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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Química Geral


A química geral é um curso de ciência fundamental ensinado principalmente a estudantes de graduação. Serve como um curso introdutório que estabelece a base para compreender os princípios da química que se aplicam em contextos do mundo real. O objetivo principal é criar uma estrutura de conhecimento que possa ser expandida em cursos mais avançados. Nesta lição, exploraremos vários conceitos e princípios centrais para a química geral.

1. Introdução à matéria e seus estados

A matéria é definida como qualquer coisa que ocupa espaço e tem massa. Ela existe em diferentes estados, principalmente sólido, líquido e gasoso, dependendo da disposição e energia de suas moléculas.

  • Sólidos: As partículas nos sólidos estão empacotadas em uma estrutura fixa e rígida. Isso dá aos sólidos uma forma e volume definidos.
  • Líquidos: As partículas nos líquidos estão próximas, mas não são rígidas como nos sólidos. Os líquidos têm um volume fixo, mas assumem a forma do seu recipiente.
  • Gás: As partículas nos gases estão distantes umas das outras e se movem livremente, de modo que os gases não têm forma nem volume definidos.

2. Átomos e elementos

Tudo no universo é composto por átomos, que são as menores unidades dos elementos. Um elemento é uma substância pura que contém apenas um tipo de átomo, representado por um símbolo químico único, como H para hidrogênio ou O para oxigênio.

A estrutura atômica inclui o seguinte:

  • Próton: Partícula com carga positiva no núcleo.
  • Nêutrons: Partículas neutras também localizadas no núcleo.
  • Elétrons: Partículas com carga negativa que orbitam ao redor do núcleo.

Tabela periódica de elementos

A tabela periódica é um gráfico sistemático de todos os elementos conhecidos, organizados de acordo com seus números atômicos. Esta tabela ajuda a prever as propriedades químicas e comportamentos dos elementos.

        H2O
     de Lee B. BCNOF
     NaMgAlSiPsClAr

Este arranjo permite a identificação rápida das propriedades dos elementos, com cada linha chamada de período e cada coluna chamada de grupo.

4. Ligação química

Ligações químicas são as forças que mantêm os átomos juntos em compostos. Os principais tipos de ligações químicas incluem:

  • Ligação iônica: Formada através da transferência de elétrons de um átomo para outro, geralmente entre um metal e um não-metal.
  • Ligações covalentes: ligações onde os átomos compartilham elétrons, geralmente entre não-metais.
  • Ligação metálica: atração entre elétrons livres e íons metálicos, comum em elementos metálicos.

Por exemplo, na água (H2O), dois átomos de hidrogênio formam uma ligação covalente ao compartilhar elétrons com um átomo de oxigênio.

5. Reações químicas

Nas reações químicas, os átomos são rearranjados para formar novas substâncias. As reações são representadas por equações químicas, por exemplo:

    2H2 + O2 → 2H2O

Os tipos de reações químicas incluem síntese, decomposição, substituição simples e substituição dupla.

6. Conceito de mol

O mol é uma unidade padrão de medida em química que representa um grande número de moléculas ou átomos. O número de Avogadro, 6,022 × 1023, é o número de unidades em um mol.

É útil na estequiometria para equilibrar equações químicas e calcular reagentes/produtos em reações.

7. Soluções e misturas

Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. O solvente (o meio que dissolve) e o soluto (a substância dissolvida) são os componentes de uma solução.

Por exemplo, uma solução de açúcar é formada quando o açúcar (o soluto) é dissolvido em água (o solvente).

As misturas podem ser classificadas como homogêneas (mesma composição) ou heterogêneas (diferentes fases).

8. Ácidos e bases

Ácidos e bases são substâncias que podem doar ou aceitar prótons (H+), respectivamente.

  • Ácidos: Substâncias que aumentam a concentração de íons de hidrogênio em uma solução. Exemplo: HCl (ácido clorídrico).
  • Bases: Substâncias que aumentam a concentração de íons hidróxido (OH-) em uma solução. Exemplo: NaOH (hidróxido de sódio).

A escala de pH de 0 a 14 é usada para medir a acidez ou alcalinidade de uma solução.

9. Termodinâmica

A termodinâmica envolve o estudo das transformações de energia, especialmente a transferência de calor e trabalho em processos químicos.

Alguns dos conceitos chave são os seguintes:

  • Primeira Lei da Termodinâmica: A energia não pode ser criada ou destruída, apenas transferida.
  • Entalpia (H): representa o conteúdo de calor de um sistema em pressão constante.

Por exemplo, durante a vaporização, um líquido absorve calor para se tornar gás, causando uma mudança na entalpia.

10. Estrutura atômica e periodicidade

O modelo de Bohr do átomo ajuda a explicar a estrutura atômica, onde os elétrons orbitam ao redor do núcleo em caminhos fixos. A mecânica quântica introduziu posteriormente o conceito de nuvens eletrônicas.

A periodicidade refere-se a tendências recorrentes nas propriedades dos elementos dentro da tabela periódica, como eletronegatividade, energias de ionização e raios atômicos.

As propriedades dos elementos mudam de maneira previsível em diferentes períodos e grupos.

11. Dinâmica e equilíbrio

A cinética foca na taxa das reações químicas. Fatores que afetam a taxa incluem concentração, temperatura e a presença de um catalisador.

O equilíbrio ocorre quando a taxa da reação direta é igual à taxa da reação inversa. Para uma equação química equilibrada:

    a + b ⇌ c + d

Refere-se a um estado dinâmico onde reagentes e produtos existem juntos.

12. Reações redox

As reações redox envolvem a transferência de elétrons entre substâncias, refletindo-se nos processos de oxidação e redução. As principais de importância são:

  • Oxidação: A perda de elétrons por uma molécula, átomo ou íon.
  • Redução: Ganho de elétrons por uma molécula, átomo ou íon.

Um exemplo clássico disso é a ferrugem do ferro:

    4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

13. Conceitos básicos de química orgânica

A química orgânica é o estudo de compostos que contêm carbono. O carbono pode formar uma grande variedade de compostos com cadeias e anéis, e as maneiras simples como estes são estruturados dão origem a uma ampla variedade de produtos químicos orgânicos.

Exemplos incluem hidrocarbonetos como metano (CH4) e moléculas mais complexas como glicose (C6H12O6).

14. Ambiente e relações práticas

A química desempenha um papel vital na solução de problemas ambientais, como poluição, mudanças climáticas e recursos sustentáveis.

Princípios químicos são usados para desenvolver materiais ecologicamente corretos, entender a degradação da camada de ozônio e criar processos energeticamente eficientes.

A Química Geral incentiva os alunos a considerarem aplicações da vida real e implicações globais dos fenômenos químicos, o que promove maior investigação científica e inovação.

Conclusão

A química geral serve como uma estrutura essencial para entender o mundo complexo das substâncias e reações químicas. Ela forma a base sobre a qual os alunos podem desenvolver um conhecimento mais complexo em áreas especializadas da química. Os conceitos aprendidos ajudam a apreciar a ubiquidade da química na vida cotidiana e a influência do mundo molecular em discussões científicas mais amplas.


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