Estudo da Matéria
Matéria: tudo que possui massa e volume.
Unidade de Massa Atômica (u): é 1/12 da massa de um átomo de isótopo de carbono-12. Histórico: desde a Grécia Antiga, já se
cogitava na existência de uma partícula menor que a matéria,
acreditando-se que uma determinada hora chegar-se-ia a menor partícula da matéria, denominada átomo. John Dalton, baseado em seus
experimentos, provou a teoria do átomo, surgindo a Teoria
Atômica Clássica, onde o átomo é como uma bolinha
bruta, eletricamente neutra, compacta e indivisível. Outros estudos
começaram a concluir que o átomo poderia ter partículas
carregadas que se cancelavam entre si, formando matéria neutra.
Com essas novas propostas, Thomson propôs um novo esquema de átomo,
conhecido como "Pudim de Passas", ou seja, uma grande massa positiva onde partículas negativa "flutuam". Rutherford, através duma experiência
com polônio, chumbo, uma lâmina finíssima de ouro e papel fotográfico,
descobriu que os átomos não eram estruturas maciças,
mas formada por partículas; existiriam, pois, um núcleo,
positivo, e, ao seu redor, haveria partículas menores e negativas,
chamadas elétrons. Forma-se o modelo Planetário, onde há
um núcleo no centro com elétrons orbitando nele. Mas foi
Bohr que disse que os elétrons não estão sempre na
mesma órbita; ele disse que, recebendo energia, um elétron
pode ir para outra órbita, mais energética, e, quando volta
de lá, emite energia em forma de luz. Essas ponderações
foram incluídas no modelo de Rutherford. Mais tarde, descobriu-se
que há 7 órbitas, denominadas camadas, onde há uma
quantidade fixa de energia e que comporta um número máximo
de elétrons. Faltava dizer ainda como era o núcleo: se ele era composto
de partículas positivas, por que elas não se repeliam, mas
ficavam "presas" no núcleo? Chadwick prova que não há
apenas partículas positivas no núcleo; há também
partículas neutras, que isolam as partículas positivas. As
partículas positivas se deu o nome de próton e a neutra,
neutron. Descobriu-se também que o proton e o neutron possuem a
mesma massa, mas o elétron tem massa 1836 vezes menor.
Tabela Periódica: Atualmente usa-se a tabela de Mendeleyev, que dispõem os elementos químicos na ordem crescente dos números atômicos.
Períodos: as linhas da tabela periódica. Cada elemento está disposto no período de tal forma que o número do período é o mesmo do número de camadas. O menor período é o primeiro (com apenas 2 elementos) e o maior é o sexto, com 32 elementos. O sétimo período é incompleto, ainda.
Regra do Octeto: para adquirir estabilidade, os átomos buscam sempre ficar com 8 átomos na camada de valência.
Função química: conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes. As principais são os ácidos, bases, sais e óxidos.
Equação Química: representação gráfica e abreviada duma reação química. Nela mostra-se os reagentes (primeiro membro) e os produtos (segundo membro) e a proporção em que as moléculas participam. Se a equação contém ions, é chamada iônica.
***Leis das Reações Químicas
Lei de Lavoisier: diz que a soma das massas dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos.
***Gases
Volume: indica o volume dum gás a determinada temperatura e pressão. Se o volume não variar, diz-se que a reação é isovolumétrica.Nesse caso, P1/T1=P2/T2.
***Cálculos
Fórmula Centesimal: é a fórmula que mostra as porcentagens em massa dos elementos formadores de uma substância. Para calcular, basta apenas calcular a porcentagem de massa de determinado elemento da substância em relação a massa total.
***Soluções
Dispersões: é quando uma substância está disseminada numa segunda substância. Pode ser classificada como soluções verdadeiras (quando a partícula dispersa tem tamanho médio até 1nm), coloidais (entre 1 e 100 nm) ou suspensões (acima de 100nm). Em regra geral, chama-se as soluções verdadeiras simplesmente de soluções; nesse caso, a partícula dispersa é o soluto e o dispersante o solvente.
***Propriedades Coligativas
Propriedades Coligativas: propriedades que dependem do número de partículas dispersas na solução, independente da natureza dessas partículas.
***Termoquímica
Termoquímica: parte da química que estuda as reações que envolvem calor; estuda as quantidades de calor absorvidas ou liberadas durante a reação.
***Cinética Química
Cinética Química: estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores que nela influem.
***Equilíbrio Químico
Reação Reversível: reação se ocorre nos dois sentidos simultaneamente. A direção de cada reação (direta ou inversa) será determinada pela termodinâmica.
***Eletroquímica
Eletroquímica: é o estudo das reações de oxi-redução que produzem ou são produzidas pela corrente elétrica.
***Reações Nucleares
Reações Nucleares: reações que ocorrem no núcleo da substância em questão, liberando emissões radioativas.
***Cadeias Carbônicas
Química Orgânica: parte da química que estuda os compostos do carbono.
***Funções Orgânicas
Nomenclatura Padrão: para se dar o nome a um composto, geralmente usa-se: primeiro um prefixo dizendo quantos carbonos há na cadeia principal (sendo 1 carbono, met, 2, et, 3, prop e 4 but; depois seguem-se os prefixos padrões: pent, hexa, etc), depois como são as ligações (se há apenas ligações simples, an; uma ligação dupla, en; duas ligações duplas, dien; uma ligação tripla, in; ligações dupla e tripla juntas: enin) e, finalmente, a terminação correspondente a função orgânica a qual ele pertence. Se necessário, coloca-se números para dizer onde está uma determinada "parte" da fórmula, que poderia estar em outros lugares, também. Quando há radicais na cadeia, coloca-se também o nome desse radical. A cadeia principal deve conter, sempre que tiver, os heteroátomos, grupos funcionais ou insaturações. A numeração é dada de tal forma que o menor número possível seja dado ao que vai ser numerado.
***Isomeria
Isômeros: compostos de mesma fórmula molecular que apresentam propriedades diferentes devido a fórmulas estruturais diferentes.
***Reações Orgânicas
Reação de Substituição: um átomo ou radical da molécula orgânica é substituído por outro átomo ou radical; na nitração, um hidrogênio será substituído por NO2; já na sulfonação, um hidrogênio será substituído por SO3H. Em reações com alcenos, a parte orgânica substitui o hidrogênio que ira com a parte inorgânica. A pré existência dum radical no anel benzênico ira determinar se a substituição será nos carbonos orto e para ou no carbono meta. Quando um ácido orgânico reage com uma base, forma sal mais água. No caso dos fenóis, forma um fenóxido mais água; nos álcoois, quem ira sair é o oxigênio da oxidrila. Há casos, porém que sai é a própria oxidrila.
Conceitos Importantes
Átomo
Classificação Periódica
Ligações Químicas
Funções Inorgânicas
Reações Químicas
Leis das Reações Químicas
Gases
Cálculos
Soluções
Propriedades Coligativas
Termoquímica
Cinética Química
Equilíbrio Químico
Eletroquímica
Reações Nucleares
Cadeias Carbônicas
Funções Orgânicas
Isomeria
Reações Orgânicas
***Estudo da Matéria
Corpo: qualquer porção limitada da matéria.
Ambiente ou Meio Ambiente: todo o universo.
Sistema: Parte do ambiente, que vai fazer parte do estudo.
Átomo: partícula extremamente pequena que forma a matéria. Já acreditou-se que fosse a
menor partícula da matéria, mas os estudos comprovam que há partículas menores, que o formam. As principais partículas são o próton, elétron e neutron. Cada tipo diferente de átomo é chamado de elemento químico, recebendo um nome e uma abreviação, geralmente a primeira e, no caso de já existir, a segunda letra do nome em latim.
Molécula: união de átomos. Cada molécula é representada por uma fórmula, que mostra quais átomos estão presentes (de forma abreviada)
e o número de vezes que ele se repete numa molécula; esse
número é mostrado abaixo e a direita da abreviação
do átomo.
Aglomerados Iônicos: é a união de Ions. É representado como a molécula, mostrando quais os elementos químicos que a compõem e quantas vezes eles estão presentes.
Substância Simples: quando numa molécula há apenas átomos de um elemento.
Substância Composta: quando mais de um elemento forma a molécula ou aglomerado iônico.
Substância Pura: quando uma substância é formada por moléculas ou aglomerados iônicos dum mesmo tipo. Ela possuí propriedades características e bem definidas e
composição química constante.
Mistura: as substâncias químicas podem se apresentar
misturadas umas as outras. Quando mais de uma substância
é percebida (mesmo em proporções microscópicas),
essa mistura é chamada heterogênea, caso contrário
é uma substância homogênea.
Fenômenos Físicos: transformações que ocorrem nas substâncias químicas, de forma reversível
e, às vezes, passageira, que não altera as propriedades
da molécula ou aglomerado iônico. Os mais conhecidos são
as mudanças de estado Físico (fusão, vaporização,
liquefação, solidificação e sublimação).
Fenômenos Químicos: transformações que ocorrem nas substâncias químicas de forma irreversível, mudando as propriedades da mesma. É também conhecido como reação química e pode se representado graficamente por uma equação química, onde de um lado estão
representados os reagentes e do outro os produtos.
Filtração: processo mecânico para separar
misturas heterogêneas sólido/líquido ou sólido/gás.
Decantação: processo mecânico para separar
misturas heterogêneas sólido/líquido e líquido/líquido, usando a diferença de densidade. Nele, um dos componentes se deposita
no fundo do recipiente.
Destilação: processo físico que separa
misturas homogêneas sólido/líquido ou líquido/líquido
onde há um líquido mais volátil e que destila em primeiro
lugar.
Massa Atômica: massa do átomo medida em u.
Massa Molecular: massa da molécula medida em u.
Átomo e Molécula Grama: é numericamente a massa Atômica e Molecular, mas mostra a massa em gramas.
Constante de Avogadro: o número de átomos ou moléculas necessárias para que o átomo ou molécula grama seja igual a massa atômica ou molecular. Vale aproximadamente 6,02x1023.
Mol: quantidade de matéria dum sistema que contém tantas entidades elementares quantos átomos existem em 12g de Carbono-12. Em um mol há 6,02x1023 partículas.
Massa Molar(M): massa em gramas de um mol da substância.
Volume Molar(VM): volume que um mol de um determinado gás ocupa a determinadas temperatura e pressão. Nas CNTP, vale 22,4 litros.
Número Atômico (Z): número de prótons
num núcleo. Cada elemento possuí um número atômico
característico.
Número de Massa(A): soma do número de prótons
e neutros no núcleo de um átomo.
Isótopos: átomos com o mesmo número de
prótons.
Isóbaros: átomos com o mesmo número de
massa.
Isótonos: átomos com o mesmo número de
neutrons.
Isoeletrônico: átomos com o mesmo número
de elétrons.
Modelo de Orbitais: o mais recente modelo atômico aceito,
onde se levou em consideração também o Princípio
da Dualidade e o Princípio da Incerteza. Schrödinger calculou,
então, a região onde há maior probabilidade de um
átomo estar, conhecido como Orbital.
Níveis energéticos: as 7 camadas do elétron.
Pode ser denominada por letras (K, L, M, N, O, P, Q) ou pelo Número Quântico Principal (n), que varia de 1 a 7. Em cada camada há 2n2 elétrons.
Subníveis energéticos: "camadas" energéticas dento das camadas dos níveis energéticos. Existem 4 conhecidos: s, p, d e f, que também podem ser reprensetados pelo Número Quântico Secundário (l), que vária de 0 a 7. Em cada subnível há 2+4l elétrons, no máximo, e eles são preenchidos de acordo com o diagrama de Linus Pauling, na seguinte ordem, que também é a ordem energética: 1s, 2s, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7f, ....
Orbitais: o local onde há maior probabilidade de um átomo se encontrar. Ele está "dentro" dos subníveis de energia. São representados pelos números quânticos magnético, que vária de -l à +l, sendo dois átomos por orbital.
Spin: para não se repelirem dentro dum orbital, os átomos giram de forma oposta; Esse giro é representado pelo Spin, que pode ser -1/2 ou +1/2. Para colocar os elétrons num orbital, representa-se como se eles fossem setinhas, sendo uma para baixo e outra para cima. Quando está se preenchendo os orbitais, primeiro deve-se colocar 1 elétron em cada orbital do subnível e depois, sempre do menor para o maior orbital, colocar os elétrons que restarem, com seta oposta.
Família: são as colunas da tabela. São 18 colunas, divididas em A (elementos representativos) e B (elementos de transição), sendo as 3 primeiras e as 5 últimas A e, as do meio, B. Algumas colunas têm nomes especiais: 1A-metais alcalinos; 2A-metais alcalinos-terrosos; 6A-calcogênios; 7A-Halogênio; 8A-Gases Nobres. A família 8B é tripla. Os elementos de representação possuem na camada de valência o mesmo número de elétrons que o número dela.
Lantanídios e Actnídios: na terceira coluna, no sexto e sétimo período, há mais de um elementos. Os elementos desses lugares são conhecidos como Lantanídios e Actnídios, respectivamente.
Representação dos Elementos na Tabela: na tabela, os átomos são representados por seus símbolos; acima a o número atômico e abaixo o número de massa;
Raio atômico: é a medida do raio do átomo. Varia periodicamente na tabela, sendo que, num mesmo período ele decresce com o aumento do número atômico e, numa mesma família, ele aumenta com o aumento do número atômico.
Volume Atômico: volume ocupado por um mol do elemento em estado sólido. Na família, ele aumenta com o aumento do número atômico, mas, no período, ele aumenta do centro para os extremos.
Densidade Absoluta: quociente entre massa e volume do elemento. Aumenta, na família, com o aumento do número atômico e, no período, dos extremos para a o centro da tabela.
Pontos de fusão e ebulição: mostra a temperatura que o elemento entra em fusão ou ebulição, crescendo, na família, a esquerda da tabela, conforme o número atômico diminui; no lado direito, conforme o número atômico aumenta. Já no período, vai das extremidades para o centro da tabela.
Potencial de Ionização: energia necessária para tirar um elétron dum átomo no estado gasoso. No período, cresce com o número atômico e, na família, do maior para o menor número atômico.
Eletroafinidade: energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro no estado gasoso. No período, cresce com o número atômico e, na família, do maior para o menor número atômico. Os gases nobres não entram nessa classificação.
Ligação Iônica: quando, para adquirir a estabilidade, um átomo doa os elétrons à mais e outro recebe; esses átomos transformam-se em Ions de cargas opostas, se atraindo. A ligação que os mantém unidos é chamada Iônica. Geralmente os átomos de metais querem perder seus elétrons e os de não-metais querem ganhar.
Ligação Covalente: Nesse tipo de união, os átomos não doam seus elétrons para ficarem estáveis, mas compartilham os elétrons. Nesse caso em especial, cada átomo compartilha um elétron de cada par da ligação. Como os dois átomos querem ganhar elétrons, essa ligação ocorre entre não metais e o hidrogênio.
Ligação Covalente Dativa: igual a ligação covalente simples, nenhum átomo doa elétrons. Todavia, apenas um átomo entra com os elétrons, ou seja, o par de elétrons em comum na molécula pertence originalmente a um mesmo átomo.
Geometria Molecular: mostra como a molécula realmente é, se vista tridicionalmente. Moléculas com 2 átomos sempre são lineares; Moléculas com 3 átomos podem ser lineares ou angulares; com 4 átomos, trigonal ou piramidal; com 5 átomos, sempre tetraédrica.
Eletronegatividade: é a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par eletrônico que ele compartilha com o outro átomo, numa ligação covalente.
Ligação Apolar: ligação entre dois átomos cuja diferença de eletronegatividade é zero ou próximo de zero.
Ligação Polar: ligação entre dois átomos cuja diferença de eletronegatividade seja diferente de zero.
Molécula Apolar: quando as ligações polares estão distribuídas de tal forma na molécula que anulam sua força entre si.
Molécula Polar: quando as ligações polares não se anulam.
Oxiredução: quando há transferência de elétrons. Quando um átomo perde elétrons, sofre oxidação, sendo o agente redutor. Quando um átomo ganha elétrons, sofre redução, sendo o agente oxidante. O número de oxidação é a carga elétrica do ion (no caso dos compostos iônicos) ou a carga que o átomo teria se houvesse quebra da ligação covalente (os elétrons vão, no caso, para o átomo mais eletronegativo). A soma dos números de oxidação de cada elemento é igual a carga do composto.
Ligação dipolo induzido-dipolo induzido: força que atrai as moléculas apolares, que mantém as moléculas unidas no estado líquido ou sólido. Ocorre quando os elétrons de uma molécula estão mais concentrados dum lado que do outro da molécula e, por indução elétrica, provoca polarização das moléculas vizinhas e, dessa forma, uma ligação fraca. Também é conhecido como forças de Van der Waals.
Ligação Dipolo-dipolo: força que atrai moléculas polares, usando o fato que um lado da molécula é mais eletronegativo e outro é mais eletropositivo. É uma força mais forte.
Pontes de Hidrogênio: caso especial de ligação dipolo-dipolo, quando o hidrogênio está ligado a moléculas de flúor, oxigênio e nitrogênio. É, entre as forças intermoleculares, a mais forte.
Ácidos: segundo Arrhenius, ácidos são compostos que em solução aquosa se ionizam liberando H+. Na prática, o H+ é, todavia, instável, se unindo com a água, formando H3O+. Os ácidos podem ser classificados de acordo com o número de Hidrogênios ionizaveis (monoácido, diácido, triácido ou tetrácido), da presença de oxigênio (hidrácios ou oxiácidos) ou com o grau de ionização (fraco, forte ou semi-forte). Os hidrácidos tem como nome o nome do ânion mais a terminação ídrico. Já os oxiácidos, podem ter a terminação per....ico (maior número de oxidação do elemento central), ico (tem um oxigênio a menos que o per....ico), oso (um oxigênio a menos que o ico) e hipo....oso (um oxigênio a menos que o ico). Também podem ter os prefixos meta (quando do ico é tirado uma água) ou piro (quando o ico é multiplicado por dois e tira-se uma água). Os ácidos tem sabor azedo, são em grande parte solúveis, moleculares, só são condutores elétricos em solução aquosa e possuem pH menor que 7. Já segundo Brönsted-Lowry, é toda espécie química capaz de ceder prótons; Segundo Lewis é toda espécie química capaz de ceder pares eletrônicos para formar ligações dativas.
Bases: segundo Arrhenios, bases são compostos que, dissociados, liberam o ânion OH-. São classificados de acordo com o número de oxidrilas (em monobases, dibases, tribases ou tetrabases), com o grau de oxidação (em fortes ou fracas) ou de acordo com a solubilidade em água (solúveis, pouco solúveis ou insolúveis). Seu nome é dado colocando-se hidróxido e o nome do elemento. Bases tem sabor cáustico, é insolúvel, iônicos ou moleculares, alguns conduzem corrente elétrica se fundidos e tem pH maior que 7. Segundo Brönsted-Lowry, é toda espécie química capaz de receber prótons; já segundo Lewis, é toda espécie química capaz de receber pares eletrônicos em ligações dativas.
Sais: compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-; podem ser formados na reação ácido/base, que também libera água. Essa reação é chamada de neutralização; quando todos os hidrogênios do ácido e todas as hidrôxilas da base reagem, o sal formado é neutro; o nome é dado colocando primeiro o nome da base, substituindo ídrico por eto, oso por ito e ico por ato, mais o nome do cátion da base de origem. Os nitratos, cloratos e acetatos são muito solúveis; os cloretos, brometos, iodetos e sulfatos são solúveis; já os sulfetos e outros sais são insolúveis. Quando a neutralização é parcial, o sal possui um hidrogênio (sendo que quem não foi completamente neutralizado foi o ácido e, ao nome, coloca-se os prefixos mono, di ou tri - de acordo com o número de hidrogênio - mais ácido) ou hidróxidos (quando a base não foi completamente neutralizada, sendo que ao nome coloca-se os prefixos mono, di, ou tri - de acordo com o número de hidróxilas - mais básico). Quando mais de um ácido ou base participa da reação de neutralização, forma-se sais mistos ou duplos.
Óxidos: compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. São considerados básicos quando, ao reagir com a água, produzem base ou quando reagem com ácido produzindo sal e água; nesse caso, o nome do óxido é óxido mais o nome do elemento. Óxido ácido são aqueles que reagem com água formando ácido ou com bases formando sal mais água; nesse caso, recebe como nome anidrido mais o nome do elemento. Óxidos anfóteros são aqueles que se comportam hora como óxido ácido, hora como óxido básico, reagindo apenas com ácidos ou bases fortes, são geralmente insolúveis em água e tem como nome óxido mais o nome do elemento. Óxidos neutros são aqueles que não agem nem com água, nem como base, nem como ácido. Já os duplos são os que se comportam como se fossem formados por dois outros óxidos do mesmo elemento químico, tendo nome o prefixo com o número de vezes que o elemento se repete antes de óxido (mostrando a repetição do oxigênio) ou do elemento. Peróxidos, por sua vez, são os que agem com água ou ácido diluído formando água oxigenada e tem como nome peróxido mais o nome do elemento. Se formar também oxigênio, são superácido.
Reação de Síntese: é quando, na reação, dois ou mais substâncias reagem formando uma mais complexa; é total quando tem apenas substâncias simples e parcial quando há também substâncias compostas.
Reações de Análise: quando uma substância se divide em substâncias mais simples. Chama-se pirólise se for por calor, fotólise se por luz e eletrólise se por eletricidade.
Troca Simples: quando uma substância simples reage com uma composta, pegando parte dela e transformando-a em simples.
Reação de Dupla Troca: quando duas substâncias compostas reagem entre si, trocando entre si seus "parceiros".
Reação Química: quando uma substância é alterada quimicamente. Para ocorrer é necessário que haja um contato favorável e os elementos "queiram" reagir. Se há troca de elétrons (ou mudança de número de oxidação de algum dos elementos durante a reação) é chamada de reação de oxi-redução; caso contrário, não.
Balanceamento: pode ser feita através de tentativa, testado números de forma racional até encontrar os números certos ou através da variação do número de oxidação dos elementos; nesse último caso, é necessário determinar os números de oxidação, calcular a variação do agente oxidante e redutor, multiplicar esse resultado pelo número de átomos do elemento na molécula considerada e usar os resultados como os coeficientes, sendo o resultado do redutor para o oxidante e vice versa; finalmente, é só terminar de balancear tudo. Se for reação iônica, a carga dos reagentes deve ser igual a dos produtos.
Lei de Proust: a proporção das massas que reagem são sempre constantes. Como conseqüência, sua composição centesimal será sempre a mesma.
Lei de Dalton: se mudando a reação mas mantendo um dos reagentes, o outro só poderá variar seguindo valores múltiplos.
Lei das Combinações dos Volumes Gasosos: quando medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura, os volumes dos reagentes e dos produtos gasosos formam uma proporção constante, de números inteiros e pequenos.
Lei de Avogrado: Volumes de gases iguais, a mesma temperatura e pressão, possuem o mesmo número de moléculas.
Pressão: é a pressão que um gás faz numa determinada temperatura e volume. Se ele não variar, é uma reação isobárica. Nesse caso, V1/T1=V2/T2
Temperatura: é a temperatura de um gás em determinada pressão e volume. Se a temperatura não variar, é uma reação isotérmica. Nesse caso, P1V1=P2V2. A temperatura deverá estar sempre em Kelvin.
Equação Geral dos Gases: para massas constantes, vale que P1V1/T1=P2V2/T2.
Condições Normais de Temperatura e Pressão(CNTP): quando se fala em CNTP, deve-se subentender pressão 1atm e temperatura 273K.
Equação de Clapeyron: PV=nRT, sendo R=0,082 se P em atm ou R=62,3 se P em mmHg; T deve estar sempre em Kelvin e V em litros.
Densidade Absoluta: quociente entre a massa e o volume do gás, em determinada temperatura e pressão. Pode-se dizer que d=PM/RT.
Densidade Relativa: é a divisão de duas densidades em mesmas condições; é igual a divisão da massa molar dessas mesmas substâncias.
Difusão e Efusão dos Gases: difusão é o movimento espontâneo de um gás através de outro gás. Já efusão é a "velocidade" que um gás leva para passar por um determinada orifício.
Misturas Gasosas: toda mistura gasosa é homogênea. Dessa forma, a soma dos mols de cada gás da o número total de mols da mistura; a pressão total é a soma das pressões de cada gás da mistura (se ele estivesse sozinho; é a chamada pressão parcial). Fração molar é a divisão de um certo mol de um determinado gás sobre o total de mols e é igual a pressão parcial do mesmo gás. O mesmo é válido para o volume parcial (volume do gás/volume total); e isso tudo é igual a porcentagem volumétrica do gás.
Fórmula Mínima: é a fórmula que apresenta a menor proporção natural existente entre os elementos de determinada substância. Pode ser conseguido dividindo a fórmula pelo maior número possível ou através da fórmula centesimal; nesse caso, deve-se dividir a porcentagem do elemento por sua massa atômica e, dentre os resultados conseguidos, dividir todos pelo menor resultado conquistado.
Fórmula Molecular: é a fórmula que mostra o número de átomos de cada elemento na molécula dessa substância. Em alguns casos, é igual a fórmula mínima. Tendo a fórmula mínima, o melhor caminho para se chegar a fórmula molecular é saber a proporção entre a fórmula molecular e mínima e multiplicar por essa proporção. Se tiver a fórmula centesimal, basta fazer por regra de três.
Cálculo Estequiométrico: cálculo das quantidades envolvidas na reação levando, como base, as Leis das Reações. Tendo a equação química com os coeficientes já acertados, basta usar regras de três para conseguir o que se deseja, levando em consideração as Leis das Reações.Se as reações aparecerem de forma consecutiva, pode-se soma-las, de tal forma que se consiga uma única reação. Quando há substâncias impuras, é necessário que se calcule o quanto realmente há da substância que reagira; para o rendimento, é necessário levar em conta o que a reação é realmente capaz de produzir.
Classificação: pode ser classificado como sólidas, líquidas ou gasosas, dependendo do estado de agregação da solução, sólido-sólido, sólido-líquido, sólido-gás, líquido-sólido, líquido-líquido, líquido-gás, gás-sólido, gás-líquido e gás-gás, dependendo do estado de agregação dos componentes, diluída e concentrada, dependendo da proporção entre soluto e solvente ou ainda moleculares e iônicas, dependendo da natureza do soluto.
Regras de solubilidade: semelhante dissolve semelhante (polar dissolve polar, apolar dissolve apolar).
Grau de solubilidade: ponto de saturação, ou seja, a quantidade de substância necessária para saturar uma solução com uma quantidade padrão de solvente em condições de pressão e temperatura determinada.
Saturação: é quando determinada quantidade de solvente não consegue mais dissolver o soluto que está sendo acrescentado a ela. Essa quantidade é determinada pelo grau de solubilidade. Se numa solução a menos soluto que o necessário para saturar, a substância é não-saturada. Quando há a mesma quantidade de soluto que a necessária para saturar, é saturada. Caso haja acréscimo de soluto, tornar-se-á saturada com corpo de fundo ou supersaturada (nesse caso, não há corpo de fundo; todavia, é uma solução instável).
Curva de Solubilidade: gráfico que apresenta a variação dos coeficientes de solubilidade em função da temperatura. Geralmente, o aumento da temperatura aumenta a solubilidade, mas em alguns casos, como nos gases, o oposto ocorre.
Concentração Comum (g/l): é a massa do soluto sobre o volume da solução; A massa deve estar em gramas e o volume, em litros.
Molaridade (mol/l): é a quantidade de mols do soluto sobre o volume da solução em litros.
Título em Massa: é a massa do soluto sobre a massa total da solução.
Fração Molar: è a quantidade de mols do soluto sobre a quantidade de mols da solução.
Molalidade: é a quantidade de mols do soluto sobre a massa do solvente em quilos.
Diluição das Soluções: adicionar na solução uma porção do solvente puro; isso fará com que a concentração diminua, já que seu volume aumentou. Segue: VC=V'C' (onde V é o volume original, C a concentração original, V' o novo volume e C' a nova concentração). A concentração pode ser substituída pela molaridade.
Mistura de Soluções de Mesmo Soluto: como o próprio nome diz, é quando se mistura duas ou mais soluções de um mesmo soluto. A massa do soluto ira, portanto, aumentar (massa final igual a massa iniciais), assim como o volume (sendo o volume final a soma dos volumes iniciais).
Mistura das Soluções com Reação dos Solutos: trabalha-se levando em consideração que os solutos estão reagindo.
Volumetria: processo de análise química quantitativa no qual determina-se a concentração de uma solução pela medida do volume de uma solução titulada. Quando é feita a dosagem de um ácido, fala-se de acidimetria; se a dosagem for de base, alcalimetria; se ocorrer formação de um precipitado, volumetria de precipitação; quando ocorre reação de oxidação, volumetria de oxi-redução.
Pressão máxima de vapor: um líquido, quando colocado num recipiente fechado, evapora até atingir uma pressão em que, aparentemente, não há mais evaporação (todavia, há evaporação na mesma velocidade de condensação). Essa pressão é conhecida como pressão máxima de vapor. Quando se aumenta a temperatura, a pressão também aumenta. Quando acrescenta-se partículas à solução, sua pressão máxima de vapor diminui.
Ebulição: um líquido entra em ebulição quando a Pressão máxima de vapor se iguala a pressão externa. Quanto maior a pressão externa, maior a temperatura de evolução. Se dissolver algo nesse líquido, a temperatura de ebulição também aumentará.
Congelamento: a temperatura de congelamento de determinado líquido abaixa se dissolvido algo nela.
Pressão Osmótica: pressão que devemos exercer sobre a solução para impedir sua diluição, pela passagem do solvente puro, através de uma membrana semipermeável. Em temperatura constante, é diretamente proporcional à molaridade da solução; em molaridade constante, a pressão osmótica é diretamente proporcional à temperatura absoluta da solução. Uma solução é hipertônica quando sua pressão osmótica é maior que a da solução comparada, hipotônica quanto a pressão osmótica é menor que a da solução comparada e isotônica quando é igual.
Fator de Van't Hoff: os efeitos coligativos são maiores em soluções iônica, pois há mais partículas; o fator de aumento que determina quantas partículas a mais existem é o fator de Van't Hoff; é representado por i, e é igual ao grau de dissolução do eletrólito multiplicado pelo número de partículas formadas pela ionização de cada molécula menos 1 e, tudo isso, somado a 1; se o grau de dissociação for 0, a solução é molecular; se for 1, é totalmente ionizada.
Reações Exotérmicas: reações que liberam calor. Possui entalpia negativa.
Reações Endotérmicas: reações que absorvem calor. Possui entalpia positiva.
Caloria(cal): quantidade de calor necessária para elevar de 14,5°C para 15,5°C a temperatura de 1g de água; é a unidade que expressa a quantidade de calor; no SI, todavia, a unidade oficial é o joule (j). 1cal=4,18 J.
Fórmula de calor liberado ou absorvido: para determinar quantas calorias ou joules foram absorvidas ou liberadas para fazer certa massa variar sua temperatura, usa-se: Q=m.c.(Tf-Ti), onde Q é a quantidade de calor, m é a massa do sistema, c é o calor específico do sistema, Tf a temperatura final e Ti a temperatura inicial.
Entalpia (H): energia da reação.
Equação Termoquímica: é a que apresenta a entalpia da reação como um dado a parte ou na própria reação.
Fatores que Influem nas Entalpias das reações: a entalpia das reações variam de acordo com o estado físico dos reagentes e dos produtos, a forma alotrópica dos reagentes e produtos, o fato dos reagentes e produtos estarem ou não em solução e a concentração desta e a temperatura da reação. Por exemplo, a entalpia da fase sólida é menor que a da fase líquida, que é menor que a da fase gasosa.
Estado Padrão: temperatura a 25°C, pressão de 1 atm e forma alotrópica ou cristalina e estado físico mais estável e comum do elemento ou composto.
Substância simples no estado padrão: elas tem entalpia igual a zero; através delas, pode-se determinar a entalpia padrão de formação de uma substância.
Entalpia de combustão: vale colocar que a entalpia de combustão será sempre negativa, por ser uma reação exotérmica.
Energia de Ligação: energia envolvida numa ligação de uma determinada substância gasosa. Quando se quebra essa ligação, a energia é absorvida (um processo endotérmico); quando se forma a ligação, a energia é liberada (processo exotérmico).
Lei de Hess: a variação de entalpia numa reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação. Assim, quando uma reação ocorre em etapas, somando-se as entalpias de cada etapa encontra-se a entalpia total (lembrando que, em alguns casos, é necessário fazer algumas "arrumações" na reação, para que a reação final seja coerente; as alterações feitas nas reações devem ser feitas também na entalpia: se inverteu a reação, muda-se o sinal da entalpia; se multiplicou, multiplica a entalpia também).
Velocidade média: variação da concentração molar dividido pelo tempo.
Fatores que Influem na Velocidade: para uma reação ocorrer, é necessário que os átomos, ions, enfim, que as partículas envolvidas se choquem. Assim, a freqüência dos choques, a energia deles e a orientação apropriada das moléculas no instante do choque fazem variar a velocidade da reação; O estado físico dos reagentes também influencia, assim como a temperatura em que a reação se processa, a presença de eletricidade, luz, pressão, concentração dos reagentes e presença de catalisadores.
Energia de Ativação: energia mínima que as moléculas precisam para reagir ao se chocar.
Lei Cinética: a velocidade de uma reação é igual a constante de velocidade da reação multiplicada pelas concentrações molares dos reagentes elevadas por um número determinado experimentalmente para cada reação. (v=K[A]x[B]y[C]z....). Lembramos que os sólidos não participam dessa fórmula!
Equilíbrio Químico: quando a velocidade da reação direta e da reação inversa se igualam. Essa velocidade é determinada pela cinética.
Grau de Equilíbrio: é a quantidade de mols que reagiram até a hora do equilíbrio dividido pela quantidade inicial de mols. Quanto maior for esse número, maior a quantidade de produtos da reação direta e menor a quantidade de reagentes da reação direta.
Constante de Equilíbrio(kc: é a constante encontrada quando, dividindo-se a velocidade das reações direta e inversa, isola-se as constantes de velocidade ou, simplificando, as concentrações molares do produto da reação direta sobre as concentrações molares dos produtos, sempre elevados ao número de mols que eles estão na reação (por exemplo: aA+bB-->cC, kc=[C]c/[A]a[B]b)
Deslocamento do Equilíbrio: quando o estado de equilíbrio da reação é mudado devido a mudança de velocidade de uma das reações. Pode ocorrer graças a mudança das concentrações dos participantes (se aumentar a concentração, desloca no sentido que irá consumir o que foi acrescido e, se diminuir, no sentido que irá produzir o que foi retirado) do equilíbrio, da pressão total sobre o sistema (o aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido de menor volume e a diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido de maior volume) o da temperatura do sistema (o aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico e a diminuição da temperatura desloca no sentido exotérmico). O catalisados não altera o ponto de equilíbrio, apenas faz com que ele seja alcançado mais rapidamente (pois o aumento de velocidade se dá nos dois lados da reação). A reação ácido-base é uma reação reversível sempre, também.
Equilíbrio Iônico: aparecem ions no equilíbrio. Para esse equilíbrio se determina o grau de ionização (quantidade de mols dissociados sobre a quantidade inicial de mols) e a constante de ionização (igual a constante de equilíbrio). Quanto maiores forem o grau de ionização e a constante de ionização, mais ionizado e forte será o eletrólito; quanto menores eles forem, menos ionizado e fraco será o eletrólito. Quando a constante de ionização é muito pequena, usa-se os logaritmos para representar e a letra p para representar -log (ou seja, pK=-logK ).
Equilíbrio iônico da água (pH e pOH): a ionização da água forma os ions H+ e OH-; mas é uma ionização muito fraca. O produto iônico da água é representado por Kw, que é expressado como Kw=[H+][OH-] (pois a concentração da água é tida como constante devido a pequena dissociação). Para substâncias puras, [H+]=10-7 (ou pH=7) bem como [OH-] (e o pOH). Já em substâncias ácidas, [H+]>10-7 (ou pH<7) e o [OH-]<10-7 (ou pOH>7). Já em substâncias básicas, [H+]<10-7 (ou pH>7) e o [OH-]>10-7 (ou pOH<7).
Solução Tampão: solução que não sofre variação de pH quando uma pequena quantidade de ácido ou base é adicionado a ela, independente do fato dessa substância adicionada ser forte ou fraca.
Pilha: montagem feita com duas chapas que serão os eletrodos, uma que vai receber elétrons e outra que vai ceder elétrons, ligadas entre si por um fio onde passara uma corrente, uma solução que ira trocar ions com as chapas, doando ions para formação de alguma substância ou recebendo os ions da chapa que está sendo corroída e uma parede porosa (ou ponte salina) que intermediará a troca de cations. Essa parede porosa vai dividir a pilha em meias células. Na pilha, cada chapa é um eletrodo, podendo ser negativo ou ânodo quando doa elétrons (eletrodo esse em que vai ocorrer a corrosão) ou positivo ou cátodo quando recebe elétrons (eletrodo esse em que vai ocorrer deposito de substância); Observe-se que essa reação de trocas de elétrons é espontânea.
DDP das Pilhas: é a diferença entre o potencial do cátodo e o do ânodo.
Eletrólise: reação de oxi-redução provocada pela corrente elétrica. Ela não é expontânea. É necessário, para ter uma eletrólise, um gerador de corrente contínua, eletrodos inertes (placas de um material que ficam em contato com o líquido, feitas de uma substância inerte, que não participa de nenhuma reação, apenas conduz para o sistema a corrente elétrica produzida no gerador de corrente contínua), ânodo (polo POSITIVO do sistema, para onde se dirigem os ânios, que sofrem oxidação, perdendo seus elétrons e se transformando em substâncias simples) e Cátodo (polo NEGATIVO do sistema, para onde se dirigem os cátions, que sofrem redução, ganhando elétrons e se transformando em substâncias simples). A eletrólise ígnea é feita a partir de um composto iônico fundido, mas a eletrólise pode também ocorrer em meio aquoso. Nesse segundo caso, ocorre a dissolução do composto e da água. Mas na eletrólise apenas uma espécie se descarrega em cada polo; os cátions vão se descarregar na seguinte ordem: metais nobres e metais comuns descarregam mais facilmente que o hidrogênio que descarrega mais facilmente que os metais alcalinos, alcalinos-terrosos e alumínio. Já nos ânions, os não oxigenados descarregam mais facilmente que os orgânicos que descarregam mais facilmente que a oxidrila que descarregam mais facilmente que o ânions oxigenados e os fluoretos.
Primeira Lei de Faraday: a massa de determinada substância, formada ou transformada por eletrólise, é diretamente proporcional à carga elétrica que atravessa o sistema de um eletrodo a outro, em que o Q é o produto da intensidade de corrente elétrica pelo tempo de passagem da corrente.
Segunda Lei de Faraday: a massa de determinada substância formada ou transformada por eletrólise, na passagem de uma carga elétrica entre os eletrodos, é diretamente proporcional ao equivalente-grama dessa substância.
Equação geral: Experimentalmente verifica-se que a quantidade de carga Q que deposita 1 equivalente-grama da substância é igual a 96500 coulombs ou 1 faraday.
Propriedades: efeitos químicos, efeitos térmicos, luminosos, fisiológicos e elétricos.
Emissões Alfa: igual ao hélio (dois prótons e 2 neutrons), mas sem os elétrons, quando é emitido por um núcleo, o número atômico desse núcleo diminui de duas unidades e seu número de massa diminui de quatro unidades.
Emissões Beta: é um elétron atirado para fora do núcleo; faz com que o número atômico do núcleo que liberou essa partícula beta aumente em uma unidade; a massa, todavia, não é alterada (pois a reação também liberou um neutron).
Emissões Gama: não é uma partícula, mas onda como a luz, mas de comprimento bem menor e energia maior. Não tem massa ou carga elétrica, portanto não altera o número atômico nem o número de massa do elemento.
Velocidade de desintegração: variação de número de átomos radioativos sobre o tempo em determinado intervalo de tempo.
Vida-média: média aritmética dos tempos de vida de todos os átomos do isótopo.
Meia-vida: tempo necessário para desintegrar metade dos átomos radioativos.
Fissão Nuclear: divisão do núcleo de um átomo em dois núcleos menores, com liberação de uma quantidade enorme de energia.
Fusão Nuclear: junção de núcleos atômicos produzindo um núcleo maior, com liberação de uma enorme quantidade de energia.
Características do átomo de carbono: o carbono é um átomo tetravalente (faz 4 ligações covalentes) que possuem valências iguais entre si. Ele pode fazer ligações simples, duplas ou triplas, ligar-se a diversos tipos de átomos, bem como formar cadeias curtas ou longas.
Classificação da cadeia: Uma cadeia carbônica pode ser classificada como aberta (não há fechamento no encadeamento dos átomos) ou fechada (há fechamento na cadeia; ela forma um ciclo); normal (segue uma seqüência única) ou ramificada (tem ramificações na cadeia); saturada (só ligações simples entre carbonos) ou insaturada (tem ligações duplas ou triplas entre carbonos); homogênea (na cadeia só há átomos de carbono) ou heterogênea (na cadeia há outros átomos que não de carbono - heteroátomo).
Compostos Aromáticos: apresenta 6 carbonos ligados em ciclo com alternância de ligações simples e duplas. Esse tipo de ligação é conhecida como Benzeno.
Fórmula estrutural: apresenta a arrumação dos átomos dentro das moléculas carbônicas.
Classificação dos átomos de carbono numa cadeia: quando o carbono está ligado a um outro carbono ou isolado (não está ligado a outros carbonos), é chamado carbono primário; se estiver ligado a dois outros carbonos, secundário; se estiver ligado a três outros carbonos, terciário; se estiver ligado a 4 outros carbonos, quarternário.
Hidrocarbonetos: compostos orgânicos formados apenas de carbono e hidrogênio. Podem ser classificados como Alcanos (só possui ligações simples entre carbonos), Alcenos (possuí uma ligação dupla entre os carbonos), Alcinos (possui uma ligação tripla), Ciclanos (compostos cíclicos com apenas ligações simples), aromáticos (possuem um ou mais anéis de benzeno). Usa a terminação "o"
Principais Radicais Derivados dos Hidrocarbonetos: metil (metano sem um hidrogênio, podendo portanto fazer ainda uma ligação), etil (etano sem um hidrogênio, podendo portanto fazer ainda uma ligação), n-propil (propano sem um hidrogênio num dos carbonos da ponta, podendo fazer ainda uma ligação nesse carbono), isopropril (propano sem um hidrogênio no carbono central, podendo fazer uma ligação nesse carbono), n-butil (butano com menos um hidrogênio dum carbono das pontas, podendo fazer uma ligação nesse carbono), sec-butil (butano sem hidrogênio num dos carbonos secundários, podendo fazer uma ligação nesse carbono), isobutil (isobutano ou metil propano sem um hidrogênio num dos carbonos da ponta), terc-butil (isobutano ou metil propano sem um hidrogênio no carbono central), Etenil ou vinil (Etileno sem um hidrogênio), 2-propenil ou alil (propileno sem um hidrogênio no carbono primário que faz ligação simples), fenil (benzeno sem um hidrogênio), o-toluil (metil benzeno sem um hidrogênio no carbono 2), m-toluil (metil benzeno sem um hidrogênio no carbono 3), p-toluil (metil benzeno sem um hidrogênio no carbono 4), benzila (metil benzeno sem um hidrogênio no metil).
Haletos Orgânicos: composto derivado dos hidrocarbonetos pela troca de um ou mais hidrogênio por halogêneos. O halogênio é considerado um radical, sendo que o nome fica o nome desse átomo com o nome do composto orgânico.
Álcoois: compostos orgânicos com oxidrila (OH) ligado diretamente a átomos de carbonos saturados. Sua terminação é "ol". Pode também ser denominado considerando o metanol do composto como "cadeia principal" e dando-lhe o nome carbinol; o resto da cadeia é derivado; também pode-se isolar a hidroxila, chamando então como álcool - nome do radical - ico.
Fenóis: a oxidrila está ligada a um carbono insaturado. Seu nome é dado com o prefixo hidróxi mais o nome do hidrocarboneto.
Éteres: o oxigênio está entre dois carbonos que, por sua vez, só se ligam a outros carbonos ou ao hidrogênio. O nome é dado dividindo o éter em dois grupos, um menor e o maior; o nome é dado da seguinte forma: grupo menor, oxi, grupo maior ou éter, grupo menor, grupo maior ílico.
Aldeídos: compostos orgânicos com um oxigênio ligado a um carbono primário (aldoxila, metanoíla ou formila). Sua terminação é "al", mas o nome também pode ser aldeído mais o nome do ácido carboxílico correspondente.
Cetona: composto orgânico que possui um oxigênio ligado com um carbono secundário (carbonila). Sua terminação é ona, mas também pode ser radical menor, radical maior, cetona.
Ácido Carboxilícos: composto orgânico que possui num carbono das pontas ligação com o oxigênio e com a oxidrila (carboxila). A terminação é óico, e costuma-se colocar, no início do nome, ácido.
Sais Orgânicos: sal obtido na reação ácido orgânico com base. Seu nome é dado usando o nome do ácido mais ato e o nome da base.
Ésteres: resultante da reação de um ácido carboxílico com um álcool, possui, no mesmo carbono, uma ligação com outro carbono, uma ligação com o oxigênio fora da cadeia e uma ligação com o oxigênio que está na cadeia. Tem nomenclatura semelhante a dos sais.
Anidridos: surge da desidratação de ácidos carboxílicos, e o nome deriva do ácido correspondente antecedido pela palavra anidrido.
Clareto de ácidos: carbono primário que possui, ao mesmo tempo, ligação com o oxigênio e com o cloro. Tem como nome cloreto de nome do radical.
Amina: NH3 que perdeu um, dois ou mesmo três hidrogênios, ligando-se a radicais de hidrocarbonetos. Nomeia-se falando quais são os radicais e terminando com amina.
Amidas: os hidrogênios do NH3 estão lidados com carbonos que também estão ligados ao oxigênio fora da cadeia. Seu nome deriva do ácido correspondente, trocando a terminação por amida.
Função Principal: um composto pode ter mais de uma função em sua molécula e não necessariamente todas elas na cadeia principal. Nesse caso, continua-se optando pela maior cadeia para a principal, mas essa deve conter a função principal. A ordem de preferência na escolha é: ácido, amida, aldeído, cetona, álcool, amina, éter e haleto.
Isomeria Plana: o isômero apresenta fórmula plana diferente. Os casos mais comuns são de cadeia (o isômero tem cadeias diferentes), de posição (os isômeros possuem a mesma cadeia carbônica mas diferente posição de radicais ou ligações duplas ou triplas), função (os isômeros pertencem a funções químicas diferentes), metameria (os isômeros possuem o heteroátomo em lugar diferente) e tautomeria (entre aldeído e enal ou cetona enol. É quando os dois isômeros ficam em equilíbrio químico dinâmico).
Isomeria Espacial: quando a diferença entre os isômeros está na sua estrutura espacial. As principais são a cis-trans (ocorre entre compostos com duplas ligações quando os ligantes no mesmo átomo são diferentes ou em compostos cíclicos, também quando os ligantes no mesmo átomo de carbono são diferentes, podendo ser chamado de cis quando dois ligantes iguais em diferentes átomos de carbono estão do mesmo lado ou trans quando estão de lados diferentes) ou óptica (ocorre em carbonos assimétricos - que está ligado a quatro radicais diferentes entre si - sendo um isomero dextrogiro (giro positivo), outro levogiro (giro negativo) e mais o racêmico (mistura do isômero dextrogiro com o levogiro, sem desvio da luz polarizada), quando há um carbono assimétrico ou diversos carbonos assimétricos diferentes; quando a dois carbonos assimétricos iguais, também existe o mesotartárico, que é inativo por compensação interna. A diferença entre isômeros ópticos é o desvio da luz polarizada).
Reações de Adição: ocorrem quando um reagente se "adiciona" a uma ligação dupla ou tripla da substância orgânica. O hidrogênio ou radical mais eletroposivo irá se adicionar ao carbono que já está mais hidrogênado. Se o composto for cíclico com ligações simples, o ciclo se quebra para adição. A ligação dupla quebrada também pode ser a com o oxigênio.
Reação de Eliminação: alguns átomos ou radicais são eliminados da molécula orgânica, formando uma ligação entre os átomos de carbono que perderam seus carbonos.
Reação de Oxidação e Redução: em geral, reação de adição (no caso da oxidação) ou de eliminação (no caso da redução) de oxigênio na molécula orgânica.
Reação de Polimerização: duas ou mais moléculas se unem, dando uma molécula múltipla.
União de Cadeias: reações que produzem cadeias orgânicas maiores do que a dos compostos iniciais.
Esterificação: reação entre um ácido carboxílico com um álcool.
Hidrólise: reação inversa a esterificação.
Desidratação: ocorre a eliminação de água com o produto sendo o álcool. Pode ser intramolecular (ocorre dentro da molécula de álcool) ou intermolecular (entre duas moléculas de álcool).
Alquilação do Amoníaco: substituição dos hidrogênios do amoníaco.