Quimica A1

Nota:

• É quando os átomos se ligam para formar as moléculas 

1. Geometria linear - A/B

   Nota:

   • São todas as vezes que a molécula for diatômica.
2. Geometria angular - C

   Nota:

   • Dois átomos ligantes a um átomo central e apresenta dois pares de elétrons não ligantes
3. Geometria trigonal plana - D

   Nota:

   • São três átomos ligantes a um átomo central. O átomo central ocupa o centro de um triângulo e não apresenta elétrons não ligantes
4. Geometria piramidal - E

   Nota:

   • São três átomos ligantes a um central que possui um par de elétrons não ligantes.
5. Geometria tetraédrica - F

   Nota:

   • São quatro átomos ligados a um central.

Nota:

• As moléculas se atraem por forças de natureza elétrica.

1. Dipolo induzido - dipolo induzido
   1. Intensidade fraca, ocorrem em todo sistema molecular e predominam entre moléculas apolares.
2. Dipolo - dipolo
   1. Ocorre entre moléculas polares e são mais fortes.
3. Ligação de hidrogrênio
   1. A substância deve ser formada por moléculas polares que possuam os grupos OH, NH ou HF.

Nota:

• Possuí elementos químicos, que são organizados em ordem crescente de número atômico.

1. Grupos
   1. Metais
   2. Ametais
   3. Gases nobres
   4. Atípico/Hidrogênio
2. Grupos/Família

   Nota:

   • São as linhas verticais.
   1. 18

      Nota:

      • Gases nobres
   2. 7A

      Nota:

      • Halogênios
   3. 6A

      Nota:

      • Calcogênios
   4. 5A

      Nota:

      • Família do nitrogênio
   5. 4A

      Nota:

      • Família do carbono
   6. 3A

      Nota:

      • Família do boro
   7. 2A

      Nota:

      • Matais alcalinos terrosos
   8. 1A

      Nota:

      • Metais alcalinos  (exceto hidrogênio)
3. Períodos

   Nota:

   • Linhas horizontais, de 1 a 7.

Nota:

• É a medida do tamanho do átomo, ou seja, a distância do centro do núcleo até o elétron mais externo.

1. Pelo átomo não ser rígido, é impossível calcular o seu raio exato, então, calcula o raio médio.
2. Formula: r=d/2
   1. Onde r= raio , d = distância entre os núcleos das moléculas
3. O raio atômico na tabela periódica cresce de cima para baixo, da direita para esquerda.

Nota:

• É a energia mínima necessária para se retirar 1 mol de elétrons de 1 mol de átomos isolados no estado gasoso.

1. A energia de ionização na tabela periódica cresce de baixo pra cima, da esquerda para direita.

1. Períodos
   1. A eletronegatividade cresce com o aumento do número atômico
2. Colunas
   1. A eletronegatividade cresce com a diminuição do número de níveis

1. Está dividida em 7 camadas designadas por K, L, M, N, O, P, Q ou pelos números: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.
2. Camada de Valência
   1. É a camada mais externa do átomo e pode contar no máximo 8 elétrons
3. Diagrama de Pauling

Nota:

• São uniões entre átomos para formarem moléculas.

1. Ligação iônica

   Nota:

   • É formada pela atração entre íons de cargas opostas, positivos (cátions) e negativos (ânions). 
2. Ligação Covalente

   Nota:

   • É um compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre átomos, causando uma atração mútua entre eles, que mantêm a molécula resultante unida.
3. Ligação covalente dativa

   Nota:

   • É descrita como uma ligação covalente entre dois átomos, na qual os dois elétrons compartilhados provêm do mesmo átomo
4. Ligação metálica

   Nota:

   • Átomos de um subnível eletrônico d completo e um s incompleto pelo qual os elétrons fluem livremente através de uma estrutura cristalina definida.

1. Separação das cargas elétricas, fazendo com que moléculas ou grupo funcionais formem dipolos elétricos. Moléculas polares interagem através de dipolos-dipolos (força intermolecular) ou ligações de hidrogênio.