na
0,9

Cs
0,7

🔍 Determinação do Tipo de Ligação

Exemplo 1: NaCl

ΔEN = 3,0 – 0,9 = 2,1 → Ligação Iônica

Exemplo 2: HCl

ΔEN = 3,0 – 2,1 = 0,9 → Ligação Covalente Polar

Exemplo 3: Cl₂

ΔEN = 3,0 – 3,0 = 0,0 → Ligação Covalente Apolar

Ligação Iônica

2.1 Formação da Ligação Iônica

A ligação iônica resulta da transferência completa de elétrons de um átomo metálico (baixa energia de ionização) para um átomo não-metálico (alta afinidade eletrônica), formando íons com cargas opostas.

→ e⁻ →

⟹

Na⁺

⚡

Cl⁻

⚗️ Processo de Formação do NaCl

Etapa 1 – Ionização:
Na(g) → Na⁺(g) + e⁻    ΔH = +496 kJ/mol

Etapa 2 – Afinidade Eletrônica:
Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g)    ΔH = -349 kJ/mol

Etapa 3 – Atração Eletrostática:
Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s)    ΔH = -786 kJ/mol

Resultado: ΔH total = -639 kJ/mol (processo exotérmico)

🎯 Fatores que Favorecem a Ligação Iônica

Baixa energia de ionização: Metais dos grupos 1 e 2
Alta afinidade eletrônica: Não-metais dos grupos 16 e 17
Grande diferença de eletronegatividade: ΔEN ≥ 1,7
Formação de íons estáveis: Configuração de gás nobre
Alta energia reticular: Íons pequenos e altamente carregados

2.2 Estrutura dos Compostos Iônicos

Os compostos iônicos formam estruturas cristalinas tridimensionais onde cada íon é cercado pelo maior número possível de íons de carga oposta, maximizando as atrações e minimizando as repulsões.

🔷 Estrutura Cristalina do NaCl

Na⁺

Cl⁻

Na⁺

Cl⁻

Na⁺

Cl⁻

Na⁺

Cl⁻

Na⁺

Cl⁻

Na⁺

Cl⁻

Na⁺

Número de coordenação: 6 (cada íon é cercado por 6 íons de carga oposta)

Composto	Estrutura	Número de Coordenação	Razão de Raios	Exemplo
Tipo NaCl	Cúbica de face centrada	6:6	0,414 – 0,732	NaCl, MgO
Tipo CsCl	Cúbica simples	8:8	0,732 – 1,000	CsCl, CsBr
Tipo ZnS	Cúbica (blenda)	4:4	0,225 – 0,414	ZnS, CuCl
Tipo CaF₂	Fluorita	8:4	Variável	CaF₂, BaCl₂

2.3 Propriedades dos Compostos Iônicos

🔬 Características dos Compostos Iônicos

Estado físico: Sólidos cristalinos à temperatura ambiente
Pontos de fusão e ebulição: Elevados devido às fortes atrações eletrostáticas
Condutividade elétrica: Conduzem quando fundidos ou em solução aquosa
Solubilidade: Geralmente solúveis em solventes polares (água)
Dureza: Duros mas quebradiços
Densidade: Relativamente alta devido ao empacotamento eficiente

📊 Energia Reticular e Propriedades

Definição: Energia necessária para separar completamente um mol de composto iônico sólido em íons gasosos.

U ∝ (q₁ × q₂) / r₀

Onde:

q₁, q₂ = cargas dos íons
r₀ = distância entre os centros dos íons

Composto	Energia Reticular (kJ/mol)	P.F. (°C)
NaCl	786	801
MgO	3791	2852
CaF₂	2651	1418

🔥 Teste de Chama:

Muitos compostos iônicos produzem cores características quando aquecidos:

Lítio (Li⁺): Vermelho carmim
Sódio (Na⁺): Amarelo intenso
Potássio (K⁺): Violeta
Cálcio (Ca²⁺): Laranja-avermelhado
Cobre (Cu²⁺): Verde-azulado

Ligação Covalente

3.1 Teoria da Ligação de Valência

A ligação covalente forma-se pelo compartilhamento de pares de elétrons entre átomos, geralmente não-metais, que possuem eletronegatividades similares. O compartilhamento permite que ambos os átomos atinjam configuração eletrônica estável.

H₂

🔗 Formação da Molécula de H₂

Átomos isolados:
H• + •H

Compartilhamento:
H:H ou H—H

Resultado:
Cada H atinge configuração do He (dueto)

🔗 Tipos de Ligação Covalente

Simples: Compartilhamento de 1 par de elétrons (σ)
Dupla: Compartilhamento de 2 pares de elétrons (σ + π)
Tripla: Compartilhamento de 3 pares de elétrons (σ + 2π)
Coordenada (dativa): Um átomo fornece ambos os elétrons
Polar: Compartilhamento desigual dos elétrons
Apolar: Compartilhamento igual dos elétrons

3.2 Estruturas de Lewis

As estruturas de Lewis representam as ligações covalentes através de traços (pares ligantes) e pontos (pares isolados), mostrando como os elétrons de valência estão distribuídos na molécula.

📝 Construção da Estrutura de Lewis – H₂O

Passo 1: Contar elétrons de valência

H: 1 × 2 = 2 elétrons | O: 6 elétrons | Total: 8 elétrons

Passo 2: Determinar átomo central (menos eletronegativo)

Átomo central: O (H nunca é central)

Passo 3: Conectar átomos com ligações simples

H—O—H

Passo 4: Distribuir elétrons restantes como pares isolados

H—O—H
| |
• •

Verificação: O tem 8 elétrons (octeto), H tem 2 elétrons (dueto)

Metano (CH₄)

  H
  |
H—C—H
  |
  H

Tetraédrica – 109,5°

Amônia (NH₃)

  •
  |
H—N—H
  |
  H

Piramidal – 107°

Água (H₂O)

• •
|
H—O—H

Angular – 104,5°

Dióxido de Carbono (CO₂)

O=C=O

Linear – 180°

3.3 Ressonância e Estruturas Canônicas

Algumas moléculas não podem ser adequadamente representadas por uma única estrutura de Lewis. A ressonância descreve a deslocalização eletrônica através de múltiplas estruturas canônicas.

🔄 Ressonância no Íon Nitrato (NO₃⁻)

Estruturas Canônicas:

   O⁻           O            O
   ||            ||            ||
O—N—O  ↔  O—N—O⁻  ↔  O⁻—N—O

Híbrido de Ressonância:
Ligações N-O com caráter parcial duplo (1,33)
Carga negativa deslocalizada nos três oxigênios

Consequências:

Todas as ligações N-O são equivalentes
Comprimento de ligação intermediário
Maior estabilidade que qualquer estrutura individual

📐 Regras para Ressonância:

Apenas elétrons π e pares isolados podem se mover
Posições dos núcleos permanecem fixas
Número total de elétrons deve ser conservado
Estruturas com menor separação de cargas são mais estáveis
Cargas negativas devem estar nos átomos mais eletronegativos

3.4 Exceções à Regra do Octeto

⚠️ Principais Exceções

Octeto incompleto: Be, B, Al (menos de 8 elétrons)
Octeto expandido: Elementos do 3º período em diante (mais de 8 elétrons)
Número ímpar de elétrons: Radicais livres (NO, NO₂)

🔍 Exemplos de Exceções

BF₃ (Octeto Incompleto)

F
|
F—B—F

B tem apenas 6 elétrons

SF₆ (Octeto Expandido)

  F
  |
F—S—F
  |
  F
(+ 2F acima/abaixo)

S tem 12 elétrons

NO (Radical Livre)

N=O•

11 elétrons totais
(número ímpar)

Composto	Átomo Central	Elétrons de Valência	Tipo de Exceção	Geometria
BeCl₂	Be	4	Octeto incompleto	Linear
BF₃	B	6	Octeto incompleto	Trigonal plana
PCl₅	P	10	Octeto expandido	Bipiramidal trigonal
SF₆	S	12	Octeto expandido	Octaédrica
ClO₂	Cl	19	Número ímpar	Angular

Ligação Metálica

4.1 Modelo do Mar de Elétrons

A ligação metálica é caracterizada por um “mar” de elétrons deslocalizados que se movem livremente entre os cátions metálicos organizados em uma estrutura cristalina. Este modelo explica as propriedades únicas dos metais.

🌊 Estrutura da Ligação Metálica

M⁺

Características: Cátions fixos + elétrons móveis = propriedades metálicas

⚛️ Formação da Ligação Metálica no Sódio

Átomos isolados:
Na: [Ne] 3s¹

No cristal metálico:
Na⁺: [Ne] + e⁻ (deslocalizado)

Resultado:
Rede de Na⁺ + mar de elétrons 3s

Energia de coesão: 108 kJ/mol (energia para vaporizar o metal)

💪 Fatores que Influenciam a Força da Ligação Metálica

Número de elétrons de valência: Mais elétrons → ligação mais forte
Tamanho do cátion: Cátions menores → maior densidade de carga
Configuração eletrônica: Orbitais d parcialmente preenchidos aumentam a força
Empacotamento cristalino: Estruturas mais compactas → mais vizinhos próximos

4.2 Estruturas Cristalinas Metálicas

Estrutura	Símbolo	Número de Coordenação	Eficiência de Empacotamento	Exemplos
Cúbica Simples	CS	6	52%	Po (raro)
Cúbica de Corpo Centrado	CCC	8	68%	Fe, Cr, W
Cúbica de Face Centrada	CFC	12	74%	Cu, Au, Al
Hexagonal Compacta	HC	12	74%	Zn, Mg, Ti

🔬 Empacotamento Compacto:

As estruturas CFC e HC representam o empacotamento mais eficiente possível de esferas idênticas, com 74% do espaço ocupado. A diferença está na sequência de empilhamento das camadas.

4.3 Propriedades dos Metais

✨ Propriedades Características dos Metais

Condutividade elétrica: Elétrons móveis transportam corrente
Condutividade térmica: Elétrons transferem energia cinética
Maleabilidade: Podem ser moldados sem quebrar
Ductilidade: Podem ser estirados em fios
Brilho metálico: Elétrons absorvem e reemitem luz
Densidade elevada: Empacotamento eficiente dos átomos

🔍 Explicação das Propriedades Metálicas

⚡ Condutividade Elétrica

Mecanismo: Elétrons deslocalizados se movem sob diferença de potencial

Tendência: Diminui com o aumento da temperatura (maior vibração dos cátions)

🔨 Maleabilidade/Ductilidade

Mecanismo: Camadas de cátions deslizam sem quebrar ligações

Razão: Ligações não direcionais permitem deformação

✨ Brilho Metálico

Mecanismo: Elétrons absorvem fótons e reemitem imediatamente

Resultado: Reflexão especular da luz visível

Metal	Condutividade Elétrica (S/m)	Condutividade Térmica (W/m·K)	Ponto de Fusão (°C)	Densidade (g/cm³)
Prata (Ag)	6,30 × 10⁷	429	962	10,5
Cobre (Cu)	5,96 × 10⁷	401	1085	8,96
Ouro (Au)	4,52 × 10⁷	317	1064	19,3
Alumínio (Al)	3,77 × 10⁷	237	660	2,70
Ferro (Fe)	1,04 × 10⁷	80	1538	7,87

🔄 CONTINUA NA PARTE 2

Esta é a primeira parte da apostila. A segunda parte contém:

5. Geometria Molecular e Hibridização
6. Polaridade Molecular
7. Forças Intermoleculares
8. Propriedades e Aplicações

📘 Prompt 2 – Ligações Químicas e Interações Intermoleculares (Parte 2)

📘 Apostila PND Química – Ligações Químicas e Interações Intermoleculares (Parte 2)

Prova Nacional Docente – Área Específica de Química

Continuação: Geometria Molecular, Polaridade e Forças Intermoleculares
Teoria avançada • Hibridização • Aplicações práticas • Propriedades físicas

Geometria Molecular e Hibridização

5.1 Teoria VSEPR (Repulsão dos Pares Eletrônicos)

A Teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) prediz a geometria molecular baseada na repulsão entre pares de elétrons na camada de valência do átomo central. Os pares eletrônicos se organizam no espaço para minimizar a repulsão.

📐 Princípios da Teoria VSEPR

Pares eletrônicos (ligantes e isolados) se repelem mutuamente
Arranjo espacial minimiza a repulsão eletrostática
Pares isolados ocupam mais espaço que pares ligantes
Ordem de repulsão: isolado-isolado > isolado-ligante > ligante-ligante
Ligações múltiplas são tratadas como uma única região eletrônica

2 Pares – Linear

180°

Exemplo: CO₂, BeCl₂

3 Pares – Trigonal Plana

F
|
F—B—F

120°

Exemplo: BF₃, SO₃

4 Pares – Tetraédrica

109,5°

Exemplo: CH₄, CCl₄

5 Pares – Bipiramidal Trigonal

   F
   |
F—P—F
   |
   F
(+ F acima)

90°/120°

Exemplo: PCl₅, PF₅

6 Pares – Octaédrica

   F
   |
F—S—F
   |
   F
(+ 2F acima/abaixo)

90°

Exemplo: SF₆, IF₆⁻

Efeito dos Pares Isolados

H₂O: Angular (104,5°)
NH₃: Piramidal (107°)
ClF₃: Forma T (87,5°)

Ângulos reduzidos

Razão: Pares isolados repelem mais

🔍 Determinação da Geometria – SF₄

Passo 1: Estrutura de Lewis

S: 6 elétrons + 4F: 4×7 = 28 elétrons + 4 ligações = 32 elétrons
SF₄ tem 1 par isolado no S

Passo 2: Contagem de regiões eletrônicas

4 pares ligantes + 1 par isolado = 5 regiões eletrônicas

Passo 3: Geometria eletrônica vs molecular

Eletrônica: Bipiramidal trigonal

Molecular: Gangorra (par isolado na posição equatorial)

Resultado: Ângulos F-S-F = 173° e 101,5°

5.2 Teoria da Hibridização

A hibridização explica a formação de ligações equivalentes através da mistura de orbitais atômicos para formar novos orbitais híbridos com energias e formas intermediárias. Cada tipo de hibridização corresponde a uma geometria específica.

Hibridização	Orbitais Misturados	Geometria	Ângulo	Exemplo
sp	1s + 1p	Linear	180°	BeCl₂, C₂H₂
sp²	1s + 2p	Trigonal plana	120°	BF₃, C₂H₄
sp³	1s + 3p	Tetraédrica	109,5°	CH₄, NH₃, H₂O
sp³d	1s + 3p + 1d	Bipiramidal trigonal	90°/120°	PCl₅, SF₄
sp³d²	1s + 3p + 2d	Octaédrica	90°	SF₆, IF₅

⚛️ Hibridização do Carbono no Metano (CH₄)

Carbono Isolado

→

Carbono Hibridizado

sp³

Processo:
1. Promoção: 2s² 2p² → 2s¹ 2p³
2. Hibridização: 1s + 3p → 4 sp³
3. Ligação: 4 sp³ + 4 H(1s) → CH₄

Resultado: 4 ligações σ equivalentes, geometria tetraédrica

🔬 Ligações σ e π:

Ligação σ (sigma): Sobreposição frontal de orbitais, permite rotação livre
Ligação π (pi): Sobreposição lateral de orbitais p, impede rotação
Ligação simples: 1σ
Ligação dupla: 1σ + 1π
Ligação tripla: 1σ + 2π

5.3 Exemplos de Hibridização em Moléculas Orgânicas

Etano (C₂H₆)

H   H
|   |
H—C—C—H
|   |
H   H

Hibridização: sp³-sp³

Ligações: 7σ

Rotação livre

Eteno (C₂H₄)

H   H
|   |
C=C
|   |
H   H

Hibridização: sp²-sp²

Ligações: 5σ + 1π

Planar, sem rotação

Etino (C₂H₂)

H—C≡C—H

Hibridização: sp-sp

Ligações: 3σ + 2π

Linear, sem rotação

Benzeno (C₆H₆)

  H
  |
H—C—C—H
||   ||
H—C—C—H
  |
  H

Hibridização: sp²

Ligações: 12σ + 3π deslocalizadas

Planar, aromático

🧪 Análise da Molécula de Formaldeído (H₂CO)

Estrutura de Lewis:
O
||
H—C—H

Análise do Carbono:
• 3 regiões eletrônicas (2 C-H + 1 C=O)
• Hibridização sp²
• Geometria trigonal plana
• Ângulo H-C-H ≈ 120°

Ligações:
• 3 ligações σ (2 C-H + 1 C-O)
• 1 ligação π (C=O)
• Total: 3σ + 1π

Polaridade Molecular

6.1 Momento Dipolar e Eletronegatividade

A polaridade molecular resulta da distribuição assimétrica de elétrons, criando regiões com cargas parciais positivas (δ⁺) e negativas (δ⁻). O momento dipolar (μ) quantifica essa separação de cargas e determina muitas propriedades físicas e químicas.

μ = q × d

Onde: μ = momento dipolar, q = carga, d = distância

Molécula Polar

δ⁻ δ⁺
Cl ← H
→

HCl: μ = 1,08 D

Distribuição assimétrica

Molécula Apolar

H ← H
(sem dipolo)

H₂: μ = 0 D

Distribuição simétrica

⚖️ Fatores que Determinam a Polaridade

Diferença de eletronegatividade: Cria dipolos de ligação
Geometria molecular: Determina se os dipolos se cancelam
Presença de pares isolados: Contribuem para assimetria
Hibridização: Influencia a geometria e polaridade

6.2 Análise de Polaridade por Geometria

CO₂ – Apolar

δ⁻ δ⁻
O ← C → O
← →

Geometria: Linear

Resultado: Dipolos se cancelam

μ = 0 D

H₂O – Polar

δ⁺      δ⁺
H      H
  \   /
   O
   δ⁻

Geometria: Angular

Resultado: Dipolo resultante

μ = 1,85 D

NH₃ – Polar

   N
   δ⁻
  /|\
H  H  H
δ⁺ δ⁺ δ⁺

Geometria: Piramidal

Resultado: Dipolo resultante

μ = 1,47 D

CCl₄ – Apolar

   Cl
   |
Cl—C—Cl
   |
   Cl

Geometria: Tetraédrica

Resultado: Dipolos se cancelam

μ = 0 D

🔍 Análise Detalhada – Tricloreto de Boro vs Amônia

BF₃ (Apolar)

Geometria: Trigonal plana
Ângulos: 120°
Dipolos B-F: Iguais
Simetria: Perfeita
Resultado: μ = 0 D

NH₃ (Polar)

Geometria: Piramidal
Ângulos: 107°
Dipolos N-H: Iguais
Par isolado: Quebra simetria
Resultado: μ = 1,47 D

Molécula	Geometria	Momento Dipolar (D)	Polaridade	Explicação
H₂O	Angular	1,85	Polar	Assimetria + pares isolados
CO₂	Linear	0	Apolar	Dipolos opostos se cancelam
CH₄	Tetraédrica	0	Apolar	Simetria perfeita
CHCl₃	Tetraédrica	1,04	Polar	Substituição assimétrica
SO₂	Angular	1,63	Polar	Geometria angular

6.3 Consequências da Polaridade

💧 Solubilidade

Regra: “Semelhante dissolve semelhante”

Polar + Polar: Solúvel (H₂O + NaCl)
Apolar + Apolar: Solúvel (CCl₄ + I₂)
Polar + Apolar: Insolúvel (H₂O + óleo)

🌡️ Pontos de Ebulição

Tendência: Moléculas polares > apolares

H₂O: 100°C (polar)
H₂S: -60°C (menos polar)
CH₄: -162°C (apolar)

⚡ Condutividade

Comportamento: Moléculas polares favorecem ionização

Solventes polares: Dissociam íons
Solventes apolares: Mantêm moléculas neutras
Constante dielétrica: Maior em polares

🧲 Interações Intermoleculares

Tipos: Determinados pela polaridade

Polares: Dipolo-dipolo, ligações H
Apolares: Forças de London
Mistas: Dipolo-dipolo induzido

🔬 Determinação Experimental da Polaridade:

Teste da régua eletrizada: Líquidos polares são atraídos
Solubilidade em água: Compostos polares são mais solúveis
Constante dielétrica: Maior para substâncias polares
Espectroscopia: Momento dipolar medido diretamente

Forças Intermoleculares

7.1 Classificação das Forças Intermoleculares

As forças intermoleculares são interações fracas entre moléculas que determinam propriedades físicas como pontos de fusão, ebulição, viscosidade e solubilidade. Sua intensidade varia de 1-50 kJ/mol, muito menor que as ligações covalentes (200-800 kJ/mol).

Forças de London

1-10 kJ/mol

Fraca

Origem: Dipolos instantâneos

Ocorre em: Todas as moléculas

Exemplo: He, H₂, CH₄

Dipolo-Dipolo

5-25 kJ/mol

Média

Origem: Dipolos permanentes

Ocorre em: Moléculas polares

Exemplo: HCl, SO₂, CHCl₃

Ligação de Hidrogênio

10-50 kJ/mol

Forte

Origem: H ligado a N, O, F

Ocorre em: H-F, H-O, H-N

Exemplo: H₂O, NH₃, HF

📊 Comparação de Intensidades

Ligação de Hidrogênio > Dipolo-Dipolo > Forças de London

Nota: A intensidade das forças de London aumenta com o tamanho molecular

7.2 Forças de London (Dispersão)

🌊 Mecanismo das Forças de London

1. Flutuação eletrônica: Elétrons se movem constantemente, criando dipolos instantâneos

2. Indução: Dipolo instantâneo induz dipolo em molécula vizinha

3. Atração: Dipolos correlacionados se atraem mutuamente

4. Universalidade: Presente em todas as moléculas, mesmo apolares

📈 Tendências das Forças de London

Molécula	Massa Molar (g/mol)	Elétrons	P.E. (°C)	Força de London
He	4	2	-269	Muito fraca
Ne	20	10	-246	Fraca
Ar	40	18	-186	Média
Kr	84	36	-153	Forte
Xe	131	54	-108	Muito forte

Conclusão: Maior número de elétrons → maior polarizabilidade → forças de London mais intensas

🔍 Fatores que Influenciam as Forças de London:

Tamanho molecular: Moléculas maiores têm forças mais intensas
Número de elétrons: Mais elétrons = maior polarizabilidade
Forma molecular: Moléculas lineares > ramificadas (maior área de contato)
Distância intermolecular: Forças diminuem com r⁶

7.3 Interações Dipolo-Dipolo

⚡ Características das Interações Dipolo-Dipolo

Requisito: Moléculas com momento dipolar permanente (μ ≠ 0)

Orientação: Extremidades opostas dos dipolos se atraem

Dependência: Proporcional a μ₁ × μ₂ / r³

Direcionalidade: Máxima quando dipolos estão alinhados

Orientação Favorável

δ⁺—δ⁻      δ⁺—δ⁻

δ⁻—δ⁺      δ⁻—δ⁺

Resultado: Atração máxima

Orientação Desfavorável

δ⁺—δ⁻      δ⁺—δ⁻

δ⁺—δ⁻      δ⁺—δ⁻

Resultado: Repulsão

🔍 Comparação: HCl vs Cl₂

HCl (Polar)

Momento dipolar: 1,08 D

Forças presentes:

Dipolo-dipolo
Forças de London

P.E.: -85°C

Cl₂ (Apolar)

Momento dipolar: 0 D

Forças presentes:

Apenas forças de London

P.E.: -34°C

Observação: Cl₂ tem P.E. maior que HCl devido ao maior número de elétrons (forças de London mais intensas)

7.4 Ligações de Hidrogênio

A ligação de hidrogênio é uma interação especialmente forte que ocorre quando o hidrogênio está ligado covalentemente a átomos muito eletronegativos (F, O, N) e interage com pares isolados de outros átomos eletronegativos.

🔗 Requisitos para Ligação de Hidrogênio

Átomo doador: H ligado a F, O ou N
Átomo receptor: F, O ou N com par isolado
Geometria: Aproximadamente linear (D-H···A)
Distância: Menor que a soma dos raios de van der Waals

💧 Ligações de Hidrogênio na Água

Estrutura:

      H
      |
H—O···H—O
                |
                H

Características:
• Cada H₂O pode formar até 4 ligações H
• 2 como doadora (átomos H)
• 2 como receptora (pares isolados do O)
• Ângulo O-H···O ≈ 180°
• Distância O···O ≈ 2,8 Å

Composto	Massa Molar	Ligação H	P.E. (°C)	P.F. (°C)
HF	20	Sim	19,5	-83
H₂O	18	Sim	100	0
NH₃	17	Sim	-33	-78
HCl	36,5	Não	-85	-114
H₂S	34	Não	-60	-86

🧬 Importância Biológica das Ligações de Hidrogênio

DNA

Ligações H entre bases complementares:

A-T: 2 ligações H
G-C: 3 ligações H

Função: Estabilidade da dupla hélice

Proteínas

Estruturas secundárias:

α-hélice
Folha β

Função: Manutenção da conformação

Água

Propriedades anômalas:

Alto P.E. e P.F.
Densidade máxima a 4°C
Alto calor específico

Função: Solvente universal

Propriedades e Aplicações

8.1 Relação entre Forças Intermoleculares e Propriedades Físicas

As forças intermoleculares determinam diretamente as propriedades físicas macroscópicas dos materiais. Compreender essas relações é fundamental para prever comportamentos e desenvolver aplicações tecnológicas.

🌡️ Pontos de Fusão e Ebulição

Relação: Forças mais intensas → temperaturas mais altas

Ligação H > Dipolo-Dipolo > London

Exemplo:

H₂O: 100°C (ligação H)
HCl: -85°C (dipolo-dipolo)
CH₄: -162°C (London)

🌊 Viscosidade

Definição: Resistência ao escoamento

Fatores:

Intensidade das forças intermoleculares
Tamanho e forma molecular
Temperatura

Exemplo: Glicerol > água > hexano

💧 Tensão Superficial

Origem: Forças intermoleculares na superfície

Tendência:

Ligação H: alta tensão
Forças fracas: baixa tensão

Aplicação: Capilaridade, molhamento

🔄 Volatilidade

Definição: Tendência à vaporização

Relação inversa: Forças fracas → alta volatilidade

Aplicações:

Perfumes (compostos voláteis)
Combustíveis
Solventes

📊 Análise Comparativa: Álcoois

Álcool	Fórmula	Massa Molar	P.E. (°C)	Viscosidade (cP)	Solubilidade em H₂O
Metanol	CH₃OH	32	65	0,59	Infinita
Etanol	C₂H₅OH	46	78	1,20	Infinita
1-Propanol	C₃H₇OH	60	97	2,27	Infinita
1-Butanol	C₄H₉OH	74	118	2,95	7,3 g/100g
1-Octanol	C₈H₁₇OH	130	195	7,36	0,054 g/100g

Tendências observadas:

P.E. aumenta com o tamanho da cadeia (mais forças de London)
Viscosidade aumenta (maior emaranhamento molecular)
Solubilidade em água diminui (caráter apolar predomina)

8.2 Aplicações Tecnológicas

🔬 Aplicações das Ligações Químicas na Tecnologia

💎 Materiais Cerâmicos

Ligação: Iônica/Covalente

Propriedades:

Alta dureza
Resistência térmica
Isolamento elétrico

Aplicações: Turbinas, eletrônicos, biomateriais

⚡ Condutores Metálicos

Ligação: Metálica

Propriedades:

Condutividade elétrica
Maleabilidade
Condutividade térmica

Aplicações: Fios, circuitos, dissipadores

🧪 Polímeros

Ligação: Covalente (cadeia) + Intermoleculares

Propriedades:

Flexibilidade
Resistência química
Leveza

Aplicações: Plásticos, fibras, adesivos

💧 Surfactantes

Princípio: Moléculas anfifílicas

Estrutura:

Cabeça polar (hidrofílica)
Cauda apolar (hidrofóbica)

Aplicações: Detergentes, emulsões, cosméticos

🔋 Caso de Estudo: Baterias de Íon-Lítio

Ânodo (Grafite)

Ligação: Covalente (camadas) + van der Waals (entre camadas)

Função: Intercalação de Li⁺

Reação: C₆ + Li⁺ + e⁻ → LiC₆

Cátodo (LiCoO₂)

Ligação: Iônica (Li⁺-CoO₂⁻)

Função: Fonte de Li⁺

Reação: LiCoO₂ → Li₁₋ₓCoO₂ + xLi⁺ + xe⁻

⚡ Importância das Ligações:

Estabilidade estrutural: Ligações covalentes mantêm integridade dos eletrodos
Mobilidade iônica: Ligações fracas permitem movimento de Li⁺
Condutividade: Ligação metálica no coletor de corrente
Segurança: Eletrólito com ligações estáveis

8.3 Tendências Periódicas e Previsões

As propriedades das ligações químicas seguem tendências periódicas previsíveis, permitindo a estimativa de propriedades de compostos desconhecidos e o design racional de novos materiais.

Propriedade	Tendência no Grupo	Tendência no Período	Explicação
Energia de Ionização	Diminui ↓	Aumenta →	Tamanho atômico e carga nuclear
Afinidade Eletrônica	Diminui ↓	Aumenta →	Estabilização do ânion
Eletronegatividade	Diminui ↓	Aumenta →	Atração pelos elétrons de ligação
Caráter Metálico	Aumenta ↓	Diminui →	Facilidade de perder elétrons
Raio Atômico	Aumenta ↓	Diminui →	Camadas eletrônicas e carga nuclear

🔮 Previsão de Propriedades: Haletos de Hidrogênio

Composto	Eletronegatividade	Momento Dipolar (D)	P.E. (°C)	Acidez em H₂O
HF	4,0	1,82	19,5	Fraco
HCl	3,0	1,08	-85	Forte
HBr	2,8	0,82	-67	Forte
HI	2,5	0,44	-35	Forte

Análise das tendências:

Momento dipolar: Diminui com a eletronegatividade
P.E.: HF anômalo (ligação H), outros aumentam (forças de London)
Acidez: HF fraco (ligação H-F muito forte), outros fortes

🎯 Estratégias para Design de Materiais

🔧 Princípios de Design Molecular

Alta resistência: Ligações covalentes direcionais (diamante, grafeno)
Condutividade: Ligação metálica ou conjugação π (polímeros condutores)
Flexibilidade: Ligações simples com rotação livre (polietileno)
Solubilidade controlada: Balanço hidrofílico/hidrofóbico
Biocompatibilidade: Ligações H para interação com biomoléculas

8.4 Resumo Integrado e Perspectivas

🎯 Mapa Conceitual: Ligações Químicas

Ligação Iônica
Transferência de e⁻
Metal + Não-metal
Cristais, alta T.F.

Ligação Covalente
Compartilhamento de e⁻
Não-metal + Não-metal
Moléculas, geometria

Ligação Metálica
Mar de elétrons
Metal + Metal
Condutividade, maleabilidade

Forças Intermoleculares
London, dipolo, ligação H
Entre moléculas
Propriedades físicas

🚀 Perspectivas Futuras:

Materiais 2D: Grafeno, MoS₂ – propriedades únicas por ligações direcionais
MOFs: Redes metal-orgânicas para captura de CO₂ e catálise
Supercondutores: Compreensão das ligações para T_c mais altas
Biomateriais: Mimetização de ligações biológicas
Computação quântica: Controle preciso de ligações em qubits

Conclusão: O domínio dos conceitos de ligações químicas e interações intermoleculares é fundamental para compreender desde propriedades básicas da matéria até o desenvolvimento de tecnologias avançadas. A integração desses conhecimentos permite prever comportamentos, explicar fenômenos e projetar novos materiais com propriedades específicas.

🎓 APOSTILA COMPLETA

Ligações Químicas e Interações Intermoleculares
Material completo para a Prova Nacional Docente

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📘 Prompt 3 – Termodinâmica e Cinética Química

📘 Apostila PND Química – Termodinâmica e Cinética Química

Prova Nacional Docente – Área Específica de Química

Eixo: Termodinâmica e Cinética Química
Leis da Termodinâmica • Energia e Entalpia • Velocidade de Reação • Equilíbrio Químico

Fundamentos da Termodinâmica Química

1.1 Conceitos Fundamentais

A Termodinâmica Química estuda as transformações de energia que acompanham as reações químicas e mudanças de estado. Ela permite prever se uma reação é espontânea, calcular o calor envolvido e determinar as condições de equilíbrio.

🔧 Definições Básicas

Sistema: Parte do universo sob estudo (reagentes e produtos)
Vizinhança: Tudo que está fora do sistema
Universo: Sistema + vizinhança
Estado: Condição definida por propriedades como P, V, T
Processo: Mudança de um estado para outro
Função de Estado: Propriedade que depende apenas do estado atual

🔄 Sistema Aberto

Características:

Troca matéria e energia
Exemplo: Reação em béquer aberto
Pressão constante (isobárico)

🔒 Sistema Fechado

Características:

Troca apenas energia
Exemplo: Reação em recipiente selado
Volume constante (isocórico)

⚡ Sistema Isolado

Características:

Não troca matéria nem energia
Exemplo: Calorímetro ideal
Energia interna constante

🔍 Identificação de Sistemas

Situação 1: Combustão de metano em fogão doméstico

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g)

Sistema: Aberto (gases escapam para atmosfera)
Processo: Isobárico (pressão atmosférica constante)
Energia: Liberada como calor e luz

Situação 2: Reação em bomba calorimétrica

Sistema: Fechado (volume constante)
Processo: Isocórico
Medida: Variação da energia interna (ΔU)

1.2 As Leis da Termodinâmica

0ª

Lei do Equilíbrio Térmico

Se dois sistemas estão em equilíbrio térmico com um terceiro, então estão em equilíbrio térmico entre si.

T_A = T_B = T_C

Aplicação: Fundamento dos termômetros

1ª

Lei da Conservação da Energia

A energia do universo é constante. A energia não pode ser criada nem destruída, apenas transformada.

ΔU = q + w

Onde: ΔU = variação da energia interna, q = calor, w = trabalho

2ª

Lei da Entropia

A entropia do universo tende a aumentar. Processos espontâneos aumentam a entropia total.

ΔS_universo ≥ 0

Aplicação: Determina espontaneidade de processos

3ª

Lei do Zero Absoluto

A entropia de um cristal perfeito no zero absoluto é zero.

S(0 K) = 0

Aplicação: Cálculo de entropias absolutas

⚡ Aplicação da 1ª Lei – Expansão de um Gás

Situação: 1 mol de gás ideal se expande de 1 L para 2 L a 25°C

Dados:
V₁ = 1 L, V₂ = 2 L
T = 298 K (constante)
P₁ = nRT/V₁ = 24,4 atm
P₂ = nRT/V₂ = 12,2 atm

Cálculo do trabalho (expansão isotérmica):

w = -nRT ln(V₂/V₁)
w = -1 × 8,314 × 298 × ln(2)
w = -1717 J = -1,72 kJ

Para processo isotérmico: ΔU = 0, logo q = -w = +1,72 kJ

Interpretação: O sistema absorve calor para manter a temperatura constante durante a expansão.

1.3 Energia Interna e Entalpia

A energia interna (U) representa toda a energia contida no sistema, enquanto a entalpia (H) é uma função de estado que facilita cálculos em processos a pressão constante, condição mais comum em laboratório.

📊 Relação entre U e H

H = U + PV

Energia Interna (U)
• Energia cinética molecular
• Energia potencial intermolecular
• Energia das ligações químicas
• Não pode ser medida diretamente

Entalpia (H)
• H = U + PV
• Função de estado
• Útil para processos isobáricos
• ΔH pode ser medido experimentalmente

🔍 Quando usar U ou H:

Volume constante (bomba calorimétrica): Use ΔU
Pressão constante (reações abertas): Use ΔH
Para gases: ΔH = ΔU + ΔnRT
Para líquidos/sólidos: ΔH ≈ ΔU (PV desprezível)

🔥 Cálculo de ΔH vs ΔU – Combustão do Metano

Reação: CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g)

Parâmetro	Valor	Unidade	Observação
ΔH°combustão	-890,3	kJ/mol	Medido experimentalmente
Δn (mols de gás)	0	mol	3 produtos – 3 reagentes
ΔnRT (25°C)	0	kJ/mol	0 × 8,314 × 298
ΔU°combustão	-890,3	kJ/mol	ΔU = ΔH – ΔnRT

Conclusão: Para esta reação, ΔH = ΔU porque não há variação no número de mols de gases.

Exemplo com Δn ≠ 0:

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g)

Δn = 2 – 3 = -1 mol

ΔU = ΔH – (-1)(8,314)(298) = ΔH + 2,48 kJ/mol

Termoquímica e Calorimetria

2.1 Tipos de Entalpia

A termoquímica estuda as variações de entalpia que acompanham as reações químicas e mudanças de estado. Diferentes tipos de processos têm entalpias características que podem ser medidas e tabeladas.

🔥 Entalpia de Combustão (ΔH°c)

Definição: Energia liberada na combustão completa de 1 mol de substância

C₂H₆ + 7/2 O₂ → 2CO₂ + 3H₂O
ΔH°c = -1560 kJ/mol

Aplicação: Cálculo do poder calorífico de combustíveis

⚗️ Entalpia de Formação (ΔH°f)

Definição: Energia envolvida na formação de 1 mol de composto a partir dos elementos

C(grafite) + 2H₂(g) → CH₄(g)
ΔH°f = -74,8 kJ/mol

Convenção: ΔH°f = 0 para elementos no estado padrão

💧 Entalpia de Vaporização (ΔH°vap)

Definição: Energia necessária para vaporizar 1 mol de líquido

H₂O(l) → H₂O(g)
ΔH°vap = +40,7 kJ/mol (100°C)

Característica: Sempre positiva (processo endotérmico)

🧊 Entalpia de Fusão (ΔH°fus)

Definição: Energia necessária para fundir 1 mol de sólido

H₂O(s) → H₂O(l)
ΔH°fus = +6,01 kJ/mol (0°C)

Relação: ΔH°fus < ΔH°vap (ligações intermoleculares)

🔗 Entalpia de Ligação (ΔH°lig)

Definição: Energia necessária para quebrar 1 mol de ligações em fase gasosa

H₂(g) → 2H(g)
ΔH°lig = +436 kJ/mol

Uso: Estimativa de ΔH de reações usando energias de ligação

💧 Entalpia de Solução (ΔH°sol)

Definição: Energia envolvida na dissolução de 1 mol de soluto

NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)
ΔH°sol = +3,9 kJ/mol

Componentes: Energia reticular + energia de hidratação

📊 Comparação de Entalpias – Álcoois

Álcool	Fórmula	ΔH°f (kJ/mol)	ΔH°c (kJ/mol)	ΔH°vap (kJ/mol)
Metanol	CH₃OH	-238,7	-726	37,4
Etanol	C₂H₅OH	-277,7	-1367	38,6
1-Propanol	C₃H₇OH	-302,6	-2021	47,4
1-Butanol	C₄H₉OH	-327,3	-2676	52,4

Tendências observadas:

ΔH°f: Mais negativo com o aumento da cadeia (maior estabilidade)
ΔH°c: Mais negativo com o aumento da cadeia (mais energia liberada)
ΔH°vap: Aumenta com o tamanho (forças intermoleculares mais intensas)

2.2 Lei de Hess

A Lei de Hess estabelece que a variação de entalpia de uma reação depende apenas dos estados inicial e final, sendo independente do caminho percorrido. Isso permite calcular ΔH de reações através de combinações de outras reações conhecidas.

🔄 Representação da Lei de Hess

Reagentes
Estado Inicial
H₁

→ Caminho Direto →

↓ Caminho 1 ↓

Intermediário

↓ Caminho 2 ↓

Produtos
Estado Final
H₂

ΔH_total = ΔH₁ + ΔH₂ = ΔH_direto

🧮 Aplicação da Lei de Hess – Formação do Metano

Objetivo: Calcular ΔH°f do CH₄(g) usando dados de combustão

Reação desejada:

C(grafite) + 2H₂(g) → CH₄(g) ΔH°f = ?

Dados disponíveis:

Equação 1:

C(grafite) + O₂(g) → CO₂(g)
ΔH°₁ = -393,5 kJ/mol

Equação 2:

H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l)
ΔH°₂ = -285,8 kJ/mol

Equação 3:

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
ΔH°₃ = -890,3 kJ/mol

Manipulação das equações:

Equação 1: C(grafite) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH° = -393,5 kJ
Equação 2 × 2: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l) ΔH° = -571,6 kJ
Equação 3 invertida: CO₂(g) + 2H₂O(l) → CH₄(g) + 2O₂(g) ΔH° = +890,3 kJ
_______________________________________________________________
Soma: C(grafite) + 2H₂(g) → CH₄(g) ΔH°f = -74,8 kJ/mol

Verificação: O valor calculado coincide com o valor tabelado!

💡 Estratégias para usar a Lei de Hess:

Identifique a reação alvo: Escreva claramente a equação desejada
Analise as equações dadas: Veja quais substâncias aparecem onde
Manipule as equações: Inverta, multiplique ou divida conforme necessário
Some algebricamente: Cancele substâncias que aparecem em ambos os lados
Verifique o resultado: A equação final deve ser a desejada

2.3 Calorimetria

A calorimetria é a técnica experimental para medir o calor envolvido em reações químicas e mudanças físicas. Baseia-se no princípio de que o calor perdido por um sistema é igual ao calor ganho pelo outro.

☕ Calorímetro de Café

Uso: Reações em solução aquosa

Condição: Pressão constante

Medida: ΔH

q = m × c × ΔT

Onde: m = massa, c = calor específico, ΔT = variação de temperatura

💣 Bomba Calorimétrica

Uso: Combustões e reações violentas

Condição: Volume constante

Medida: ΔU

q = C_cal × ΔT

Onde: C_cal = capacidade calorífica do calorímetro

🧪 Cálculo Calorimétrico – Neutralização

Reação: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

Dados experimentais:

Volume de HCl 1,0 M: 50,0 mL
Volume de NaOH 1,0 M: 50,0 mL
Temperatura inicial: 22,0°C
Temperatura final: 28,7°C
Densidade da solução: 1,00 g/mL
Calor específico: 4,18 J/g·°C

Cálculos:

1. Massa total da solução:
m = (50,0 + 50,0) mL × 1,00 g/mL = 100,0 g

2. Variação de temperatura:
ΔT = 28,7 – 22,0 = 6,7°C

3. Calor absorvido pela solução:
q_solução = 100,0 g × 4,18 J/g·°C × 6,7°C = 2801 J

4. Calor liberado pela reação:
q_reação = -q_solução = -2801 J

5. Mols de água formada:
n = 0,050 L × 1,0 M = 0,050 mol

6. Entalpia de neutralização:
ΔH = -2801 J / 0,050 mol = -56,0 kJ/mol

Resultado: ΔH°neutralização = -56,0 kJ/mol (próximo do valor teórico: -57,3 kJ/mol)

🏭 Aplicações Industriais da Calorimetria

⛽ Combustíveis

Determinação do poder calorífico:

Gasolina: ~44 MJ/kg
Etanol: ~27 MJ/kg
Gás natural: ~50 MJ/kg

Importância: Eficiência energética e custos

🍔 Alimentos

Valor calórico nutricional:

Carboidratos: 4 kcal/g
Proteínas: 4 kcal/g
Lipídios: 9 kcal/g

Método: Bomba calorimétrica

🏗️ Materiais

Caracterização térmica:

Calor específico
Condutividade térmica
Estabilidade térmica

Aplicação: Design de isolantes térmicos

Cinética Química

3.1 Velocidade de Reação

A cinética química estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam. A velocidade de reação é definida como a variação da concentração de reagentes ou produtos por unidade de tempo.

Para a reação: aA + bB → cC + dD

v = -1/a × d[A]/dt = -1/b × d[B]/dt = +1/c × d[C]/dt = +1/d × d[D]/dt

📈 Variação da Concentração com o Tempo

Reagentes

[A] e [B] diminuem

Concentração decresce exponencialmente

Produtos

[C] e [D] aumentam

Concentração cresce até o equilíbrio

Tempo (s) → Concentração (mol/L)

📊 Cálculo de Velocidade – Decomposição do N₂O₅

Reação: 2N₂O₅(g) → 4NO₂(g) + O₂(g)

Tempo (s)	[N₂O₅] (mol/L)	[NO₂] (mol/L)	[O₂] (mol/L)
0	0,100	0,000	0,000
100	0,073	0,054	0,0135
200	0,054	0,092	0,023
300	0,039	0,122	0,0305

Cálculo da velocidade média (0-100s):

v_N₂O₅ = -Δ[N₂O₅]/Δt = -(0,073-0,100)/(100-0) = 2,7×10⁻⁴ mol/L·s

v_NO₂ = +Δ[NO₂]/Δt = +(0,054-0,000)/(100-0) = 5,4×10⁻⁴ mol/L·s

v_O₂ = +Δ[O₂]/Δt = +(0,0135-0,000)/(100-0) = 1,35×10⁻⁴ mol/L·s

Velocidade da reação:

v = 1/2 × v_N₂O₅ = 1/4 × v_NO₂ = 1/1 × v_O₂ = 1,35×10⁻⁴ mol/L·s

⚡ Características da Velocidade de Reação:

Sempre positiva: Definida como módulo da variação
Varia com o tempo: Geralmente diminui à medida que reagentes se esgotam
Depende da estequiometria: Coeficientes afetam as velocidades relativas
Unidade típica: mol/L·s ou M/s

3.2 Lei de Velocidade e Ordem de Reação

A lei de velocidade expressa a dependência da velocidade de reação com as concentrações dos reagentes. A ordem de reação indica como a velocidade varia com a concentração de cada reagente.

Para a reação: aA + bB → produtos

Lei de velocidade: v = k[A]^m[B]^n

Onde:
k = constante de velocidade
m = ordem em relação a A
n = ordem em relação a B
m + n = ordem global da reação

0️⃣ Ordem Zero

Lei: v = k

Característica: Velocidade independe da concentração

Exemplo: Decomposição catalítica (superfície saturada)

[A] = [A]₀ – kt

1️⃣ Primeira Ordem

Lei: v = k[A]

Característica: Velocidade proporcional à concentração

Exemplo: Decaimento radioativo

ln[A] = ln[A]₀ – kt

2️⃣ Segunda Ordem

Lei: v = k[A]²

Característica: Velocidade proporcional ao quadrado da concentração

Exemplo: Dimerização

1/[A] = 1/[A]₀ + kt

🔍 Determinação da Lei de Velocidade – Método das Velocidades Iniciais

Reação: 2NO(g) + 2H₂(g) → N₂(g) + 2H₂O(g)

Experimento	[NO]₀ (M)	[H₂]₀ (M)	v₀ (M/s)
1	0,10	0,10	1,23×10⁻³
2	0,10	0,20	2,46×10⁻³
3	0,20	0,10	4,92×10⁻³

Análise:

Ordem em H₂:

Comparando experimentos 1 e 2 ([NO] constante):
v₂/v₁ = (2,46×10⁻³)/(1,23×10⁻³) = 2,0
[H₂]₂/[H₂]₁ = 0,20/0,10 = 2,0
Logo: 2,0 = 2,0ⁿ → n = 1 (primeira ordem em H₂)

Ordem em NO:

Comparando experimentos 1 e 3 ([H₂] constante):
v₃/v₁ = (4,92×10⁻³)/(1,23×10⁻³) = 4,0
[NO]₃/[NO]₁ = 0,20/0,10 = 2,0
Logo: 4,0 = 2,0ᵐ → m = 2 (segunda ordem em NO)

Lei de velocidade:

v = k[NO]²[H₂]¹
Ordem global = 2 + 1 = 3

Constante de velocidade:

k = v/([NO]²[H₂]) = (1,23×10⁻³)/((0,10)²(0,10))
k = 1,23 M⁻²s⁻¹

Ordem	Lei Integrada	Gráfico Linear	Meia-vida	Unidade de k
0	[A] = [A]₀ – kt	[A] vs t	t₁/₂ = [A]₀/2k	M·s⁻¹
1	ln[A] = ln[A]₀ – kt	ln[A] vs t	t₁/₂ = ln2/k	s⁻¹
2	1/[A] = 1/[A]₀ + kt	1/[A] vs t	t₁/₂ = 1/k[A]₀	M⁻¹·s⁻¹

3.3 Fatores que Afetam a Velocidade de Reação

🌡️ Temperatura

↑ T → ↑ v

Regra prática: Velocidade dobra a cada 10°C

k = Ae^(-Ea/RT)
(Equação de Arrhenius)

Explicação: Mais moléculas com energia suficiente para reagir

📊 Concentração

↑ [reagentes] → ↑ v

Razão: Maior número de colisões efetivas

Dependência: Definida pela lei de velocidade

Exemplo: v = k[A]ᵐ[B]ⁿ

🔬 Catalisador

↓ Ea → ↑ v

Função: Oferece caminho alternativo com menor energia de ativação

Característica: Não é consumido na reação

Tipos: Homogêneo e heterogêneo

📏 Superfície de Contato

↑ Área → ↑ v

Aplicação: Reações heterogêneas

Exemplo: Comprimido efervescente inteiro vs triturado

Razão: Mais sítios ativos disponíveis

💨 Pressão (gases)

↑ P → ↑ v

Relação: P ∝ concentração (Lei dos Gases Ideais)

Efeito: Moléculas mais próximas, mais colisões

Aplicação: Processos industriais (Haber-Bosch)

💡 Luz (fotoquímica)

↑ Intensidade → ↑ v

Mecanismo: Fótons fornecem energia de ativação

Exemplo: Fotossíntese, decomposição de AgBr

Característica: Específica para certas reações

🌡️ Efeito da Temperatura – Equação de Arrhenius

Dados experimentais para a reação: 2N₂O₅ → 4NO₂ + O₂

Temperatura (K)	k (s⁻¹)	1/T (K⁻¹)	ln k
273	7,87×10⁻⁷	3,66×10⁻³	-14,05
298	3,46×10⁻⁵	3,36×10⁻³	-10,27
318	4,98×10⁻⁴	3,14×10⁻³	-7,61
338	4,87×10⁻³	2,96×10⁻³	-5,33

Forma linearizada da equação de Arrhenius:

ln k = ln A – Ea/RT

Gráfico de ln k vs 1/T:
Coeficiente angular = -Ea/R
Coeficiente linear = ln A

Cálculo da energia de ativação:

Usando dois pontos (273 K e 338 K):

ln(k₂/k₁) = -Ea/R × (1/T₂ – 1/T₁)

ln(4,87×10⁻³/7,87×10⁻⁷) = -Ea/8,314 × (1/338 – 1/273)

8,72 = -Ea/8,314 × (-6,87×10⁻⁴)

Ea = 105 kJ/mol

Mecanismos de Reação e Catálise

4.1 Teoria das Colisões e Estado de Transição

A teoria das colisões explica como as reações ocorrem em nível molecular. Para que uma reação aconteça, as moléculas devem colidir com energia suficiente (energia de ativação) e orientação adequada.

⚡ Diagrama de Energia de Ativação

Reagentes
Energia inicial
E_reagentes

Estado de Transição
Energia máxima
E_ativação

↑ Ea ↑

↓ ΔH ↓

Produtos
Energia final
E_produtos

Ea = E_estado_transição – E_reagentes
ΔH = E_produtos – E_reagentes

🎯 Condições para Reação Efetiva

Energia suficiente: E_colisão ≥ Ea
Orientação adequada: Geometria favorável para formação/quebra de ligações
Frequência de colisões: Maior concentração → mais colisões
Fator estérico: Probabilidade de orientação correta

💥 Análise de Colisão – Reação H₂ + I₂ → 2HI

Colisão Efetiva

H—H + I—I
↓
[H···H···I···I]‡
↓
H—I + H—I

Resultado: Formação de produtos

Colisão Inefetiva

H—H + I—I
(orientação inadequada
ou energia insuficiente)
↓
H—H + I—I

Resultado: Moléculas se separam inalteradas

Dados experimentais:
Ea = 167 kJ/mol
Fator pré-exponencial (A) = 1,6×10¹¹ M⁻¹s⁻¹
Fator estérico ≈ 0,16 (16% das colisões têm orientação adequada)

🔥 Reações Exotérmicas

Característica: ΔH < 0

Energia: Produtos mais estáveis que reagentes

Exemplo: Combustões

Ea reversa: Ea(reversa) = Ea(direta) – ΔH

❄️ Reações Endotérmicas

Característica: ΔH > 0

Energia: Produtos menos estáveis que reagentes

Exemplo: Decomposições térmicas

Ea reversa: Ea(reversa) = Ea(direta) + |ΔH|

4.2 Mecanismos de Reação

O mecanismo de reação descreve a sequência detalhada de etapas elementares pelas quais os reagentes se transformam em produtos. Cada etapa elementar tem sua própria lei de velocidade.

🔍 Características dos Mecanismos

Etapas elementares: Processos que ocorrem em uma única colisão
Intermediários: Espécies formadas e consumidas durante o mecanismo
Etapa determinante: Etapa mais lenta que controla a velocidade global
Molecularidade: Número de moléculas que participam de uma etapa elementar

🔬 Mecanismo da Reação NO₂ + CO → NO + CO₂

Reação global: NO₂(g) + CO(g) → NO(g) + CO₂(g)

Lei de velocidade experimental: v = k[NO₂]²

Etapa 1 (lenta):

NO₂(g) + NO₂(g) → NO₃(g) + NO(g)
v₁ = k₁[NO₂]²

Etapa 2 (rápida):

NO₃(g) + CO(g) → NO₂(g) + CO₂(g)
v₂ = k₂[NO₃][CO]

Análise do mecanismo:

Intermediário: NO₃ (formado na etapa 1, consumido na etapa 2)
Etapa determinante: Etapa 1 (mais lenta)
Lei de velocidade: v = k₁[NO₂]² (coincide com experimental)
Soma das etapas: Reproduz a reação global

✅ Validação do Mecanismo:

Lei de velocidade teórica = experimental
Soma das etapas = reação global
Intermediários cancelam na soma
Mecanismo é quimicamente plausível

Molecularidade	Definição	Lei de Velocidade	Exemplo
Unimolecular	1 molécula reagente	v = k[A]	A → produtos
Bimolecular	2 moléculas reagentes	v = k[A][B] ou k[A]²	A + B → produtos
Trimolecular	3 moléculas reagentes	v = k[A][B][C]	A + B + C → produtos

4.3 Catálise

Catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade de reação sem serem consumidas no processo. Eles funcionam oferecendo um caminho alternativo com menor energia de ativação.

Sem Catalisador

Ea = 105 kJ/mol

Características:

Alta energia de ativação
Velocidade baixa
Caminho direto

Com Catalisador

Ea = 58 kJ/mol

Características:

Menor energia de ativação
Velocidade alta
Caminho alternativo

🧪 Catálise Homogênea

Definição: Catalisador na mesma fase dos reagentes

Vantagens:

Alta seletividade
Condições brandas
Controle preciso

Desvantagens:

Difícil separação
Possível desativação

Exemplo: H₂SO₄ na esterificação

⚗️ Catálise Heterogênea

Definição: Catalisador em fase diferente dos reagentes

Vantagens:

Fácil separação
Reutilização
Estabilidade térmica

Desvantagens:

Limitação por difusão
Envenenamento

Exemplo: Pt na hidrogenação

🧬 Catálise Enzimática

Definição: Catálise por enzimas (proteínas)

Características:

Altíssima especificidade
Condições fisiológicas
Regulação alostérica

Mecanismo:

Formação do complexo ES
Estabilização do estado de transição

Exemplo: Catalase (H₂O₂ → H₂O + O₂)

🏭 Processo Haber-Bosch – Síntese da Amônia

Reação: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) ΔH = -92 kJ/mol

Parâmetro	Sem Catalisador	Com Fe/K₂O/Al₂O₃	Observação
Temperatura	1000°C	400-500°C	Economia de energia
Pressão	1000 atm	150-300 atm	Menor custo operacional
Velocidade	Muito baixa	Comercialmente viável	Produção industrial
Rendimento	~5%	15-25%	Recirculação necessária

Mecanismo catalítico (superfície de Fe):

1. Adsorção:

N₂(g) + 2* → 2N(ads)
H₂(g) + 2* → 2H(ads)

2. Reação superficial:

N(ads) + H(ads) → NH(ads)
NH(ads) + H(ads) → NH₂(ads)
NH₂(ads) + H(ads) → NH₃(ads)

3. Dessorção:

NH₃(ads) → NH₃(g) + *

Função dos promotores:

K₂O: Aumenta a força de adsorção do N₂
Al₂O₃: Previne sinterização do Fe, mantém área superficial

🌱 Aplicações Modernas da Catálise

🚗 Catalisadores Automotivos

Função: Redução de poluentes

Reações:

2CO + O₂ → 2CO₂
2NO → N₂ + O₂
C₈H₁₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

Catalisador: Pt/Pd/Rh em cerâmica

🔋 Células a Combustível

Reação: 2H₂ + O₂ → 2H₂O

Catalisador: Pt nanoparticulado

Desafio: Reduzir quantidade de Pt

Alternativas: Ligas Pt-Co, catalisadores não-nobres

♻️ Química Verde

Objetivo: Processos sustentáveis

Estratégias:

Catálise aquosa
Biocatálise
Catálise fotoquímica

Benefícios: Menor impacto ambiental

🎓 APOSTILA COMPLETA

Termodinâmica e Cinética Química
Material completo para a Prova Nacional Docente

✅ Leis da Termodinâmica
Fundamentos e aplicações práticas

✅ Termoquímica
Entalpia, calorimetria e Lei de Hess

✅ Cinética Química
Velocidade, ordem e mecanismos

✅ Catálise
Teoria e aplicações industriais

📘 Prompt 4 – Equilíbrios Químicos

📘 Apostila PND Química – Equilíbrios Químicos

Prova Nacional Docente – Área Específica de Química

Eixo: Equilíbrios Químicos
Ácido-Base • Solubilidade • Complexos • pH e pOH • Titulações • Sistemas Tampão

Fundamentos do Equilíbrio Químico

1.1 Conceitos Fundamentais

O equilíbrio químico é um estado dinâmico onde as velocidades das reações direta e inversa são iguais, resultando em concentrações constantes de reagentes e produtos. Este conceito é fundamental para compreender a maioria dos processos químicos e biológicos.

Reagentes
A + B
v₁ = k₁[A][B]

⇌

Produtos
C + D
v₂ = k₂[C][D]

No equilíbrio: v₁ = v₂
k₁[A][B] = k₂[C][D]

Constante de Equilíbrio:
K = k₁/k₂ = [C][D]/[A][B]

⚖️ Características do Equilíbrio Químico

Estado dinâmico: Reações continuam ocorrendo em ambas as direções
Velocidades iguais: v_direta = v_inversa
Concentrações constantes: [reagentes] e [produtos] não variam
Propriedades macroscópicas constantes: Cor, temperatura, pH
Pode ser perturbado: Mudanças nas condições alteram o equilíbrio
Reversível: Pode ser atingido de qualquer direção

📊 Constante de Equilíbrio (K)

Definição: Razão entre produtos e reagentes em equilíbrio

aA + bB ⇌ cC + dD
K = [C]ᶜ[D]ᵈ/[A]ᵃ[B]ᵇ

Características:

Depende apenas da temperatura
Adimensional (convenção)
K > 1: favorece produtos
K < 1: favorece reagentes

🔄 Quociente de Reação (Q)

Definição: Razão entre produtos e reagentes em qualquer momento

Q = [C]ᶜ[D]ᵈ/[A]ᵃ[B]ᵇ
(concentrações instantâneas)

Interpretação:

Q = K: sistema em equilíbrio
Q < K: reação favorece produtos
Q > K: reação favorece reagentes

⚗️ Cálculo de Constante de Equilíbrio

Reação: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)

Condições: 500°C, após atingir o equilíbrio

Espécie	Concentração Inicial (M)	Variação (M)	Concentração no Equilíbrio (M)
N₂	1,00	-0,15	0,85
H₂	3,00	-0,45	2,55
NH₃	0,00	+0,30	0,30

Cálculo da constante:

K = [NH₃]²/([N₂][H₂]³)

K = (0,30)²/((0,85)(2,55)³)

K = 0,090/(0,85 × 16,58)

K = 0,090/14,09 = 6,4×10⁻³

Interpretação: K < 1 indica que o equilíbrio favorece os reagentes (N₂ e H₂), o que está de acordo com as baixas conversões observadas industrialmente nesta temperatura.

1.2 Princípio de Le Châtelier

O Princípio de Le Châtelier estabelece que quando um sistema em equilíbrio é perturbado, ele se desloca na direção que minimiza a perturbação, buscando um novo estado de equilíbrio.

📈 Efeito da Concentração

Adição de reagente: Equilíbrio desloca para a direita

Adição de produto: Equilíbrio desloca para a esquerda

Remoção de reagente: Equilíbrio desloca para a esquerda

Remoção de produto: Equilíbrio desloca para a direita

A + B ⇌ C + D
↑[A] → mais C e D
↑[C] → mais A e B

🌡️ Efeito da Temperatura

Reação exotérmica (ΔH < 0):

↑T: equilíbrio desloca para reagentes
↓T: equilíbrio desloca para produtos

Reação endotérmica (ΔH > 0):

↑T: equilíbrio desloca para produtos
↓T: equilíbrio desloca para reagentes

A + B ⇌ C + D + calor
↑T ← ⇌ →
↓T → ⇌ ←

💨 Efeito da Pressão

Aplicável apenas a gases

↑Pressão: Favorece o lado com menor número de mols de gás

↓Pressão: Favorece o lado com maior número de mols de gás

N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃
4 mols → 2 mols
↑P favorece NH₃
↓P favorece N₂ + H₂

⚡ Efeito do Catalisador

Não altera a posição do equilíbrio

Acelera ambas as reações: Direta e inversa igualmente

Reduz o tempo: Para atingir o equilíbrio

Não altera K: Constante permanece igual

Sem catalisador: t = 10 h
Com catalisador: t = 1 h
Mesmo K e composição final

🏭 Aplicação Industrial – Síntese da Amônia

Reação: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) ΔH = -92 kJ/mol

Condição	Efeito no Equilíbrio	Justificativa	Aplicação Industrial
Alta Pressão (150-300 atm)	Favorece NH₃	4 mols → 2 mols	Maior rendimento
Temperatura Moderada (400-500°C)	Compromisso	Velocidade vs Rendimento	Otimização econômica
Catalisador (Fe/K₂O)	Não altera posição	Acelera ambas direções	Viabilidade cinética
Remoção contínua de NH₃	Favorece formação	Diminui [NH₃]	Conversão completa

💡 Estratégia Industrial:

O processo Haber-Bosch usa condições que não maximizam o rendimento termodinâmico, mas otimizam a relação custo-benefício considerando velocidade de reação, consumo energético e custos de equipamentos.

1.3 Relação entre K e Termodinâmica

A constante de equilíbrio está intimamente relacionada com a energia livre de Gibbs (ΔG°), fornecendo informações sobre a espontaneidade e extensão das reações químicas.

ΔG° = -RT ln K

Onde:
ΔG° = variação da energia livre padrão
R = constante dos gases (8,314 J/mol·K)
T = temperatura absoluta (K)
K = constante de equilíbrio

✅ ΔG° < 0 (Espontânea)

Característica: K > 1

Significado: Reação favorece produtos

Exemplo: Combustões

ΔG° = -50 kJ/mol
K = e^(50000/RT) >> 1

⚖️ ΔG° = 0 (Equilíbrio)

Característica: K = 1

Significado: Reagentes e produtos igualmente favorecidos

Condição: Sistema em equilíbrio padrão

ΔG° = 0
ln K = 0
K = 1

❌ ΔG° > 0 (Não-espontânea)

Característica: K < 1

Significado: Reação favorece reagentes

Exemplo: Decomposições endotérmicas

ΔG° = +30 kJ/mol
K = e^(-30000/RT) << 1

🧮 Cálculo de ΔG° a partir de K

Reação: 2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g)

Dados: T = 727°C (1000 K), K = 3,0×10⁴

Cálculo de ΔG°:

ΔG° = -RT ln K

ΔG° = -(8,314 J/mol·K)(1000 K) ln(3,0×10⁴)

ΔG° = -8314 × ln(30000)

ΔG° = -8314 × 10,31

ΔG° = -85,7 kJ/mol

Interpretação:

ΔG° < 0: Reação espontânea nas condições padrão
K >> 1: Equilíbrio fortemente deslocado para produtos
Aplicação: Produção industrial de SO₃ para H₂SO₄

ΔG° (kJ/mol)	K (25°C)	Interpretação	Exemplo
< -40	> 10⁷	Reação praticamente completa	Combustões
-40 a -10	10² a 10⁷	Favorece produtos	Muitas sínteses
-10 a +10	10⁻² a 10²	Equilíbrio significativo	Esterificações
+10 a +40	10⁻⁷ a 10⁻²	Favorece reagentes	Decomposições
> +40	< 10⁻⁷	Reação não ocorre	Reações impossíveis

Equilíbrios Ácido-Base

2.1 Teorias Ácido-Base

As teorias ácido-base evoluíram para explicar diferentes aspectos do comportamento químico. Cada teoria tem sua aplicabilidade específica e contribui para o entendimento completo dos equilíbrios ácido-base.

🧪 Teoria de Arrhenius

Ácido: Substância que libera H⁺ em solução aquosa

Base: Substância que libera OH⁻ em solução aquosa

HCl → H⁺ + Cl⁻
NaOH → Na⁺ + OH⁻
H⁺ + OH⁻ → H₂O

Limitações:

Apenas soluções aquosas
NH₃ não se enquadra
Não explica força ácida/básica

💧 Teoria de Brønsted-Lowry

Ácido: Doador de prótons (H⁺)

Base: Receptor de prótons (H⁺)

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻
ácido₁ + base₂ → ácido₂ + base₁
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻

Vantagens:

Inclui solventes não-aquosos
Explica NH₃ como base
Conceito de pares conjugados

⚛️ Teoria de Lewis

Ácido: Receptor de par de elétrons

Base: Doador de par de elétrons

BF₃ + NH₃ → F₃B-NH₃
ácido + base → aduto
Al³⁺ + 6H₂O → [Al(H₂O)₆]³⁺

Aplicações:

Complexos metálicos
Catálise ácida
Reações sem prótons

🔍 Identificação de Ácidos e Bases

Reação: HSO₄⁻ + H₂O ⇌ H₃O⁺ + SO₄²⁻

Espécie	Função	Par Conjugado	Observação
HSO₄⁻	Ácido₁	SO₄²⁻ (base₁)	Doa H⁺
H₂O	Base₂	H₃O⁺ (ácido₂)	Recebe H⁺
H₃O⁺	Ácido₂	H₂O (base₂)	Pode doar H⁺
SO₄²⁻	Base₁	HSO₄⁻ (ácido₁)	Pode receber H⁺

Análise:

Pares conjugados: HSO₄⁻/SO₄²⁻ e H₃O⁺/H₂O
Anfótero: H₂O pode atuar como ácido ou base
Força relativa: HSO₄⁻ é ácido mais forte que H₃O⁺

2.2 pH, pOH e Autoionização da Água

A água pura sofre autoionização, estabelecendo um equilíbrio que define as escalas de pH e pOH. Este equilíbrio é fundamental para todos os cálculos de ácido-base em meio aquoso.

Autoionização da água:
2H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)

Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1,0×10⁻¹⁴ (25°C)

pH = -log[H₃O⁺]
pOH = -log[OH⁻]
pH + pOH = 14 (25°C)

0
Muito
Ácido

6
Ácido

7
Neutro

8
Básico

14
Muito
Básico

🔴 Soluções Ácidas

Característica: [H₃O⁺] > [OH⁻]

pH: < 7

pOH: > 7

[H₃O⁺] > 1,0×10⁻⁷ M
[OH⁻] < 1,0×10⁻⁷ M

Exemplos:

Suco de limão: pH ≈ 2
Café: pH ≈ 5
Chuva ácida: pH < 5,6

🟢 Soluções Neutras

Característica: [H₃O⁺] = [OH⁻]

pH: = 7

pOH: = 7

[H₃O⁺] = [OH⁻] = 1,0×10⁻⁷ M

Exemplos:

Água pura: pH = 7,00
Solução de NaCl: pH ≈ 7
Sangue: pH ≈ 7,4 (levemente básico)

🔵 Soluções Básicas

Característica: [H₃O⁺] < [OH⁻]

pH: > 7

pOH: < 7

[H₃O⁺] < 1,0×10⁻⁷ M
[OH⁻] > 1,0×10⁻⁷ M

Exemplos:

Amônia doméstica: pH ≈ 11
Sabão: pH ≈ 9
Soda cáustica: pH ≈ 14

🧮 Cálculos de pH e pOH

Exemplo 1: Calcule o pH de uma solução de HCl 0,025 M

HCl é ácido forte → ionização completa
[H₃O⁺] = [HCl] = 0,025 M

pH = -log[H₃O⁺]
pH = -log(0,025)
pH = -log(2,5×10⁻²)
pH = -(log 2,5 + log 10⁻²)
pH = -(0,40 – 2) = 1,60

Exemplo 2: Calcule o pOH de uma solução de NaOH 0,0050 M

NaOH é base forte → dissociação completa
[OH⁻] = [NaOH] = 0,0050 M

pOH = -log[OH⁻]
pOH = -log(0,0050)
pOH = -log(5,0×10⁻³)
pOH = 2,30

pH = 14 – pOH = 14 – 2,30 = 11,70

Exemplo 3: Uma solução tem pH = 8,25. Calcule [H₃O⁺] e [OH⁻]

[H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ = 10⁻⁸’²⁵
[H₃O⁺] = 5,6×10⁻⁹ M

[OH⁻] = Kw/[H₃O⁺]
[OH⁻] = (1,0×10⁻¹⁴)/(5,6×10⁻⁹)
[OH⁻] = 1,8×10⁻⁶ M

🌡️ Efeito da Temperatura no Kw:

25°C: Kw = 1,0×10⁻¹⁴, pH neutro = 7,00
37°C: Kw = 2,4×10⁻¹⁴, pH neutro = 6,81
100°C: Kw = 5,1×10⁻¹³, pH neutro = 6,14
Regra: Temperatura ↑ → Kw ↑ → pH neutro ↓

2.3 Ácidos e Bases Fracos

Ácidos e bases fracos estabelecem equilíbrios em solução aquosa, não se ionizando completamente. Suas constantes de ionização (Ka e Kb) determinam a força e o comportamento em solução.

Ácido fraco: HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻
Ka = [H₃O⁺][A⁻]/[HA]

Base fraca: B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻
Kb = [BH⁺][OH⁻]/[B]

Relação: Ka × Kb = Kw (par conjugado)

🔬 Constante de Ionização (Ka)

Definição: Medida da força de um ácido

Interpretação:

Ka > 10⁻³: ácido forte
10⁻³ > Ka > 10⁻¹⁰: ácido fraco
Ka < 10⁻¹⁰: ácido muito fraco

pKa = -log Ka
Quanto menor pKa,
mais forte o ácido

⚗️ Grau de Ionização (α)

Definição: Fração de moléculas ionizadas

α = [H₃O⁺]/[HA]₀

α = √(Ka/C₀)
(para ácidos fracos)

Interpretação:

α × 100% = % ionização
α ↑ quando C₀ ↓ (diluição)
α depende de Ka e concentração

Ácido	Fórmula	Ka (25°C)	pKa	Classificação
Ácido fórmico	HCOOH	1,8×10⁻⁴	3,74	Fraco
Ácido acético	CH₃COOH	1,8×10⁻⁵	4,74	Fraco
Ácido carbônico	H₂CO₃	4,3×10⁻⁷	6,37	Muito fraco
Ácido hipocloroso	HClO	3,0×10⁻⁸	7,52	Muito fraco
Ácido bórico	H₃BO₃	5,4×10⁻¹⁰	9,27	Muito fraco

🧪 Cálculo de pH de Ácido Fraco

Problema: Calcule o pH de uma solução de ácido acético 0,10 M

Dados: Ka(CH₃COOH) = 1,8×10⁻⁵

Equilíbrio: CH₃COOH + H₂O ⇌ H₃O⁺ + CH₃COO⁻

Espécie	Inicial (M)	Variação (M)	Equilíbrio (M)
CH₃COOH	0,10	-x	0,10 – x
H₃O⁺	0	+x	x
CH₃COO⁻	0	+x	x

Expressão de Ka:
Ka = [H₃O⁺][CH₃COO⁻]/[CH₃COOH]
1,8×10⁻⁵ = x²/(0,10 – x)

Aproximação (x << 0,10):
1,8×10⁻⁵ ≈ x²/0,10
x² = 1,8×10⁻⁶
x = 1,34×10⁻³ M

Verificação:
x/C₀ = 1,34×10⁻³/0,10 = 0,0134 = 1,34%
Como < 5%, aproximação é válida

pH:
pH = -log(1,34×10⁻³) = 2,87

Grau de ionização:

α = x/C₀ = 1,34×10⁻³/0,10 = 0,0134 = 1,34%

Sistemas Tampão e Titulações

3.1 Sistemas Tampão

Sistemas tampão são soluções que resistem a mudanças significativas de pH quando pequenas quantidades de ácido ou base são adicionadas. São essenciais em processos biológicos e aplicações analíticas.

🛡️ Composição de um Sistema Tampão

Tipo 1: Ácido Fraco + Sal

Componentes:

Ácido fraco (HA)
Sal da base conjugada (A⁻)

Exemplo: CH₃COOH + CH₃COONa

HA + OH⁻ → A⁻ + H₂O
A⁻ + H₃O⁺ → HA + H₂O

Tipo 2: Base Fraca + Sal

Componentes:

Base fraca (B)
Sal do ácido conjugado (BH⁺)

Exemplo: NH₃ + NH₄Cl

B + H₃O⁺ → BH⁺ + H₂O
BH⁺ + OH⁻ → B + H₂O

Equação de Henderson-Hasselbalch:

pH = pKa + log([A⁻]/[HA])

ou

pOH = pKb + log([BH⁺]/[B])

🧮 Cálculo de pH de Sistema Tampão

Problema: Calcule o pH de uma solução tampão contendo CH₃COOH 0,15 M e CH₃COONa 0,25 M

Dados: Ka(CH₃COOH) = 1,8×10⁻⁵, pKa = 4,74

Usando Henderson-Hasselbalch:

pH = pKa + log([CH₃COO⁻]/[CH₃COOH])

pH = 4,74 + log(0,25/0,15)

pH = 4,74 + log(1,67)

pH = 4,74 + 0,22 = 4,96

Teste da capacidade tampão:

Adição de 0,01 mol de HCl a 1 L da solução tampão:

HCl + CH₃COO⁻ → CH₃COOH + Cl⁻

[CH₃COOH]final = 0,15 + 0,01 = 0,16 M
[CH₃COO⁻]final = 0,25 – 0,01 = 0,24 M

pH = 4,74 + log(0,24/0,16)
pH = 4,74 + 0,18 = 4,92

Variação: ΔpH = 4,92 – 4,96 = -0,04

Comparação com água pura:

Adição de 0,01 M HCl em água: pH = 2,00 (ΔpH = -5,00)

Eficiência: O tampão reduz a variação de pH em mais de 100 vezes!

💪 Capacidade Tampão

Definição: Quantidade de ácido/base que o tampão pode neutralizar

Fatores:

Concentração total dos componentes
Razão [A⁻]/[HA] próxima de 1
pKa próximo do pH desejado

Faixa efetiva:
pH = pKa ± 1

🧬 Tampões Biológicos

Importância: Manutenção do pH fisiológico

Exemplos:

Sangue: HCO₃⁻/H₂CO₃ (pH 7,4)
Células: HPO₄²⁻/H₂PO₄⁻ (pH 7,2)
Proteínas: grupos amino/carboxila

CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃
H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻

🏥 Aplicações dos Sistemas Tampão

🩸 Sistema Sanguíneo

Componentes: H₂CO₃/HCO₃⁻

pH normal: 7,35 – 7,45

Regulação:

Pulmões: eliminam CO₂
Rins: excretam H⁺
Hemoglobina: tampão adicional

🧪 Laboratório

Usos:

Calibração de pHmetros
Reações enzimáticas
Eletroforese
Cromatografia

Tampões comuns: Fosfato, Tris, HEPES

🏭 Indústria

Aplicações:

Controle de pH em processos
Tratamento de águas
Produção de medicamentos
Conservação de alimentos

3.2 Titulações Ácido-Base

Titulações são técnicas analíticas quantitativas que permitem determinar a concentração de soluções através da reação com soluções de concentração conhecida. As curvas de titulação fornecem informações valiosas sobre o sistema estudado.

📈 Curva de Titulação: Ácido Forte vs Base Forte

Início

pH baixo

Excesso de H⁺

PONTO DE EQUIVALÊNCIA
pH = 7,00
Salto de pH: 4-10

Reação: H⁺ + OH⁻ → H₂O

Final

pH alto

Excesso de OH⁻

💪 Ácido Forte + Base Forte

Características:

Ponto de equivalência: pH = 7
Salto de pH acentuado
Qualquer indicador serve

Exemplo: HCl + NaOH

HCl + NaOH → NaCl + H₂O
Sal neutro: pH = 7

🔬 Ácido Fraco + Base Forte

Características:

Ponto de equivalência: pH > 7
Salto de pH menos acentuado
Indicador: fenolftaleína

Exemplo: CH₃COOH + NaOH

CH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O
CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻

⚗️ Ácido Forte + Base Fraca

Características:

Ponto de equivalência: pH < 7
Salto de pH menos acentuado
Indicador: alaranjado de metila

Exemplo: HCl + NH₃

HCl + NH₃ → NH₄Cl
NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺

Alaranjado de Metila

Faixa: pH 3,1 – 4,4

Cores: Vermelho → Amarelo

Uso: Ácido forte + Base fraca

Azul de Bromotimol

Faixa: pH 6,0 – 7,6

Cores: Amarelo → Azul

Uso: Ácido forte + Base forte

Fenolftaleína

Faixa: pH 8,2 – 10,0

Cores: Incolor → Rosa

Uso: Ácido fraco + Base forte

🧪 Cálculo de Titulação

Problema: 25,0 mL de solução de HCl são titulados com NaOH 0,150 M. O ponto de equivalência é atingido com 18,6 mL de NaOH. Calcule a concentração do HCl.

Reação: HCl + NaOH → NaCl + H₂O
Proporção estequiométrica: 1:1

Mols de NaOH:
n(NaOH) = M × V = 0,150 mol/L × 0,0186 L
n(NaOH) = 2,79×10⁻³ mol

Mols de HCl:
n(HCl) = n(NaOH) = 2,79×10⁻³ mol

Concentração do HCl:
M(HCl) = n/V = 2,79×10⁻³ mol / 0,0250 L
M(HCl) = 0,112 M

Verificação:

M₁V₁ = M₂V₂
0,112 × 25,0 = 0,150 × 18,6
2,80 = 2,79 ✓

3.3 Hidrólise de Sais

A hidrólise de sais ocorre quando íons provenientes de ácidos ou bases fracas reagem com a água, alterando o pH da solução. Este fenômeno explica por que nem todos os sais produzem soluções neutras.

🟢 Sal de Ácido Forte + Base Forte

Comportamento: Não sofre hidrólise

pH: ≈ 7 (neutro)

Exemplos: NaCl, KBr, CaSO₄

NaCl → Na⁺ + Cl⁻
Na⁺ e Cl⁻ não reagem com H₂O
pH = 7,00

🔵 Sal de Ácido Fraco + Base Forte

Comportamento: Hidrólise básica

pH: > 7 (básico)

Exemplos: CH₃COONa, Na₂CO₃

CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻
Kh = Kw/Ka
pH > 7

🔴 Sal de Ácido Forte + Base Fraca

Comportamento: Hidrólise ácida

pH: < 7 (ácido)

Exemplos: NH₄Cl, AlCl₃

NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺
Kh = Kw/Kb
pH < 7

🟡 Sal de Ácido Fraco + Base Fraca

Comportamento: Hidrólise dupla

pH: Depende de Ka e Kb

Exemplos: CH₃COONH₄

Se Ka > Kb → pH < 7
Se Ka < Kb → pH > 7
Se Ka = Kb → pH = 7

🧮 Cálculo de pH por Hidrólise

Problema: Calcule o pH de uma solução de acetato de sódio (CH₃COONa) 0,10 M

Dados: Ka(CH₃COOH) = 1,8×10⁻⁵

Hidrólise do íon acetato:

CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻

Kh = Kw/Ka = (1,0×10⁻¹⁴)/(1,8×10⁻⁵)
Kh = 5,6×10⁻¹⁰

Espécie	Inicial (M)	Variação (M)	Equilíbrio (M)
CH₃COO⁻	0,10	-x	0,10 – x
CH₃COOH	0	+x	x
OH⁻	0	+x	x

Expressão de Kh:
Kh = [CH₃COOH][OH⁻]/[CH₃COO⁻]
5,6×10⁻¹⁰ = x²/(0,10 – x)

Aproximação (x << 0,10):
5,6×10⁻¹⁰ ≈ x²/0,10
x² = 5,6×10⁻¹¹
x = [OH⁻] = 7,5×10⁻⁶ M

pOH e pH:
pOH = -log(7,5×10⁻⁶) = 5,12
pH = 14 – 5,12 = 8,88

Conclusão: A solução é básica (pH > 7) devido à hidrólise do íon acetato.

🎓 APOSTILA COMPLETA

Equilíbrios Químicos
Material completo para a Prova Nacional Docente

✅ Fundamentos
Constantes e Princípio de Le Châtelier

✅ Ácido-Base
pH, pOH e teorias ácido-base

✅ Sistemas Tampão
Henderson-Hasselbalch e aplicações

✅ Titulações
Curvas e indicadores ácido-base

📘 Prompt 5 – Eletroquímica e Propriedades Coligativas

📘 Apostila PND Química – Eletroquímica e Propriedades Coligativas

Prova Nacional Docente – Área Específica de Química

Eixo: Eletroquímica e Propriedades Coligativas
Células Galvânicas • Eletrólise • Potenciais • Osmose • Crioscopia • Ebulioscopia

Fundamentos da Eletroquímica

1.1 Reações de Oxidação-Redução

As reações de oxidação-redução (redox) envolvem transferência de elétrons entre espécies químicas. Estes processos são fundamentais para a eletroquímica e ocorrem em células galvânicas, eletrólise e corrosão.

🔄 Conceitos Fundamentais

🔴 Oxidação

Definição: Perda de elétrons

Número de oxidação: Aumenta

Agente: Redutor (sofre oxidação)

Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
NOx: 0 → +2
(Zn é oxidado)

🔵 Redução

Definição: Ganho de elétrons

Número de oxidação: Diminui

Agente: Oxidante (sofre redução)

Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
NOx: +2 → 0
(Cu²⁺ é reduzido)

⚡ Regras para Número de Oxidação (NOx)

Elemento livre: NOx = 0 (H₂, O₂, Cl₂, etc.)
Íon monoatômico: NOx = carga do íon (Na⁺ = +1, Cl⁻ = -1)
Hidrogênio: NOx = +1 (exceto em hidretos: -1)
Oxigênio: NOx = -2 (exceto em peróxidos: -1)
Metais alcalinos: NOx = +1 sempre
Metais alcalino-terrosos: NOx = +2 sempre
Soma dos NOx: = carga total da espécie

🧮 Balanceamento de Equações Redox

Reação: MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ (meio ácido)

Passo 1: Identificar as semi-reações

Oxidação: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻
Redução: MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O

Passo 2: Balancear elétrons

Oxidação: 5 × (Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻)
Redução: 1 × (MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O)

Passo 3: Somar as semi-reações

MnO₄⁻ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O

Verificação:

Átomos: Mn(1), Fe(5), O(4), H(8) ✓
Cargas: Esquerda: -1+10+8 = +17, Direita: +2+15 = +17 ✓

Agente Oxidante	Semi-reação de Redução	Força Oxidante	Aplicação
F₂	F₂ + 2e⁻ → 2F⁻	Muito forte	Fluoração
MnO₄⁻	MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O	Forte	Titulações
Cr₂O₇²⁻	Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O	Forte	Análises
H₂O₂	H₂O₂ + 2H⁺ + 2e⁻ → 2H₂O	Moderada	Desinfecção
I₂	I₂ + 2e⁻ → 2I⁻	Fraca	Iodometria

1.2 Células Galvânicas

Células galvânicas (ou voltaicas) convertem energia química em energia elétrica através de reações redox espontâneas. São a base das pilhas e baterias que utilizamos no cotidiano.

🔋 Estrutura de uma Célula Galvânica

ÂNODO (-)
Zn | Zn²⁺
Oxidação
Zn → Zn²⁺ + 2e⁻

Ponte Salina
KCl

CÁTODO (+)
Cu²⁺ | Cu
Redução
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

Reação Global:
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Notação da Célula:
Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)

⚡ Componentes da Célula

Ânodo: Eletrodo onde ocorre oxidação (polo negativo)

Cátodo: Eletrodo onde ocorre redução (polo positivo)

Ponte salina: Permite fluxo iônico, mantém neutralidade

Circuito externo: Conduz elétrons do ânodo ao cátodo

🔄 Fluxo de Partículas

Elétrons: Ânodo → Cátodo (circuito externo)

Cátions: Migram para o cátodo

Ânions: Migram para o ânodo

Corrente convencional: Cátodo → Ânodo

🔋 Pilha de Daniell

Descrição: Célula galvânica clássica com eletrodos de Zn e Cu

Componente	Ânodo	Cátodo
Eletrodo	Zn metálico	Cu metálico
Solução	ZnSO₄ 1M	CuSO₄ 1M
Semi-reação	Zn → Zn²⁺ + 2e⁻	Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
Polaridade	Negativa (-)	Positiva (+)
Observação	Eletrodo se dissolve	Deposição de Cu

💡 Lembrete Importante:

AN-OX-CAT-RED: ÂNodo = OXidação, CÁTodo = REDução

Polaridade: Em células galvânicas, ânodo é negativo e cátodo é positivo

1.3 Potenciais de Eletrodo

O potencial de eletrodo é uma medida da tendência de uma espécie química sofrer redução. Os potenciais padrão de redução permitem prever a espontaneidade das reações e calcular a força eletromotriz das células.

Potencial Padrão de Redução (E°):

Medido em condições padrão:
• Concentrações: 1 M
• Pressão: 1 atm
• Temperatura: 25°C

Referência: 2H⁺ + 2e⁻ → H₂ E° = 0,00 V

Semi-reação de Redução	E° (V)	Força Oxidante	Observação
F₂ + 2e⁻ → 2F⁻	+2,87	Muito forte	Mais oxidante
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O	+1,51	Forte	Meio ácido
Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻	+1,36	Forte	Gás cloro
Ag⁺ + e⁻ → Ag	+0,80	Moderada	Metal nobre
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu	+0,34	Fraca	Cobre
2H⁺ + 2e⁻ → H₂	0,00	Referência	Eletrodo padrão
Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn	-0,76	–	Bom redutor
Al³⁺ + 3e⁻ → Al	-1,66	–	Forte redutor
Li⁺ + e⁻ → Li	-3,05	–	Mais redutor

Cálculo da FEM da célula:

E°célula = E°cátodo – E°ânodo

ou

E°célula = E°redução – E°oxidação

Se E°célula > 0 → Reação espontânea
Se E°célula < 0 → Reação não-espontânea

⚡ Cálculo de Potencial de Célula

Problema: Calcule o potencial da célula Zn | Zn²⁺ || Ag⁺ | Ag

Dados: E°(Zn²⁺/Zn) = -0,76 V, E°(Ag⁺/Ag) = +0,80 V

Identificação dos eletrodos:

Ânodo (oxidação): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ E°ox = +0,76 V
Cátodo (redução): Ag⁺ + e⁻ → Ag E°red = +0,80 V

Balanceamento:

Ânodo: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
Cátodo: 2 × (Ag⁺ + e⁻ → Ag)

Global: Zn + 2Ag⁺ → Zn²⁺ + 2Ag

Cálculo do potencial:

E°célula = E°cátodo – E°ânodo
E°célula = (+0,80) – (-0,76)
E°célula = +1,56 V

Interpretação: E° > 0, logo a reação é espontânea. A célula pode fornecer 1,56 V.

🎯 Regras Práticas:

Maior E°: Melhor oxidante (sofre redução)
Menor E°: Melhor redutor (sofre oxidação)
Espontaneidade: Oxidante forte + Redutor forte
Potencial não depende: Da quantidade de material

Equação de Nernst e Eletrólise

2.1 Equação de Nernst

A equação de Nernst permite calcular o potencial de eletrodo em condições não-padrão, considerando o efeito das concentrações, temperatura e pressão sobre o potencial da célula eletroquímica.

Equação de Nernst:

E = E° – (RT/nF) ln Q

A 25°C:
E = E° – (0,0592/n) log Q

Onde:
E = potencial em condições não-padrão
E° = potencial padrão
n = número de elétrons transferidos
Q = quociente de reação

📊 Fatores que Afetam o Potencial

Concentração:

↑[oxidante] → ↑E (mais positivo)
↑[redutor] → ↓E (menos positivo)

Temperatura:

Afeta através do termo RT/nF
Geralmente pequeno efeito

⚖️ Quociente de Reação (Q)

Para a reação: aA + bB → cC + dD

Q = [C]ᶜ[D]ᵈ/[A]ᵃ[B]ᵇ

Observações:

Sólidos e líquidos puros: atividade = 1
Gases: usar pressões parciais
Soluções diluídas: usar concentrações

🧮 Aplicação da Equação de Nernst

Problema: Calcule o potencial da célula Zn | Zn²⁺(0,01 M) || Cu²⁺(2,0 M) | Cu

Dados: E°(Zn²⁺/Zn) = -0,76 V, E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V

Reação global:

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
n = 2 elétrons

Potencial padrão:

E°célula = E°cátodo – E°ânodo
E°célula = (+0,34) – (-0,76) = +1,10 V

Quociente de reação:

Q = [Zn²⁺]/[Cu²⁺] = 0,01/2,0 = 0,005

Aplicação de Nernst:

E = E° – (0,0592/n) log Q
E = 1,10 – (0,0592/2) log(0,005)
E = 1,10 – 0,0296 × (-2,30)
E = 1,10 + 0,068 = 1,17 V

Interpretação: O potencial é maior que o padrão devido à baixa concentração de Zn²⁺ e alta concentração de Cu²⁺.

🔋 Aplicações da Equação de Nernst

📱 Baterias

Monitoramento: Estado de carga

Otimização: Composição do eletrólito

Exemplo: Bateria de chumbo-ácido

E = 2,04 – 0,0592 log([H₂O]²/[H₂SO₄]²)

🧪 Eletrodos de Referência

Calomelano: Hg₂Cl₂/Hg

Ag/AgCl: Eletrodo de prata

Função: Potencial constante e conhecido

📊 Medidas de pH

Eletrodo de vidro: Sensível a H⁺

E = E° – 0,0592 pH

Vantagem: Medida direta e precisa

2.2 Eletrólise

A eletrólise é um processo não-espontâneo que utiliza energia elétrica para promover reações químicas. É fundamental na produção industrial de metais, gases e compostos químicos.

⚡ Célula Eletrolítica

ÂNODO (+)
Eletrodo positivo
Oxidação
2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻

FONTE EXTERNA

Solução de NaCl

CÁTODO (-)
Eletrodo negativo
Redução
2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻

⚠️ Diferença Importante:

Na eletrólise, a polaridade é oposta às células galvânicas: ânodo é positivo (+) e cátodo é negativo (-).

🧊 Eletrólise Ígnea

Condições: Sal fundido, alta temperatura

Vantagem: Não há competição com H₂O

Exemplo: NaCl fundido

Ânodo: 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻
Cátodo: Na⁺ + e⁻ → Na
Global: 2NaCl → 2Na + Cl₂

💧 Eletrólise Aquosa

Condições: Solução aquosa

Complicação: Competição com H₂O

Regra: Ocorre a reação mais fácil (menor potencial)

Possíveis no cátodo:
M^n+ + ne⁻ → M
2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻

Eletrólito	Reação no Ânodo	Reação no Cátodo	Produtos
NaCl(aq)	2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻	2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻	Cl₂, H₂, NaOH
CuSO₄(aq)	2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻	Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu	O₂, Cu, H₂SO₄
H₂SO₄(aq)	2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻	2H⁺ + 2e⁻ → H₂	O₂, H₂
NaCl(l)	2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻	Na⁺ + e⁻ → Na	Cl₂, Na

🏭 Eletrólise da Água

Processo: Decomposição da água em H₂ e O₂

Eletrólito: H₂SO₄ diluído (condutor)

Ânodo (+): 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻
Cátodo (-): 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂

Reação Global:
2H₂O → 2H₂ + O₂

Proporção volumétrica:
H₂ : O₂ = 2 : 1

Observações experimentais:

Cátodo: Maior volume de gás (H₂)
Ânodo: Menor volume de gás (O₂)
Teste: H₂ queima com “pop”, O₂ reaviva chama

💡 Aplicação Industrial:

A eletrólise da água é usada para produzir H₂ ultrapuro para a indústria eletrônica e como combustível limpo.

2.3 Leis de Faraday

As leis de Faraday estabelecem relações quantitativas entre a quantidade de eletricidade e a quantidade de substância produzida ou consumida na eletrólise, permitindo cálculos precisos em processos eletroquímicos.

Leis de Faraday:

1ª Lei: m ∝ Q (massa ∝ carga)
2ª Lei: m ∝ M/n (massa ∝ massa molar/elétrons)

Equação unificada:
m = (M × I × t)/(n × F)

Onde:
m = massa (g)
M = massa molar (g/mol)
I = corrente (A)
t = tempo (s)
n = número de elétrons
F = constante de Faraday (96.485 C/mol)

⚡ Grandezas Elétricas

Corrente (I): Fluxo de carga por tempo

Carga (Q): Q = I × t

Faraday (F): Carga de 1 mol de elétrons

1 F = 96.485 C/mol
1 F = 6,022×10²³ elétrons

🧮 Equivalente Eletroquímico

Definição: Massa depositada por 1 coulomb

E = M/(n × F)

m = E × Q = E × I × t

Unidade: g/C

🧮 Cálculos com as Leis de Faraday

Problema 1: Quanto cobre é depositado pela passagem de 2,0 A por 30 min em solução de CuSO₄?

Dados:

I = 2,0 A
t = 30 min = 1800 s
M(Cu) = 63,5 g/mol
n = 2 (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu)

m = (M × I × t)/(n × F)

m = (63,5 × 2,0 × 1800)/(2 × 96485)

m = 228600/192970 = 1,18 g

Problema 2: Que corrente é necessária para produzir 1,0 L de H₂ (CNTP) em 2 horas?

Dados:

V(H₂) = 1,0 L
n(H₂) = 1,0/22,4 = 0,0446 mol
t = 2 h = 7200 s
Reação: 2H⁺ + 2e⁻ → H₂

n(e⁻) = 2 × n(H₂) = 2 × 0,0446 = 0,0892 mol

Q = n(e⁻) × F = 0,0892 × 96485 = 8606 C

I = Q/t = 8606/7200 = 1,20 A

🏭 Aplicações Industriais da Eletrólise

🥄 Galvanoplastia

Processo: Revestimento metálico

Exemplos: Niquelação, cromação, douração

Vantagens: Proteção contra corrosão, estética

⚗️ Produção de Metais

Alumínio: Eletrólise da alumina (Al₂O₃)

Sódio: Eletrólise do NaCl fundido

Magnésio: Eletrólise do MgCl₂ fundido

🧪 Produção de Químicos

Cloro e NaOH: Eletrólise de salmoura

Hidrogênio: Eletrólise da água

Flúor: Eletrólise de fluoretos fundidos

Propriedades Coligativas

3.1 Fundamentos das Propriedades Coligativas

Propriedades coligativas são propriedades físicas das soluções que dependem apenas da quantidade de partículas de soluto dissolvidas, não da natureza química dessas partículas. São fundamentais para entender fenômenos como congelamento da água do mar e funcionamento de células vivas.

❄️ Crioscopia

Fenômeno: Diminuição do ponto de congelamento

Fórmula: ΔTc = Kc × m

Exemplo: Sal nas estradas no inverno

🌡️ Ebulioscopia

Fenômeno: Elevação do ponto de ebulição

Fórmula: ΔTe = Ke × m

Exemplo: Água salgada ferve a > 100°C

💨 Tonoscopia

Fenômeno: Diminuição da pressão de vapor

Fórmula: ΔP = P° × χsoluto

Exemplo: Evaporação mais lenta de soluções

🧬 Osmose

Fenômeno: Passagem de solvente através de membrana

Fórmula: π = MRT

Exemplo: Funcionamento das células

🔬 Conceitos Fundamentais

Molalidade (m): mols de soluto / kg de solvente
Fração molar (χ): mols de componente / mols totais
Molaridade (M): mols de soluto / L de solução
Fator de van’t Hoff (i): número de partículas formadas por fórmula
Soluto molecular: i = 1 (não ioniza)
Soluto iônico: i > 1 (ioniza)

Soluto	Dissociação	Fator i (teórico)	Fator i (real)	Observação
Glicose (C₆H₁₂O₆)	Não ioniza	1	1	Molecular
NaCl	Na⁺ + Cl⁻	2	1,9	Pareamento iônico
CaCl₂	Ca²⁺ + 2Cl⁻	3	2,7	Eletrólito forte
Al₂(SO₄)₃	2Al³⁺ + 3SO₄²⁻	5	4,2	Muitos íons
CH₃COOH	Ionização parcial	2	1,01	Ácido fraco

🧮 Cálculo de Concentrações

Problema: Uma solução contém 58,5 g de NaCl em 500 g de água. Calcule a molalidade.

Dados:
m(NaCl) = 58,5 g
M(NaCl) = 58,5 g/mol
m(H₂O) = 500 g = 0,500 kg

Cálculo:
n(NaCl) = 58,5 g / 58,5 g/mol = 1,00 mol

Molalidade = n(soluto) / kg(solvente)
m = 1,00 mol / 0,500 kg = 2,00 m

Interpretação: A solução é 2,00 molal em NaCl, ou seja, contém 2,00 mols de NaCl por kg de água.

3.2 Crioscopia e Ebulioscopia

A crioscopia estuda a diminuição do ponto de congelamento, enquanto a ebulioscopia estuda a elevação do ponto de ebulição de soluções. Ambos os fenômenos são explicados pela diminuição da pressão de vapor do solvente.

📊 Diagrama de Fases: Solvente Puro vs Solução

Solvente Puro

Ponto de Congelamento: Tc°

Ponto de Ebulição: Te°

Pressão de Vapor: P°

Solução

Ponto de Congelamento: Tc° – ΔTc

Ponto de Ebulição: Te° + ΔTe

Pressão de Vapor: P° – ΔP

Equações das Propriedades Coligativas:

Crioscopia: ΔTc = Kc × m × i
Ebulioscopia: ΔTe = Ke × m × i
Tonoscopia: ΔP/P° = χsoluto
Osmose: π = i × M × R × T

Onde:
Kc, Ke = constantes crioscópica e ebulioscópica
m = molalidade
i = fator de van’t Hoff
χ = fração molar
M = molaridade
R = constante dos gases
T = temperatura absoluta

Solvente	Tc° (°C)	Kc (°C·kg/mol)	Te° (°C)	Ke (°C·kg/mol)
Água	0,0	1,86	100,0	0,52
Benzeno	5,5	5,12	80,1	2,53
Ácido acético	16,6	3,90	117,9	3,07
Cânfora	179,8	40,0	207,4	5,95

❄️ Cálculo de Crioscopia

Problema: Calcule o ponto de congelamento de uma solução aquosa de CaCl₂ 0,50 m.

Dados: Kc(H₂O) = 1,86 °C·kg/mol, i(CaCl₂) = 2,7

Aplicação da equação:
ΔTc = Kc × m × i
ΔTc = 1,86 × 0,50 × 2,7
ΔTc = 2,51 °C

Ponto de congelamento:
Tc = Tc° – ΔTc
Tc = 0,0 – 2,51 = -2,51 °C

Interpretação: A solução congela a -2,51°C, temperatura menor que a da água pura devido à presença dos íons Ca²⁺ e Cl⁻.

🧂 Aplicação Prática:

Este princípio é usado no sal de cozinha espalhado nas ruas durante o inverno para evitar o congelamento da água.

🌡️ Cálculo de Ebulioscopia

Problema: Uma solução aquosa de glicose ferve a 100,26°C. Calcule a molalidade da solução.

Dados: Ke(H₂O) = 0,52 °C·kg/mol, i(glicose) = 1

Cálculo da elevação:
ΔTe = Te – Te°
ΔTe = 100,26 – 100,00 = 0,26 °C

Aplicação da equação:
ΔTe = Ke × m × i
0,26 = 0,52 × m × 1
m = 0,26 / 0,52 = 0,50 m

Interpretação: A solução tem molalidade 0,50 m, ou seja, contém 0,50 mol de glicose por kg de água.

3.3 Pressão Osmótica

A osmose é o movimento espontâneo do solvente através de uma membrana semipermeável, do meio menos concentrado para o mais concentrado. A pressão osmótica é a pressão necessária para impedir este fluxo e é fundamental em processos biológicos.

🧬 Processo de Osmose

Solução Diluída
Menor concentração
Maior potencial químico

→

Solução Concentrada
Maior concentração
Menor potencial químico

Fluxo de solvente: Diluída → Concentrada
Objetivo: Equalizar concentrações

Equação de van’t Hoff:

π = i × M × R × T

Onde:
π = pressão osmótica (atm)
i = fator de van’t Hoff
M = molaridade (mol/L)
R = 0,082 atm·L/(mol·K)
T = temperatura absoluta (K)

🔬 Tipos de Soluções

Isotônica: π₁ = π₂ (sem fluxo líquido)

Hipotônica: π₁ < π₂ (fluxo para 2)

Hipertônica: π₁ > π₂ (fluxo para 1)

Soro fisiológico:
NaCl 0,9% (isotônico)

🧬 Osmose Reversa

Princípio: Aplicar pressão > π

Resultado: Fluxo invertido

Aplicação: Dessalinização da água

P > π → Solvente puro
(Concentrada → Diluída)

🧮 Cálculo de Pressão Osmótica

Problema: Calcule a pressão osmótica de uma solução de sacarose 0,25 M a 25°C.

Dados: i(sacarose) = 1, T = 25°C = 298 K

Aplicação da equação:
π = i × M × R × T
π = 1 × 0,25 × 0,082 × 298
π = 6,1 atm

Interpretação: É necessária uma pressão de 6,1 atm para impedir a osmose nesta solução.

Problema 2: Compare com uma solução de NaCl 0,15 M nas mesmas condições.

Para NaCl (i = 1,9):
π = 1,9 × 0,15 × 0,082 × 298
π = 7,0 atm

Conclusão: A solução de NaCl, mesmo com menor molaridade, tem maior pressão osmótica devido à ionização.

🏥 Aplicações Biológicas e Tecnológicas

🩸 Medicina

Soro fisiológico: NaCl 0,9% (isotônico)

Soro glicosado: Glicose 5% (isotônico)

Diálise: Remoção de toxinas do sangue

Preservação: Órgãos em soluções isotônicas

🌱 Biologia

Células vegetais: Turgescência e plasmólise

Células animais: Crenação e hemólise

Transporte: Absorção de água pelas raízes

Regulação: Pressão osmótica nos organismos

🏭 Tecnologia

Dessalinização: Osmose reversa

Tratamento de água: Purificação

Indústria alimentícia: Concentração de sucos

Farmacêutica: Purificação de medicamentos

🧠 Memorização das Fórmulas:

Crioscopia/Ebulioscopia: ΔT = K × m × i (molalidade)
Osmose: π = i × M × R × T (molaridade)
Tonoscopia: ΔP/P° = χsoluto (fração molar)
Todas dependem: Do número de partículas (i)

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Eletroquímica e Propriedades Coligativas
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✅ Eletroquímica
Células galvânicas e potenciais

✅ Eletrólise
Leis de Faraday e aplicações

✅ Equação de Nernst
Potenciais em condições não-padrão

✅ Propriedades Coligativas
Crioscopia, ebulioscopia e osmose

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Prova Nacional Docente – Área Específica de Química

Eixo: Química Orgânica (funções, reações, macromoléculas)
Funções Orgânicas • Reações • Isomeria • Polímeros • Biomoléculas

Fundamentos da Química Orgânica

1.1 Características do Carbono

O carbono é o elemento fundamental da química orgânica devido às suas propriedades únicas: tetravalência, capacidade de formar ligações covalentes estáveis consigo mesmo e com outros elementos, e versatilidade para formar cadeias lineares, ramificadas e cíclicas.

⚛️ Propriedades do Carbono

Número atômico: 6

Configuração eletrônica: 1s² 2s² 2p²

Valência: 4 (tetravalente)

Hibridização: sp³, sp², sp

Eletronegatividade: 2,5 (moderada)

🔗 Tipos de Ligação

Ligação simples (σ): C-C, C-H

Ligação dupla (π): C=C, C=O

Ligação tripla: C≡C, C≡N

Estabilidade: σ > π

Comprimento: Simples > Dupla > Tripla

Carbono Primário (1°)

-CH₃
(ligado a 1 carbono)

Carbono Secundário (2°)

-CH₂-
(ligado a 2 carbonos)

Carbono Terciário (3°)

>CH-
(ligado a 3 carbonos)

Carbono Quaternário (4°)

>C<
(ligado a 4 carbonos)

🧮 Identificação de Carbonos

Estrutura: CH₃-CH₂-CH(CH₃)-CH₂-CH₃

Carbono	Classificação	Ligações C-C	Hibridização
C₁ (CH₃)	Primário	1	sp³
C₂ (CH₂)	Secundário	2	sp³
C₃ (CH)	Terciário	3	sp³
C₄ (CH₂)	Secundário	2	sp³
C₅ (CH₃)	Primário	1	sp³

1.2 Classificação das Cadeias Carbônicas

As cadeias carbônicas podem ser classificadas segundo diferentes critérios: natureza dos átomos, disposição dos átomos, tipo de ligação e presença de ciclos. Esta classificação é fundamental para compreender as propriedades e reatividade dos compostos orgânicos.

🔗 Critérios de Classificação

Natureza dos átomos: Homogênea (só C) ou Heterogênea (C + heteroátomos)
Disposição: Aberta (acíclica) ou Fechada (cíclica)
Saturação: Saturada (só ligações simples) ou Insaturada (duplas/triplas)
Ramificação: Normal (linear) ou Ramificada

Tipo de Cadeia	Exemplo	Fórmula	Características
Aberta, normal, saturada	Butano	CH₃-CH₂-CH₂-CH₃	Linear, só ligações simples
Aberta, ramificada, saturada	Isobutano	(CH₃)₃CH	Com ramificação
Aberta, normal, insaturada	Buteno	CH₃-CH₂-CH=CH₂	Com ligação dupla
Fechada, alicíclica	Ciclobutano	C₄H₈	Ciclo saturado
Fechada, aromática	Benzeno	C₆H₆	Ciclo com ressonância

1.3 Nomenclatura IUPAC

A nomenclatura IUPAC estabelece regras sistemáticas para nomear compostos orgânicos, garantindo que cada composto tenha um nome único e inequívoco, facilitando a comunicação científica internacional.

PREFIXO + INFIXO + SUFIXO

PREFIXO: indica ramificações
INFIXO: indica o tipo de ligação
SUFIXO: indica a função orgânica

🔢 Prefixos Numéricos

1 C: met-
2 C: et-
3 C: prop-
4 C: but-
5 C: pent-
6 C: hex-
7 C: hept-
8 C: oct-

🔗 Infixos de Ligação

-an-: apenas ligações simples
-en-: uma ligação dupla
-dien-: duas ligações duplas
-in-: uma ligação tripla
-diin-: duas ligações triplas

📝 Exemplo de Nomenclatura

Estrutura: CH₃-CH₂-CH(CH₃)-CH₂-CH₃

Passo 1: Cadeia principal = 5 carbonos (pentano)
Passo 2: Numeração: 1-2-3-4-5
Passo 3: Ramificação CH₃ no carbono 3
Passo 4: Apenas ligações simples (-an-)
Passo 5: Hidrocarboneto (sufixo -o)
Nome: 3-metilpentano

Funções Orgânicas

2.1 Hidrocarbonetos

Os hidrocarbonetos são compostos orgânicos formados exclusivamente por carbono e hidrogênio. São a base de todos os combustíveis fósseis e matéria-prima fundamental da indústria petroquímica.

🛢️ ALCANOS

CₙH₂ₙ₊₂
R-CH₂-CH₂-R

Características:

Saturados (só ligações simples)
Hibridização sp³
Sufixo: -ano
Menos reativos

🔗 ALCENOS

CₙH₂ₙ
R-CH=CH-R

Características:

Uma ligação dupla C=C
Hibridização sp²
Sufixo: -eno
Reações de adição

⚡ ALCINOS

CₙH₂ₙ₋₂
R-C≡C-R

Características:

Uma ligação tripla C≡C
Hibridização sp
Sufixo: -ino
Muito reativos

💍 AROMÁTICOS

C₆H₆ (benzeno)
Anel benzênico

Características:

Sistema conjugado
Ressonância
Estabilidade especial
Substituição eletrofílica

Alcano	Fórmula	P.E. (°C)	Estado (25°C)	Uso Principal
Metano	CH₄	-162	Gás	Gás natural
Etano	C₂H₆	-89	Gás	Petroquímica
Propano	C₃H₈	-42	Gás	GLP
Butano	C₄H₁₀	-0,5	Gás	GLP, isqueiros
Octano	C₈H₁₈	126	Líquido	Gasolina

2.2 Funções Oxigenadas

As funções oxigenadas são caracterizadas pela presença de oxigênio em sua estrutura molecular. Incluem álcoois, fenóis, éteres, aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos e ésteres.

🍷 ÁLCOOIS

R-OH
Hidroxila

Nomenclatura: -ol

Exemplo: Etanol (C₂H₅OH)

Propriedades: Polares, ligações H

🌸 FENÓIS

Ar-OH
OH no benzeno

Nomenclatura: fenol

Exemplo: Fenol (C₆H₅OH)

Propriedades: Ácidos fracos

🔗 ÉTERES

R-O-R’
Ponte de oxigênio

Nomenclatura: éter

Exemplo: Éter etílico

Propriedades: Apolares, voláteis

🍋 ALDEÍDOS

R-CHO
Carbonila terminal

Nomenclatura: -al

Exemplo: Formaldeído

Propriedades: Redutores

🧪 CETONAS

R-CO-R’
Carbonila interna

Nomenclatura: -ona

Exemplo: Acetona

Propriedades: Solventes

🍋 ÁCIDOS

R-COOH
Carboxila

Nomenclatura: ácido -óico

Exemplo: Ác. acético

Propriedades: Ácidos

🧪 Reações das Funções Oxigenadas

Oxidação do Etanol:

CH₃CH₂OH → CH₃CHO → CH₃COOH
(etanol) → (acetaldeído) → (ác. acético)

Condições:
• Oxidação branda: K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄
• Oxidação completa: KMnO₄ + H₂SO₄

Esterificação (Ácido + Álcool):

R-COOH + R’-OH ⇌ R-COO-R’ + H₂O
(ácido) + (álcool) ⇌ (éster) + (água)

Catalisador: H₂SO₄ concentrado
Equilíbrio: Favorecido pela remoção de H₂O

2.3 Funções Nitrogenadas

As funções nitrogenadas são caracterizadas pela presença de nitrogênio em sua estrutura. Incluem aminas, amidas e nitrocompostos, sendo fundamentais em produtos farmacêuticos e biomoléculas.

🧬 AMINAS

R-NH₂ (1°)
R₂NH (2°)
R₃N (3°)

Características:

Derivadas da amônia
Básicas (recebem H⁺)
Odor característico
Solúveis em água (pequenas)

🧪 AMIDAS

R-CO-NH₂ (1°)
R-CO-NHR’ (2°)
R-CO-NR’R” (3°)

Características:

Derivadas de ácidos
Ligações peptídicas
Pontos de fusão altos
Estáveis

💥 NITROCOMPOSTOS

R-NO₂
Grupo nitro

Características:

Grupo nitro (-NO₂)
Explosivos potenciais
Reduzem a aminas
Amarelados

🧬 NITRILAS

R-C≡N
Grupo ciano

Características:

Ligação tripla C≡N
Hidrolisam a ácidos
Solventes
Síntese orgânica

Composto	Função	Fórmula	Aplicação
Metilamina	Amina 1°	CH₃NH₂	Síntese de pesticidas
Anilina	Amina aromática	C₆H₅NH₂	Corantes, medicamentos
Ureia	Amida	CO(NH₂)₂	Fertilizante, cosméticos
Nitrobenzeno	Nitrocomposto	C₆H₅NO₂	Síntese de anilina

Isomeria e Reações Orgânicas

3.1 Isomeria Estrutural

A isomeria estrutural ocorre quando compostos têm a mesma fórmula molecular, mas diferem na conectividade dos átomos. É fundamental para compreender a diversidade de compostos orgânicos.

🔗 Isomeria de Cadeia

Diferença: Tipo de cadeia carbônica

C₄H₁₀
CH₃-CH₂-CH₂-CH₃ (normal)
(CH₃)₃CH (ramificada)

Exemplo: Butano vs Isobutano

📍 Isomeria de Posição

Diferença: Posição do grupo funcional

C₃H₈O
CH₃-CH₂-CH₂-OH (propan-1-ol)
CH₃-CH(OH)-CH₃ (propan-2-ol)

Exemplo: Álcoois isômeros

⚗️ Isomeria de Função

Diferença: Função orgânica

C₂H₆O
CH₃-CH₂-OH (álcool)
CH₃-O-CH₃ (éter)

Exemplo: Etanol vs Éter dimetílico

🧪 Tautomeria

Diferença: Equilíbrio dinâmico

CH₃-CO-CH₃ ⇌ CH₃-C(OH)=CH₂
(ceto) ⇌ (enol)

Exemplo: Tautomeria ceto-enólica

3.2 Isomeria Espacial (Estereoisomeria)

A estereoisomeria ocorre quando compostos têm a mesma conectividade atômica, mas diferem no arranjo espacial dos átomos. Inclui isomeria geométrica e óptica.

🔄 Isomeria Geométrica (Cis-Trans)

Condições:

Ligação dupla C=C (rotação restrita)
Dois grupos diferentes em cada carbono
Ciclos (rotação impedida)

Cis: grupos iguais do mesmo lado
Trans: grupos iguais em lados opostos

🔬 Isomeria Óptica

Carbono Assimétrico: Ligado a 4 grupos diferentes

C*
/ | \ \
A B C D
(todos diferentes)

Enantiômeros: Imagens especulares não sobreponíveis

Propriedades: Rotação óptica oposta

💊 Importância Farmacológica:

Talidomida: Enantiômero R (sedativo) vs S (teratogênico)
Ibuprofeno: Apenas enantiômero S é ativo
Quiralidade: Fundamental na ação de medicamentos

3.3 Reações Orgânicas Fundamentais

As reações orgânicas podem ser classificadas em tipos fundamentais: substituição, adição, eliminação e rearranjo. Cada tipo tem mecanismos específicos e é influenciado pela estrutura molecular.

🔄 Reações de Substituição

⚡ Substituição Nucleofílica (SN)

SN1: Mecanismo em duas etapas

R-X → R⁺ + X⁻ (lenta)
R⁺ + Nu⁻ → R-Nu (rápida)

Favorecida: Substratos 3° > 2° >> 1°

SN2: Mecanismo concertado

Nu⁻ + R-X → Nu-R + X⁻

Favorecida: Substratos 1° > 2° >> 3°
Inversão de configuração

🔥 Substituição Eletrofílica Aromática

Mecanismo geral:

Ar-H + E⁺ → Ar-E + H⁺

Etapas:
1. Formação do complexo σ
2. Eliminação de H⁺
3. Restauração da aromaticidade

Exemplos:

Nitração: HNO₃/H₂SO₄
Halogenação: Cl₂/FeCl₃
Sulfonação: H₂SO₄ fumegante

➕ Reações de Adição

🔗 Adição a Alcenos

Hidrogenação:

R-CH=CH-R’ + H₂ → R-CH₂-CH₂-R’
Catalisador: Pt, Pd, Ni
Adição syn (mesmo lado)

Halogenação:

R-CH=CH-R’ + X₂ → R-CHX-CHX-R’
Adição anti (lados opostos)
Teste para insaturações

⚗️ Regra de Markovnikov

Adição de HX a alcenos:

R-CH=CH₂ + HX → R-CHX-CH₃

“H vai para o carbono mais hidrogenado”
“X vai para o carbono menos hidrogenado”

Explicação: Formação do carbocátion mais estável (3° > 2° > 1°)

🧪 Síntese do Polietileno

Polimerização por adição do etileno:

n CH₂=CH₂ → [-CH₂-CH₂-]ₙ

Condições:
• Iniciador: Peróxidos ou catalisadores Ziegler-Natta
• Temperatura: 150-300°C
• Pressão: 1000-3000 atm (processo antigo)
• Catalisador: Baixa pressão (processo moderno)

Mecanismo radicalar:

Iniciação: R-O-O-R → 2 R-O•
Propagação: R-O• + CH₂=CH₂ → R-O-CH₂-CH₂•
Terminação: 2 R• → R-R

Macromoléculas e Polímeros

4.1 Polímeros Sintéticos

Os polímeros sintéticos são macromoléculas formadas pela repetição de unidades menores (monômeros) através de reações de polimerização. São fundamentais na indústria moderna.

➕ Polímeros de Adição

Mecanismo: Abertura de ligações duplas

Características:

Não há eliminação de moléculas
Mesma composição do monômero
Crescimento em cadeia

n CH₂=CHX → [-CH₂-CHX-]ₙ

🔄 Polímeros de Condensação

Mecanismo: Eliminação de moléculas pequenas

Características:

Eliminação de H₂O, HCl, etc.
Composição diferente do monômero
Crescimento por etapas

A-A + B-B → [-A-B-]ₙ + nXY

Polímero	Monômero	Tipo	Aplicações	Código
Polietileno (PE)	CH₂=CH₂	Adição	Sacolas, garrafas	2, 4
Polipropileno (PP)	CH₂=CH-CH₃	Adição	Embalagens, fibras	5
Poliestireno (PS)	CH₂=CH-C₆H₅	Adição	Isopor, copos	6
PVC	CH₂=CHCl	Adição	Tubos, revestimentos	3
PET	Ác. tereftálico + etilenoglicol	Condensação	Garrafas, fibras	1

🧪 Síntese do PET

Monômeros:

Ácido tereftálico: HOOC-C₆H₄-COOH
Etilenoglicol: HO-CH₂-CH₂-OH

Reação de polimerização:

n HOOC-C₆H₄-COOH + n HO-CH₂-CH₂-OH →
[-OC-C₆H₄-CO-O-CH₂-CH₂-O-]ₙ + 2n H₂O

Condições:
• Temperatura: 250-280°C
• Catalisador: Compostos de antimônio
• Vácuo: Para remoção de água

♻️ Reciclagem do PET:

Processo: Coleta → Separação → Lavagem → Trituração → Fusão → Novos produtos
Produtos: Novas garrafas, fibras para roupas, carpetes

4.2 Polímeros Naturais

Os polímeros naturais são macromoléculas produzidas por organismos vivos, incluindo carboidratos (celulose, amido), proteínas e ácidos nucleicos. São biodegradáveis e servem como modelos para materiais sustentáveis.

🌿 Celulose

Estrutura: β-1,4-glicose

[-C₆H₁₀O₅-]ₙ
Ligações β-glicosídicas
Cadeias lineares

Propriedades:

Insolúvel em água
Resistente mecanicamente
Não digerível por humanos

Aplicações: Papel, algodão, madeira

🌾 Amido

Estrutura: α-1,4-glicose

Amilose: linear
Amilopectina: ramificada
Ligações α-glicosídicas

Propriedades:

Solúvel em água quente
Digerível por humanos
Forma géis

Aplicações: Alimentos, bioplásticos

🧬 Proteínas

Estrutura:

Primária: Sequência de aminoácidos
Secundária: α-hélice, folha β
Terciária: Dobramento 3D
Quaternária: Múltiplas cadeias

Ligação peptídica:
-CO-NH-
(planar, estável)

🧬 Ácidos Nucleicos

DNA: Dupla hélice, bases A-T-G-C

RNA: Fita simples, bases A-U-G-C

DNA: Desoxirribose
RNA: Ribose
Ligações fosfodiéster

Funções: Armazenamento genético, síntese proteica

4.3 Biomoléculas e Aplicações

As biomoléculas são compostos orgânicos essenciais para a vida. Compreender sua estrutura e função é fundamental para medicina, biotecnologia e desenvolvimento de novos materiais.

🫒 Lipídios

Ácidos Graxos:

Saturados: Sem duplas ligações
Insaturados: Com duplas ligações

CH₃-(CH₂)ₙ-COOH
Palmítico: n=14
Oleico: C₁₈ com 1 dupla

Fosfolipídios: Cabeça polar + caudas apolares

🧬 Aminoácidos

Estrutura geral:

H₂N-CHR-COOH
(grupo amino + grupo carboxila)

Características:

Anfóteros: Ácido e base
Zwitteríon: Forma iônica interna
Essenciais: Não produzidos pelo corpo

🏥 Aplicações Biotecnológicas

Nanotecnologia Médica:

Lipossomos: Entrega direcionada de fármacos
Nanopartículas: Diagnóstico por imagem
Hidrogéis: Liberação controlada

Bioplásticos:

PLA: Ácido polilático (milho, cana)
PHA: Polihidroxialcanoatos (bactérias)
Amido modificado: Embalagens biodegradáveis

Engenharia de Proteínas:

Enzimas industriais: Detergentes, alimentos
Proteínas terapêuticas: Insulina, anticorpos
Biomateriais: Colágeno, elastina

Síntese Orgânica e Mecanismos

5.1 Estratégias de Síntese

A síntese orgânica envolve o planejamento e execução de sequências reacionais para construir moléculas complexas a partir de precursores mais simples. Requer compreensão de mecanismos, seletividade e análise retrossintética.

🎯 Princípios da Síntese Orgânica

Análise retrossintética: Trabalhar do produto final para os reagentes
Grupos funcionais: Identificar transformações necessárias
Proteção/desproteção: Mascarar grupos reativos temporariamente
Seletividade: Controlar regio-, estéreo- e quimiosseletividade
Economia atômica: Minimizar resíduos e maximizar eficiência

🔄 Interconversão de Grupos Funcionais

Oxidação:

1° álcool → aldeído → ácido
2° álcool → cetona
3° álcool → não oxida facilmente

Redução:

Ácido → aldeído → 1° álcool
Cetona → 2° álcool
Alqueno → alcano

🔗 Formação de Ligações C-C

Reações importantes:

Alquilação de Friedel-Crafts: Ar-H + R-X
Condensação aldólica: 2 aldeídos/cetonas
Reação de Grignard: R-MgX + C=O
Acoplamento de Suzuki: Ar-B + Ar-X

🧪 Síntese do Ácido Acetilsalicílico (Aspirina)

Análise retrossintética:

Aspirina ← Ácido salicílico + Anidrido acético
(produto final) ← (precursor) + (reagente de acilação)

Síntese:

C₆H₄(OH)COOH + (CH₃CO)₂O →
C₆H₄(OCOCH₃)COOH + CH₃COOH

Condições:
• Catalisador: H₃PO₄ ou H₂SO₄
• Temperatura: 85°C
• Tempo: 15 minutos

Mecanismo:

1. Ativação do anidrido pelo ácido
2. Ataque nucleofílico do OH fenólico
3. Eliminação de ácido acético
4. Formação da ligação éster

5.2 Catálise em Química Orgânica

A catálise é fundamental na química orgânica moderna, permitindo reações mais eficientes, seletivas e sustentáveis. Inclui catálise ácida/básica, organometálica, enzimática e organocatálise.

⚗️ Catálise Ácida e Básica

Catálise ácida:

Protonação de grupos básicos
Ativação de carbonilas
Facilitação de eliminações

Catálise básica:

Desprotonação de ácidos fracos
Ativação de nucleófilos
Facilitação de condensações

🏭 Catálise Organometálica

Vantagens:

Alta seletividade
Condições brandas
Formação de ligações C-C

Exemplos:

Hidrogenação: Pd, Pt, Rh
Metátese: Ru (Grubbs)
Acoplamento: Pd (Suzuki, Heck)

🧬 Catálise Enzimática

Características das enzimas:

Especificidade: Substrato e produto específicos
Eficiência: Aceleram reações até 10¹⁷ vezes
Condições brandas: Temperatura e pH fisiológicos
Regulação: Ativação/inibição por moléculas

Aplicações industriais:

Enzima	Reação	Aplicação	Vantagem
Lipases	Hidrólise de ésteres	Detergentes, alimentos	Biodegradável
Proteases	Hidrólise de proteínas	Detergentes, couro	Específica
Amilases	Hidrólise de amido	Panificação, cerveja	Natural
Glucose oxidase	Oxidação de glucose	Biosensores	Seletiva

5.3 Química Verde e Sustentabilidade

A química verde busca desenvolver processos químicos que reduzam ou eliminem o uso e geração de substâncias perigosas, promovendo sustentabilidade ambiental e eficiência econômica.

🌱 12 Princípios da Química Verde

Prevenção: Evitar resíduos em vez de tratá-los
Economia atômica: Incorporar todos os átomos no produto final
Sínteses menos perigosas: Usar/gerar substâncias menos tóxicas
Produtos mais seguros: Preservar eficácia com menor toxicidade
Solventes seguros: Minimizar uso de auxiliares perigosos
Eficiência energética: Condições ambientais quando possível

💧 Solventes Verdes

Alternativas sustentáveis:

Água: Não tóxica, abundante
CO₂ supercrítico: Não inflamável, reciclável
Líquidos iônicos: Baixa volatilidade
Solventes bio-based: Etanol, glicerol

Vantagens: Menor toxicidade, biodegradabilidade

🔄 Processos Sustentáveis

Estratégias:

Catálise: Menor energia, maior seletividade
Microondas: Aquecimento eficiente
Fluxo contínuo: Menor resíduo, maior controle
Biocatálise: Condições brandas

🌿 Exemplos de Química Verde

Síntese do Ibuprofeno (Processo BHC):

Processo tradicional: 6 etapas, 40% economia atômica
Processo verde: 3 etapas, 77% economia atômica

Vantagens:
• Menos resíduos
• Menor uso de solventes
• Catálise com HF reciclável
• Maior eficiência

Produção de Ácido Adípico:

Processo tradicional: HNO₃ (gera N₂O)
Processo verde: H₂O₂ + catalisador

Benefícios:
• Elimina emissão de N₂O (gás estufa)
• Usa oxidante mais limpo
• Menor impacto ambiental

🎯 Métricas de Sustentabilidade:

Economia Atômica: (PM produto / Σ PM reagentes) × 100%
Fator E: kg resíduo / kg produto
PMI: Process Mass Intensity (massa total / massa produto)

Aplicações e Tendências Atuais

6.1 Química Medicinal

A química medicinal aplica princípios da química orgânica no design, síntese e desenvolvimento de compostos farmacêuticos. Envolve compreensão de relações estrutura-atividade, farmacocinética e toxicologia.

💊 Design de Fármacos

Estratégias:

Modificação molecular: Alterar estrutura de compostos ativos
Bioisosterismo: Substituir grupos por equivalentes
Pró-fármacos: Formas inativas que se ativam no organismo
Drug design racional: Baseado na estrutura do alvo

🎯 Relação Estrutura-Atividade (SAR)

Fatores importantes:

Grupos farmacóforos: Essenciais para atividade
Estereoquímica: Configuração espacial
Propriedades físico-químicas: Lipofilia, pKa
Flexibilidade conformacional: Adaptação ao receptor

🧬 Desenvolvimento de Antivirais

Inibidores de protease (HIV):

Estratégia: Mimetizar estado de transição
Estrutura: Peptídeo modificado com grupo não-clivável
Exemplo: Ritonavir, Saquinavir

Características:
• Alta afinidade pelo sítio ativo
• Resistência à hidrólise
• Seletividade para protease viral

Análogos de nucleosídeos:

Princípio: Competir com nucleosídeos naturais
Mecanismo: Terminação prematura da síntese de DNA/RNA
Exemplos: AZT (HIV), Aciclovir (Herpes)

Modificações:
• Substituição de grupos OH
• Alteração da base nitrogenada
• Modificação do açúcar

Classe Terapêutica	Mecanismo	Exemplo	Característica Estrutural
Anti-inflamatórios	Inibição COX	Aspirina, Ibuprofeno	Ácido carboxílico
Antibióticos β-lactâmicos	Inibição síntese parede	Penicilina, Amoxicilina	Anel β-lactâmico
Antidepressivos	Inibição recaptação	Fluoxetina, Sertralina	Amina terciária
Antihistamínicos	Antagonismo H1	Loratadina, Cetirizina	Etilamina substituída

6.2 Materiais Avançados

A química orgânica contribui para o desenvolvimento de materiais com propriedades específicas: condutores, semicondutores, materiais inteligentes e nanomateriais com aplicações em eletrônica, medicina e energia.

⚡ Polímeros Condutores

Características:

Sistema π conjugado
Dopagem para condutividade
Flexibilidade mecânica

Exemplos:

Poliacetileno: Primeiro polímero condutor
Polianilina: Estável ao ar
PEDOT: Transparente, condutor

🔬 Nanomateriais Orgânicos

Tipos:

Nanotubos de carbono: Propriedades excepcionais
Grafeno: Condutor 2D
Dendrímeros: Estruturas ramificadas
MOFs: Frameworks metal-orgânicos

🔋 Materiais para Energia

Células solares orgânicas:

Componentes:
• Doador de elétrons: Polímero conjugado
• Receptor: Fulereno (C₆₀, C₇₀)
• Eletrodos: ITO, alumínio

Vantagens:
• Processamento em solução
• Flexibilidade
• Baixo custo
• Transparência

Baterias orgânicas:

Materiais ativos:
• Quinonas: Reações redox reversíveis
• Polímeros condutores: Armazenamento de carga
• Compostos organossulfurados: Alta capacidade

Benefícios:
• Sustentabilidade
• Reciclabilidade
• Abundância de recursos

6.3 Biotecnologia e Química Orgânica

A interface entre química orgânica e biotecnologia gera inovações em medicina personalizada, agricultura sustentável e produção de materiais biológicos com propriedades sob medida.

🧬 Engenharia Metabólica

Objetivos:

Produção de compostos de interesse
Otimização de vias metabólicas
Síntese de moléculas não-naturais

Ferramentas:

CRISPR: Edição genética precisa
Biologia sintética: Circuitos genéticos
Evolução dirigida: Otimização de enzimas

🌱 Química Bio-inspirada

Conceitos:

Mimetizar processos naturais
Eficiência energética
Seletividade excepcional

Aplicações:

Fotossíntese artificial: Conversão CO₂
Adesivos bio-inspirados: Gecko, mexilhão
Materiais auto-reparadores: Sistemas biológicos

🏭 Produção Biotecnológica

Fermentação para químicos:

Produto	Microrganismo	Substrato	Aplicação
Ácido lático	Lactobacillus	Glucose	PLA, alimentos
Ácido succínico	E. coli modificada	Glucose	Polímeros, solventes
1,4-Butanodiol	E. coli engenheirada	Glucose	Plásticos, fibras
Isobutanol	Levedura modificada	Açúcares	Biocombustível

🔬 Tendências Futuras:

Química de fluxo: Sínteses contínuas, automatizadas
IA em química: Predição de propriedades, otimização
Química sustentável: Processos carbono-neutros
Medicina personalizada: Fármacos sob medida

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🧪 Simulado PND Química

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Apostila PND Química

Índice de Conteúdos

1.1 Modelos Atômicos Históricos

1.2 Partículas Subatômicas

1.3 Números Quânticos

2.1 Princípios Fundamentais

2.2 Ordem de Preenchimento

2.3 Configurações Especiais

3.1 Raio Atômico

3.2 Energia de Ionização

3.3 Eletronegatividade

4.1 Ligação Iônica

4.2 Ligação Covalente

4.3 Ligação Metálica

5.1 Teoria VSEPR

5.2 Polaridade Molecular

CO₂ (Apolar)

H₂O (Polar)

5.3 Hibridização

6.1 Tipos de Forças Intermoleculares

6.2 Ligações de Hidrogênio

6.3 Forças de London (Dispersão)

7.1 Teoria Cinético-Molecular

7.2 Mudanças de Estado

7.3 Diagramas de Fase

8.1 Conceitos Fundamentais

8.2 Fórmulas e Aplicações

8.3 Osmose e Pressão Osmótica

Inicial

Durante

Equilíbrio

Conclusão

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📘 Apostila PND Química – Ligações Químicas e Interações Intermoleculares

📋 Índice de Conteúdos

1.1 Conceitos Fundamentais

1.2 Classificação das Ligações

1.3 Eletronegatividade e Caráter das Ligações

2.1 Formação da Ligação Iônica

2.2 Estrutura dos Compostos Iônicos

2.3 Propriedades dos Compostos Iônicos

3.1 Teoria da Ligação de Valência

3.2 Estruturas de Lewis

3.3 Ressonância e Estruturas Canônicas

3.4 Exceções à Regra do Octeto

BF₃ (Octeto Incompleto)

SF₆ (Octeto Expandido)

NO (Radical Livre)

4.1 Modelo do Mar de Elétrons

4.2 Estruturas Cristalinas Metálicas

4.3 Propriedades dos Metais

🔄 CONTINUA NA PARTE 2

📘 Apostila PND Química – Ligações Químicas e Interações Intermoleculares (Parte 2)

5.1 Teoria VSEPR (Repulsão dos Pares Eletrônicos)

5.2 Teoria da Hibridização

Carbono Isolado

Carbono Hibridizado

5.3 Exemplos de Hibridização em Moléculas Orgânicas

6.1 Momento Dipolar e Eletronegatividade

Molécula Polar

Molécula Apolar

6.2 Análise de Polaridade por Geometria

BF₃ (Apolar)

NH₃ (Polar)

6.3 Consequências da Polaridade

7.1 Classificação das Forças Intermoleculares

Forças de London

Dipolo-Dipolo

Ligação de Hidrogênio

7.2 Forças de London (Dispersão)

7.3 Interações Dipolo-Dipolo

Orientação Favorável

Orientação Desfavorável

👉 Simulado PND 2025

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