Química do A-Level

Tudo é feito de átomos 原子. Um átomo é principalmente espaço vazio. Em seu centro está um pequeno e pesado núcleo 原子核. O núcleo contém dois tipos de partícula: prótons 质子 e nêutrons 中子. Ao redor do núcleo, no espaço vazio, movem-se os elétrons 电子. Os elétrons ficam em camadas 壳层 — camadas a distâncias definidas do núcleo.

O núcleo é muito pequeno, mas detém quase toda a massa. Os elétrons ocupam quase todo o espaço, mas têm quase nenhuma massa.

Carga relativa e massa relativa

Comparamos as três partículas usando carga relativa 相对电荷 e massa relativa 相对质量. São números simples, não unidades reais.

Um próton e um nêutron têm massas quase iguais. Um elétron é cerca de 1836 vezes mais leve. O próton é positivo, o elétron é negativo, e o nêutron não tem carga — ele é neutro 中性.

Número atômico e número de massa

Dois números descrevem o núcleo:

• o número atômico 质子数 (também chamado de número atômico 原子序数), símbolo $Z$ — o número de prótons.
• o número de massa 核子数 (também chamado de número de massa 质量数), símbolo $A$ — o número total de prótons e nêutrons. Prótons e nêutrons são ambos núcleons 核子.

Então o número de nêutrons é $A - Z$.

Contando partículas em um átomo ou íon

Para um átomo neutro, o número de elétrons é igual ao número de prótons, que é igual a $Z$.

Um íon 离子 é um átomo que perdeu ou ganhou elétrons, portanto possui uma carga:

• um íon positivo tem menos elétrons do que prótons.
• um íon negativo tem mais elétrons do que prótons.

Exemplo: $^{27}_{13}\text{Al}^{3+}$ tem $13$ prótons, $27 - 13 = 14$ nêutrons e $13 - 3 = 10$ elétrons (perdeu 3 elétrons para se tornar $3+$).

Como a massa e a carga estão distribuídas

Quase toda a massa está no núcleo, porque prótons e nêutrons são pesados e elétrons são muito leves. Toda a carga positiva está no núcleo (os prótons). A carga negativa está distribuída nas camadas (os elétrons).

Feixes de partículas em um campo elétrico

Imagine feixes de prótons, nêutrons e elétrons movendo-se à mesma velocidade em direção a um campo elétrico 电场 entre duas placas carregadas:

• o feixe de prótons desvia em direção à placa negativa (prótons são positivos).
• o feixe de elétrons desvia na direção oposta, em direção à placa positiva. Ele desvia muito mais, porque o elétron é muito mais leve — a mesma força causa uma maior deflexão 偏转 em uma massa menor.
• o feixe de nêutrons passa reto. Não possui carga, então o campo não exerce nenhuma força sobre ele.

Raio atômico e raio iônico

O raio atômico 原子半径 é o tamanho de um átomo. O raio iônico 离子半径 é o tamanho de um íon.

Ao longo de um período 周期 (da esquerda para a direita), o raio atômico fica menor. A carga nuclear 核电荷 (a atração dos prótons) aumenta, mas os elétrons entram na mesma camada externa, então o blindagem 屏蔽 pelas camadas internas permanece aproximadamente a mesma. A atração mais forte puxa a camada externa para dentro.

Abaixo em um grupo 族 (de cima para baixo), o raio atômico fica maior. Cada passo para baixo adiciona uma nova camada, então os elétrons externos ficam mais distantes e sentem mais blindagem do núcleo.

Para íons:

• um íon positivo (catião 阳离子) é menor que seu átomo. Perdeu sua camada externa, e os elétrons restantes sentem uma atração mais forte cada um.
• um íon negativo (anion 阴离子) é maior que seu átomo. Ganhou elétrons, então há mais repulsão 排斥 entre os elétrons.
• entre íons que têm o mesmo número de elétrons, aquele com mais prótons é menor.

Isótopos 同位素 são átomos do mesmo elemento com o mesmo número de prótons, mas um número diferente de nêutrons. Portanto, isótopos têm o mesmo número atômico $Z$, mas um número de massa diferente $A$.

Escrevemos um isótopo como $^{A}_{Z}\text{X}$: o número de massa $A$ em cima, o número atômico $Z$ embaixo. Por exemplo, o cloro tem dois isótopos principais, $^{35}_{17}\text{Cl}$ e $^{37}_{17}\text{Cl}$.

Mesmas propriedades químicas

Propriedades químicas 化学性质 dependem dos elétrons, especialmente dos elétrons externos. Isótopos de um mesmo elemento têm o mesmo número de elétrons organizados da mesma forma. Portanto, reagem exatamente da mesma maneira — possuem as mesmas propriedades químicas.

Diferentes propriedades físicas

Algumas propriedades físicas 物理性质 dependem da massa, então diferem entre isótopos. Um isótopo mais pesado tem mais nêutrons, logo mais massa, e consequentemente maior densidade 密度. (O programa limita essa diferença à massa e densidade.)

Os elétrons estão organizados em camadas, subcamadas e orbitais.

Camadas e número quântico principal

Cada camada é rotulada pelo número quântico principal 主量子数 $n = 1, 2, 3, \dots$. Um $n$ maior significa uma camada mais distante do núcleo e com maior energia.

Subcamadas e orbitais

Cada camada é dividida em subcamadas 亚层, nomeadas s, p e d. Cada subcamada é composta por orbitais 轨道. Um orbital é uma pequena região que pode acomodar até dois elétrons.

Assim, uma subcamada s acomoda 2 elétrons, uma subcamada p acomoda 6, e uma subcamada d acomoda 10.

Ordem de energia crescente

Os elétrons preenchem primeiro a subcamada de menor energia. Para as primeiras três camadas, além de 4s e 4p, a ordem de aumento de energia é:

Observe a surpresa: 4s tem ligeiramente menor energia que 3d, então 4s é preenchido primeiro.

Configuração eletrônica

A configuração eletrônica 电子排bul lista quantos elétrons estão em cada subcamada. A disposição de menor energia é o estado fundamental 基态.

Para o ferro (Fe, $Z = 26$):

Você pode escrever uma abreviação usando o gás nobre 稀有气体 mais próximo entre colchetes:

Aqui $[\text{Ar}]$ representa a configuração completa do argônio.

Para íons, você adiciona ou remove elétrons. Uma regra importante: quando um metal de transição forma um íon positivo, ele perde seus elétrons 4s antes dos elétrons 3d. Então $\text{Fe}^{3+}$ torna-se $[\text{Ar}]\,3\text{d}^5$.

Elétrons em caixas

A notação elétrons em caixas desenha cada orbital como uma caixa e cada elétron como uma seta. Dois elétrons no mesmo orbital devem apontar em direções opostas, porque cada elétron possui uma propriedade chamada spin 自旋, e um orbital compartilhado precisa de spins opostos.

Dentro de uma subcamada, elétrons preenchem orbitais vazios um de cada vez, com setas paralelas, antes que qualquer orbital receba um segundo elétron. Espalhar-se dessa forma mantém os elétrons separados e reduz a repulsão entre eles.

Por que a configuração assume esta forma

Os elétrons preenchem de baixa energia para alta energia porque isso resulta no átomo mais estável (de menor energia). Dentro de uma subcamada, eles se espalham primeiramente de forma individual para reduzir a repulsão entre os elétrons negativos.

Formas de orbitais s e p

• um orbital s é uma esfera 球形 centrada no núcleo.
• um orbital p tem dois lóbulos, como uma haltere, apontando ao longo de um eixo. Os três orbitais p apontam em três direções perpendiculares (os eixos $x$, $y$ e $z$).

Radicais livres

Um radical livre 自由基 é uma espécie com um ou mais elétrons desemparelhados 未成对电子. Radicais livres são muito reativos.

Primeira energia de ionização

A primeira energia de ionização 第一电离能 (IE) é a energia necessária para remover um elétron de cada átomo em um mol de átomos gasosos, formando um mol de íons gasosos $+1$.

Usamos átomos gasosos para que não haja forças entre as partículas. A unidade é $\text{kJ mol}^{-1}$. Como equação, para um elemento X:

O $(\text{g})$ indica que a espécie é um gás.

Energias de ionização sucessivas

Após remover um elétron, você pode remover outro. A segunda energia de ionização remove um elétron de cada íon $+1$:

Você pode continuar. Estas são as energias de ionização sucessivas 逐级电离能. Cada uma é maior que a anterior, porque cada elétron é arrancado de um íon mais positivo.

No que a energia de ionização depende

A energia de ionização decorre da atração entre o núcleo positivo e o elétron externo. Três fatores principais determinam a intensidade dessa atração:

• carga nuclear: mais prótons atraem os elétrons com maior força, resultando em uma energia de ionização mais alta.
• raio atômico: quanto mais distante o elétron externo estiver do núcleo, menor é a atração, resultando em uma energia de ionização mais baixa.
• blindagem: camadas internas bloqueiam parte da atração sobre o elétron externo. Mais camadas internas significam mais blindagem e uma energia de ionização mais baixa.

Há também um efeito menor — repulsão por par de spins 自旋成对排斥. Quando dois elétrons compartilham um orbital, eles se repelem ligeiramente, tornando um deles mais fácil de remover.

Tendências na primeira energia de ionização

Ao longo de um período, a primeira energia de ionização geralmente aumenta. A carga nuclear cresce enquanto a blindagem permanece aproximadamente constante, mantendo os elétrons externos mais firmemente ligados.

Ao longo de um grupo, a primeira energia de ionização diminui. Elementos mais baixos possuem mais camadas, resultando em maior blindagem e raio maior, tornando o elétron externo mais fácil de remover.

As quedas são evidência de subníveis

O aumento ao longo de um período não é suave. Duas pequenas quedas aparecem, e você deve ser capaz de explicar ambas:

• Grupo 2 para Grupo 13 (por exemplo, Mg para Al): o elétron removido do Al vem de um subnível 3p, que está em nível de energia mais alto do que o subnível 3s cheio no Mg. Um elétron 3p é mais fácil de remover, então o valor cai.
• Grupo 15 para Grupo 16 (por exemplo, P para S): no S, um orbital 3p agora contém um par de elétrons. A repulsão por par de spins torna um deles mais fácil de remover, então o valor cai.

Essas quedas são evidência da existência de subníveis.

Energias de ionização sucessivas são evidência de camadas

Se você plotar as energias de ionização sucessivas de um elemento, os valores aumentam, com saltos grandes em certos pontos. Um salto grande ocorre quando o próximo elétron deve vir de uma camada mais próxima do núcleo.

Conte quantos elétrons saem facilmente antes do primeiro salto grande — esse é o número de elétrons na camada externa, o que indica o grupo do qual o elemento faz parte. Você também pode usar o padrão para determinar a configuração eletrônica e a posição do elemento na Tabela Periódica.

Exemplo resolvido. As primeiras cinco energias de ionização sucessivas de um elemento são $590$, $1150$, $4940$, $6480$ e $8120\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$. Em qual grupo ele está? Procure pelo salto grande, não pelo maior número. Da 1ª para a 2ª energia, o valor duplica aproximadamente, o que é um aumento normal. Da 2ª ($1150$) para a 3ª ($4940$), ele quadruplica mais do que isso: esse é o salto. Portanto, dois elétrons saem facilmente antes dele, a camada externa tem 2 elétrons, e o elemento está no Grupo 2. Conte os elétrons removidos antes do salto e explique o salto corretamente: o próximo elétron está sendo puxado de uma camada mais próxima do núcleo, não de um elemento diferente.

• Defina isótopos completamente: átomos do mesmo elemento com o mesmo número de prótons, mas um número diferente de nêutrons — o gabarito exige ambas as partes.
• O 4s preenche antes do 3d, mas os elétrons são removidos do 4s primeiro ao formar íons, então $\text{Fe}^{3+}$ é $[\text{Ar}]3\text{d}^5$ (não $[\text{Ar}]3\text{d}^3 4\text{s}^2$).
• Nas energias de ionização sucessivas, um salto grande marca o início de uma nova camada (interna) — use os saltos para posicionar o elemento em seu grupo.
• Explique todas as tendências de energia de ionização usando os mesmos três fatores: carga nuclear, distância e blindagem, além dos efeitos de subníveis para as pequenas quedas.
• Aprenda a razão exata pela qual a primeira energia de ionização do oxigênio está abaixo da do nitrogênio: os elétrons 2p pareados do oxigênio se repelem, tornando um deles mais fácil de remover.

Átomos 原子 são muito leves para serem pesados em gramas, então comparamos cada massa a um padrão. O padrão é a unidade de massa atômica unificada 统一原子质量单位 (símbolo u), definida como exatamente um décimo segundo da massa de um átomo de carbono-12.

Usando esta unidade, declaramos massas como números simples:

• a massa atômica relativa 相对原子质量 $A_r$ de um elemento é a massa média de seus átomos comparada com $\tfrac{1}{12}$ de um átomo de carbono-12. É uma média sobre todos os isótopos 同位素, ponderada pela frequência de cada um.
• a massa isotópica relativa 相对同位素质量 é a massa de um átomo de um único isótopo, comparada com $\tfrac{1}{12}$ de um átomo de carbono-12.
• a massa molecular relativa 相对分子质量 $M_r$ de uma molécula 分子 é a soma das massas atômicas relativas de todos os seus átomos.
• a massa fórmula relativa 相对式量 é a mesma ideia para uma substância que não é composta por moléculas (como um composto iônico). Some as massas atômicas relativas mostradas na fórmula.

Para encontrar $A_r$ a partir de dados de isótopos, multiplique a massa de cada isótopo por sua porcentagem, some esses valores e divida por 100.

Exemplo resolvido. O cloro é $75\%$ ${}^{35}\text{Cl}$ e $25\%$ ${}^{37}\text{Cl}$. Encontre sua massa atômica relativa.

Exemplo resolvido. Um espectrômetro de massas mostra que o cobre é $69.2\%$ ${}^{63}\text{Cu}$ e $30.8\%$ ${}^{65}\text{Cu}$. Encontre sua massa atômica relativa.

Químicos contam partículas em grupos chamados mols, assim como contamos ovos em dúzias.

Um mol 摩尔 (símbolo mol) é a quantidade de substância que contém o mesmo número de partículas que há em exatamente 12 g de carbono-12. Esse número é a constante de Avogadro 阿伏伽德罗常量:

Portanto, um mol de qualquer coisa contém $6.02 \times 10^{23}$ partículas. As partículas podem ser átomos, moléculas ou íons 离子 — diga sempre quais são.

A massa de um mol em gramas é igual à massa relativa ($A_r$ ou $M_r$). Esta é a massa molar 摩尔质量, com unidades $\text{g mol}^{-1}$. A equação chave é:

onde $n$ é a quantidade em mols, $m$ é a massa em gramas, e $M$ é a massa molar.

Exemplo resolvido. Quantos mols estão em $8.0\ \text{g}$ de metano, $\text{CH}_4$? ($A_r$: C $= 12$, H $= 1$.)

A massa molar é $M = 12 + 4(1) = 16\ \text{g mol}^{-1}$, portanto

Um composto 化合物 é uma substância feita de dois ou mais elementos quimicamente ligados.

Cargas e fórmulas de compostos iônicos

Em um composto iônico 离子化合物, a carga positiva total equilibra a carga negativa total, resultando em neutralidade geral.

Você pode prever a carga de muitos íons a partir da posição do elemento na Tabela Periódica:

O hidrogênio forma $\text{H}^+$, e os gases nobres do Grupo 18 normalmente não formam íons.

Alguns íons que você precisa saber pelo nome e fórmula:

Para um metal que pode ter mais de uma carga, um numeral romano indica o número de oxidação 氧化数. Por exemplo, ferro(II) é $\text{Fe}^{2+}$ e ferro(III) é $\text{Fe}^{3+}$. Para escrever uma fórmula, equilibre as cargas: óxido de ferro(III) é $\text{Fe}_2\text{O}_3$, porque dois $\text{Fe}^{3+}$ equilibram três $\text{O}^{2-}$.

Equações e símbolos de estado

Uma equação química deve estar balanceada 配平 — o mesmo número de cada tipo de átomo em ambos os lados. Adicione símbolos de estado 状态符号 para mostrar o estado de cada espécie: (s) sólido, (l) líquido, (g) gás e (aq) aquoso 水溶液 (dissolvido em água).

Uma equação iônica 离子方程式 mostra apenas os íons e moléculas que realmente mudam. Os íons que não mudam são íons espectadores 旁观离子, e você os omite. Por exemplo, a reação que forma cloreto de prata é:

Fórmulas empírica e molecular

A fórmula empírica 实验式 é a proporção inteira mais simples de átomos de cada elemento em um composto. A fórmula molecular 分子式 mostra o número real de átomos de cada elemento em uma molécula.

Por exemplo, o etano tem fórmula empírica $\text{CH}_3$, mas fórmula molecular $\text{C}_2\text{H}_6$.

Sólidos hidratados e anidros

Alguns sólidos retêm água dentro de seus cristais. Essa água é a água de cristalização 结晶水. Um sólido que a contém é hidratado 水合; o mesmo sólido com a água removida é anidro 无水.

Por exemplo, o sulfato de cobre(II) hidratado é $\text{CuSO}_4 \cdot 5\text{H}_2\text{O}$. Ao aquecê-lo, a água é eliminada, deixando o anidro $\text{CuSO}_4$.

Calculando fórmulas empíricas e moleculares

Para encontrar a fórmula empírica a partir de massas (ou percentagens em massa):

1. divida a massa de cada elemento por sua $A_r$ para obter os mols.
2. divida todos os valores de mols pelo menor deles.
3. arredonde para os números inteiros mais próximos — essa razão é a fórmula empírica.

Para obter a fórmula molecular, você também precisa de $M_r$. Encontre quantas vezes a massa da fórmula empírica cabe em $M_r$, depois multiplique a fórmula por esse número.

Exemplo resolvido. Um composto é $40.0\%$ carbono, $6.7\%$ hidrogénio e $53.3\%$ oxigénio em massa. Encontre a sua fórmula empírica. ($A_r$: C $= 12$, H $= 1$, O $= 16$.)

Pegue $100\ \text{g}$ e divida cada massa pela sua $A_r$ para obter mols: C $= 40.0/12 = 3.33$, H $= 6.7/1 = 6.7$, O $= 53.3/16 = 3.33$. Dividindo tudo pelo menor ($3.33$), obtemos uma razão C : H : O $= 1 : 2 : 1$, então a fórmula empírica é $\text{CH}_2\text{O}$.

Massas reagentes e rendimento percentual

Os números à frente de cada espécie em uma equação balanceada fornecem a razão molar — esta é a estequiometria 化学计量. Para encontrar uma massa reagente: converta a massa conhecida em mols, use a razão molar para encontrar os mols desejados, depois converta novamente para massa.

Exemplo resolvido. Que massa de óxido de magnésio se forma quando $4.8\ \text{g}$ de magnésio queima completamente? $2\text{Mg} + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{MgO}$. ($A_r$: Mg $= 24$, O $= 16$.)

Mols de Mg $= 4.8/24 = 0.20\ \text{mol}$. A razão Mg : MgO é $1 : 1$, então $0.20\ \text{mol}$ de MgO se forma. Sua massa molar é $24 + 16 = 40\ \text{g mol}^{-1}$, logo

Em reações reais, geralmente se obtém menos produto do que o máximo. O rendimento percentual 产率 compara a quantidade que você realmente produziu com a máxima possível:

Agente limitante e reagente em excesso

Quando dois reagentes são misturados, um geralmente acaba primeiro. O agente limitante 限量试剂 é aquele que acaba — ele determina quanto produto se forma. O outro é o agente em excesso 过量试剂, pois há mais do que suficiente dele. Baseie sempre o cálculo no agente limitante.

Para identificá-lo: calcule os mols de cada reagente, divida cada um pelo seu número na equação, e o menor resultado será o agente limitante.

Volumes de gases

Na mesma temperatura e pressão, volumes iguais de qualquer gás contêm iguais números de moléculas. Na temperatura e pressão ambiente (r.t.p.), um mol de qualquer gás ocupa $24.0\ \text{dm}^3$, portanto:

Isso é usado ao queimar hidrocarbonetos 碳氢化合物 (compostos apenas de carbono e hidrogênio), onde se comparam volumes gasosos.

Volumes e concentrações de soluções

A concentração 浓度 de uma solução é a quantidade de soluto 溶ute em cada decímetro cúbico de solução 溶液, medida em $\text{mol dm}^{-3}$:

onde $c$ é a concentração e $V$ é o volume em $\text{dm}^3$. Lembre-se de que $1000\ \text{cm}^3 = 1\ \text{dm}^3$.

Exemplo resolvido. Em uma titração, $25.0\ \text{cm}^3$ de solução de hidróxido de sódio é neutralizado exatamente por $20.0\ \text{cm}^3$ de ácido clorídrico $0.100\ \text{mol dm}^{-3}$: $\text{NaOH} + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$. Encontre a concentração do hidróxido de sódio.

Mols de HCl $= cV = 0.100 \times \dfrac{20.0}{1000} = 2.00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$. A razão é $1 : 1$, então há $2.00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$ de NaOH em $25.0\ \text{cm}^3$:

Esta é a base de uma titulação 滴定, onde se encontra uma concentração desconhecida reagindo-a com uma solução cuja concentração já se conhece.

Algarismos significativos

Forneça sua resposta com um número sensato de algarismos significativos 有效数字 — geralmente corresponda aos dados da questão. Não escreva mais dígitos do que os dados suportam, nem arredonde tão cedo que perca precisão.

• Converta volumes para $\text{dm}^3$ antes de usar a concentração ($25.0\ \text{cm}^3 = 0.0250\ \text{dm}^3$); a falta de $\div 1000$ é o erro de titração mais comum.
• Use os números de balanceamento como a razão molar entre espécies — nunca os valores $M_r$.
• Fórmula empírica: divida cada massa/porcentagem por $A_r$, depois pelo menor, depois escale para números inteiros; use $M_r$ para alcançar a fórmula molecular.
• Para gases à r.t.p., use $\text{volume} = \text{moles} \times 24\ \text{dm}^3$; cite a equação que usa toda vez.
• Dê a resposta com os mesmos algarismos significativos dos dados (geralmente 3) e sempre inclua unidades.

Eletronegatividade 电负性 é a capacidade de um átomo de atrair os elétrons 电子 em uma ligação para si próprio.

Três fatores determinam quão eletronegativo é um átomo:

• carga nuclear 核电荷: mais prótons puxam os elétrons de ligação com mais força.
• raio atômico 原子半径: quanto mais próxima a ligação estiver do núcleo, mais forte é o puxão.
• blindagem 屏蔽 pelas camadas internas e subcamadas: mais elétrons internos enfraquecem o puxão nos elétrons de ligação.

Assim, a eletronegatividade aumenta ao longo de um período (maior carga nuclear, menor raio) e diminui ao longo de um grupo (maior raio, maior blindagem). O flúor é o elemento mais eletronegativo.

Você pode usar a diferença nos valores de eletronegatividade de Pauling 鲍林电负性 para prever o tipo de ligação. Uma grande diferença resulta em uma ligação iônica; uma pequena diferença resulta em uma ligação covalente.

Ligação iônica 离子键 é a atração eletrostática 静电引力 entre íons de cargas opostas — catiões 阳离子 positivos e ânions 阴离子 negativos.

Forma-se quando um metal doa elétrons para um não-metal. Bons exemplos são cloreto de sódio ($\text{NaCl}$), óxido de magnésio ($\text{MgO}$) e fluoreto de cálcio ($\text{CaF}_2$). Os íons se organizam em uma rede 晶格 gigante regular, mantidos juntos pela atração em todas as direções.

Ligação metálica 金属键 é a atração eletrostática entre íons metálicos positivos e um "mar" de elétrons deslocalizados 离域电子.

Os elétrons externos estão livres para se mover por todo o metal. Isso explica por que metais conduzem eletricidade e são resistentes.

Ligação covalente 共价键 é a atração eletrostática entre os núcleos de dois átomos e um par de elétrons compartilhado.

Moléculas simples com ligações covalentes incluem $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ e $\text{C}_2\text{H}_4$. Uma dupla ligação compartilha dois pares; uma tripla ligação (como em $\text{N}_2$) compartilha três pares.

Átomos do Período 3 e abaixo podem expandir o octeto 扩展八隅体 — manter mais de oito elétrons em sua camada externa. Exemplos são $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ e $\text{SF}_6$.

Uma ligação coordenada 配位键 (também chamada de ligação covalente dativa) é uma ligação covalente onde ambos os elétrons compartilhados vêm do mesmo átomo. Por exemplo, quando amônia e cloreto de hidrogênio gasosos se encontram, o par de elétrons soltos no nitrogênio forma uma ligação coordenada com $\text{H}^+$, gerando o íon amônio $\text{NH}_4^+$. Ligações coordenadas também unem as duas metades da molécula $\text{Al}_2\text{Cl}_6$.

Ligações sigma e pi

Ligações covalentes formam-se quando orbitais 轨道 se sobrepõem:

• uma ligação sigma σ键 forma-se pela sobreposição 重叠 direta, ponta-a-ponta, de orbitais entre os dois átomos.
• uma ligação pi π键 forma-se pela sobreposição lateral de dois orbitais p, acima e abaixo da ligação sigma.

Uma ligação simples é uma ligação sigma. Uma ligação dupla (como em $\text{C}_2\text{H}_4$) é uma sigma mais uma pi. Uma ligação tripla (como em $\text{N}_2$ e $\text{HCN}$) é uma sigma mais duas pi.

Hibridização

Hibridização 杂化 mistura orbitais da mesma camada para formar novos orbitais iguais para a ligação:

• $\text{sp}$: dois orbitais iguais, usados em uma molécula linear.
• $\text{sp}^2$: três orbitais iguais, usados em uma molécula plana como $\text{C}_2\text{H}_4$.
• $\text{sp}^3$: quatro orbitais iguais, usados em $\text{CH}_4$.

Energia e comprimento de ligação

• energia de ligação 键能 é a energia necessária para quebrar um mol de uma ligação covalente específica no estado gasoso.
• comprimento de ligação 键长 é a distância entre os centros dos dois átomos ligados.

Uma ligação mais curta geralmente é mais forte (maior energia de ligação). Ligações triplas são mais curtas e fortes que ligações duplas, que são mais curtas e fortes que ligações simples. Ligações mais fortes tornam uma molécula mais difícil de reagir.

Para determinar uma forma, use a teoria VSEPR 价层电子对互斥理论: os pares de elétrons ao redor do átomo central se empurram o máximo possível, porque cargas iguais se repelem.

Um par solitário 孤对电子 (não envolvido em uma ligação) empurra com mais força do que um par de ligação 成键电子对. Cada par solitário comprime o ângulo de ligação 键角 em aproximadamente $2.5°$.

$\text{NH}_3$ tem um par solitário e $\text{H}_2\text{O}$ tem dois, é por isso que seus ângulos caem abaixo da $109.5°$ de $\text{CH}_4$. Você pode prever as formas de moléculas e íons semelhantes da mesma forma.

Exemplo resolvido. Preveja a forma e o ângulo de ligação de $\text{NH}_3$ e de $\text{H}_2\text{O}$. O nitrogênio tem 5 elétrons na camada externa e forma 3 ligações, deixando 3 pares de ligação e 1 par solitário - quatro pares no total, então eles partem da geometria tetraédrica $109.5°$. O par solitário repele com mais força e comprime o ângulo em cerca de $2.5°$, resultando em uma forma piramidal em aproximadamente $107°$. O oxigênio forma 2 ligações e mantém 2 pares solitários: ainda quatro pares, mas agora duas compressões, então a forma é angulada em aproximadamente $104.5°$. Conte todos os pares para fixar a geometria básica, subtraia $2.5°$ para cada par solitário, e nomeie a forma pelos átomos - $\text{NH}_3$ tem quatro pares, mas é piramidal, não tetraédrica.

Forças intermoleculares 分子间作用力 são as forças entre moléculas 分子. Elas são muito mais fracas que as ligações iônicas, covalentes e metálicas dentro das substâncias.

Polaridade da ligação e dipolos

Quando dois átomos com diferentes eletronegatividades compartilham uma ligação, os elétrons ficam mais próximos do átomo mais eletronegativo. A ligação então possui uma polaridade 极性: uma extremidade é ligeiramente negativa ($\delta-$) e a outra ligeiramente positiva ($\delta+$). Essa separação de carga é um dipolo 偶极.

Se os dipolos em uma molécula não se cancelarem, toda a molécula terá um momento dipolar 偶极矩 e será polar. Se se cancelarem por simetria (como em $\text{CO}_2$), a molécula é apolar.

Forças de Van der Waals

Forças de Van der Waals 范德华力 é o nome geral para todas as forças intermoleculares. Existem dois tipos principais.

O primeiro tipo é a força de dipolo instantâneo-dipolo induzido, também chamada de força de dispersão de London 伦敦色散力. Elétrons em movimento criam um dipolo instantâneo 瞬时偶极 breve, que então cria um dipolo induzido 诱导偶极 correspondente em uma molécula próxima. Essas forças atuam entre todas as moléculas e ficam mais fortes quando há mais elétrons.

O segundo tipo é a força de dipolo permanente-dipolo permanente. Ela atua entre moléculas que são sempre polares, pois cada uma possui um dipolo permanente 永久偶极.

Ligação de hidrogênio

Ligação de hidrogênio 氢键 é um caso especial forte de forças de dipolo permanente. Ela ocorre quando o hidrogênio está ligado a um átomo muito eletronegativo — nitrogênio, oxigênio ou flúor — e é atraído por um par solitário em um átomo de N, O ou F de uma vizinha. Procure grupos N–H e O–H, como na amônia e na água.

A ligação de hidrogênio explica o comportamento estranho da água:

• seu alto ponto de fusão e ponto de ebulição 沸点, porque muitas ligações de hidrogênio devem ser quebradas.
• sua alta tensão superficial 表面张力.
• o gelo é menos denso que a água líquida, porque as ligações de hidrogênio mantêm as moléculas em uma estrutura aberta e expandida, fazendo com que o gelo flutue.

Um diagrama de pontos e cruzes 点叉图 mostra os elétrons externos de cada átomo, usando pontos para um átomo e cruzes para o outro. Isso deixa claro de onde veio cada elétron de ligação. Você pode desenhá-los para ligações iônicas, covalentes e coordenadas, incluindo moléculas com octeto expandido ou número ímpar de elétrons.

• Para formas, conte os pares de ligação e solitários, nomeie a forma, depois dê o ângulo de ligação exato (ex. $\text{NH}_3$: piramidal, $107^\circ$) — cada par solitário reduz o ângulo em cerca de $2.5^\circ$.
• Uma ligação dativa (coordenada) tem ambos os elétrons de um único átomo (ex. $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); desenhe a seta a partir do par solitário.
• Nomeie a força intermolecular precisamente: ligação de hidrogênio requer H ligado a N, O ou F; caso contrário, é dipolo permanente ou dipolo induzido (Van der Waals). Nunca chame as forças de Van der Waals de "ligações".
• Explique uma propriedade física declarando quais forças são quebradas, não apenas "ligações fortes".

De onde vem a pressão do gás

As moléculas de gás movem-se rapidamente em todas as direções. Elas continuam batendo — colidindo 碰撞 com — as paredes de seu recipiente. Cada impacto dá um pequeno empurrão à parede. A pressão 压强 do gás é o resultado geral desses muitos colisões nas paredes.

Gases ideais

Um gás ideal 理想气体 é um modelo simples. Assumimos duas coisas:

• as próprias partículas ocupam volume zero.
• não há forças intermoleculares 分子间作用力 de atração entre as partículas.

Um gás real 实际气体 segue esse modelo de perto em baixa pressão e alta temperatura. Ele se comporta menos como um gás ideal em alta pressão e baixa temperatura, quando as partículas são comprimidas próximas umas das outras e as forças entre elas começam a importar.

A equação do gás ideal

A equação do gás ideal 理想气体方程 relaciona pressão, volume, quantidade e temperatura:

onde $p$ é a pressão em Pa, $V$ é o volume em $\text{m}^3$, $n$ é a quantidade em mols, $T$ é a temperatura em kelvin 开尔文 (K), e $R$ é a constante dos gases 气体常量 ($8.31\ \text{J K}^{-1}\,\text{mol}^{-1}$).

Sempre converta as unidades primeiro: °C para K (adicione 273), e $\text{cm}^3$ ou $\text{dm}^3$ para $\text{m}^3$.

Exemplo resolvido. Encontre o volume de $0.50\ \text{mol}$ de um gás ideal a $27\ ^{\circ}\text{C}$ e $100\ \text{kPa}$. ($R = 8.31\ \text{J K}^{-1}\,\text{mol}^{-1}$.)

Converta primeiro: $T = 300\ \text{K}$, $p = 1.00 \times 10^{5}\ \text{Pa}$. Então

Você também pode usar a equação para encontrar uma massa molar 摩尔质量. Como $n = m/M$:

Isso permite calcular $M_r$ a partir da massa (ou densidade) de um gás.

Exemplo resolvido. Um frasco contém $0.96\ \text{g}$ de um gás em $600\ \text{cm}^3$ a $100\ \text{kPa}$ e $27\ ^{\circ}\text{C}$. Encontre a massa molar do gás. ($R = 8.31\ \text{J K}^{-1}\,\text{mol}^{-1}$.)

Converta: $V = 6.00 \times 10^{-4}\ \text{m}^3$, $T = 300\ \text{K}$. Então

Como uma substância se comporta depende de como suas partículas estão unidas. Existem quatro estruturas principais de um sólido cristalino 晶体.

Iônico gigante

Uma estrutura iônica gigante 离子晶体 é uma enorme rede regular de íons 离子 positivos e negativos, mantida por forte atração em todas as direções. Exemplos são cloreto de sódio e óxido de magnésio.

Molecular simples

Uma estrutura molecular simples 分子晶体 é formada por pequenas moléculas 分子. As ligações dentro de cada molécula são fortes, mas as forças intermoleculares entre as moléculas são fracas. Exemplos são iodo ($\text{I}_2$), fullereno 富勒烯 ($\text{C}_{60}$) e gelo.

Molecular gigante

Uma estrutura molecular gigante 原子晶体 (também chamada covalente gigante) é uma grande rede de átomos unidos por fortes ligações covalentes 共价键. Exemplos são óxido de silício(IV) 二氧化硅, grafite 石墨 e diamante 金刚石.

Metálico gigante

Uma estrutura metálica gigante 金属晶体 é uma rede de íons metálicos positivos em um "mar" de elétrons deslocalizados 离域电子. Um exemplo é o cobre.

Propriedades físicas

A estrutura determina as propriedades físicas:

• ponto de fusão 熔点 e ponto de ebulição 沸点 são altos quando devem ser quebradas forças fortes (iónicas, covalentes ou metálicas), e baixos quando apenas forças intermoleculares fracas são quebradas.
• condutividade elétrica 导电性 requer partículas carregadas que possam se mover — íons livres (quando fundidos ou dissolvidos) ou elétrons deslocalizados. A grafite conduz porque alguns de seus elétrons são deslocalizados.
• solubilidade 溶解度 em água é geralmente alta para sólidos iônicos e baixa para sólidos moleculares e covalentes gigantes.

Você também pode fazer o caminho inverso: a partir do ponto de fusão, condutividade e solubilidade de uma substância desconhecida, deduzir o tipo de estrutura e ligação que ela possui.

• Use unidades SI em $pV = nRT$: pressão em Pa, volume em $\text{m}^3$ ($\text{cm}^3 \times 10^{-6}$), temperatura em K ($^\circ\text{C} + 273$).
• Enuncie as premissas do gás ideal (volume molecular desprezível, sem forças intermoleculares) e quando os gases reais desviam (alta pressão, baixa temperatura).
• Vincule cada propriedade à estrutura: iônico gigante (alto p.f., conduz fundido), covalente gigante (m.p. muito alto), molecular simples (m.p. baixo), metálico gigante (conduz, maleável).
• A grafite conduz porque cada carbono tem um elétron deslocalizado; o diamante não — uma comparação favorita.

Toda reação química absorve ou libera energia. Essa variação de energia, medida a pressão constante, é a variação de entalpia 焓变, representada pelo símbolo $\Delta H$.

• em uma reação exotérmica 放热, o sistema libera calor, então os produtos têm menos energia que os reagentes e $\Delta H$ é negativo.
• em uma reação endotérmica 吸热, o sistema absorve calor, então os produtos têm mais energia que os reagentes e $\Delta H$ é positivo.

Diagramas de rota de reação

Um diagrama de rota de reação 反应路径图 mostra a energia dos reagentes e produtos, e a "colina" energética entre eles. A altura da colina é a energia de ativação 活化能 — a menor energia que as partículas precisam antes de poderem reagir.

• exotérmico: os produtos ficam abaixo dos reagentes ($\Delta H < 0$).
• endotérmica: os produtos ficam acima dos reagentes ($\Delta H > 0$).

Condições padrão e tipos de variação de entalpia

Os valores energéticos são comparados sob condições padrão 标准条件: $298\ \text{K}$ e $101\ \text{kPa}$, indicadas pelo símbolo $^{\ominus}$. Cada substância está em seu estado físico normal nessas condições.

Energia de ruptura e formação de ligações

Durante uma reação, ligações antigas se rompem e novas se formam. Romper uma ligação precisa de energia (endotérmico); formar uma ligação libera energia (exotérmico). A variação de entalpia da reação é a diferença entre as duas:

A energia de ligação 键能 é a energia necessária para romper um mol de uma ligação específica no estado gasoso, portanto é sempre positiva. Algumas energias de ligação são exatas (para uma molécula específica); outras são médias obtidas de muitas moléculas diferentes, então cálculos usando-as são apenas aproximados.

Exemplo resolvido. Use energias de ligação para encontrar $\Delta H$ para $\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \rightarrow 2\text{HCl}$. Energias de ligação (kJ mol⁻¹): H–H $= 436$, Cl–Cl $= 242$, H–Cl $= 431$.

Medindo variação de entalpia no laboratório

Quando uma reação aquece (ou esfria) uma massa conhecida de água ou solução, o calor transferido é:

onde $m$ é a massa, $c$ é a capacidade calorífica específica 比热容 (quanto energia eleva 1 g em 1 K), e $\Delta T$ é a variação de temperatura. A variação de entalpia por mol é então:

O sinal negativo torna $\Delta H$ negativo quando a temperatura aumenta (uma reação exotérmica).

Exemplo resolvido. Queimar $0.50\ \text{g}$ de metanol ($M_r = 32$) eleva a temperatura de $100\ \text{g}$ de água em $18\ ^{\circ}\text{C}$. Encontre a variação de entalpia de combustão por mol. ($c = 4.18\ \text{J g}^{-1}\,\text{K}^{-1}$.)

O calor liberado é $q = mc\Delta T = 100 \times 4.18 \times 18 = 7520\ \text{J}$. A quantidade queimada é $n = 0.50/32 = 0.0156\ \text{mol}$, então

Lei de Hess 盖斯定律 afirma que a variação total de entalpia para uma reação é a mesma, independentemente do caminho percorrido dos reagentes aos produtos. Isso ocorre porque a energia é conservada.

Isso permite desenhar um ciclo energético 能量循环: ligar reagentes e produtos por um passo direto e por uma rota indireta, depois somar os passos para que ambas as rotas resultem no mesmo total.

A Lei de Hess é útil de duas maneiras:

• permite encontrar uma variação de entalpia que você não pode medir diretamente (por exemplo, a formação de um composto que se forma lentamente ou com reações secundárias).
• permite calcular $\Delta H_r$ a partir de dados de energia de ligação, ou de dados de formação ou combustão fornecidos na questão.

• Defina cada variação de entalpia com suas condições padrão exatas (ex.: combustão = um mol queimado completamente em excesso de oxigênio).
• Use $\Delta H = \sum(\text{bonds broken}) - \sum(\text{bonds made})$; ruptura é endotérmica ($+$), formação é exotérmica ($-$) — inverter o sinal é o erro clássico.
• Em $q = mc\Delta T$ use a massa da água/solução, divida pelos mols e adicione o sinal negativo para uma reação exotérmica.
• Desenhe ciclos de Hess com setas na mesma direção, siga a rota alternativa e sempre dê a $\Delta H$ um sinal e unidades ($\text{kJ mol}^{-1}$).

O número de oxidação 氧化数 (também chamado estado de oxidação) mostra quantos elétrons 电子 um átomo perdeu ou ganhou em comparação com o elemento livre. Você o calcula usando regras simples:

• um elemento não combinado tem número de oxidação de $0$.
• um íon simples tem número de oxidação igual à sua carga (portanto $\text{Mg}^{2+}$ é $+2$).
• O Grupo 1 é sempre $+1$, o Grupo 2 é sempre $+2$.
• hidrogênio é $+1$ (mas $-1$ em hidretos metálicos).
• oxigênio é $-2$ (mas $-1$ em peróxidos).
• flúor é sempre $-1$.
• os números de oxidação em um composto neutro somam $0$; em um íon, somam a carga.

Um numeral romano indica o tamanho do número de oxidação de um elemento; por exemplo, ferro(II) significa $+2$ e manganês(VII) em $\text{KMnO}_4$ significa $+7$.

Exemplo resolvido. Encontre o número de oxidação do enxofre no íon sulfato, $\text{SO}_4^{2-}$.

Cada oxigênio é $-2$, então os quatro oxigênios dão $4 \times (-2) = -8$. Em um íon, os números somam a carga, aqui $-2$. Se o enxofre for $x$:

Exemplo resolvido. Encontre o número de oxidação do nitrogênio no íon nitrato, $\text{NO}_3^-$.

Uma reação redox 氧化还原 é aquela na qual elétrons se movem de uma espécie para outra.

• oxidação 氧化 é a perda de elétrons. O número de oxidação sobe.
• redução 还原 é o ganho de elétrons. O número de oxidação desce.

Uma dica mnemônica útil é OIL RIG: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain.

Oxidação e redução acontecem sempre juntas, porque os elétrons perdidos por uma espécie são ganhos por outra. Essa transferência de elétrons 电子转移 é por que chamamos de reação redox.

Mudanças no número de oxidação ajudam você a balancear uma equação redox:

1. encontre o elemento cujo número de oxidação sobe (ele é oxidado) e aquele cujo número desce (ele é reduzido).
2. a subida total deve ser igual à descida total, porque todo elétron perdido é ganhado em algum lugar.
3. escolha a razão entre as duas espécies para que a subida e a descida correspondam, então balanceie o resto da equação.

Exemplo resolvido. Balanceie a reação de manganato(VII) com ferro(II) em ácido: $\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} + \text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+} + \text{H}_2\text{O}$.

O manganês cai de $+7$ para $+2$ (uma queda de $5$); o ferro sobe de $+2$ para $+3$ (uma subida de $1$). Para fazer com que a queda total seja igual à subida total, tome $5$ iões de ferro para cada $1$ ião manganato. Depois equilibre o oxigénio com água ($4\,\text{H}_2\text{O}$) e o hidrogénio com $\text{H}^+$ ($8\,\text{H}^+$):

Desproporcionamento 歧化 é uma reação redox especial na qual o mesmo elemento é tanto oxidado quanto reduzido ao mesmo tempo. Por exemplo, quando cloro reage com água fria, alguns átomos de cloro são reduzidos (para $\text{Cl}^-$) e outros são oxidados (para $\text{ClO}^-$).

• um agente oxidante 氧化剂 retira elétrons de outra espécie. Ao fazer isso, ele próprio é reduzido.
• um agente redutor 还原剂 entrega elétrons a outra espécie. Ao fazer isso, ele próprio é oxidado.

Assim, em qualquer reação redox, o agente oxidante causa a oxidação da outra espécie, enquanto o agente redutor causa a redução.

• Aplique as regras do número de oxidação em ordem: O é $-2$ exceto em peróxidos ($-1$); H é $+1$ exceto em hidretos metálicos ($-1$).
• Em uma equação redox, o aumento total é igual à diminuição total no número de oxidação — use isso para fixar a razão, depois balanceie O com $\text{H}_2\text{O}$ e H com $\text{H}^+$.
• Um agente oxidante é reduzido; nomeie tanto o que é oxidado/reduzido quanto o agente para obter nota completa.
• Disproportionação é quando o mesmo elemento é oxidado e reduzido — mostre ambas as mudanças no número de oxidação.

Uma reação reversível 可逆反应 pode ocorrer em ambos os sentidos. A reação direta 正反应 forma produtos; a reação inversa 逆反应 transforma produtos novamente em reagentes. Mostramos isso com o sinal $\rightleftharpoons$.

Em um sistema fechado 封闭系统 (nada entra ou sai), a reação atinge um equilíbrio dinâmico 动态平衡 quando:

• a taxa da reação direta é igual à taxa da reação inversa.
• as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes.

É chamado de dinâmico porque ambas as reações ainda estão acontecendo — elas apenas se cancelam. Um sistema fechado é necessário, caso contrário os produtos escapariam e o equilíbrio nunca seria alcançado.

Princípio de Le Chatelier 勒夏特列原理 diz: se você alterar um sistema em equilíbrio, a posição do equilíbrio 平衡 move-se para opor (reduzir) essa mudança.

Um catalisador permite que o equilíbrio seja alcançado mais rápido, mas não altera a posição do equilíbrio.

Para uma reação em equilíbrio, a constante de equilíbrio 平衡常数 relaciona as quantidades de produtos e reagentes. Para a reação $a\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}$:

onde os colchetes significam concentração em $\text{mol dm}^{-3}$.

Exemplo resolvido. No equilíbrio a mistura $\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightleftharpoons 2\text{HI}$ tem $[\text{H}_2] = 0.20$, $[\text{I}_2] = 0.20$ e $[\text{HI}] = 1.6\ \text{mol dm}^{-3}$. Encontre $K_c$.

(sem unidades aqui, porque os expoentes das concentrações se cancelam em cima e embaixo).

Exemplo resolvido (tabela ICE). $1.00\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ e $\text{I}_2$ são selados em um frasco de $1.00\ \text{dm}^3$; no equilíbrio $0.20\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ permanece. Organize uma tabela ICE (Initial, Change, Equilibrium):

$0.80\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ reagiu, por isso formaram-se $2\times0.80 = 1.60\ \text{mol}$ HI. No balão $1.00\ \text{dm}^3$, as concentrações iguais aos mols, por isso $K_c = \dfrac{1.60^2}{0.20\times0.20} = 64$.

Para reações de gases, usamos pressão parcial 分压 em vez de concentração. A pressão parcial de um gás é a parte da pressão total que ele contribui. Ela é encontrada através da fração molar 摩尔分数 (a fração de todos os mols que são esse gás):

A constante escrita com pressões parciais é $K_p$.

Exemplo resolvido. Uma mistura gasosa contém $2.0\ \text{mol}$ de $\text{N}_2$ e $6.0\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ a uma pressão total de $200\ \text{kPa}$. Encontre a pressão parcial de cada gás.

Há $8.0\ \text{mol}$ no total, portanto

Exemplo resolvido (um numérico $K_p$). Para $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$, as pressões parciais de equilíbrio são $p(\text{N}_2)=20$, $p(\text{H}_2)=40$ e $p(\text{NH}_3)=10\ \text{kPa}$. Então

Apenas temperatura altera o valor de $K_c$ ou $K_p$. Alterar concentração ou pressão desloca a posição do equilíbrio, mas deixa a constante inalterada; adicionar um catalisador não altera nenhuma das duas — ele apenas faz o equilíbrio chegar mais rápido.

Esses dois processos industriais são escolhidos equilibrando rendimento, velocidade e custo usando o princípio de Le Chatelier.

• o processo Haber 哈伯法 produz amônia: $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ (exotérmico). Usa cerca de $450\,°\text{C}$, $200\ \text{atm}$ e um catalisador de ferro. Uma baixa temperatura daria mais amônia, mas muito lentamente, então uma temperatura moderada é um compromisso.
• O Processo de Contacto 接触法 faz trióxido de enxofre: $2\text{SO}_2 + \text{O}_2 \rightleftharpoons 2\text{SO}_3$ (exotérmico). Usa cerca de $450\,°\text{C}$, perto de $1$–$2\ \text{atm}$ e um catalisador de óxido de vanádio(V).

Um próton 质子 é simplesmente um íon $\text{H}^+$. A teoria de Brønsted–Lowry define ácidos e bases pelo que eles fazem com prótons:

• um ácido 酸 é um doador de prótons 质子供体 (ele libera $\text{H}^+$).
• uma base 碱 é um aceptor de prótons 质子受体 (ela recebe $\text{H}^+$). Uma base que se dissolve em água é chamada de alcali.

Ácidos comuns que você deve saber: ácido clorídrico ($\text{HCl}$), ácido sulfúrico ($\text{H}_2\text{SO}_4$), ácido nítrico ($\text{HNO}_3$) e ácido etanóico ($\text{CH}_3\text{COOH}$). Alcalis comuns: hidróxido de sódio ($\text{NaOH}$), hidróxido de potássio ($\text{KOH}$) e amônia ($\text{NH}_3$).

Isso trata de quão completamente um ácido ou base se divide na água — não da sua concentração.

• um ácido forte 强酸 ou base forte 强碱 está totalmente dissociado 解离 na água (quase todas as moléculas se dividem em íons).
• um ácido fraco 弱酸 ou base fraca 弱碱 está apenas parcialmente dissociado (a maioria das moléculas permanece intacta).

A escala de pH mede o quanto uma solução é ácida: a água pura tem pH 7, ácidos têm abaixo de 7 e alcalis têm acima de 7. Um ácido forte tem pH menor do que um ácido fraco na mesma concentração.

Você pode distinguir ácidos fortes e fracos por:

• reação com metal reativo: um ácido forte borbulha mais rápido.
• pH: medido com um potenciômetro de pH ou indicador universal 通用指示剂.
• condutividade elétrica: um ácido forte conduz melhor, pois possui mais íons.

Neutralização 中和 ocorre quando os íons de hidrogênio de um ácido reagem com os íons hidroxila de um alcali:

Um sal 盐 também é formado, a partir do restante do ácido e da base.

Em uma titulação 滴定 você adiciona uma solução à outra e acompanha o pH. A curva de titulação 滴定 curva apresenta um salto íngreme, quase vertical, próximo ao ponto final. A forma exata depende de cada reagente ser forte ou fraco.

Para escolher um indicador 指示剂, selecione aquele cuja mudança de cor ocorra dentro desse salto íngreme. Para um ácido forte com uma base forte, a maioria dos indicadores funciona; para um ácido fraco com uma base forte, você precisa de um que mude na faixa de pH mais alta.

• Defina equilíbrio dinâmico com os três pontos: taxas direta e inversa iguais, concentrações constantes, sistema fechado.
• Responda questões de Le Chatelier declarando a mudança, a direção do deslocamento e a razão; um catalisador não desloca a posição (ele acelera ambas as taxas).
• Escreva $K_c$ como produtos sobre reagentes, elevados aos seus números de balanceamento; inclua símbolos de estado para decidir o que aparece.
• Justifique as condições de Haber/Contact como um compromisso entre rendimento, taxa e custo — não apenas cite-as.
• Brønsted: ácido = doador de prótons, base = aceptor de prótons; pares conjugados diferem por um $\text{H}^+$.

A taxa de reação 反应速率 é a velocidade com que reagentes se transformam em produtos. Medimos isso como a mudança na concentração (ou quantidade) por unidade de tempo.

Para reagir, as partículas devem colidir 碰撞. A frequência de colisão 碰撞频率 é com que frequência as partículas se chocam. Mas nem toda colisão leva a uma reação:

• uma colisão eficaz 有效碰撞 tem energia suficiente e a direção correta, resultando em uma reação.
• uma colisão ineficaz 无效碰撞 não tem energia suficiente, ou as partículas colidem em um ângulo errado, não havendo reação.

Assim, a taxa depende da frequência de colisões eficazes — quantas colisões úteis ocorrem por segundo.

Concentração e pressão

Se aumentar a concentração de uma solução (ou a pressão de um gás), as partículas ficam mais próximas umas das outras. Colidem com mais frequência, havendo mais colisões eficazes por segundo, e a taxa aumenta.

Você pode calcular uma taxa a partir de dados experimentais — por exemplo, o volume de gás produzido dividido pelo tempo gasto.

Exemplo resolvido. Uma reação libera dióxido de carbono. Nos primeiros $30\ \text{s}$, $48\ \text{cm}^3$ de gás são coletados. Encontre a taxa média de reação nesse intervalo.

A taxa é mais rápida no início (o gráfico é mais íngreme ali) porque os reagentes estão mais concentrados, depois diminui à medida que são consumidos.

A energia de ativação 活化能 ($E_A$) é a energia mínima necessária para que uma colisão seja eficaz.

A distribuição de Boltzmann 玻尔兹曼分布 é um gráfico mostrando como as energias das moléculas se distribuem em uma temperatura específica. A curva começa na origem, sobe até um pico e depois decresce em uma longa cauda. A área total sob a curva é o número total de moléculas. Apenas as moléculas à direita de $E_A$ têm energia suficiente para reagir.

Quando você aumenta a temperatura:

• a curva achatada e se espalha para a direita, então uma fração muito maior de moléculas agora tem energia superior a $E_A$.
• as moléculas também se movem mais rápido e colidem com mais frequência.

O primeiro efeito é o mais significativo. É por isso que um pequeno aumento de temperatura causa um grande aumento na taxa.

Um catalisador 催化剂 acelera uma reação sem ser consumido. Catálise 催化作用 é o nome dado a essa ação.

Um catalisador atua fornecendo à reação um mecanismo de reação 反应机理 diferente — uma nova rota com energia de ativação mais baixa. Na distribuição de Boltzmann, reduzir $E_A$ move a linha para a esquerda, permitindo que mais moléculas tenham energia suficiente. Isso significa mais colisões eficazes por segundo e uma taxa mais rápida.

Em um diagrama de via de reação 反应路径图, a rota catalisada possui uma 'colina' energética mais baixa. A variação de entalpia da reação, $\Delta H$, não é alterada pelo catalisador.

Existem dois tipos:

• um catalisador homogêneo 均相催化剂 está no mesmo estado físico que os reagentes — por exemplo, um catalisador ácido dissolvido em uma solução líquida.
• um catalisador heterogêneo 多相催化剂 está em um estado diferente dos reagentes — por exemplo, ferro sólido acelerando a reação de gases no processo de Haber.

• Explique mudanças na taxa usando a teoria das colisões — colisões eficazes mais frequentes e/ou mais energéticas.
• Em uma distribuição de Boltzmann, marque $E_A$, sombreie à sua direita e mostre a curva achatando e deslocando para a direita em temperatura mais alta; ela começa na origem e nunca toca o eixo.
• Um catalisador fornece uma rota alternativa com menor $E_A$ e não altera $\Delta H$.
• Diga por que um pequeno aumento de temperatura causa um grande aumento na taxa: uma proporção muito maior de moléculas agora excede $E_A$ (efeito principal).

Periodicidade 周期性 significa que as propriedades se repetem em um padrão regular conforme você avança em cada período 周期 da Tabela Periódica. O Período 3 (Na a Ar) é o exemplo padrão.

O ponto de fusão e a condutividade derivam da estrutura e da ligação:

• Na, Mg, Al são giant metallic 金属晶体. Os pontos de fusão aumentam (Na → Al) porque cada átomo fornece mais eletrões deslocalizados e os iões ficam menores, logo a ligação é mais forte. Conduzem bem.
• Si é giant molecular 原子晶体 (giant covalent). Tem o maior ponto de fusão, porque as fortes ligações covalentes devem ser quebradas. Quase não conduz.
• P, S, Cl, Ar são simple molecular 分子晶体 (ou átomos individuais). Os seus pontos de fusão são baixos, porque as únicas forças que se superam são as fracas van der Waals' forces 范德华力 entre as moléculas - as fortes ligações covalentes dentro de cada molécula nunca são quebradas. Não conduzem.

Nomeie van der Waals' forces quando explicar essa queda: é esse o critério de avaliação, e "as ligações covalentes são fracas" é o erro que faz perder o ponto. O ponto de fusão $\text{S}_8$ separa as moléculas inteiras umas das outras; não toca numa única ligação $\text{S–S}$. As suas dimensões seguem ainda a molécula: $\text{S}_8$ tem ponto de fusão mais alto que $\text{P}_4$ porque é maior, com mais eletrões e assim forças de van der Waals mais fortes, enquanto $\text{Ar}$ (um átomo individual) é o mais baixo de todos.

Reações com oxigénio, cloro e água

Com oxigénio:

Com cloro:

Com água (apenas Na e Mg reagem):

O sódio reage rapidamente; o magnésio reage apenas muito lentamente com água fria.

Oxidation number of the oxides and chlorides

O oxidation number 氧化数 do elemento do Período 3 no seu óxido ou cloreto aumenta ao longo do período, porque equivale ao número de eletrões da camada externa (valence shell 价层) que o átomo utiliza na ligação:

Os cloretos $\text{NaCl}$, $\text{MgCl}_2$, $\text{AlCl}_3$, $\text{SiCl}_4$, $\text{PCl}_5$ mostram números de oxidação $+1$ a $+5$ da mesma forma.

Óxidos com água, e comportamento ácido-base

Ao longo do período, os óxidos 氧化物 mudam de básicos para ácidos:

Óxidos metálicos (esquerda) são básicos; óxidos de não-metais (direita) são ácidos. $\text{Al}_2\text{O}_3$ e o seu hidróxido 氢氧化物 $\text{Al(OH)}_3$ são anfotéricos — reagem com ambos ácidos e bases:

Cloretos com água

• $\text{NaCl}$ e $\text{MgCl}_2$ são iónicos. Simplesmente dissolvem, dando uma solução praticamente neutra.
• $\text{SiCl}_4$ e $\text{PCl}_5$ são covalentes. Sofrem hidrólise 水解 (reagem com a água) para formar soluções ácidas e fumos de $\text{HCl}$:

Explicação das tendências

Estas tendências decorrem da mudança na ligação e na electronegativity 电负性. À esquerda, os elementos são metais com baixa eletronegatividade, logo os seus óxidos e cloretos são iónicos e básicos (ou neutros). À direita, os elementos são não-metais com alta eletronegatividade, logo os seus óxidos e cloretos são covalentes e ácidos. Pode usar as propriedades de um cloreto ou óxido (ponto de fusão, condutividade, efeito na água) para sugerir se a sua ligação é iónica ou covalente.

Exemplo resolvido. Preveja o pH quando $\text{Na}_2\text{O}$, $\text{Al}_2\text{O}_3$ e $\text{SO}_3$ são adicionados à água. O caráter ácido-base segue a mudança de metal para não-metal ao longo do Período 3. $\text{Na}_2\text{O}$ é iónico e básico: dissolve para dar $\text{NaOH}$, logo o pH é cerca de 13. $\text{SO}_3$ é covalente e ácido: reage para dar $\text{H}_2\text{SO}_4$, logo o pH é cerca de 1. $\text{Al}_2\text{O}_3$ situa-se na transição - é anfotérico e essencialmente insolúvel em água, logo o pH mantém-se cerca de 7. A armadilha está no último: anfotérico não significa neutro, significa que o óxido reage com ácidos e com álcalis - simplesmente não reage com a água.

A mesma ideia funciona para qualquer grupo. Se conhece o padrão ao longo de um grupo e ao longo de um período, pode:

• prever as propriedades de um elemento pela sua posição (por exemplo, um elemento do Grupo 1 será um metal reativo formando um ião $+1$).
• deduzir a provável posição e identidade de um elemento desconhecido a partir das suas propriedades físicas e químicas.

• Sempre associe a tendência à sua razão: o raio atômico diminui ao longo do Período 3 (carga nuclear crescente, blindagem semelhante).
• Explique o padrão do ponto de fusão pela estrutura: metálico gigante (Na→Al), covalente gigante (Si, mais alto), depois molecular simples ($\text{P}_4$, $\text{S}_8$, $\text{Cl}_2$) e monatômico (Ar).
• Os óxidos passam de básicos → anfotéricos ($\text{Al}_2\text{O}_3$) → ácidos ao longo do período; relacione com a ligação iónica para covalente.
• Para reações de óxidos/cloretores com água, dê os produtos e o pH resultante.

Grupo 族 2 contém os metais magnésio, cálcio, estrôncio e bário. Todos têm dois eletrões externos, que perdem para formar iões $2+$. Ao ir para baixo do grupo, os átomos ficam maiores e os eletrões externos são mais fáceis de perder, logo os metais tornam-se mais reativos — a sua reactivity 反应活性 aumenta ao longo do grupo.

Reações dos elementos

Com oxigénio, queimam para formar um óxido:

Com água, formam um hidróxido e hidrogénio. A reação fica mais rápida ao longo do grupo:

O magnésio é lento com água fria, mas reage rapidamente com vapor de água, dando $\text{MgO}$ e $\text{H}_2$.

Com ácido clorídrico ou sulfúrico diluído, formam um sal e hidrogénio:

Com ácido sulfúrico, a reação desacelera o grupo, porque os sulfatos 硫酸盐 formados (tais como $\text{BaSO}_4$) são insolúveis e recobrem o metal.

Reações dos compostos

Os óxidos 氧化物 e hidróxidos 氢óxidos são básicos. Reagem com a água e com ácidos diluídos:

Os carbonatos 碳酸盐 reagem com ácidos diluídos para dar um sal, água e dióxido de carbono:

Decomposição térmica

Thermal decomposition 热分解 significa quebrar um composto aquecendo-o.

• os carbonatos decomõem-se no óxido e dióxido de carbono:

• os nitratos 硝酸盐 decomõem-se no óxido, gás dióxido de nitrogênio castanho e oxigénio:

A thermal stability 热稳定性 tanto dos carbonatos como dos nitratos aumenta ao longo do grupo. Um ião metálico maior atrai menos o ião carbonato ou nitrato, logo o composto é mais difícil de quebrar — precisa de temperatura mais alta. Assim, o carbonato de magnésio decomõe-se mais facilmente, e o carbonato de bário é o mais difícil.

Tendências na solubilidade

Destas tendências pode prever as propriedades do próximo elemento para baixo, o rádio, e dos seus compostos.

Exemplo resolvido. $\text{MgCO}_3$ decompõe-se a cerca de $540\ °\text{C}$ e $\text{BaCO}_3$ a cerca de $1360\ °\text{C}$. Explique a tendência e preveja onde $\text{CaCO}_3$ se situa. Indo para baixo no Grupo 2, o catião torna-se maior, por isso a sua carga é distribuída por uma superfície maior e o seu poder polarizante cai. Um catião menos polarizante distorce menos o ião carbonato, por isso a ligação $\text{C-O}$ é enfraquecida menos e é necessário mais calor para a quebrar. A estabilidade térmica, portanto, aumenta descendo no grupo, e $\text{CaCO}_3$, situando-se entre Mg e Ba, decompõe-se a uma temperatura intermédia de cerca de $900\ °\text{C}$. Argumente toda a cadeia — tamanho do catião, depois poder polarizante, depois distorção do anião; "é mais reativo" não explica nada aqui.

• A reatividade aumenta descendo no Grupo 2: a energia de ionização cai à medida que os átomos ficam maiores, por isso os eletrões são perdidos mais facilmente.
• As reações com a água tornam-se mais vigorosas descendo no grupo; Mg reage lentamente com água fria, mas rapidamente com vapor (→ MgO).
• Os hidróxidos ficam mais solúveis descendo no grupo; os sulfatos ficam menos solúveis ($\text{BaSO}_4$ insolúvel — a base do teste de sulfato).
• Escreva equações com o íon $+2$ correto e indique as observações (efervescência, dissolução).

Os halogéneos 卤素 são os elementos do Grupo 族 17. Eles existem como moléculas diatómicas ($\text{Cl}_2$, $\text{Br}_2$, $\text{I}_2$). Descendo no grupo:

A volatilidade 挥发性 (facilidade com que uma substância se transforma em vapor) diminui descendo no grupo: o cloro é um gás, mas o iodo é um sólido. Isto ocorre porque as moléculas ficam maiores e têm mais eletrões, por isso as forças de dipolo instantâneo 瞬时偶极 e dipolo induzido 诱导偶ipo entre elas ficam mais fortes. Forças mais fortes são mais difíceis de romper, por isso o ponto de ebulição sobe e a volatilidade cai.

A energia de ligação 键能 (força da ligação) das moléculas $\text{X}\text{–}\text{X}$ geralmente diminui de $\text{Cl}_2$ para $\text{I}_2$, porque os elétrons compartilhados estão mais afastados dos núcleos nos átomos maiores.

Halogênios como agentes oxidantes

Cada halogênio reage ganhando um elétron para formar um íon $1-$, atuando assim como um agente oxidante 氧化剂. Esse poder diminui descendo no grupo, porque os átomos maiores atraem um elétron extra com menos intensidade. Um halogênio mais reativo pode deslocar um menos reativo de seu sal:

Reações com hidrogênio

Cada halogênio reage com hidrogênio para formar um haleto de hidrogênio 卤化氢:

A reação fica menos vigorosa descendo no grupo: o cloro reage explosivamente na luz, o bromo precisa de calor e o iodo reage lentamente e apenas parcialmente.

Estabilidade térmica dos haletos de hidrogênio

A estabilidade térmica 热稳定性 dos haletos de hidrogênio diminui descendo no grupo. A ligação H–X enfraquece à medida que o átomo de halogênio aumenta, então o HI se decompõe com aquecimento suave, enquanto o HCl é muito estável.

Íons haleto como agentes redutores

Um íon haleto 卤离子 (como $\text{Cl}^-$) pode ceder um elétron, atuando como um agente redutor 还原剂. Esse poder aumenta descendo no grupo, porque um íon maior segura seu elétron externo com menos firmeza.

Reação com íons prata aquosos

Adicione nitrato de prata aquoso, seguido de amônia 氨 aquosa, para identificar o haleto pela cor do precipitado 沉淀 de haleto de prata:

Reação com ácido sulfúrico concentrado

Todos os haletos primeiro produzem o haleto de hidrogênio. Os haletos inferiores são então oxidados pelo ácido, pois são agentes redutores mais fortes:

• cloreto dá apenas $\text{HCl}$ (sem redox).
• brometo também dá algum $\text{Br}_2$ marrom e $\text{SO}_2$.
• iodeto dá $\text{I}_2$ e os gases cheirosos $\text{H}_2\text{S}$ e $\text{SO}_2$, porque $\text{I}^-$ é o agente redutor mais forte.

Com hidróxido de sódio

Com hidróxido de sódio frio e diluído, o cloro reage formando cloreto e clorato(I):

Com hidróxido de sódio quente e concentrado, forma cloreto e clorato(V):

Em ambos, o número de oxidação 氧化数 do cloro sob e desce (de $0$), portanto, ambas são reações de disproportionamento 歧化.

Cloro na purificação da água

Uma pequena quantidade de cloro é adicionada à água para purificação da água 水净化. Ele reage com a água:

As espécies ativas $\text{HOCl}$ e $\text{ClO}^-$ matam bactérias 细菌, tornando a água segura para beber.

Exemplo resolvido. Os sólidos $\text{NaCl}$, $\text{NaBr}$ e $\text{NaI}$ são aquecidos separadamente com $\text{H}_2\text{SO}_4$ concentrado. Preveja os produtos. O poder redutor aumenta ao longo do grupo, portanto, o quanto cada haleto reduz o ácido sulfúrico varia. $\text{Cl}^{-}$ é fraco demais para reduzi-lo em absoluto, então você obtém apenas $\text{HCl}$ fumegante — uma reação ácido-base. $\text{Br}^{-}$ reduz um pouco: forma-se $\text{HBr}$ além de $\text{Br}_2$ marrom e $\text{SO}_2$. $\text{I}^{-}$ é o agente redutor mais forte: produz-se $\text{HI}$ e $\text{I}_2$, e ele leva o enxofre até o estado de oxidação $\text{H}_2\text{S}$, que tem cheiro de ovo podre. Todo haleto produz primeiro o haleto de hidrogênio; os produtos adicionais aparecem somente quando o haleto é um agente redutor forte o suficiente para atacar o enxofre.

• Halogênios ficam menos reativos descendo no grupo (mais difícil ganhar um elétron); o poder oxidante diminui.
• Deslocamento: um halogênio mais reativo desloca um haleto menos reativo — indique a mudança de cor.
• Teste íons haleto com $\text{AgNO}_3$: branco ($\text{Cl}^-$), creme ($\text{Br}^-$), amarelo ($\text{I}^-$), depois confirme com amônia diluída/concentrada.
• Cloro com água e com $\text{NaOH}$ frio são disproporcionamento — mostre as mudanças no número de oxidação.

O gás nitrogênio, $\text{N}_2$, compõe a maior parte do ar, mas reage com muito pouco. Há duas razões:

• os dois átomos de nitrogênio estão unidos por uma ligação tripla 三键, que tem uma energia de ligação 键enmuito alta. Muita energia é necessária para quebrá-la.
• a molécula não tem polaridade 极性 — ela é perfeitamente simétrica, então nada atrai outras moléculas para ela.

Basicidade da amônia

A basicidade 碱性 da amônia (sua capacidade de atuar como base) vem do par isolado 孤对电子 de elétrons no átomo de nitrogênio. Usando a teoria de Brønsted–Lowry, a amônia é uma base porque esse par isolado pode aceitar um próton 质子 ($\text{H}^+$):

O íon amônio

Quando o par isolado forma uma ligação com $\text{H}^+$, ele forma o íon amônio 铵离子, $\text{NH}_4^+$. Como ambos os elétrons compartilhados vieram do nitrogênio, essa nova ligação é uma ligação coordenada 配位键. O íon possui quatro ligações N–H idênticas e uma forma tetraédrica.

Deslocamento de amônia de seus sais

Se você aquecer um sal de amônio com uma base (como hidróxido de sódio), você desloca o gás amônia. Esta é uma deslocação 置换 ácido-base:

O cheiro forte de amônia e o papel tornassol vermelho úmido ficando azul são um teste para um sal de amônio.

De onde vêm

Óxidos de nitrogênio ($\text{NO}$ e $\text{NO}_2$, juntos chamados de $\text{NO}_x$) vêm de duas fontes:

• naturais: relâmpagos dão energia suficiente para que nitrogênio e oxigênio no ar se combinem.
• man-made (artificial): a alta temperatura dentro de um motor de combustão interna 内燃机 faz com que nitrogênio e oxigênio reajam:

Removendo-os dos escapamentos de carros

Um conversor catalítico 催化转化器 limpa os gases de exaustão 尾气. Ele permite que os gases nocivos reajam entre si para formar substâncias inofensivas:

Smog fotoquímico

À luz do sol, $\text{NO}$ e $\text{NO}_2$ reagem com hidrocarbonetos não queimados para formar peroxiacetil nitrato (PAN). O PAN é uma parte nociva do smog fotoquímico 光化学烟雾, a névoa marrom vista sobre cidades movimentadas.

Chuva ácida

Os óxidos de nitrogênio também ajudam a formar chuva ácida 酸雨 de duas maneiras:

• diretamente: $\text{NO}_2$ se dissolve na chuva para formar ácido nítrico.
• como catalisador: $\text{NO}_2$ acelera a oxidação do dióxido de enxofre atmosférico 二氧化硫 ($\text{SO}_2$) em $\text{SO}_3$, que então forma ácido sulfúrico na chuva.

Exemplo resolvido. Um sólido branco é aquecido com $\text{NaOH}$ aquoso, e um gás é liberado que torna o papel tornasol vermelho úmido azul. Identifique o gás e o íon no sólido, e explique a reação. O único gás comum que torna o papel tornasol vermelho úmido azul é a amônia, $\text{NH}_3$, portanto o sólido contém o íon amônio, $\text{NH}_4^{+}$. O íon hidróxido é a base mais forte, então ele retoma o próton do íon amônio:

Este é o teste padrão para $\text{NH}_4^{+}$. Sempre diga que o papel tornasol está úmido: a amônia deve se dissolver na água antes de poder mostrar sua basicidade, então o papel tornasol seco não daria nenhuma mudança de cor.

• $\text{N}_2$ é inerte devido à sua ligação tripla forte (energia de ligação muito alta) — enuncie isso exatamente.
• Amônia é uma base e um ligante devido ao seu par de elétrons livres; o íon amônio se forma por uma ligação dativa.
• Explique como óxidos de nitrogênio se formam (alta temperatura em motores) e sua relação com chuva ácida e smog fotoquímico.
• Forneça equações balanceadas e observações corretas para reações de amônia e do íon amônio.

Um hidrocarboneto 碳氢化合物 é um composto de apenas carbono e hidrogênio. Alcanos 烷烃 são os hidrocarbonetos mais simples e não possuem grupo funcional.

Um grupo funcional 官能团 é a parte reativa de uma molécula. Ele determina as propriedades físicas e químicas do composto, então moléculas com o mesmo grupo funcional se comportam de forma semelhante (por exemplo, o grupo $\text{–OH}$ em álcoois).

Tipos de fórmula

Você pode ler a fórmula empírica 实验式 (razão mais simples) a partir de qualquer uma dessas.

Nomenclatura

Use nomenclatura sistemática 命名法: um radical para o número de carbonos (met-, et-, prop-, but-, pent-, hex- para 1 a 6), uma terminação para o grupo funcional e números para mostrar onde os grupos estão.

Alguns termos-chave

• uma série homóloga 同系列 é uma família de compostos com o mesmo grupo funcional e fórmula geral, onde cada membro difere em $\text{CH}_2$.
• um composto saturado 饱和 tem apenas ligações simples C–C; um composto insaturado 不饱和 tem uma ligação dupla C=C (ou uma ligação tripla).

Ruptura de ligações

Uma ligação covalente pode quebrar de duas maneiras:

• fissão homolítica 均裂: a ligação divide-se igualmente, um elétron para cada átomo. Isso forma dois radicais livres 自由基 (espécies com um elétron desemparelhado).
• fissão heterolítica 异裂: a ligação divide-se de forma desigual, ambos os elétrons indo para um átomo. Isso forma dois íons.

Espécies atacantes

• um nucleófilo 亲核试剂 é uma espécie com um par de elétrons livres que é atraída por um centro positivo (pobre em elétrons).
• um eletrófilo 亲电试剂 é uma espécie atraída por um centro negativo (rico em elétrons), tal como uma ligação dupla C=C.

Tipos de reação

Para redox orgânico, o símbolo $[\text{O}]$ representa um átomo de oxigênio de um agente oxidante, e $[\text{H}]$ para um átomo de hidrogênio de um agente redutor.

Tipos de mecanismo

Uma reação de radical livre ocorre em três etapas: iniciação 引发 (radicais são formados), propagação 增长 (radicais reagem e formam novos radicais) e terminação 终止 (dois radicais se unem e param a cadeia).

Os principais mecanismos encontrados são substituição de radical livre 自由基取代 (alcanos), adição eletrofílica 亲电加成 (alcenos), substituição nucleofílica 亲核取代 (haloalcanos) e adição nucleofílica 亲核加成 (carbonilas). Em mecanismos, uma seta curva 弯箭头 mostra um par de elétrons se movendo; ela começa em uma ligação ou um par de elétrons livres 孤对电子.