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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Equilíbrio


O equilíbrio químico é um conceito fundamental na química que descreve o estado de uma reação química reversível onde as taxas das reações direta e inversa são iguais. Nesta situação, as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes ao longo do tempo. O equilíbrio químico é um processo dinâmico, o que significa que as reações continuam a ocorrer, mas não há mudança líquida nas concentrações de reagentes e produtos.

Natureza do equilíbrio químico

Considere uma reação reversível simples:

A + B ⇌ C + D

Nesta equação, A e B são reagentes que reagem para formar os produtos C e D. A seta dupla mostra que a reação é reversível, o que significa que C e D também podem reagir para formar os produtos A e B.

No início, se temos apenas A e B, a reação direta domina, convertendo A e B em C e D. À medida que as concentrações de C e D aumentam, a reação inversa começa a ocorrer em uma taxa significativa.

No equilíbrio, a taxa na qual A e B são convertidos em C e D é igual à taxa na qual C e D são convertidos de volta em A e B.

Características do equilíbrio químico

  • Dinâmico por natureza: Embora as concentrações de reagentes e produtos permaneçam constantes, as reações continuam a ocorrer.
  • Sistema fechado: O equilíbrio só pode ser alcançado em um sistema fechado onde nenhuma substância pode entrar ou sair.
  • Concentração constante: As concentrações de reagentes e produtos permanecem inalteradas ao longo do tempo.
  • Nenhuma mudança observável: Não há mudança grosseira observável, pois as reações se equilibram internamente.

Constante de equilíbrio

A constante de equilíbrio, denotada como K, é um número que expressa a relação entre as concentrações de produtos e reagentes no equilíbrio. Para uma reação geral:

aA + bB ⇌ cC + dD

A expressão da constante de equilíbrio é dada por:

K = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b

onde [C], [D], [A] e [B] são as concentrações de equilíbrio das respectivas espécies, e c, d, a e b são seus coeficientes estequiométricos.

Princípio de Le Chatelier

O princípio de Le Chatelier afirma que se uma mudança nas condições causar uma perturbação no equilíbrio dinâmico, o sistema responde deslocando o equilíbrio para contrabalançar a mudança. Este princípio ajuda a prever como mudanças na concentração, temperatura ou pressão afetam o equilíbrio químico.

Efeito da concentração

Se a concentração de qualquer reagente ou produto for alterada, o sistema irá ajustar-se para restabelecer o equilíbrio.

  • Aumentar a concentração do reagente deslocará o equilíbrio em direção ao produto.
  • Diminuir a concentração de um reagente deslocará o equilíbrio em direção aos reagentes.
Exemplo: Adicionar mais A à reação A + B ⇌ C + D deslocará o equilíbrio para a direita, formando mais C e D.

Efeito da temperatura

O efeito da temperatura sobre o equilíbrio depende de se a reação é exotérmica ou endotérmica.

  • Para reações exotérmicas (liberação de calor), um aumento na temperatura desloca o equilíbrio em direção aos reagentes.
  • Para reações endotérmicas (absorção de calor), um aumento na temperatura desloca o equilíbrio em direção aos produtos.
Exemplo: Na reação exotérmica N2 + 3H2 ⇌ 2NH3, o aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda.

Efeito da pressão

Mudanças na pressão afetam o equilíbrio envolvendo gases. Um aumento na pressão desloca o equilíbrio para o lado onde há menos moléculas de gás.

Exemplo: Na reação N2 + 3H2 ⇌ 2NH3, aumentar a pressão desloca o equilíbrio para a direita porque há menos moléculas de gás (2) no lado do produto em comparação com o lado do reagente (4).

Usos do equilíbrio na vida cotidiana

O equilíbrio químico desempenha um papel essencial em muitos processos industriais e fenômenos comuns.

Processo Haber

O processo Haber é a síntese industrial de amônia a partir de nitrogênio e hidrogênio e é regido pelos princípios de equilíbrio. A reação balanceada é:

N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)

Altas pressões e temperaturas moderadas promovem a formação de amônia devido às propriedades de equilíbrio da reação.

Sistema tampão de bicarbonato de dióxido de carbono

Nosso sangue mantém um pH constante devido ao equilíbrio do bicarbonato de dióxido de carbono:

CO2(aq) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq) ⇌ H+(aq) + HCO3-(aq)

Este equilíbrio ajuda o sangue a resistir a mudanças de pH, o que é importante para se manter saudável.

Exemplo visual de equilíbrio dinâmico

Imagine um recipiente que é dividido por uma membrana semipermeável. Em um lado, há um corante azul e, no outro lado, há água. Com o tempo, o corante azul se move através da membrana em direção à água até que ambos os lados tenham a mesma cor. Embora as moléculas de corante continuem a se mover para frente e para trás através da membrana, a distribuição geral de cor permanece constante, indicando equilíbrio dinâmico.

Importância da constante de equilíbrio

Constantes de equilíbrio fornecem uma medida da extensão de uma reação. Valores altos de K indicam que, no equilíbrio, a reação favorece a formação de produtos. Valores baixos de K indicam que os reagentes são preferidos.

  • K > 1: Produtos são favoráveis no equilíbrio.
  • K < 1: Reagentes são preferidos no equilíbrio.

Por exemplo, se K = 100, há mais produtos do que reagentes no equilíbrio. Se K = 0.01, há mais reagentes do que produtos.

Cálculo de exemplo

Considere o equilíbrio:

H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g)

Se no equilíbrio, [H2] = 0.1 M, [I2] = 0.1 M e [HI] = 0.2 M, então a constante de equilíbrio K pode ser calculada da seguinte forma:

K = [HI]^2 / ([H2][I2]) = (0.2)^2 / (0.1 * 0.1) = 4

Este valor de K sugere uma formação favorável de HI no equilíbrio.

Conclusão

O equilíbrio químico é um conceito importante que mostra como as reações químicas alcançam um estado de equilíbrio entre reagentes e produtos. Envolve uma compreensão da constante de equilíbrio, do princípio de Le Chatelier e dos efeitos de vários fatores nos sistemas de equilíbrio. Reconhecer a dinâmica e as condições que afetam o equilíbrio permite que os químicos manipulem processos industriais, desenvolvam novas tecnologias e compreendam sistemas biológicos em um estado equilibrado. Ao entender o equilíbrio, ganhamos insights sobre a delicada interação de forças que mantêm a estabilidade tanto em reações químicas naturais quanto industriais.


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