Grade 10
  1. Matéria e suas propriedades  1.1. Estados da matéria  1.2. Propriedades físicas e químicas da matéria  1.3. Classificação de substâncias (elementos, compostos, misturas)  1.4. Mudanças na Matéria (Mudanças Físicas e Químicas)  1.5. Lei da conservação de massa e lei das proporções definidas
  2. Estrutura Atômica  2.1. Desenvolvimento histórico do modelo atômico  2.2. Partículas subatômicas (prótons, nêutrons, elétrons)  2.3. Número atômico, número de massa e isótopos  2.4. Configuração Eletrônica e Níveis de Energia  2.5. Valência, formação de íons e estado de oxidação
  3. Tabela periódica  3.1. História e Desenvolvimento da Tabela Periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tendências Periódicas  3.3. Grupos e Períodos na Tabela Periódica  3.4. Tendências na Tabela Periódica  3.5. Metais, não-metais, metalóides e suas propriedades  3.6. Gases nobres e sua inércia química
  4. Ligação química  4.1. Formation of Chemical Bonds (Octet Rule)  4.2. Ligação Iônica e Propriedades dos Compostos Iônicos  4.3. Ligações covalentes e propriedades dos compostos covalentes  4.4. Ligação metálica e suas propriedades  4.5. Geometria molecular e teoria VSEPR  4.6. Polaridade e momento dipolar das moléculas  4.7. Forças intermoleculares
  5. Reações Químicas e Equações  5.1. Tipos de Reações Químicas  5.2. Escrevendo e balanceando equações químicas  5.3. Lei da conservação da massa nas reações químicas  5.4. Fatores que Afetam Reações Químicas  5.5. Catalisadores e seu papel nas reações químicas  5.6. Reações Exotérmicas e Endotérmicas
  6. Estequiometria e Cálculos Químicos  6.1. Conceito de mole e número de Avogadro  6.2. Massa Molar e Conversões Grama-Mol  6.3. Fórmula empírica e molecular  6.4. Cálculos estequiométricos e rendimento químico  6.5. Reagentes Limitantes e em Excesso
  7. Ácidos, Bases e Sais  7.1. Propriedades e Definições de Ácidos e Bases (Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis)  7.2. Escala de pH, pOH e Indicadores  7.3. Reações de neutralização e formação de sais  7.4. Força de Ácidos e Bases (Ácidos e Bases Fortes vs. Fracos)  7.5. Ácidos e Bases Comuns no Cotidiano  7.6. Sais, sua solubilidade e aplicações
  8. Metais e Não-Metais  8.1. Propriedades físicas e químicas dos metais  8.2. Propriedades Físicas e Químicas dos Não-Metais  8.3. Série de reatividade dos metais e reações de deslocamento  8.4. Extração de metais de minérios  8.5. Corrosão, suas causas e prevenção  8.6. Ligas, sua composição e usos
  9. Carbono e seus compostos  9.1. Alótropos do Carbono  9.2. Hidrocarbonetos e sua classificação (alcanos, alcenos, alcinos)  9.3. Grupos funcionais em compostos orgânicos  9.4. Nomenclatura de compostos orgânicos (sistema IUPAC)  9.5. Isomerismo em química orgânica (estrutural e geométrico)  9.6. Reações orgânicas importantes (combustão, adição, substituição, polimerização)  9.7. Aplicações de compostos orgânicos na indústria e na vida diária
  10. Química Ambiental  10.1. Poluição do Ar (Fontes, Efeitos e Controle)  10.2. Poluição da Água (Causas, Efeitos e Soluções)  10.3. Efeito estufa e aquecimento global  10.4. Depleção da camada de ozônio e seus efeitos  10.5. Química Verde e Suas Aplicações  10.6. prática de química sustentável
  11. Termoquímica  11.1. Mudanças de Calor e Energia em Reações Químicas  11.2. Reações Exotérmicas e Endotérmicas  11.3. Entalpia, variação de entalpia e calor de reação  11.4. Capacidade calorífica específica e calorimetria  11.5. Mudanças de Energia em Reações de Combustão
  12. Eletroquímica  12.1. Eletrólitos e não eletrólitos  12.2. Eletrólise e suas aplicações (galvanoplastia, extração de metais)  12.3. Reações redox (oxidação e redução)  12.4. Célula galvânica e série eletroquímica  12.5. Corrosão e métodos de prevenção eletroquímicos
  13. Cinética química e equilíbrio  13.1. Taxa de reações químicas e sua medição  13.2. Fatores que afetam a taxa de reação (catalisador, temperatura, concentração)  13.3. Reações reversíveis e irreversíveis  13.4. Equilíbrio dinâmico e constante de equilíbrio  13.5. Princípio de Le Chatelier e suas aplicações
  14. Gases e Leis dos Gases  14.1. Propriedades dos gases e teoria cinética molecular  14.2. Lei de Boyle (Relação Pressão-Volume)  14.3. Lei de Charles  14.4. Lei de Gay-Lussac  14.5. Lei dos Gases Combinada e Lei dos Gases Ideais  14.6. Gases Reais vs Gases Ideais
  15. Química Nuclear  15.1. Introdução à Radioatividade e Reações Nucleares  15.2. Tipos de decaimento radioativo (alfa, beta, gama)  15.3. Meia-vida e aplicações de isótopos radioativos  15.4. Reações de fissão e fusão nuclear  15.5. Geração de energia nuclear e seu impacto ambiental

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Tipos de Reações Químicas


Reações químicas são processos onde os reagentes são transformados em produtos. Entender o tipo de reação pode ajudar a prever produtos e compreender as condições necessárias para que uma reação ocorra. Aqui, exploramos os quatro principais tipos de reações químicas: combinação, decomposição, deslocamento e duplo deslocamento.

1. Reações de combinação

Reações de combinação, também chamadas de reações de síntese, ocorrem quando dois ou mais reagentes se combinam para formar um único produto. A forma geral de uma reação de combinação é:

A + B → AB

Exemplos de reações de combinação:

Exemplo 1: Formação de água a partir de hidrogênio e oxigênio:

2H 2 + O 2 → 2H 2 O
H H , O , H O H

Exemplo 2: Formação de dióxido de carbono a partir de carbono e oxigênio:

C + O 2 → CO 2
C , O O , O O C

2. Reações de decomposição

Uma reação de decomposição ocorre quando um único composto se divide em duas ou mais substâncias mais simples. Sua forma geral é:

AB → A + B

Exemplos de reações de decomposição:

Exemplo 1: Decomposição da água em hidrogênio e oxigênio:

2H 2 O → 2H 2 + O 2
HOH H H O

Exemplo 2: Decomposição do carbonato de cálcio em óxido de cálcio e dióxido de carbono:

CaCO 3 → CaO + CO 2
Ca , CO O Ca O

3. Reações de deslocamento

Reações de deslocamento, também chamadas de reações de deslocamento simples ou de substituição, ocorrem quando um elemento desloca outro elemento em um composto, formando um novo composto. Sua forma geral é:

A + BC → AC + B

Exemplos de reações de deslocamento:

Exemplo 1: Deslocamento do cobre pelo zinco em solução de sulfato de cobre:

Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu
Zinco , Cu SO O ZincoO O

Exemplo 2: Ferro desloca hidrogênio do ácido clorídrico:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2
Fe , H Cloro Fe Cloro Cloro

4. Reações de duplo deslocamento

Uma reação de duplo deslocamento, também conhecida como reação de metátese, envolve a troca de íons entre dois compostos para formar dois novos compostos. Sua forma geral é:

AB + CD → AD + CB

Exemplos de reações de duplo deslocamento:

Exemplo 1: A reação de cloreto de bário com sulfato de sódio forma sulfato de bário e cloreto de sódio:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 + 2NaCl
Ba Cloro Cloro , Na Na S O Ba S O

Exemplo 2: A reação do ácido clorídrico com nitrato de prata produz cloreto de prata e ácido nítrico:

HCl + AgNO 3 → HNO 3 + AgCl
H Cloro , Ag N O H N O

Compreender esses tipos fundamentais de reações químicas fornece uma base sólida para estudos posteriores em química. Reconhecendo padrões de interação de átomos e moléculas, podemos prever os resultados das reações, projetar novos compostos e apreciar a natureza dinâmica dos sistemas químicos.


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