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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Conceito de Bronsted-Lowry


O conceito de ácidos e bases de Bronsted-Lowry é um modelo importante para entender reações químicas e equilíbrio em química. Desenvolvido pelo químico dinamarquês Johannes Nicolaus Bronsted e pelo químico inglês Thomas Martin Lowry em 1923, esta teoria foca no movimento de prótons (íons H+) entre substâncias.

Definições básicas

De acordo com o conceito de Bronsted-Lowry:

  • Ácido: Uma substância que doa prótons (íons H+) para outra substância.
  • Base: Uma substância que aceita prótons (íons H+) de outra substância.

A capacidade de doar ou aceitar um próton define a natureza ácida ou básica de um composto na teoria de Bronsted-Lowry. Este conceito amplia a teoria de Arrhenius e fornece uma abordagem mais geral que se aplica a uma ampla gama de reações químicas, incluindo reações em soluções não aquosas.

Equilíbrio ácido-base

Um aspecto importante da teoria de Bronsted-Lowry é o conceito de equilíbrio em reações ácido-base. Uma reação ácido-base pode ser representada como:

HA + B ⇌ A- + HB+

Nesta reação:

  • HA é o ácido que doa um próton para a base B, formando a base conjugada A-.
  • B aceita o próton e forma o ácido conjugado HB+.
  • Esta reação é reversível, pelo que um estado de equilíbrio é alcançado.

Par conjugado ácido-base

Todo ácido tem uma base conjugada, e toda base tem um ácido conjugado. Isso se deve à natureza reversível das reações de transferência de prótons. A base conjugada é a espécie que permanece após o ácido doar seu próton, e o ácido conjugado é a espécie que se forma quando a base aceita um próton.

Por exemplo, na reação:

NH4+ + OH- ⇌ NH3 + H2O

Aqui, NH4+ é o ácido e OH- é a base. Após a reação:

  • NH3 (amônia) é a base conjugada de NH4+.
  • H2O (água) é o ácido conjugado da base OH-.

Visualização de reações ácido-base

Vamos representar a reação ácido-base graficamente:

HA B A- HB+ Equilíbrio

Nesta ilustração, a linha azul sólida mostra a reação direta onde HA doa um próton para B formar A- e HB+. A linha tracejada mostra a reação reversa, ilustrando a natureza dinâmica do equilíbrio.

Água: Um caso especial

No conceito de Bronsted-Lowry, a água é uma substância anfotérica. Substâncias anfotéricas podem atuar como ácidos ou bases, dependendo das condições da reação. Aqui estão alguns exemplos:

HCl + H2O ⇌ Cl- + H3O+

No primeiro exemplo, a água atua como uma base, aceitando um próton do ácido clorídrico (HCl) para formar um íon hidrônio (H3O+).

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-

No segundo exemplo, a água atua como um ácido, doando um próton para a amônia (NH3) para formar um íon hidróxido (OH-).

Esta capacidade de se comportar tanto como um ácido quanto como uma base torna a água um meio versátil para reações ácido-base em solução aquosa.

Força de ácidos e bases

A força dos ácidos e bases é determinada por sua tendência de doar ou aceitar prótons:

  • Ácido forte: Ioniza-se completamente na reação, doando prontamente um próton. Por exemplo, ácido clorídrico (HCl).
  • Ácido fraco: Ioniza-se parcialmente, nem todas as moléculas doam prótons. Por exemplo, ácido acético (CH3COOH).
  • Base forte: Aceita completamente prótons na reação. Por exemplo, hidróxido de sódio (NaOH).
  • Base fraca: Aceita parcialmente prótons, como a amônia (NH3).

A força do ácido e da base afeta a posição de equilíbrio em uma reação ácido-base.

Exemplos de reações de Bronsted-Lowry

Exemplo 1: Amônia e água

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-

Nesta reação:

  • NH3 é uma base e H2O atua inicialmente como um ácido.
  • O ácido conjugado é NH4+ e a base conjugada é OH-.

Exemplo 2: Ácido acético e água

CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO- + H3O+

Nesta reação:

  • CH3COOH (ácido acético) é um ácido e H2O é inicialmente uma base.
  • A base conjugada é CH3COO- e o ácido conjugado é H3O+.

Papel dos solventes

Reações de Bronsted-Lowry podem ocorrer em uma variedade de solventes, não apenas na água. Solventes podem afetar o equilíbrio estabilizando ou desestabilizando ácidos e bases e seus conjugados. A capacidade do solvente de doar ou aceitar prótons afeta a cinética da reação, fornecendo um nível adicional de complexidade e flexibilidade na previsão dos resultados da reação.

Vantagens do conceito de Bronsted-Lowry

O conceito de Bronsted-Lowry tem várias vantagens sobre outras teorias:

  • Mais geral: Aplica-se a uma gama mais ampla de reações do que a teoria de Arrhenius, que é limitada a reações aquosas.
  • Foco na transferência de prótons: Ao focar na transferência de prótons, fornece uma compreensão clara dos mecanismos envolvidos em reações ácido-base.
  • Par conjugado: O conceito de pares ácido-base conjugados fornece insights sobre a reversibilidade e o equilíbrio das reações.

Conclusão

A teoria de Bronsted-Lowry é um dos conceitos fundamentais na química para a compreensão de ácidos, bases e suas reações. Ao enfatizar a transferência de prótons e o equilíbrio, ela fornece uma compreensão mais ampla do comportamento químico em ambientes diversos além das soluções aquosas, alinhando-se com princípios e práticas químicas mais amplos.


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Conceito de Bronsted-Lowry

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