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Joana Peixinho
03/12/2025
Química
Química 10°
1.193
•
3 de dez. de 2025
•
Joana Peixinho
@joanapeixinho
A química pode parecer complicada, mas os conceitos fundamentais são... Mostrar mais
Os átomos são as partículas básicas da matéria e têm uma estrutura específica. O núcleo contém protões (carga positiva) e neutrões (carga neutra), enquanto os eletrões (carga negativa) formam a nuvem eletrónica. Os eletrões são responsáveis pelo tamanho do átomo, enquanto o núcleo concentra praticamente toda a sua massa.
A unidade de massa atómica corresponde a 1/12 da massa do átomo de carbono-12. A massa atómica relativa média de um elemento é calculada considerando os seus isótopos (átomos com mesmo número de protões mas diferente número de neutrões) e a sua abundância natural. Este valor é fundamental para cálculos químicos.
A quantidade de matéria (n) mede-se em mol e relaciona-se com o número de entidades através da Constante de Avogadro (NA ≈ 6,02 × 10²³ mol⁻¹). Por exemplo, uma molécula como C₃H₈O₃ contém 3 moles de átomos de carbono, 8 moles de átomos de hidrogénio e 3 moles de átomos de oxigénio.
Dica importante: A representação simbólica dos átomos (ᴬ𝑍X) indica o símbolo do elemento (X), o número de massa (A) e o número atómico (Z). Lembra-te que o número atómico (número de protões) é o que define o elemento químico!
A Tabela Periódica organiza os 118 elementos por ordem crescente de número atómico. Está dividida em 7 períodos (linhas) que representam o número de níveis ocupados pelos eletrões, e 18 grupos (colunas) com elementos de propriedades semelhantes. A tabela divide-se em 4 blocos (s, p, d, f) conforme o último subnível ocupado.
As propriedades periódicas variam de forma sistemática na tabela. O raio atómico aumenta ao longo do grupo (mais níveis eletrónicos) e diminui ao longo do período (maior carga nuclear). A energia de ionização (energia necessária para remover um eletrão) segue o padrão oposto.
Os elementos apresentam diferentes capacidades de formar iões. Os metais alcalinos (grupo 1) formam facilmente iões positivos (1+), os metais alcalinoterrosos (grupo 2) formam iões 2+, enquanto os halogéneos (grupo 17) tendem a formar iões negativos (1-). Os gases nobres (grupo 18) são estáveis e geralmente não formam iões.
Atenção! O caráter metálico aumenta à medida que descemos um grupo e diminui da esquerda para a direita num período. Isto explica por que os elementos no canto inferior esquerdo da tabela são os metais mais reativos!
As ligações químicas formam-se quando átomos interagem para atingir maior estabilidade. Na ligação covalente, eletrões são partilhados entre não-metais, podendo ser simples (um par de eletrões), dupla (dois pares) ou tripla (três pares). A regra do octeto estabelece que os átomos tendem a partilhar eletrões para obter oito eletrões na camada de valência.
As moléculas apresentam diferentes geometrias moleculares (linear, angular, triangular, piramidal trigonal e tetraédrica) que minimizam as repulsões entre os eletrões. A polaridade das ligações depende da distribuição de carga elétrica: ligações entre átomos iguais são apolares, enquanto ligações entre átomos diferentes são polares.
Os compostos orgânicos contêm carbono e hidrogénio, sendo os hidrocarbonetos os mais simples. Os alcanos (CₙH₂ₙ₊₂) têm apenas ligações simples, os alcenos (CₙH₂ₙ) possuem uma ligação dupla e os alcinos (CₙH₂ₙ₋₂) têm uma ligação tripla. Outros compostos orgânicos incluem álcoois , aldeídos , cetonas , ácidos carboxílicos e aminas (contêm nitrogénio).
Curiosidade: As ligações intermoleculares determinam propriedades físicas como pontos de ebulição. As ligações de hidrogénio (presentes em H₂O, HF, NH₃) são particularmente fortes, explicando por que a água tem ponto de ebulição elevado para uma molécula tão pequena!
A concentração de uma solução pode ser expressa de diferentes formas. A concentração em quantidade de matéria relaciona a quantidade de soluto com o volume da solução. Outras formas incluem a percentagem em massa , percentagem em volume , partes por milhão (ppm) e fração molar (χ).
A Lei de Avogadro estabelece que volumes iguais de gases diferentes, nas mesmas condições de pressão e temperatura, contêm a mesma quantidade de matéria. Esta lei é fundamental para entender o comportamento dos gases e só se aplica a gases!
O volume molar (Vm) corresponde ao volume ocupado por 1 mol de gás. Nas Condições PTN (pressão de 1 atm e temperatura de 0°C), o volume molar é 22,4 dm³/mol para qualquer gás. Nas Condições padrão (pressão de 1 atm e temperatura de 25°C), o valor é diferente.
Dica para experiências: Quando diluímos uma solução, a relação entre as concentrações inicial e final é dada pelo fator de diluição: f = Csolução inicial/Csolução diluída = Vsolução diluída/Vsolução inicial. Isto é muito útil em laboratório!
Quando átomos formam ligações, existe um equilíbrio entre forças atrativas e repulsivas. Inicialmente, quando os átomos estão distantes, a energia potencial é zero (sem interação). À medida que se aproximam, predominam as atrações entre núcleos e eletrões, diminuindo a energia potencial.
Existe uma distância internuclear de equilíbrio (r₀) onde a energia atinge um mínimo. No exemplo da molécula de hidrogénio (H₂), esta distância é 74 pm e a energia mínima é -436 kJ/mol. Este valor negativo indica que a molécula é mais estável que os átomos separados.
Se os átomos continuarem a aproximar-se para além do ponto de equilíbrio, as repulsões entre os núcleos tornam-se dominantes, aumentando rapidamente a energia potencial. Isto explica por que as ligações têm comprimentos específicos.
Observação importante: Quanto menor o mínimo de energia potencial, mais forte é a ligação química e mais difícil é de quebrar. Ligações triplas são geralmente mais fortes que ligações duplas, que por sua vez são mais fortes que ligações simples.
A geometria das moléculas determina muitas das suas propriedades físicas e químicas. Existem cinco geometrias principais:
A geometria linear apresenta um ângulo de ligação de 180° entre os átomos. Acontece em moléculas como CO₂ onde não existem pares de eletrões não ligantes no átomo central.
A geometria angular tem um ângulo de aproximadamente 104,5°. Ocorre em moléculas como H₂O, onde o átomo central possui pares de eletrões não ligantes que repelem os pares ligantes.
A geometria triangular plana apresenta ângulos de 120° entre as ligações. Encontra-se em moléculas como BF₃, sem pares de eletrões não ligantes no átomo central.
A geometria piramidal trigonal tem ângulos de aproximadamente 107,5°. Está presente em moléculas como NH₃, onde existe um par de eletrões não ligantes no átomo central.
A geometria tetraédrica apresenta ângulos de 109,5° entre as ligações. Ocorre em moléculas como CH₄, onde o átomo central não possui pares de eletrões não ligantes.
Lembra-te: A geometria molecular resulta da minimização das repulsões entre pares de eletrões de valência. Os pares de eletrões não ligantes ocupam mais espaço que os pares ligantes, afetando os ângulos de ligação!
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A App é muito fácil de usar e está nem organizada. Encontrei tudo o que estava à procura até agora e consegui aprender muito com as apresentações! Vou usar a app para um trabalho escolar! E claro que também me ajuda muito como inspiração.
João S
utilizador iOS
Esta app é realmente incrível. Há tantas anotações de estudo e ajuda [...]. A minha disciplina problemática é Francês, por exemplo, e a app tem muitas opções de ajuda. Graças a esta app, melhorei o meu Francês. Eu recomendo a qualquer pessoa.
Sara C.
utilizadora Android
Uau, estou realmente impressionado. Acabei de experimentar o app porque o vi anunciado muitas vezes e fiquei absolutamente surpreso. Este app é A AJUDA que você quer para a escola e, acima de tudo, oferece tantas coisas, como exercícios e folhas de fatos, que têm sido MUITO úteis para mim pessoalmente.
Ana
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Eu costumava ter dificuldade para completar os meus trabalhos a tempo até descobrir a Knowunity, que não só facilita o upload do meu próprio conteúdo, mas também oferece ótimos resumos que tornam o meu trabalho mais rápido e eficiente.
Tomás R
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Sempre foi um desafio encontrar todas as informações importantes para os meus trabalhos – desde que comecei a usar a Knowunity, posso simplesmente fazer upload do meu conteúdo e aproveitar os resumos dos outros, o que me ajuda muito com a organização.
Luísa M
utilizadora Android
Eu frequentemente sentia que não tinha uma visão geral suficiente ao estudar, mas desde que comecei a usar o Knowunity, isso não acontece mais – faço upload do meu conteúdo e encontro sempre resumos úteis na plataforma, o que torna meu aprendizado muito mais fácil.
David F
utilizador iOS
O app é simplesmente incrível! Só preciso digitar o tema na barra de pesquisa e recebo a resposta super rápido. Não preciso assistir 10 vídeos no YouTube para entender algo, então economizo meu tempo. Super recomendo!
Marco O
utilizador Android
Na escola eu era péssimo em matemática, mas graças ao app, estou me saindo melhor agora. Sou muito grato por vocês terem criado o app.
André B
utilizador Android
Costumava ser muito difícil reunir todas as informações para minhas apresentações. Mas desde que comecei a usar o Knowunity, só preciso de carregar os meus apontamentos e encontrar resumos incríveis de outros - isso torna meu estudo muito mais eficiente!
Júlia S
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Estava constantemente stressado com todo o material de estudo, mas desde que comecei a usar a Knowunity, carrego as minhas coisas e vejo os resumos dos outros - isto ajuda-me a gerir tudo melhor e é muito menos stressante.
Marco B
utilizador iOS
Foi sempre complicado encontrar os materiais certos para os meus trabalhos. Agora faço upload das minhas anotações na Knowunity e vejo os melhores resumos dos outros - isto realmente ajudou-me a entender tudo mais rápido e melhora as minhas notas.
Sarah L
utilizadora Android
Eu costumava passar horas no Google à procura de materiais escolares, mas agora só carrego as minhas coisas na Knowunity e vejo os resumos dos outros - sinto-me muito mais confiante quando me preparo para testes.
Paulo T
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Joana Peixinho
@joanapeixinho
A química pode parecer complicada, mas os conceitos fundamentais são fascinantes e úteis. Estas notas explicam desde a estrutura atómica até às ligações químicas e dispersões, dando-te as bases para entender como a matéria se comporta e interage.
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Os átomos são as partículas básicas da matéria e têm uma estrutura específica. O núcleo contém protões (carga positiva) e neutrões (carga neutra), enquanto os eletrões (carga negativa) formam a nuvem eletrónica. Os eletrões são responsáveis pelo tamanho do átomo, enquanto o núcleo concentra praticamente toda a sua massa.
A unidade de massa atómica corresponde a 1/12 da massa do átomo de carbono-12. A massa atómica relativa média de um elemento é calculada considerando os seus isótopos (átomos com mesmo número de protões mas diferente número de neutrões) e a sua abundância natural. Este valor é fundamental para cálculos químicos.
A quantidade de matéria (n) mede-se em mol e relaciona-se com o número de entidades através da Constante de Avogadro (NA ≈ 6,02 × 10²³ mol⁻¹). Por exemplo, uma molécula como C₃H₈O₃ contém 3 moles de átomos de carbono, 8 moles de átomos de hidrogénio e 3 moles de átomos de oxigénio.
Dica importante: A representação simbólica dos átomos (ᴬ𝑍X) indica o símbolo do elemento (X), o número de massa (A) e o número atómico (Z). Lembra-te que o número atómico (número de protões) é o que define o elemento químico!
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As propriedades periódicas variam de forma sistemática na tabela. O raio atómico aumenta ao longo do grupo (mais níveis eletrónicos) e diminui ao longo do período (maior carga nuclear). A energia de ionização (energia necessária para remover um eletrão) segue o padrão oposto.
Os elementos apresentam diferentes capacidades de formar iões. Os metais alcalinos (grupo 1) formam facilmente iões positivos (1+), os metais alcalinoterrosos (grupo 2) formam iões 2+, enquanto os halogéneos (grupo 17) tendem a formar iões negativos (1-). Os gases nobres (grupo 18) são estáveis e geralmente não formam iões.
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As moléculas apresentam diferentes geometrias moleculares (linear, angular, triangular, piramidal trigonal e tetraédrica) que minimizam as repulsões entre os eletrões. A polaridade das ligações depende da distribuição de carga elétrica: ligações entre átomos iguais são apolares, enquanto ligações entre átomos diferentes são polares.
Os compostos orgânicos contêm carbono e hidrogénio, sendo os hidrocarbonetos os mais simples. Os alcanos (CₙH₂ₙ₊₂) têm apenas ligações simples, os alcenos (CₙH₂ₙ) possuem uma ligação dupla e os alcinos (CₙH₂ₙ₋₂) têm uma ligação tripla. Outros compostos orgânicos incluem álcoois , aldeídos , cetonas , ácidos carboxílicos e aminas (contêm nitrogénio).
Curiosidade: As ligações intermoleculares determinam propriedades físicas como pontos de ebulição. As ligações de hidrogénio (presentes em H₂O, HF, NH₃) são particularmente fortes, explicando por que a água tem ponto de ebulição elevado para uma molécula tão pequena!
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Quando átomos formam ligações, existe um equilíbrio entre forças atrativas e repulsivas. Inicialmente, quando os átomos estão distantes, a energia potencial é zero (sem interação). À medida que se aproximam, predominam as atrações entre núcleos e eletrões, diminuindo a energia potencial.
Existe uma distância internuclear de equilíbrio (r₀) onde a energia atinge um mínimo. No exemplo da molécula de hidrogénio (H₂), esta distância é 74 pm e a energia mínima é -436 kJ/mol. Este valor negativo indica que a molécula é mais estável que os átomos separados.
Se os átomos continuarem a aproximar-se para além do ponto de equilíbrio, as repulsões entre os núcleos tornam-se dominantes, aumentando rapidamente a energia potencial. Isto explica por que as ligações têm comprimentos específicos.
Observação importante: Quanto menor o mínimo de energia potencial, mais forte é a ligação química e mais difícil é de quebrar. Ligações triplas são geralmente mais fortes que ligações duplas, que por sua vez são mais fortes que ligações simples.
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A geometria linear apresenta um ângulo de ligação de 180° entre os átomos. Acontece em moléculas como CO₂ onde não existem pares de eletrões não ligantes no átomo central.
A geometria angular tem um ângulo de aproximadamente 104,5°. Ocorre em moléculas como H₂O, onde o átomo central possui pares de eletrões não ligantes que repelem os pares ligantes.
A geometria triangular plana apresenta ângulos de 120° entre as ligações. Encontra-se em moléculas como BF₃, sem pares de eletrões não ligantes no átomo central.
A geometria piramidal trigonal tem ângulos de aproximadamente 107,5°. Está presente em moléculas como NH₃, onde existe um par de eletrões não ligantes no átomo central.
A geometria tetraédrica apresenta ângulos de 109,5° entre as ligações. Ocorre em moléculas como CH₄, onde o átomo central não possui pares de eletrões não ligantes.
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