Graduação
  1. Química Geral  1.1. Introdução à Química  1.2. Estrutura Atômica  1.2.1. Partículas subatômicas  1.2.2. Modelo Atômico  1.2.3. Números quânticos  1.2.4. Configuração Eletrônica  1.2.5. Tendências periódicas  1.2.6. Isótopos e suas aplicações  1.3. Ligação Química  1.3.1. Ligação iônica  1.3.2. Ligações covalentes  1.3.3. Ligação Metálica  1.3.4. Hibridização  1.3.5. Geometria molecular e teoria VSEPR  1.3.6. Polaridade de ligação e momento dipolar  1.4. Estequiometria  1.4.1. Conceito de mol  1.4.2. Fórmula empírica e molecular  1.4.3. Reagente limitante e reagente em excesso  1.4.4. Rendimento Percentual e Pureza  1.4.5. Cálculo de diluição  1.5. Estados da Matéria  1.5.1. Leis dos Gases  1.5.2. Matéria e Forças Intermoleculares  1.5.3. Estruturas Sólidas e Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma e fluido supercrítico  1.6. Reações químicas  1.6.1. Tipos de Reações Químicas  1.6.2. Balanceamento de Equações Químicas  1.6.3. Reações termoquímicas  1.6.4. Perfis de energia de reação  1.7. Soluções e Misturas  1.7.1. Unidades de concentração  1.7.2. Propriedades do síndrome  1.7.3. Solubilidade e Regras de Solubilidade  1.7.4. Lei de Henry e Lei de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partição  1.8. Equilíbrio químico  1.8.1. Lei da ação das massas  1.8.2. Princípio de Le Chatelier  1.8.3. Quociente de reação  1.8.4. Para usar esta calculadora online para Constante de Equilíbrio, insira a Constante de Equilíbrio (Eq.) e pressione o botão calcular. Aqui está como o cálculo da Constante de Equilíbrio pode ser explicado com os valores de entrada fornecidos -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Balanço ácido-base  1.9. Ácidos e bases  1.9.1. Definições de Arrhenius, Brønsted–Lowry e Lewis  1.9.2. pH e pOH  1.9.3. Titulação ácido-base  1.9.4. Solução Tampão  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Ácidos e Bases Polipróticos  1.10. Eletroquímica  1.10.1. reações redox  1.10.2. Células Galvânicas e Eletrolíticas  1.10.3. Equação de Nernst  1.10.4. Eletrolise  1.10.5. Leis de Faraday da eletrólise  1.11. Termodinâmica  1.11.1. Leis da Termodinâmica  1.11.2. Entalpia, entropia e energia livre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidade das reações  1.11.4. Ciclos termodinâmicos (Lei de Hess, Ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. Lei de velocidade e ordem de reação  1.12.2. Energia de Ativação e Catalisador  1.12.3. Teoria das colisões  1.12.4. Mecanismo de reação  1.12.5. Teoria do estado de transição
  2. Química orgânica  2.1. Estrutura e relações  2.1.1. Hybridisation in Carbon Compounds  2.1.2. Ressonância e aromatização  2.1.3. Molecular orbitals  2.1.4. Efeitos indutivo e mesomérico  2.2. Hidrocarbonetos  2.2.1. Hidrocarbonetos  2.2.2. Alquenos  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compostos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos e Conformação  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Álcoois e fenóis  2.3.2. Éteres e epóxidos  2.3.3. Aldeído e cetona  2.3.4. Ácidos carboxílicos e derivados  2.3.5. Amina  2.3.6. Ésteres e amidas  2.3.7. Tióis e Sulfetos  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomerismo em Estereoquímica  2.4.2. Quiralidade e atividade óptica  2.4.3. Análise Estrutural  2.4.4. Diastereômeros e Enantiômeros  2.5.1. Reações de substituição  2.5.2. Reações de eliminação  2.5.3. Reações de Adição  2.5.4. Reações Radicais  2.5.5. Reações de rearranjo  2.5.6. Reações Pericíclicas  2.6. Espectroscopia e análise estrutural  2.6.1. Espectroscopia Infravermelha  2.6.2. Espectroscopia de ressonância magnética nuclear  2.6.3. Espectrometria de Massas  2.6.4. Espectroscopia UV-visível  2.6.5. Cristalografia de raios X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adição e Condensação  2.7.2. Mecanismo de polimerização  2.7.3. Polímero Biodegradável  2.7.4. Polímeros condutores e inteligentes
  3. Química inorgânica  3.1. Química de Coordenação  3.1.1. Ligantes e compostos de coordenação  3.1.2. Teoria do campo cristalino  3.1.3. Teoria do Orbital Molecular em Compostos de Coordenação  3.1.4. Distorsão de Jahn–Teller  3.2. Química do Grupo Principal  3.2.1. Metais alcalinos e alcalino-terrosos  3.2.2. Halogênios e Gases Nobres  3.2.3. Metais de transição e seus complexos  3.2.4. Lantanídeos e Actinídeos  3.3. Química do estado sólido  3.3.1. Redes cristalinas e células unitárias  3.3.2. Defeitos em sólidos  3.3.3. Propriedades elétricas e magnéticas  3.3.4. Supercondutividade  3.4. Química bioinorgânica  3.4.1. Íons metálicos na biologia  3.4.2. Reações enzimáticas com metais  3.4.3. Intoxicação por metais e desintoxicação  3.4.4. Metaloproteínas e Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Quântica  4.1.1. Dualidade onda-partícula  4.1.2. Equação de Schrödinger  4.1.3. Números Quânticos e Orbitais  4.1.4. Espectroscopia atômica e molecular  4.2. Mecânica estatística  4.2.1. Distribuição de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funções de partição  4.2.3. Estatísticas de Bose–Einstein e Fermi–Dirac  4.3. Termodinâmica Química  4.3.1. Energia Livre de Gibbs  4.3.2. Transição de fase  4.3.3. Eficiência termodinâmica  4.4. Química de superfícies  4.4.1. Absorção e Catálise  4.4.2. Coloides e Emulsões
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clássicos  5.1.1. Análise Gravimétrica  5.1.2. titritrimetria  5.2. Métodos instrumentais  5.2.1. Cromatografia  5.2.2. Espectroscopia  5.2.3. Métodos Eletroanalíticos  5.2.4. Difração de raios X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Princípios de engenharia química  6.3. Química Verde  6.4. Produtos Farmacêuticos e Síntese de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohydrates  7.2. Proteínas e enzimas  7.3. Lipídios e membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo e Bioenergética  7.6. Cinética enzimática e mecanismo

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Introdução à Química


Química é um ramo da ciência que estuda a composição, estrutura, propriedades e mudanças da matéria. Ela tenta entender as substâncias que compõem nosso mundo e como elas interagem entre si.

O que é a matéria?

Matéria é tudo o que tem massa e ocupa espaço. Inclui tudo o que você pode ver e tocar, como ar, água, rochas, plantas, animais e até mesmo pessoas. A matéria pode existir em diferentes estados, principalmente conhecidos como sólido, líquido e gasoso. Cada estado tem propriedades diferentes:

  • Sólido: Tem forma e volume definidos.
  • Líquido: Tem volume definido, mas assume a forma do recipiente.
  • Gasoso: Não tem forma nem volume definidos e se expande para preencher o recipiente.

Visualização de átomos em diferentes estados:

Sólido Líquido Gasoso

Átomos e Moléculas

No núcleo da química está o conceito de átomos, que são os blocos básicos da matéria. Um átomo consiste em um núcleo composto por prótons e nêutrons, cercado por elétrons.

Estrutura do átomo

Um átomo pode ser representado por esta estrutura simples:

nucleus (prótons + nêutrons)
|
|
electrões

Moléculas

Moléculas são formadas quando dois ou mais átomos se unem. Por exemplo, uma molécula de água (H2O) é composta por dois átomos de hidrogênio ligados a um átomo de oxigênio.

Exemplo visual de moléculas

Aqui está uma representação simplificada de moléculas:

H2O

Reações químicas

Quando átomos e moléculas interagem, eles sofrem reações químicas. Essas reações resultam em mudanças na matéria, frequentemente formando novas substâncias com propriedades diferentes. As reações químicas são regidas pela lei da conservação da massa, que afirma que a massa não é criada nem destruída.

As reações químicas são representadas por equações químicas. Por exemplo:

2H2 + O2 → 2H2O

Visualização de reagentes e produtos

Os reagentes e produtos em uma equação química podem ser representados da seguinte forma:

H2 O2 H2O

Tabela periódica dos elementos

A tabela periódica é uma ferramenta importante para os químicos, servindo como um mapa abrangente dos elementos conhecidos. Cada elemento é colocado na tabela com base em seu número atômico, que indica o número de prótons no núcleo. A tabela é organizada em linhas chamadas períodos e colunas chamadas grupos ou famílias.

Estrutura da tabela periódica

Esta tabela ajuda a mostrar tendências nas propriedades dos elementos, como eletronegatividade, energias de ionização e raios atômicos. Por exemplo, elementos no mesmo grupo frequentemente compartilham propriedades químicas e físicas.

Exemplo de elemento

Vamos destacar alguns elementos de exemplo:

Hidrogênio (H) - Número Atômico: 1
Oxigênio (O) - Número Atômico: 8
Carbono (C) - Número Atômico: 6
Sódio (Na) - Número Atômico: 11
Cloro (Cl) - Número Atômico: 17

Conceitos Básicos de Química

Número atômico e número de massa

O número atômico de um elemento é o número de prótons no núcleo. O número de massa é a soma dos prótons e nêutrons no núcleo. Considere o carbono:

Carbono (C) Número atômico: 6
Número de massa: 12 (6 prótons + 6 nêutrons)

Isótopos

Isótopos são átomos do mesmo elemento que têm diferentes números de nêutrons. Por exemplo, o hidrogênio tem três isótopos comuns:

  • Prótio: 1 próton, 0 nêutrons
  • Deutério: 1 próton, 1 nêutron
  • Trítio: 1 próton, 2 nêutrons

Ligações Covalentes e Iônicas

Ligações químicas mantêm átomos juntos em moléculas. Existem dois tipos principais de ligações químicas:

  • Ligação covalente: Átomos compartilham elétrons. Por exemplo, dois átomos de hidrogênio compartilham elétrons para formar a molécula H2.
  • Ligação iônica: Átomos transferem elétrons. Um exemplo disso é a ligação formada entre sódio e cloro no cloreto de sódio (sal de cozinha), NaCl.

Conclusão

Química é um campo vasto e fascinante que afeta todos os aspectos de nossas vidas diárias. Compreender os fundamentos da matéria, átomos, moléculas e reações químicas fornece uma base valiosa para explorar conceitos mais complexos na ciência da química. Ao estudar a tabela periódica e as ligações químicas fundamentais, apreciamos a diversidade de substâncias que compõem o universo e como essas substâncias interagem para criar o que vemos ao nosso redor.


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Introdução à Química

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