Química geral

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Química Geral e Inorgânica Aplicada À 
Farmácia 
 
 
MATÉRIA E ESTADOS FÍSICOS 
A matéria é tudo aquilo que possui massa e ocupa 
espaço. Ela se manifesta em três estados físicos 
principais: 
• Sólido – partículas muito próximas, vibrando em 
posições fixas; forma e volume definidos; alta 
densidade e compressibilidade desprezível. 
• Líquido – partículas mais afastadas, com liberdade 
de movimento; não possui forma própria; densidade 
intermediária; compressibilidade baixa. 
• Gasoso – partículas muito afastadas, movimento 
livre; alta compressibilidade; expandem-se até ocupar 
completamente o recipiente. 
 
MUDANÇAS DE ESTADO 
As transições físicas dependem da temperatura e da 
pressão: 
↳ Fusão (sólido → líquido) 
↳ Solidificação (líquido → sólido) 
↳ Vaporização/Ebulição (líquido → gasoso) 
↳ Condensação (gasoso → líquido) 
↳ Sublimação (sólido → gasoso) 
↳ Deposição (gasoso → sólido) 
Para substâncias puras, as temperaturas de fusão e 
ebulição são constantes. A pressão altera 
principalmente a ebulição: em altitudes elevadas, a 
água ferve em temperaturas menores. 
 
TEORIA ATÔMICA – EVOLUÇÃO HISTÓRICA 
Na idade Antiga, Leucipo e Demócrito propõem a idéia 
do átomo indivisível; Aristóteles defende matéria 
contínua formada por quatro elementos (ar, água, 
fogo e terra). Em 1661 Boyle rejeita a ideia dos quatro 
elementos e propõe que as substâncias são 
combinações de partículas. Após isso, em 1789 
Lavoisier estabeleceu a Lei da Conservação da Massa. 
Em 1799 Proust enunciou a Lei das Proporções 
Definidas. 
 
 
 
 
MODELOS ATÔMICOS 
• Dalton (1808): átomo maciço, indivisível, explica leis 
ponderais; átomos de um mesmo elemento possuem 
mesmas massas. 
• Thomson (1897): elétrons são descobertos; modelo do 
“pudim de passas”. 
• Rutherford (1911): o átomo possui núcleo denso e 
positivo; eletrosfera quase vazia. 
• Bohr (1913): elétrons distribuídos em níveis 
energéticos; saltos quânticos. 
• Modelo Quântico Atual: elétrons distribuídos em 
orbitais, regiões de maior probabilidade; 
comportamento dual (onda-partícula). 
 
TABELA PERIÓDICA 
A tabela periódica organiza os elementos químicos em 
ordem crescente de número atômico. Ela reflete 
padrões de propriedades químicas que se repetem ao 
longo dos períodos e grupos. 
 
SISTEMAS DE CLASSIFICAÇÃO HISTÓRICOS 
• Döbereiner (1829): tríades – grupos de três elementos 
com propriedades semelhantes. 
• Chancourtois (1862): Hélice Telúrica – disposição em 
espiral segundo a massa atômica; percebe 
periodicidade a cada 7 elementos. 
• Newlands (1864): Lei das Oitavas – repetição de 
propriedades a cada oito elementos. 
• Meyer (1869): relaciona propriedades físicas e 
valência; observa periodicidade em gráficos. 
 
MENDELEEV E A TABELA MODERNA 
Mendeleev organizou os elementos por massa 
atômica, deixando lacunas para elementos ainda 
desconhecidos. Ele previu corretamente propriedades 
de gálio, germânio e escândio, fortalecendo a 
aceitação de sua tabela. Sua estrutura atual possui 
Períodos – linhas horizontais (níveis de energia) e 
Grupos – colunas verticais (valores semelhantes de 
elétrons na camada de valência). 
 
PRINCIPAIS PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
↳ Raio atômico: diminui no período, aumenta no grupo. 
↳ Energia de ionização: aumenta no período, diminui no 
grupo. 
↳ Afinidade eletrônica: tendência de ganhar elétron. 
↳ Eletronegatividade: maior em ametais; menor em 
metais. 
↳ Caráter metálico: aumenta no grupo e diminui no 
período. 
 
GRANDEZAS QUÍMICAS 
• Quantidade de matéria (mol): 1 mol = 6,022 × 10²³ 
partículas (constante de Avogadro). 
• Massa atômica: baseada em 1/12 do carbono-12. 
• Massa molecular: soma das massas atômicas dos 
átomos na molécula. 
• Massa molar: massa de 1 mol de substância em 
gramas. 
 
LEIS PONDERAIS 
• Lavoisier: a massa se conserva nas reações químicas. 
• Proust: os compostos apresentam proporções em 
massa fixas entre seus elementos. 
• Dalton: proporções múltiplas – quando dois 
elementos formam mais de um composto, suas 
massas se relacionam por números inteiros simples. 
 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES 
Baseia-se em igualar o número de átomos dos 
elementos nos reagentes e produtos. Métodos: 
inspeção direta, oxirredução, ion–eletrônico. 
 
ESTEQUIOMETRIA 
Relaciona quantidades de reagentes e produtos por 
meio de proporções em mol, massa ou volume. 
Segue-se o seguinte passo a paso: 
1. Balancear a equação. 
2. Converter dados em mol. 
3. Usar proporção da reação. 
4. Converter o resultado para a unidade final desejada. 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
A grande maioria das substâncias é formada por mais 
de um átomo, com exceção apenas dos gases nobres, 
que são monoatômicos. A forma como esses átomos 
estão ligados influencia, em parte, as características 
das substâncias. Uma ligação química é a junção de 
dois átomos. Existem três tipos de ligação entre os 
átomos: iônica, covalente e metálica. 
 
REGRA DO OCTETO 
Apenas os gases nobres são substâncias 
monoatômicas. Os gases nobres são muito pouco 
reativos ("nobres") devido às suas elevadas energias 
de ionização e baixas afinidades eletrônicas. Todos os 
gases nobres têm a camada de valência completa 
(dois elétrons para o hélio e oito elétrons para os 
demais). 
 
Configuração eletrônica dos gases nobres: 
Observou-se que, ao se ligarem, os átomos dos 
demais elementos químicos ganham ou perdem 
elétrons de modo a assumirem a mesma configuração 
eletrônica de um gás nobre. Em 1916, Lewis e Kossel 
concluíram que os átomos se tornariam estáveis 
quando as suas camadas de valência estivessem 
completas. 
 
Regra do octeto: "durante a formação de uma ligação 
química, os átomos se combinam ganhando, 
perdendo ou compartilhando elétrons de forma que 
adquirem a configuração eletrônica do gás nobre mais 
próximo". 
 
A regra do octeto serve como guia, aplicando-se bem 
aos elementos representativos, mas possui exceções: 
↳ Regra do dueto: hidrogênio e lítio se estabilizam com 
2 elétrons de valência (Ex.: HCl, LiBr). 
↳ Berílio: 4 elétrons de valência (BeH_{2}). 
↳ Boro: 6 elétrons de valência (BF_{3}). 
↳ Expansão do octeto: átomos como fósforo, enxofre, 
iodo, criptônio e xenônio podem se estabilizar com 10 
ou 12 elétrons (Ex.: PCl_{5}, SF_{6}). 
↳ Moléculas com número ímpar de elétrons: estruturas 
com elétrons desemparelhados, denominadas radicais 
livres (Ex.: NO, NO_{2}). 
 
ESTRUTURA DE LEWIS 
Lewis propôs, em 1916, uma forma simples de 
evidenciar os elétrons de valência dos átomos. Nesse 
método, o símbolo de um elemento químico é rodeado 
por pontos que correspondem aos seus elétrons de 
valência. 
 
Os elétrons isolados são usados para fazer ligações químicas com 
outros átomos 
Embora possam representar ligações de qualquer 
substância, seu emprego é mais comum para 
compostos covalentes. 
 
 
LIGAÇÃO IÔNICA 
 A ligação iônica ocorre através da doação e recepção 
de elétrons entre os átomos, que se transformam em 
íons e se mantêm unidos eletrostaticamente. 
● Ocorrência: Ligações iônicas ocorrem entre 
átomos com 1, 2 ou 3 elétrons de valência 
(metais) e átomos com 5, 6 ou 7 elétrons de 
valência (ametais). 
● Formação de íons: A perda de elétrons forma 
cátions (íons positivos, M⁺), enquanto o ganho 
de elétrons forma ânions (íons negativos, X⁻). A 
Lista a carga do íon em função da família e do número de elétrons de 
valência (Ex.: Metais alcalinos (1 elétron) formam +1; Halogênios (7 
elétrons) formam –1). O íon H^+ não participa de ligações iônicas; ao 
interagir com um ânion, forma-se uma ligação covalente. 
● Força de atração: Cátion e ânion se atraem 
eletrostaticamente, formando uma ligação 
iônica, governada pela atração coulômbica 
entre íons de cargas opostas. 
● Estrutura: Os íons arranjam-se em um 
aglomerado com forma geométrica definida, 
denominado cristal. 
● Construção de fórmulas: Compostos iônicos 
são eletricamente neutros. Para obter a 
neutralidade elétrica em íons de cargas 
diferentes, utiliza-se o “cruzamento” das 
cargas dos íons, onde a cargade um íon 
transforma-se no índice atômico do outro. 
 Características dos Compostos Iônicos: 
↳ Normalmente são sólidos cristalinos à temperatura 
ambiente, Possuem baixa resistência ao impacto. 
↳ Tendência a serem solúveis em água, 
dissociando-se. Possuem elevados pontos de fusão e 
de ebulição. 
↳ Conduzem eletricidade quando fundidos ou 
dissolvidos (eletrólitos), mas não quando sólidos. 
 LIGAÇÃO COVALENTE 
 Quando dois átomos precisam receber elétrons para 
completar o octeto (átomos com 4 a 7 elétrons de 
valência), a ligação iônica não é possível. Nesses 
casos, ocorre a ligação covalente, na qual os elétrons 
são compartilhados. 
● Ocorrência: A ligação covalente acontece 
entre ametais. (Existem casos menos 
frequentes entre metais, ou entre metais e 
ametais, como BeH_2 e HgCl_2) . 
● Estabilidade: O compartilhamento de elétrons 
permite que cada átomo tenha o equivalente a 
uma camada externa completa (octeto), 
correspondendo a uma configuração 
eletrônica estável. 
● Molécula: A substância em que todos os seus 
átomos ligam-se uns aos outros 
exclusivamente por ligações covalentes é 
denominada molécula; é um erro usar esse 
termo para designar compostos iônicos. 
● Representação: O par de elétrons 
compartilhado pode ser substituído por um 
traço. Como na ligação de uma molécula de 
hidrogênio: a representação H—H, onde o traço 
representa o par de elétrons compartilhados. 
 Ligação Covalente Coordenada (Dativa): 
Ocorre quando um átomo já estável 
compartilha um par de elétrons com outro 
átomo que ainda necessita de dois elétrons 
para completar sua camada de valência. 
 
 Ligações Covalentes Múltiplas e Redes Covalentes: 
 Ligações Múltiplas: Mais de um par de elétrons pode 
ser compartilhado: ligação simples (um par, Ex.: H_2), 
ligação dupla (dois pares, Ex.: O_2), e ligação tripla 
(três pares, Ex.: N_2). 
 
Moléculas contendo ligações simples, dupla e tripla 
 Redes Covalentes: A ligação covalente permite a 
formação de longas moléculas ou a formação de uma 
estrutura em rede tridimensional com um número 
muito grande e indeterminado de átomos, 
denominada rede covalente 
 Tipos de Ligações Covalentes: 
 Uma ligação covalente se forma mediante a 
sobreposição de orbitais, que pode ser de dois tipos: 
● Ligação sigma (sigma): sobreposição frontal 
de orbitai s. 
● Ligação pi (pi): sobreposição lateral de 
orbitais. 
 As interações entre os átomos ligados ficam mais 
intensas à medida que o número de pares de elétrons 
compartilhados aumenta, resultando na diminuição da 
distância de ligação e no aumento da energia da 
ligação Moléculas não são necessariamente neutras, e 
muitos íons (íons poliatômicos) apresentam ligações 
covalentes 
 Características dos Compostos Covalentes: 
↳ Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos à 
temperatura ambiente 
↳ Quando sólidos, normalmente são macios. 
↳ Apresentam solubilidades em água muito variáveis. 
↳ Possuem pontos de fusão e de ebulição 
relativamente baixos. 
↳ À exceção do grafite, não conduzem eletricidade 
quando puros. 
↳ Soluções aquosas de ácidos conduzem eletricidade. 
 
TEORIA ÁCIDO-BASE 
Em Química Inorgânica, as funções mais importantes 
são os ácidos, as bases, os sais e os óxidos. A 
similaridade nas propriedades químicas das 
substâncias que pertencem à mesma função 
origina-se de semelhanças estruturais — um átomo ou 
conjunto de átomos em comum que lhes confere as 
propriedades observadas. 
 
ÁCIDOS 
A palavra ácido deriva do latim acidus = azedo. O 
volume de produção de ácido sulfúrico é um indicador 
do nível de atividade econômica de um país. 
Conceitos Históricos: 
↳ Lémery (1680): A acidez seria causada por 
"corpúsculos pontiagudos". 
↳ Lavoisier (1776): Afirmou que todos os ácidos 
deveriam conter oxigênio. 
↳ Davy (cerca de 1810): Demonstrou que o HCl é 
constituído apenas por hidrogênio e cloro, 
contrariando Lavoisier. 
↳ Liebig (cerca de 1838): Um ácido seria uma 
substância contendo hidrogênio que poderia ser 
substituído por um metal. 
↳ Definição de Arrhenius (1887): "ácido é toda 
substância que em solução aquosa sofre ionização, 
produzindo como cátion exclusivamente o íon H^+". O 
próton H^{+} associa-se à água, formando o íon 
H_{3}O^{+} (hidrônio). 
 
Propriedades: Têm sabor azedo. Podem ser sólidos, 
líquidos ou gasosos, como o ácido benzóico é um 
sólido cristalino, o ácido sulfúrico 98% é um líquido 
incolor, enquanto que uma solução concentrada de 
ácido clorídrico libera vapores da molécula. 
Suas soluções aquosas são condutoras de corrente 
elétrica, e reagem com bases, formando sal e água. 
 
Podem ser classificados por: 
Número de hidrogênios ionizáveis: monoácidos, 
diácidos, triácidos, etc.. Em oxiácidos, o H ionizável é o 
que está ligado ao O. 
Presença de oxigênio: Hidrácidos (não oxigenados) ou 
Oxiácidos (oxigenados). 
Grau de ionização (alpha): O processo de formação 
de íons é a ionização. São classificados em fracos 
(alpha