Checklist completo de Química Inorgânica para o vestibular

A Química Inorgânica é um dos pilares fundamentais para quem está se preparando para o vestibular. Para te ajudar na revisão, preparamos este checklist completo com os conceitos mais cobrados no ENEM e em vestibulares tradicionais, acompanhados de dicas que vão facilitar sua compreensão e garantir um bom desempenho nas provas!

Como usar este checklist?
✅ Revise cada tópico e marque aqueles que já domina. 
✅ Utilize este material para revisar de forma objetiva antes da prova. 
✅ Leia as dicas especiais para entender melhor os conceitos e agilizar os cálculos. 
✅ Pratique exercícios relacionados a cada tópico para garantir que entendeu bem o assunto.

1. Fundamentos da Química Geral

⚛️Modelos atômicos: Dalton, Thomson, Rutherford-Bohr 

💡Dicas: 

• Importante saber como é cada modelo, a diferença entre eles e a evolução. Alguns vestibulares perguntam sobre os experimentos que ajudaram a chegar nos modelos.
• Entender a evolução dos modelos atômicos ajuda a interpretar experimentos e conceitos modernos como camadas eletrônicas e números quânticos.

⚛️ Partículas fundamentais: prótons, nêutrons e elétrons 

💡 Dicas: 

• Importante saber que o próton define o elemento químico, a massa atômica depende dos nêutrons e dos prótons, que elétrons tem massa zero. 
• Também é importante saber a carga de cada um deles.
  

⚛️ Isótopos, isóbaros e isótonos 

💡 Dicas: 

• Associe pelas letras: 
  Isótonos → mesmo número de nêutrons 
  Isótopos → mesmo número de prótons, 
  Isoeletrônicos → mesmo número de elétrons (o nome já diz tudo) e 
  Isóbaros → mesma massa (massa representamos pela letra A, lembra? “A = p + n”)
• Saber diferenciar esses conceitos ajuda a resolver questões de radioatividade e química nuclear.

⚛️ Íons (cátions e ânions) e sua formação

💡 Dicas: 

• Cátions são átomos que perderam elétrons e por isso ficam positivos. É estranho pensar que quem perde fica positivo, mas você precisa pensar que ele perdeu cargas negativas, por isso ficou positivo. Ao perder cargas negativas (elétrons) o átomo fica com mais prótons do que elétrons e por isso tem uma carga final positiva. 
• Ânions são átomos que ganharam elétrons e por isso ficam negativos. Seguindo o raciocínio que está aqui acima, ao ganhar cargas negativas ele só pode ficar negativo. 

⚛️Diferença entre substâncias e misturas (homogêneas e heterogêneas) 

💡 Dica: 

• Misturas homogêneas têm uma única fase visível, enquanto misturas heterogêneas possuem duas ou mais fases. Exemplo de mistura homogênea é água + álcool e de heterogênea: água + óleo. 

⚛️ Classificação das substâncias: simples e compostas 

💡 Dicas: 

• Substâncias simples são formadas por um único elemento químico. Ex.: O₂, N₂, H₂
• Substâncias compostas têm mais de um tipo. Ex.: H₂O, NaBr, C₆H₁₂O₆

2. Tabela Periódica e Ligações Químicas

⚛️ Tabela periódica: organização, grupos e períodos 

💡 Dicas: 

• Saber identificar famílias/grupos e períodos. Lembrando que as famílias ou grupos são as colunas e os períodos são as linhas. 
• Saber quais são as famílias/grupos chamados de representativos e identificar os grupos de transição. 
• Saber em que família/grupo alguns elementos estão localizados (você pode usar as frases que ajudam a lembrar, como: Hoje Li Na Kama Robson Crusué em Francês – H, Li, Na, K, Rb, Fr – Família 1A ou Grupo 1 – Grupo dos Metais Alcalinos. 
• Saber que as famílias/grupos representativos indicam o número de elétrons na última camada. Ex.: Fam 1A tem 1 elétron na última camada, Fam 2A tem 2 elétrons e assim até a Fam 8A com 8 elétrons na última camada. 
• Saber que os períodos indicam o número de camadas que os elementos têm.
• Saber o nome das famílias/grupos dos elementos representativos. Fam 1A: Família dos Metais Alcalinos, Fam 2A: Família Metais Alcalinos Terrosos, Fam 3A: Família do Boro, Fam 4A: Família do Carbono, Fam 5A: Família do Nitrogênio, Fam 6A: Família dos Calcogênios, Fam 7A: Família dos Halogênios e Fam 8A: Família dos Gases Nobres
• Elementos de um mesmo grupo possuem propriedades semelhantes.

⚛️Propriedades periódicas: raio atômico, eletronegatividade, energia de ionização, afinidade eletrônica

 
💡 Dicas:

• Eletronegatividade é a propriedade mais importante para a química e que você vai usar sempre nos estudos de química, pois influencia polaridade e tipos de ligação. As outras você só usa para questões desta matéria. 
• Todas crescem para a direita e para cima, menos o raio atômico que cresce ao contrário: para baixo e para a esquerda.
• Importante entender os conceitos para conseguir resolver qualquer questão e não depender só da memória que pode falhar e dar um branco…rs. Por exemplo: é fácil entender porque o raio atômico cresce para a esquerda e para baixo. Para baixo ele cresce porque conforme estamos descendo na tabela periódica, está aumentando o número de camadas, então, logicamente o raio é maior. Quem está mais à esquerda da tabela tem um número menor de elétrons na última camada, portanto estão menos atraídos pelo núcleo (cargas positivas) e por isso são maiores.

⚛️ Ligações químicas: iônica, covalente e metálica 

💡Dicas: 

• A ligação iônica ocorre entre metais e ametais onde os metais doam elétrons e os ametais recebem… uma sociedade perfeita!
• A covalente ocorre entre ametais. Como todos estão muito próximos de chegarem à valência completa, ninguém quer doar elétrons, então eles compartilham elétrons para chegar na valência completa.
• Na ligação covalente dativa ou coordenada você precisa lembrar que há o “empréstimo” de um ou mais pares de elétrons! Sempre pares, nunca um único elétron.
• A ligação metálica ocorre somente entre metais e temos o modelo do “mar de elétrons”.
• Importante saber as características e propriedades dos compostos iônicos, moleculares (lig. covalente) e metálicos (se são sólidos, líquidos ou gasosos à temperatura ambiente, se conduzem ou não corrente elétrica e etc….)

3. Geometria Molecular, Polaridade e Interações Intermoleculares

⚛️ Geometria molecular: linear, angular, trigonal plana, tetraédrica e piramidal 

💡 Dica: 

• A geometria da molécula afeta sua polaridade e propriedades físicas, por isso é muito importante conhecê-las bem.

⚛️ Polaridade das moléculas 

💡Dicas: 

• A polaridade depende da Geometria Molecular e da Eletronegatividade! 
• Saiba que todos os hidrocarbonetos (moléculas que só tem C e H – carbono e hidrogênio) são sempre apolares! Toda molécula que tem O (oxigênio) e não é o CO₂ e o SO₃ é sempre polar. (CO₂ e SO₃ são apolares). E quanto mais oxigênio tiver a molécula, mais polar ela será!
• Sabendo isso você ganha muito tempo para resolver as questões. 

 
⚛️ Interações intermoleculares: dipolo-dipolo, dipolo-induzido e ligação de hidrogênio 

💡 Dicas: 

• Interações intermoleculares são as forças que mantêm as moléculas unidas no estado sólido e no líquido e portanto, essas interações influenciam propriedades como ponto de ebulição da água.
• Importante saber que Ligações de hidrogênio acontecem em moléculas que têm o hidrogênio ligado diretamente a F, O, N. Dipolo-permanente (também conhecido como dipolo-dipolo) acontece entre moléculas polares (que não fazem ligação de hidrogênio) e o dipolo-induzido (também conhecido como dipolo-instantâneo, Forças de Van der Waals e como Forças de Dispersão de London) ocorre em moléculas que são apolares.
• Ligações de hidrogênio são mais fortes que dipolo permanente, que é mais intenso que dipolo induzido.
• Lembre que estas interações acontecem em compostos moleculares (ligação covalente). Não devemos comparar com os compostos iônicos (estes possuem temperaturas de ebulição muito maiores – a temperatura de fusão do NaCl é próxima de 800°C, imagine a de ebulição).

⚛️ Solubilidade  

💡Dicas: 

• Polar dissolve polar e apolar dissolve apolar, ou seja, “semelhante dissolve semelhante”. “Água (polar) dissolve álcool (polar), enquanto gasolina (apolar) dissolve óleo (apolar).”
• Apesar de ser possível outras possibilidades de dissolução vamos ver mais à fundo somente em Química Orgânica e temos um artigo aqui no blog com um Checklist completo para você sobre este assunto. 

4. Funções Inorgânicas e Reações

⚛️Ácidos, bases, sais e óxidos 

💡 Dicas: 

• Importante saber a definição de Arrhenius, que ácidos liberam H⁺ e  bases liberam OH^–  quando em solução aquosa.
• Óxidos são compostos binários (só tem 2 elementos) e obrigatoriamente um deles é o oxigênio. Ex.: CO₂, Na₂O.
• Sais são compostos que vem de uma reação entre uma base e um ácido. Pensar que tem um ânion que vem de um ácido e um cátion que vem de uma base, apesar de ser o correto, é muito difícil de pensar e lembrar, então pense “não é um ácido, não é uma base e não é um óxido, é um sal!
• E, talvez nem precisasse escrever aqui, mas importantíssimo saber a nomenclatura destes compostos.

⚛️ Reações inorgânicas: neutralização, precipitação, reações de deslocamento e decomposição 

💡 Dicas: 

• Saber prever produtos dessas reações é essencial para questões práticas.
• Reações de neutralização ocorrem entre um ácido e uma base e formam sempre sal e água. As reações também podem ocorrer de forma parcial ou total. Exs.:
  Neutralização total: H₂CO₃ + 2 NaOH → Na₂CO₃ + 2H₂O
  Neutralização parcial: NaOH + H₂CO₃ → NaHCO₃ + H₂O
• Reações entre óxido básico e um ácido, assim como reação entre um óxido ácido e uma base também formam sal e água. 
• Importante saber quais as evidências de ocorrência de reações como: formação de gás (borbulhamento ou efervescência), formação de precipitado (por isso importante conhecer a tabela de solubilidade de sais) e a formação de substância mais estável que é a água. 
  Identificar e saber fazer as reações de decomposição, síntese, assim como dupla-troca e simples-troca (importante saber a fila de reatividade para fazer esta última). 
• Lembre que sempre que formar H₂CO₃ e NH₄OH eles se decompõem e formam gases pois são instáveis (o que indica a ocorrência de borbulhamento ou efervescência). 

5. Gases e Condições Experimentais

⚛️ Transformações envolvendo massa fixa de gás

💡Dicas: 

• Você pode lembrar da fórmula desta forma: Piviti = Povoto
• Também saiba os nomes das transformações, mas prestando atenção conseguimos relacionar: Isotérmicas (mesma temperatura), isobáricas (lembra que bar é uma unidade de pressão, entao mesma pressão) e isocórica (nome estranho, eu sei, por isso a única coisa que poderia ser é o volume, então, mesmo volume). Quando for alguma dessas é só você cortar da fórmula o que estiver igual. 
• Saber que 1 atm = 760 mmHg é importante e saber a transformação de Kelvin para ^oC mais ainda, porque na fórmula usamos sempre a temperatura em Kelvin. 

⚛️ Equação dos gases ideais: PV=nRT 

💡Dicas: 

• Lembre-se sempre que o volume deve estar em litros, a pressão pode estar em mmHg, atm, bar ou kPa, que R tem um valor fixo para cada unidade de pressão e vai ser dado no problema para você usar (não precisa decorar) e que a temperatura está sempre em Kelvin.
• Portanto, tanto quanto você sabe o seu nome, você precisa saber que K = ^oC + 273
• Saber como manipular essa equação é essencial para resolver questões sobre gases e estequiometria.
• Para lembrar a fórmula existem algumas frases… tem uma que nao posso escrever aqui, então vamos colocar uma que pode…rs: Pelo Vestibular Nunca Rezei Tanto

⚛️Conceito de CNTP e CATP 

💡 Dicas: 

• Apesar de não ser normal a temperatura de 0^oC, nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), temos que, 1 mol de qualquer que seja o gás ocupa um volume de 22,4 L, ou seja V = 22,4L/mol. 
• Como era estranho esta condição “normal”, fizeram a CATP que são as Condições Ambientes de Temperatura e Pressão, agora à 25^oC e 1 atm (eu sempre brinco com os meus alunos nas minhas aulas e digo que até mesmo no Canadá em que a temperatura ambiente é bem menor do que 0^oC, dentro de um laboratório teremos uma temperatura mais próxima dos 25^oC. Nestas condições o volume molar (volume de um mol de qualquer gás) é de 24,5L, ou seja V = 24,5L/mol.
• Independente da condição, aqui usamos a fórmula PV=nRT de forma que fixamos uma temperatura e a pressão de 1 atm e calculamos o volume para 1 mol. Muitos vestibulares trabalham com outras condições, que não estas duas para fazerem questões. O importante é que o conceito é o mesmo. 
  

6. Cálculos Químicos e Estequiometria

⚛️Cálculo de massa molar e fórmula mínima/molecular 

💡Dicas: 

• Primeira coisa: não precisa ter medo e é de extrema importância que você entenda mol para os seus estudos em química! 
• Mol nada mais é do que uma grandeza que nos ajuda a relacionar a massa do átomo com uma unidade mais palpável que é gramas. Não conseguimos pegar um único átomo, mas conseguimos pegar muitos deles. Não conseguimos pegar as unidades de massa de um único átomo, mas fica melhor quando pensamos em gramas. Com o Mol conseguimos “transformar” a massa do átomo em gramas. Ex.: um átomo de sódio tem uma massa de 23u, quando juntamos 6×10²³ átomos de sódio, temos um mol, que tem a massa de 23g, ou seja, juntamos uma quantidade gigantesca de átomos e passamos a massa atômica para gramas. 
• É como se fosse uma dúzia… uma dúzia sempre tem 12 unidades, não importa se é de bananas, bolas, carros, ou cachorros, sempre serão 12 unidades. Com o mol também, sempre teremos 6×10²³ não importa se é de átomos, moléculas ou elétrons. 
  Cuidado com as unidades e nomes: massa atômica é em u (unidade atômica), massa molar é em gramas (g/mol).
• Podemos relacionar mol com número de átomos, de moléculas, com massa e com volume, saiba todas estas! 
• Para os cálculos de fórmula molecular e mínima use as relações de mol com massa e lembre-se que na fórmula mínima dividimos até chegar no menor número.
  

⚛️ Leis ponderais (Lei de Lavoisier e Lei de Proust)

💡 Dicas: 

• Parece muito simples este conceito e dificilmente cai no vestibular uma questão que envolva estes cálculos diretamente, mas é muito importante entendermos bem estas duas leis para poder entender a estequiometria.
• Lavoisier (“nada se cria, tudo se transforma”) fala da conservação das massas ( massas iguais de reagentes e produtos em um sistema fechado) e do balanceamento correto das equações (número de átomos de reagentes e produtos iguais).
• Proust nos traz a ideia de proporção entre as quantidades nas reações. 

⚛️ Estequiometria: relações mol/mol, massa/massa, volume/volume 

💡Dicas: 

• Sempre balanceie a equação química antes de começar os cálculos. Este é o primeiro passo e o é importantíssimo!
• Depois escreva a relação estequiométrica (proporção) entre os envolvidos no problema.
  Escreva em cima de cada um dos envolvidos os dados do problema ou uma interrogação no caso da pergunta. Esta é uma dica que quase ninguém faz, mas vale ouro, porque desta forma você tem muito mais claro o que você precisa fazer no exercício!
• Transforme de mol para a unidade que você precisa, que pode ser massa, volume, número de moléculas e etc. 
• Faça os cálculos da regra de 3, mas não precisa fazer todas as contas, lembre que simplificar ajuda demais. Além de ganhar muito tempo, você também tem menos chances de errar as contas. (tem um artigo aqui no blog falando sobre as simplificações de contas).
• Preste atenção nas unidades! É muito comum questões que misturam unidades como grama e miligrama… Cuidado para não dar a resposta errada de besteira!
• A maioria das questões tem um enunciado gigantesco, mas você não precisa ler tudo. Normalmente lendo a pergunta e voltando uma ou duas frases no texto principal você consegue todas as informações que precisa. Otimize tempo! Leia primeiro a pergunta e busque somente os dados necessários no texto! Isso vai te ajudar muito!

⚛️ Pureza, rendimento e reagente em excesso e limitante

 
💡Dicas: 

• São problemas de estequiometria mais “ sofisticados”. 
  Então lembre que a pureza está sempre relacionada aos reagentes. Se te derem a pureza calcule antes de iniciar os cálculos. Se te perguntarem qual é a pureza de algum reagente, no final faça a comparação com o valor do enunciado e ache a porcentagem.
• Quando estamos falando de rendimento, o cálculo está sempre relacionado ao produto. Calcule tudo normalmente e no final calcule quanto realmente foi produzido considerando o rendimento da reação. Se te perguntarem o rendimento, lembre-se de calcular quanto deveria ter sido produzido se o rendimento fosse 100% e compare com o valor do enunciado para encontrar a porcentagem. 
• Para calcular reagente em excesso, nem sempre esta pergunta é clara, então, se você tiver as quantidades de todos os reagentes, com certeza um deles deve estar em excesso. Compare os valores e use para os cálculos sempre o reagente limitante. A chance de errar contas desta forma é bem menor. 

Agora seu checklist de Química Inorgânica está completo e estruturado para otimizar sua revisão e você arrasar no vestibular! Bora gabaritar química!!! 🚀

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