Grade 11
  1. Conceitos básicos de química  1.1. Importância da Química  1.2. Natureza e escopo da química  1.3. leis da combinação química  1.3.1. Lei da conservação da massa  1.3.2. Lei das proporções definidas  1.3.3. Lei das proporções múltiplas  1.3.4. Lei dos volumes gasosos  1.3.5. Lei de Avogadro  1.4. Teoria atômica de Dalton  1.5. Conceito de mol e massa molar  1.6. Composição percentual  1.7. Fórmula empírica e molecular  1.8. Estequiometria e Cálculos Estequiométricos  1.9. Conceito de reagente limitante
  2. Estrutura do átomo  2.1. Descoberta do elétron, próton e nêutron  2.2. Modelo Atômico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. Modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecânico quântico do átomo  2.4. Dupla natureza da matéria e da radiação  2.5. Princípio da Incerteza de Heisenberg  2.6. Números quânticos  2.7. Orbitais atômicos e suas formas  2.8. Configuração eletrônica dos elementos  2.9. Princípio de Aufbau  2.10. Princípio da exclusão de Pauli  2.11. Regra da máxima multiplicidade de Hund  2.12. Hipótese de de Broglie  2.13. Efeito fotoelétrico
  3. Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades  3.1. Desenvolvimento histórico da tabela periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tabela Periódica  3.3. Tendências periódicas em propriedades  3.3.1. Raio Atômico e Iônico  3.3.2. Entalpia de ionização  3.3.3. Entalpia de ganho de elétrons  3.3.4. Eletronegatividade  3.3.5. Valência  3.3.6. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  3.3.7. Estados de oxidação  3.4. Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química  4.2. Ligação iônica ou eletrovalente  4.3. Ligação covalente e suas características  4.4. Parâmetros de ligação  4.5. Teoria VSEPR  4.6. Teoria do enlace de valência  4.7. Hibridização e seus tipos  4.8. Teoria do orbital molecular  4.8.1. Ordem de ligação e estabilidade  4.9. Ligação de hidrogênio
  5. Estados da matéria  5.1. Forças intermoleculares  5.2. Leis dos Gases  5.2.1. Lei de Boyle  5.2.2. Lei de Charles  5.2.3. Lei de Avogadro  5.2.4. Lei de Dalton das pressões parciais  5.2.5. Lei de Graham da difusão  5.3. Equação do Gás Ideal e Aplicações  5.4. Gases reais e desvios do comportamento ideal  5.5. Teoria cinética molecular dos gases  5.6. Liquefação de gases  5.7. Propriedades dos Líquidos  5.8. Tensão superficial e viscosidade
  6. termodinâmica  6.1. Sistema e ambiente  6.2. Tipos de sistemas em termodinâmica  6.3. Tipos de procedimentos  6.4. Primeira lei da termodinâmica  6.5. Energia interna e entalpia  6.6. Capacidade calorífica e calor específico  6.7. Lei de Hess da soma constante de calor  6.8. Entalpia de dissociação de ligação  6.9. Entalpia de formação e combustão  6.10. Entalpia de solução e neutralização  6.11. Espontaneidade e a segunda lei da termodinâmica  6.12. Energia livre de Gibbs e suas aplicações
  7. Equilíbrio  7.1. O conceito de equilíbrio  7.2. Constante de equilíbrio e suas aplicações  7.3. Princípio de Le Chatelier  7.4. Equilíbrio iônico em soluções  7.5. Teoria de Ácidos e Bases  7.5.1. Conceito de Arrhenius  7.5.2. Conceito de Bronsted-Lowry  7.5.3. Conceito de Lewis  7.6. Escala de pH e pOH  7.7. Efeito do íon comum  7.8. Hidrólise de sais  7.9. Soluções tampão e seu mecanismo de ação  7.10. Equilíbrio de solubilidade de sais pouco solúveis
  8. Reações Redox  8.1. Conceitos de Oxidação e Redução  8.2. Número de oxidação e suas aplicações  8.3. Reações redox em termos de transferência de elétrons  8.4. Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)  8.5. Tipos de reações redox  8.6. Células Eletroquímicas e Reações Redox
  9. Hidrogênio  9.1. Posição do Hidrogênio na Tabela Periódica  9.2. Isótopos do hidrogênio  9.3. Preparação de Hidrogênio  9.4. Propriedades do Hidrogênio  9.5. Hidratos e sua classificação  9.6. Água e água pesada  9.7. Peróxido de hidrogênio e suas propriedades  9.8. Usos do Hidrogênio e Seus Compostos
  10. Elementos do bloco s (metais alcalinos e alcalino-terrosos)  10.1. Elementos do Grupo 1 - Propriedades e Tendências  10.2. Elementos do Grupo 2 - Propriedades e Tendências  10.3. Unusual properties of lithium and beryllium  10.4. Compostos importantes de sódio e seus usos  10.5. Compostos Importantes de Magnésio e Cálcio
  11. Alguns elementos do bloco p  11.1. Introdução Geral aos Elementos do Bloco p  11.2. Elementos do Grupo 13  11.2.1. Boro e seus compostos  11.3. Grupo 14 Elementos  11.3.1. Carbono e seus alótropos  11.3.2. Compostos Importantes de Carbono e Silício
  12. Química Orgânica - Alguns Princípios e Técnicas Básicas  12.1. Classificação e Nomenclatura de Compostos Orgânicos  12.2. Representação estrutural de compostos orgânicos  12.3. Classificação das reações orgânicas  12.4. Efeitos Eletrônicos em Química Orgânica  12.4.1. Efeito indutivo  12.4.2. Efeito de ressonância  12.4.3. Hiperconjugação  12.5. Mecanismo de reação e espécies intermediárias  12.6. Purificação e análise qualitativa de compostos orgânicos
  13. Hidrocarbonetos  13.1. Hidrocarbonetos  13.1.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2. alceno  13.2.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2.2. Reações de adição eletrofílica  13.3. Alcinos  13.3.1. Preparação e Propriedades dos Alcinos  13.4. Aromatic hydrocarbons  13.4.1. Estrutura e propriedades do benzeno  13.4.2. Reações de substituição eletrofílica do benzeno
  14. Química Ambiental  14.1. Poluição Ambiental  14.2. Poluição atmosférica e o efeito estufa  14.3. Poluição da água e métodos de tratamento  14.4. Poluição do solo e seus efeitos  14.5. Resíduos industriais e seu tratamento  14.6. Estratégias para controle da poluição

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Classificação das reações orgânicas


A química orgânica é uma subdisciplina da química que lida com a estrutura, propriedades e reações dos compostos orgânicos. Essas reações são importantes na síntese e processamento de várias substâncias orgânicas. Este documento explicará os diferentes tipos de reações orgânicas de maneira simples. As reações orgânicas podem ser classificadas em vários tipos, cada um dos quais tem suas próprias características únicas. Compreender essas categorias é importante para prever e controlar o comportamento químico. Abaixo, discutiremos essas classificações em detalhes, fornecendo exemplos.

Reações de adição

As reações de adição são caracterizadas pelo fato de que duas ou mais moléculas se combinam para formar uma molécula maior. Esse tipo de reação geralmente envolve moléculas com ligações duplas ou triplas. Os tipos mais comuns de reações de adição são adição eletrofílica, nucleofílica e radicalar livre.

Ano Bissexto

Em uma adição eletrofílica, um eletrófilo ataca uma ligação dupla ou tripla. Considere a reação do eteno (C_2H_4) com o brometo de hidrogênio (HBr).

C_2H_4 + HBr → C_2H_5Br
H C C BR

A molécula de eteno tem uma ligação dupla entre dois átomos de carbono, que podem reagir com eletrófilos como HBr. A ligação dupla se abre, permitindo que hidrogênio e bromo sejam adicionados à molécula, resultando em bromoetano.

Adição Nucleofílica

A adição nucleofílica geralmente envolve átomos ou grupos com um par de elétrons extra atacando um átomo positivo ou parcialmente positivo. Um exemplo típico é a reação de formaldeído com cianeto de hidrogênio.

CH_2O + HCN → CH_2(OH)CN
C Hey H CN

Neste exemplo, a ligação tripla do cianeto ataca o carbono carbonílico do formaldeído, resultando na formação de um composto cianidrina.

Adição Radical Livre

A adição radical livre envolve radicais livres, que são espécies altamente reativas com elétrons desemparelhados. Um exemplo clássico disso é a polimerização do eteno para formar polietileno.

n CH_2=CH_2 → -[-CH_2-CH_2-]_n-
NCH 2 = CH 2 -[-CH 2 -CH 2 -]N-

Nesse cenário, um iniciador radical ajuda a iniciar a reação, convertendo moléculas de eteno em radicais, que se ligam formando cadeias poliméricas.

Reações de Substituição

As reações de substituição envolvem a substituição de um átomo ou grupo de átomos em uma molécula por outro átomo ou grupo. Essas reações são comuns com compostos saturados, como alcenos e compostos aromáticos.

Substituição Nucleofílica

Na substituição nucleofílica, um nucleófilo substitui um grupo de saída em um molécula. Um exemplo disso é a hidrólise de um haleto de alquila.

CH_3Cl + OH^- → CH_3OH + Cl^-
H Chlorine C

Neste exemplo, o íon hidróxido atua como um nucleófilo que ataca o carbono ligado ao cloro, deslocando o íon cloro e formando o metanol.

Substituição Eletrofílica

A substituição eletrofílica ocorre geralmente em compostos aromáticos. Um exemplo proeminente disso é a nitração do benzeno.

C_6H_6 + HNO_3 → C_6H_5NO_2 + H_2O
H C_6

Neste processo, o grupo nitro substitui um átomo de hidrogênio no anel benzênico. O íon nitronium atua como um eletrófilo, facilitando a substituição.

Reações de Eliminação

Uma reação de eliminação envolve a remoção de uma molécula menor, como água ou hidreto de halogênio, de uma molécula maior. Como resultado, forma-se uma ligação dupla ou tripla na molécula original.

Reações E1

Em uma reação E1, o grupo de saída é removido antes da formação da ligação dupla. Um exemplo clássico disso é a desidratação de álcoois.

C_2H_5OH → C_2H_4 + H_2O
H C Oh C

Aqui, o álcool perde uma molécula de água para formar um alceno.

Reações E2

Em contraste, reações E2 envolvem um único passo, no qual o grupo de saída e o átomo de hidrogênio são eliminados simultaneamente. Um exemplo disso é a desidro-halogenação de haletos de alquilo.

C_2H_5Br + KOH → C_2H_4 + H_2O + KBr
H BR C

O álcali (KOH) abstrai hidrogênio do beta-carbono, levando à perda do íon brometo e à formação do alceno.

Reações de Reorganização

Reações de reorganização envolvem mudanças na estrutura de carbono de uma molécula, formando isômeros estruturais. Essas reações podem afetar grandemente propriedades e funções.

Um exemplo disso é a conversão de 1-buteno para 2-buteno.

CH_3-CH_2-CH=CH_2 → CH_3-CH=CH-CH_3
CH 3 CH 2 CH=CH 2

A ligação dupla em 1-buteno se desloca uma posição para formar 2-buteno, resultando em uma configuração mais estável.

Reações de Condensação

Reações de condensação geralmente ocorrem quando duas moléculas reagem para formar um ou mais produtos, frequentemente perdendo uma molécula menor como água. Um exemplo disso é a formação de um éster.

CH_3COOH + CH_3OH → CH_3COOCH_3 + H_2O
CH 3 COOH + CH 3 OH → CH 3 COOCH 3 + H 2 O

Esta reação em particular entre um álcool e um ácido carboxílico resulta na formação de um éster e na perda de uma molécula de água.

Conclusão

Compreender a diversidade das reações orgânicas é essencial em ambientes acadêmicos e industriais. As classificações fornecidas oferecem uma abordagem sistemática para estudar essas reações. Com uma visão sobre mecanismos e exemplos, pode-se melhor prever os resultados de processos orgânicos e sintetizar novos materiais.


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