APROVAÇÃO NO VESTIBULAR

4. APROVAÇÃO NO VESTIBULAR

5. DIKA 1BA

6. átomos  moléculas  substâncias H2O, NH3 , CO2 , C6H12O6 composto molecular

7. átomos  moléculas  substâncias H2O, NH3 , CO2 , C6H12O6 átomos  substâncias composto molecular C(grafite) C(diamante) SiO2 (sílica) sólido covalente

8. C(grafite) C(diamante)

9. Ligação intermolecular 1. entre moléculas 2. moléculas unidas 3. mudança de estado físico

10. Ligação intermolecular 1. Ligação de Hidrogênio 2. Forças de Van der Waals (dipolo-dipolo e dipolo induzido)

11. Lig. de Hidrogênio entre moléculas muito polares • H ~~~ F (HF) • H ~~~ O (H2O) • H ~~~ N (NH3)

12. Ligação de hidrogênio em compostos orgânicos: - álcool (- OH) - ác. carboxílico (- COOH) - amina (- NH2) - aminoácidos - proteínas - DNA

13. PF e ligação intermolecular

16. TENSÃO SUPERFICIAL DA ÁGUA

17. ligação polar ligação de hidrogênio ligação polar dissolução do álcool na água álcool sacarose

18. forças de van der Waals moléculas polares dipolo-dipolo (HCl, H2S, éter, cetona) dipolo induzido (H2, O2, CO2, derivados do petróleo) moléculas apolares

19. propriedades físicas das substâncias Tamanho da Molécula (MM) 1. Quanto maior o tamanho, maior o PE PE 2. Quanto mais ramificado, menor o PE

20. propriedades físicas das substâncias Tamanho da Molécula (MM) 1. Quanto maior o tamanho, maior o PE PE 2. Quanto mais ramificado, menor o PE Força da interação intermolecular LH - DD - DI a u m e n t a o PE diminui a volatilidade

21. propriedades físicas das substâncias Solubilidade em água polaridade da molécula Ligação de hidrogênio tipo de LIM Interação de Van der Walls polar dissolve polar apolar dissolve apolar

22. Solvatação – dissolução em água

23. DIKA 2BA

24. CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

25. relações importantes 22,4 litros de gás CO2 (CNTP) CO2(g) 44 gramas 6 x 1023 moléculas 1 mol

26. Lei da Conservação da Massa LEI DE LAVOISIER - 1774 “Numa reação química, a massa dos reagentes é igual à massa dos produtos.” Na linguagem química de hoje: 2H2 + 1O2 2H2O 4 + 32 = 36 gramas Antoine-Laurent de Lavoisier

27. Lei das Proporções Definidas LEI DE PROUST – 1797 “Numa reação química, as substâncias reagem em proporções fixas e definidas.” Na linguagem química de hoje: 2H2 + 1O2 2H2O 4 : 32 : 36 2 : 1 : 2 8 : 64 : 72 4 : 2 : 4 gramas mols Joseph Louis Proust

28. Amedeo Avogadro Hipótese de Avogadro iguais T e P GASES DIFERENTES CO2 NH3 CH4 C4H10 H2 IGUAL VOLUME IGUAL NÚMERO DE MOLÉCULAS tem

29. Hipótese de Avogadro CH4 16 g de CH4 iguais T e P 1 mol 1 volume He He He He 16 g de He 4 mol 4 volumes

30. 1 mol de qualquer gás nas CNPT 22,4 litros 1 mol de qualquer gás fora das CNPT P.V = n . R . T

31. 1 N2(g) + 3 H2(g)2 NH3(g) num sistema gasoso 1x22,4 l de N2 3x22,4 l de H2 2x22,4 l de NH3 nas CNTP: 1 l de N2 3 l de O2 2 l de NH3 mesma proporção: 10 l de N2 30 l de H2 20 l de NH3 mesma proporção:

32. DIKA 3BA

33. hidrólise de sais SAL + ÁGUA  ÁCIDO + BASE Qual o pH de uma solução salina??? FORÇA DA BASE FORÇA DO ÁCIDO

34. hidrólise de sais

35. DIKA 4BA

36. P I L H A e s p o n t â n e o reação química corrente elétrica E L E T R Ó L I S E n ã o e s p o n t â n e o

37. V ponte salina Zn0 Cu0 - + cátodo ânodo Cu+2 Zn+2 Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu (reação global da pilha) P.Â.N.O. Zn  Zn2+ + 2e- (semi-reação de oxidação) Cu2++ 2e-  Cu (semi-reação de redução) notação IUPAC da pilha  Zn/Zn2+//Cu2+/Cu DDP ou ΔEo = Eomaior – Eomenor

38. Para pensar antes da prova!!

39. Para pensar antes da prova!! "É preciso sonhar, mas com a condição de crer em nosso sonho, de observar com atenção a vida real, de confrontar a observação com nosso sonho, de realizar escrupulosamente nossas fantasias. Sonhos, acredite neles.“ lenin

40. BOA aPROVAção na

42. TERMOQUÍMICA Entalpia de Ligação:nãousar H = Hp – Hr Ligações de reagentes (quebradas): [6 x (C-H)] + (C-C) + (C=C) + (H-H) = energia absorvida (+) Ligações de produtos (formadas): [8 x (C-H)] + [2 x (C-C)] = energia liberada (-) Saldo de energia: H = absorvida + liberada

43. EFEITO DO ÍON-COMUM • adição de HCl(aq): HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq). • [H+] • 2) adição de NaOH(aq): NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)[H+]

44. o galinho do tempo

45. OXIRREDUÇÃO * OXIDAÇÃO:perde elétron (ânodo) * REDUÇÃO:ganha elétron (cátodo) *METAL DE SACRIFÍCIO: maior potencial de oxidação (ou menor potencial de redução) Zn+2+ 2 e → Zn° ° = - 0,76 V Fe+2 + 2 e → Fe° ° = - 0,44 V Cu+2 + 2 e → Cu° ° = + 0,34 V MELHOR AGENTE OXIDANTE: melhor se reduz→maior°red→Cu+2 MELHOR AGENTE REDUTOR: melhor se oxida→maior°ox → Zn°

46. Isomeria Óptica

47. Isomeria Óptica EnantiômeroDextrógiro (D, +) - provoca o giro da luz polarizada para a direita. EnantiômeroLevógiro (L, -) - provoca o giro da luz polarizada para a esquerda. Mistura Racêmica - ópticamente inativa (mistura de 50% de dextrógiro com 50% de levógiro.

48. ISOMERIA ÓPTICA:molécula assimétrica

49. Isomeria Óptica O carbono quiral é marcado com um asterisco (*), este carbono possui todos os ligantes diferentes. *

50. Isomeria Óptica 2estereocentros a) Quantos enantiomorfos possui a molécula? 4 isômeros ópticos ativos IOA = 2n = 22 = 4, b) Quantos enantiomorfos levógiros possui a molécula? IOA(-) = 2n-1 = 22-1 = 2, 2 isômeros levógiros