1. Substância pura: Possui fórmula, propriedades definidas e composição fixa. a) Simples: Formada por um único elemento: O2, H2, F2 ...b) Composta: Formada por mais de um elemento: CO2, H2O ...
2. Mistura: não possui fórmula, não tem propriedades definidas e não possui composição fixa. a) Homogênea: uma única fase. Água mineral, álcool hidratado, ... b) Heterogênea: Mais de uma Fase (Polifásica). Água + areia, granito, ...
3. SEMELHANÇAS ATÔMICAS: Isótopos (prótons iguais e massas diferentes), Isóbaros (massas iguais e prótons diferentes), isótonos (nêutrons iguais e prótons diferentes), isoeletrônicos (elétrons iguais).
4. Átomo Neutro = prótons = elétrons.
5. Íon = Prótons ≠ elétrons (cátion → positivo → perde elétrons); (ânion → negativo → ganha elétrons).
6. Dalton: Massa, esférico, indivisível, indestrutível e semelhante a uma bola de bilhar. Explicou as Leis de Lavoisier e Proust.
7. Thomson: átomo divisível, modelo do pudim de passas. Explica os fenômenos elétricos. Descobriu o elétron.
8. Rutherford: Núcleo= positivo, prótons + nêutrons, concentra a massa do átomo; Eletrosfera = negativa, elétrons, grandes espaços vazios e ficou conhecido como sistema planetário.
9. Bohr: Quando o átomo recebe energia os elétrons saltam para camada mais externa e ao retornar emitem ondas eletromagnéticas (LUZ).
10. Propriedades: Eletronegatividade, eletroafinidade, potencial de ionização: Família = aumenta de baixo para cima e período = da esquerda para direita; Raio atômico, eletropositividade, caráter metálico: Família = aumenta de cima para baixo e nos períodos aumenta da direita para esquerda da tabela; Densidade: Família= aumenta de cima para baixo e nos períodos das extremidades para o meio da tabela.
11. Uma curva de solubilidade ascendente revela que a dissolução do soluto é endotérmica. A curva descendente é característica dos solutos que liberam calor durante a dissolução. As soluções podem ser insaturadas, saturadas ou supersaturadas.
12. Quando a pressão de vapor do liquido se iguala a pressão atmosférica, o líquido entra em ebulição. Nos efeitos coligativos: quanto maior o número de partículas, teremos, maior ponto de ebulição, maior pressão osmótica, menor ponto de congelação e menor pressão de vapor do solvente.
13. Fusão fracionada, destilação fracionada e liquefação fracionadas são processos que separam os componentes de misturas homogêneas. As misturas azeotrópicas não podem ser separadas por destilação fracionada, pois seu ponto de ebulição permanece constante. O álcool 96 é um exemplo.
14. Bases fortes são as formadas pelos elementos dos grupos 1 e 2, com exceção do magnésio. Ácido clorídrico (HCl) é forte. Ácido carbônico (H2CO3) é fraco.
15. As principais características dos metais são: sólidos em condições ambientes, a maleabilidade, ductilidade e condutividade térmica e elétrica.
16. São exemplos de moléculas apolares: o metano, o gás carbônico e o benzeno. São exemplos de moléculas polares: a água, a amônia e o cloreto de hidrogênio.
17. A ligação covalente ocorre através de um compartilhamento de pares eletrônicos enquanto que na ligação iônica temos uma transferência de elétrons e os átomos atraem-se eletrostaticamente.
18. As pontes de hidrogênio são responsáveis pelo aumento anormal do ponto de ebulição da água. Os compostos capazes de formar ligações de hidrogênio normalmente possuem maiores pontos de ebulição e menor volatilidade. Os ácidos carboxílicos podem formar 2 pontes de hidrogênio, os álcoois somente uma e os hidrocarbonetos nenhuma.
19. Nos hidrocarbonetos quanto maior a cadeia carbônica, maior o número de interações por forças de van der Waals (forças de London), logo, maior o ponto de ebulição.
20. O número de partículas contidas em um mol de qualquer substância é 6,02 x 1023. Para gases nas CNTP o volume ocupado por estas partículas é de 22,4 litros.
21. Um mol de elétrons movimentam 96500 Coulombs de energia o que equivale a 1 Faraday.
22. Na eletrólise e nas pilhas a oxidação ocorre no ânodo e a redução ocorre no cátodo. Na eletrólise os cátions (+) migram para o Cátodo (-) e os ânions (-) migram para o Ânodo (+). Nas pilhas os sinais do cátodo e ânodo se invertem.
23. Para determinar a ddp da pilha conserve o sinal de quem se reduz (maior valor) e inverta o sinal de quem se oxida (menor valor) e simplesmente some os dois. Se o resultado for positivo a reação é espontânea. O potencial padrão de redução depende da natureza do material.
24. Óxidos básicos são formados por metal + oxigênio, reagem com água para formar bases. Óxidos ácidos são formados, principalmente, por ametais + oxigênio, reagem com água para formar ácidos. Os óxidos CO (monóxido de carbono), NO (monóxido de nitrogênio) e N2O (monóxido de dinitrogênio são neutros.
25. Calor de formação é a variação de entalpia que ocorre na síntese de 1 mol de substância, a partir de seus elementos no estado padrão. Pode ser exotérmico ou endotérmico.
26. Calor de combustão é a variação de entalpia que ocorre na combustão completa de 1 mol de substância. É sempre exotérmico.
27. Calor de dissolução é a variação que ocorre na dissolução de 1 mol de substância em uma quantidade de solvente tal que a diluição da solução por acréscimo desse solvente não provoque efeito térmico apreciável.
28. A energia de ativação de uma reação química é a energia que dá início ao processo. Os catalisadores atuam de forma a diminuí-la, aumentando a velocidade da reação. A faísca elétrica e a chama fornecem a energia suficiente para que as moléculas cheguem à formação do complexo ativado.
29. Os fatores que podem alterar a velocidade de uma reação são: catalisador, temperatura, pressão, superfície de contato, concentração dos reagentes.
30. A ordem de uma reação é dada pela soma dos expoentes da expressão da lei da ação das massas.
31. O equilíbrio químico de uma reação reversível é atingido quando a velocidade da reação direta iguala-se à velocidade da reação inversa. A constante de equilíbrio é dada pela relação entre as concentrações ou pressões dos produtos e reagentes. O único fator capaz de alterar o valor da constante de equilíbrio é a temperatura.
32. O Ka serve para dizer o quanto um ácido é forte ou fraco. Quanto menor o Ka mais fraco é o ácido(menor acidez), logo maior será seu pH. Se um ácido é forte ele dissocia completamente, portanto não está em equilíbrio.
33. Nas soluções ácidas pH < 7, nas soluções básicas pH > 7. O indicador fenolftaleína é incolor e fica rosa-avermelhado em meio básico. Na diluição transforme o valor do pH para concentração e coloque na expressão: Ci x Vi = Cf x Vf
34. A hidratação de alcenos fornece compostos da função álcool. A hidratação de alcinos forma enóis que tautomerizam com aldeídos ou cetonas.
35. A oxidação (na presença de KMnO4/H+)de álcoois primários fornece aldeídos e a oxidação de aldeídos fornece ácidos carboxílicos. Se o álcool for secundário a sua oxidação dá cetona. Álcoois terciários não sofrem oxidação.
36. O carbono quiral apresenta 4 ligações simples saturadas com radicais diferentes.
37. Os isômeros opticamente ativos, dextrógiro e levógiro, desviam o plano de luz polarizada, respectivamente para a direita e para a esquerda.
38. As aminas possuem caráter básico. Elas são bases de Lewis. As amidas são neutras.
39. Partículas α: Semelhantes ao núcleo de 2He4 (carga positiva + 2) possuem elevado poder ionizante e pequena penetração.
40. Partículas β: Semelhantes ao elétron (carga negativa –1) possuem poder ionizante menor que as α e penetração maior que estas.
41. Partículas Υ: São ondas eletromagnéticas não possuindo, portanto, carga ou massa. Possuem o menor poder ionizante e o maior poder de penetração.
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