Química: Estrutura, Estequiometria e Equilíbrio
Conteúdos-chave
A prova aborda estrutura atômica e tabela periódica, ligações químicas, funções inorgânicas, reações e balanceamento, estequiometria, soluções (concentração, diluição, mistura), propriedades coligativas, termoquímica, cinética, equilíbrio químico, eletroquímica e química orgânica básica (funções, isomeria, reações).
Armadilhas comuns
- Não balancear a equação antes de calcular proporções estequiométricas.
- Confundir mol com massa: n = m/M, e M é a massa molar em g/mol.
- Em diluição, usar C₁V₁ = C₂V₂ apenas quando não há reação; com reação, trabalhe em mols.
- Esquecer que o pH é logarítmico: cada unidade corresponde a fator 10 na concentração de H⁺.
- Trocar ácido forte com concentrado: força é grau de ionização; concentração é quantidade.
- Em equilíbrio, aplicar o Princípio de Le Chatelier sem considerar o estado físico dos participantes.
Estratégia
Escreva a equação balanceada, converta tudo para mols, identifique o reagente limitante e só então aplique proporções. Em soluções, monte uma tabela de antes/depois. Em eletroquímica, lembre que oxidação ocorre no ânodo e redução no cátodo, independentemente de a célula ser galvânica ou eletrolítica.
Exemplo resolvido
Quantos gramas de água se formam na combustão completa de 4 g de H₂? Equação: 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Mols de H₂ = 4/2 = 2 mol. Proporção 2:2, logo 2 mol de H₂O. Massa = 2 × 18 = 36 g. Note que sem balancear corretamente a proporção seria equivocada.