1 · Principles of chemistry

Tudo neste curso é escrito em uma única linguagem: partículas, fórmulas e equações. A Seção 1 ensina essa linguagem — como as partículas se organizam em sólidos, líquidos e gases; como os átomos são construídos e dispostos na Tabela Periódica; como transformar uma frase sobre uma reação em uma equação balanceada e um cálculo de massa; e como os três tipos de ligação conferem propriedades a cada substância.

Edexcel International GCSE Química 4CH1, Seção 1 (enunciados 1.1–1.60C) é a maior seção e serve de base para as outras três. Os enunciados com sufixo C são a extensão de ciência separada (apenas Química).

Sólido: partículas vibram em posições fixas em padrão regular. Líquido: partículas se tocam mas deslizam umas sobre as outras aleatoriamente. Gás: partículas distantes, rápidas e aleatórias. Interconversões: fusão / solidificação, ebulição / condensação, evaporação (apenas superfície, abaixo da ebulição), sublimação (sólido → gás diretamente). Energia é absorvida para separar partículas e liberada quando elas se ligam novamente.

Um solvente dissolve o soluto para formar uma solução; uma solução saturada contém todo o soluto possível naquela temperatura. (C) Solubilidade é a massa dissolvida por 100 g de solvente a uma temperatura especificada, lida em uma curva de solubilidade — pontos na linha são saturados; abaixo dela, insaturados.

A diluição de soluções coloridas e a difusão de gases (dispersão do bromo no ar) demonstram partículas se movendo de regiões de alta concentração para regiões de baixa concentração.

Um elemento contém um único tipo de átomo; um composto possui átomos diferentes unidos quimicamente; uma mistura não tem ligações químicas. Uma substância pura apresenta ponto de fusão/ebulição definido; misturas fundem e fervem em um intervalo — este é o teste de pureza.

Técnicas de separação, adequadas à tarefa: filtração (sólido insolúvel de líquido); cristalização (evaporar solução para obter cristais); destilação simples (líquido de sólido dissolvido — evaporar e condensar); destilação fracionada (líquidos com pontos de ebulição próximos, usando coluna de fracionamento); cromatografia em papel (solutos que se dissolvem diferentemente em um solvente).

Rf = distância percorrida pelo ponto ÷ distância percorrida pelo solvente. A mesma substância sempre possui o mesmo Rf no mesmo solvente — comparar com valores conhecidos identifica os componentes da mistura.

Número atômico = prótons; número de massa = prótons + nêutrons. Isótopos têm os mesmos prótons, mas nêutrons diferentes. Massa atômica relativa ($A_r$) é a média ponderada sobre os isótopos.

Exemplo resolvido. Cloro: 75 % Cl-35, 25 % Cl-37 → $A_r = (75 \times 35 + 25 \times 37)/100 = 35.5$.

A Tabela Periódica lista elementos por número atômico em grupos (colunas, mesmos elétrons externos) e períodos (linhas). As primeiras 20 configurações eletrônicas seguem 2,8,8,2 camadas (ex.: sódio 2.8.1). Metais estão à esquerda/centro: seus óxidos são básicos e conduzem eletricidade; óxidos de ametais são ácidos. Membros de um grupo comportam-se similarmente por terem o mesmo número de elétrons externos; Gases nobres do Grupo 0 possuem camadas externas completas e não reagem facilmente.

Balanceie equações com símbolos de estado: (s), (l), (g), (aq). $M_r$ soma os valores de $A_r$. O mol é a quantidade de matéria: $n = m/M_r$ (massa em gramas).

Exemplo resolvido (massas reagentes). Que massa de óxido de magnésio se forma a partir de 6.0 g de magnésio? $2\mathrm{Mg} + \mathrm{O_2} \rightarrow 2\mathrm{MgO}$: $n(\mathrm{Mg}) = 6.0/24 = 0.25$ mol → $n(\mathrm{MgO}) = 0.25$ mol → massa $= 0.25 \times 40 = 10$ g.

Rendimento percentual $=$ real ÷ teórico × 100 %. Fórmula empírica é a razão mais simples de números inteiros (divida cada massa por sua $A_r$, escalone para inteiros); a fórmula molecular é a contagem real ($M_r$ ÷ massa empírica fornece o multiplicador).

Exemplo resolvido. Um hidrocarboneto tem 85.7 % C, 14.3 % H: C 85.7/12 = 7.14, H 14.3/1 = 14.3 → razão 1:2 → empírica CH₂. Com $M_r = 56$: 56/14 = 4 → molecular C₄H₈.

(C) Soluções: $n = c \times V$ com $c$ em mol/dm³ e $V$ em dm³ (cm³ ÷ 1000). Gases: volume molar 24 dm³ à temperatura e pressão ambiente, logo $n = V/24$. (C-prático) A fórmula de um óxido metálico vem da combustão (pesar magnésio, queimar, pesar o óxido) ou redução (pesar óxido de cobre(II), reduzir com hidrogênio, pesar o cobre).

Ligação iônica: metais perdem elétrons para ametais; os íons carregados atraem-se eletrostaticamente em uma rede gigante — diagramas de pontos e cruzes mostram a transferência (Grupos 1–3 com 5–7). Altos pontos de fusão (fortes atrações); conduzem apenas quando fundidos ou dissolvidos (íons livres para mover). Memorize as cargas: Grupos 1/2/3 → 1+/2+/3+; Grupos 5/6/7 → 3−/2−/1−; Ag⁺, Cu²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Pb²⁺, Zn²⁺; OH⁻, NH₄⁺, CO₃²⁻, NO₃⁻, SO₄²⁻. As fórmulas balanceiam as cargas: nitrato de cálcio Ca(NO₃)₂, sulfato de amônio (NH₄)₂SO₄.

Ligação covalente: pares de elétrons compartilhados (pontos e cruzes para H₂, O₂, N₂, halogênios, HCl, H₂O, NH₃, CO₂ e orgânicos pequenos). Substâncias moleculares simples possuem forças intermoleculares fracas — pontos de fusão baixos, que aumentam com $M_r$; não conduzem eletricidade (sem íons, sem elétrons livres). Covalente gigante: diamante (cada C ligado a 4 — muito duro, isolante), grafite (3 ligações + um elétron livre por C, camadas com forças fracas — macio, condutor, escorregadio), C₆₀ fulereno (gaiola molecular simples).

(C) Metálica: uma rede de íons positivos em um mar de elétrons deslocalizados — atração eletrostática; os elétrons livres conduzem eletricidade e as camadas deslizam (maleável).

Eletrólise usa eletricidade para decompor compostos iônicos fundidos ou dissolvidos: o cátodo (negativo) atrai cátions; o ânodo (positivo) atrai ânions. PbBr₂ fundido produz Pb no cátodo (Pb²⁺ + 2e⁻ → Pb) e Br₂ no ânodo (2Br⁻ → Br₂ + 2e⁻). Em solução aquosa, hidrogênio forma-se no cátodo se o metal for mais reativo que o hidrogênio; no ânodo, íons haleto produzem o halogênio, caso contrário oxigênio (4OH⁻ → O₂ + 2H₂O + 4e⁻). Perda de elétrons é oxidação, ganho é redução.

1. Descreva o arranjo e movimento das partículas em um líquido.
2. Defina solução saturada e indique as unidades de solubilidade.
3. Qual técnica separa dois líquidos miscíveis com pontos de ebulição próximos?
4. Um isótopo possui 17 prótons e 20 nêutrons. Dê seu número de massa e os números de cada partícula.
5. Calcule $A_r$ de um elemento com 80 % da massa sendo 20 e 20 % da massa sendo 22.
6. Balanceie com símbolos de estado: magnésio + oxigênio → óxido de magnésio.
7. 8.4 g do óxido de cálcio formam-se a partir de 6.0 g de cálcio. Mostre a fórmula empírica do óxido.
8. Escreva a fórmula do carbonato de amônio.
9. Explique por que o grafite conduz eletricidade mas o diamante não.
10. (C) O que se forma em cada eletrodo na eletrólise do cloreto de potássio fundido?

Respostas: 1 partículas tocam-se mas estão desordenadas, movendo-se aleatoriamente umas sobre as outras; 2 solução contendo a massa máxima de soluto dissolvido naquela temperatura; g por 100 g de solvente; 3 destilação fracionada; 4 número de massa 37; 17 prótons, 20 nêutrons, 17 elétrons; 5 $(80 \times 20 + 20 \times 22)/100 = 20.4$; 6 2Mg(s) + O₂(g) → 2MgO(s); 7 Ca 6.0/40 = 0.15 mol; massa de O 8.4 − 6.0 = 2.4 g → 2.4/16 = 0.15 mol; razão 1:1 → fórmula empírica CaO; 8 (NH₄)₂CO₃; 9 o grafite usa três ligações por carbono, deixando um elétron deslocalizado por carbono livre para mover-se entre as camadas — o diamante usa todos os quatro em ligações fixas; 10 (C) potássio no cátodo (K⁺ + e⁻ → K) e cloro no ânodo (2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻).