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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Escala de pH e pOH


Os conceitos de pH e pOH são importantes para entender o equilíbrio químico, especialmente em soluções aquosas. A escala de pH é uma medida da concentração de íons de hidrogênio em uma solução, enquanto a escala de pOH é uma medida da concentração de íons hidroxila. Ambas as escalas são logarítmicas, o que significa que cada mudança de número inteiro representa uma mudança de dez vezes na concentração.

Escala de pH

A escala de pH varia de 0 a 14. Um pH de 7 é considerado neutro, o que significa que há concentrações iguais de íons de hidrogênio e íons hidroxila. Um pH menor que 7 indica uma solução ácida, onde há mais íons de hidrogênio do que íons hidroxila. Um pH maior que 7 indica uma solução alcalina, onde há menos íons de hidrogênio do que íons hidroxila. A fórmula para calcular o pH é a seguinte:

pH = -log[H + ]

Aqui, [H + ] representa a concentração de íons de hidrogênio em mols por litro.

Por exemplo, se a concentração de íons de hidrogênio em uma solução é de 0,001 mols por litro, o pH é calculado da seguinte forma:

pH = -log(0,001) = 3

Isso mostra que a solução é ácida.

Exemplo visual:

|--------|---------|---------|--------|---------|--------|---------|--------|
0        3         7         10       14
Ácido                            Neutro                             Básico
|--------|---------|---------|--------|---------|--------|---------|--------|

Escala de pOH

A escala de pOH é semelhante à escala de pH, mas mede a concentração de íons hidroxila. A relação entre pH e pOH na água a 25°C é dada pela fórmula:

pH + pOH = 14

Isso significa que, se você souber o pH de uma solução, poderá facilmente encontrar seu pOH e vice-versa. A fórmula para calcular o pOH é:

pOH = -log[OH - ]

Aqui, [OH - ] representa a concentração de íons hidroxila em mols por litro.

Por exemplo, se a concentração de íons hidroxila em uma solução é de 0,01 mols por litro, o pOH é calculado como:

pOH = -log(0,01) = 2

Se o pOH é 2, o pH pode ser determinado da seguinte forma:

pH = 14 - pOH = 14 - 2 = 12

Isso indica uma solução alcalina, pois o pH é maior que 7.

Exemplo visual:

|--------|---------|---------|--------|---------|--------|---------|--------|
0        2         7         12       14
Básico                             Neutro                            Ácido
|--------|---------|---------|--------|---------|--------|---------|--------|

Neutralização e equilíbrio da água

Quando um ácido é misturado com uma base, eles se neutralizam. Na reação de neutralização entre ácidos e bases fortes, os produtos são geralmente água e sal. A equação para a reação de neutralização é a seguinte:

H + (aq) + OH - (aq) → H 2 O(l)

Essa reação demonstra o conceito de equilíbrio na água. Em água pura a 25°C, as concentrações de íons de hidrogênio e íons hidroxila são iguais a 1,0 x 10 -7 M. A constante de equilíbrio para a água, K w, é dada por:

K w = [H + ][OH - ] = 1,0 x 10 -14 a 25°C

Com isso, podemos concluir que:

pH = -log[H + ]
pOH = -log[OH - ]
pH + pOH = 14

Exploração adicional da escala de pH

A escala de pH, sendo logarítmica, oferece uma ampla gama de valores sobre os quais a concentração de íons de hidrogênio pode variar. Por exemplo, uma mudança de pH de 3 para 2 representa um aumento de dez vezes na acidez. Compreender esta escala nos ajuda a classificar substâncias com precisão:

  • Ácidos fortes: Soluções como ácido clorídrico (HCl) e ácido sulfúrico ( H2SO4 ) costumam ter valores de pH muito baixos, geralmente entre 1 e 3.
  • Ácido fraco: O ácido acético ( CH3COOH ) possui um pH elevado próximo ao ponto neutro, geralmente variando de 4 a 6.
  • Bases fortes: Soluções de hidróxido de sódio (NaOH) têm um valor de pH alto, geralmente acima de 11.
  • Base fraca: O valor do pH da solução de amônia ( NH3 ) varia de 8 a 10.

Um exame mais detalhado dos exemplos ajuda a clarificar isso:

Exemplo 1: Encontre o valor do pH de uma solução de HCl 0,1 M.

[H + ] = 0,1 M
pH = -log(0,1) = 1

Exemplo 2: Encontre o pH de uma solução de ácido acético 1,0 x 10 -4 M, sabendo que ele possui baixo grau de ionização.

A dissociação do ácido acético é:

CH 3 COOH ⇌ H + + CH 3 COO -

[H + ] e depois usando a constante de ionização ácida ( K a ) para encontrar o pH.

Compreendendo o equilíbrio de ácidos e bases fracas

Ácidos e bases fracas não se dissociam completamente em água, mantendo um equilíbrio entre moléculas não combinadas e íons:

HA ⇌ H + + A -
BOH ⇌ B + + OH -

As constantes de equilíbrio para essas reações são chamadas de K a para ácidos e K b para bases:

K a = [H + ][A -] / [HA]
K b = [B + ][OH -] / [BOH]

Exemplo: Calcule o pH de uma solução de ácido acético se K a = 1,8 x 10 -5 e [HA] = 0,1 M.

A expressão para a constante de ionização é:

K a = [H + ][CH 3 COO -] / [CH 3 COOH]

Deixe [H + ] = [CH 3 COO - ] = x:

1,8 x 10 -5 = x² / 0,1-x
≈ x² / 0,1
x ≈ √(1,8 x 10 -5 * 0,1) = 1,34 x 10 -3
pH = -log(x) ≈ 2,87

Relação entre pH e pOH

Como discutido anteriormente, a relação entre pH e pOH é direta:

pH + pOH = 14

Essa relação permite determinar um valor quando um outro é conhecido, simplificando cálculos em uma variedade de contextos químicos:

Exemplo: Se o valor de pH de uma solução é 5, encontre o seu pOH.

pOH = 14 - pH = 14 - 5 = 9

Papel no equilíbrio químico

Compreender pH e pOH é importante para prever o comportamento das substâncias em equilíbrio, particularmente no contexto do princípio de Le Chatelier. O princípio afirma que, se as condições de mudança perturbar o equilíbrio dinâmico, a posição de equilíbrio move-se para contra-atacar a mudança. Alterações no pH podem afetar significativamente as condições de equilíbrio:

  • Em reações ácido-base, uma mudança na concentração de qualquer uma das espécies reagentes causa um deslocamento para restaurar o equilíbrio.
  • O controle do pH é importante em processos industriais e biológicos onde ocorrem reações sensíveis. Alterações no pH podem alterar as taxas e rendimentos das reações.

Aplicações práticas

Compreender a escala de pH e pOH é útil em uma variedade de aplicações práticas e industriais:

  • Ciência ambiental: Os níveis de pH são importantes na avaliação da qualidade da água, fertilidade do solo e níveis de poluição. Compreender o pH pode ajudar a prever e mitigar os efeitos da chuva ácida nos ecossistemas.
  • Medicina: O pH do sangue é muito importante para as funções corporais. Manter o equilíbrio adequado do pH é vital para a saúde, e desvios nele podem ser um sinal de problemas médicos.
  • Agricultura: O pH do solo afeta a disponibilidade de nutrientes e a atividade microbiana. Ajustar o pH do solo através de aditivos cria condições favoráveis ao crescimento das plantas.
  • Ciência dos alimentos: Os processos de fermentação, preservação e prevenção de deterioração dependem do gerenciamento do pH. Controlar o pH garante segurança e qualidade na indústria alimentícia.

Conclusão

As escalas de pH e pOH desempenham um papel essencial na química, especialmente no estudo do equilíbrio. Sua natureza logarítmica permite fácil comparação e classificação de soluções como ácidas ou alcalinas, facilitando a previsão e controle preciso do comportamento químico em sistemas naturais e artificiais.

Compreensão precisa e manipulação dessas escalas nos permite usar eficientemente reações químicas em uma variedade de campos científicos, médicos e industriais, destacando a relevância desses conceitos em nossas vidas diárias.


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