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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Conceitos de Oxidação e Redução


Na química, oxidação e redução são dois conceitos fundamentais que descrevem como os elétrons são transferidos entre substâncias. Esses processos, coletivamente conhecidos como reações redox, desempenham um papel vital em uma variedade de fenômenos naturais e industriais. Entender oxidação e redução nos ajuda a entender como as baterias funcionam, como as plantas produzem energia durante a fotossíntese e até como nossos corpos metabolizam alimentos para liberar energia.

Entendendo oxidação e redução

A premissa básica das reações redox é a transferência de elétrons. Abaixo estão as definições básicas:

  • Oxidação: O processo no qual uma substância perde elétrons.
  • Redução: O processo no qual uma substância ganha elétrons.

A frase "óleo" pode ajudá-lo a lembrar dessas definições: Oxidação É Perda e Redução É Ganho.

Papel dos agentes oxidantes e redutores

Em qualquer reação redox há dois participantes:

  • Agente oxidante: Uma substância que aceita elétrons, oxidando assim outra substância. Essencialmente, causa oxidação.
  • Agente redutor: Uma substância que doa elétrons, reduzindo assim outra substância. Causa redução.

Quando dizemos que uma substância é um agente oxidante ou redutor, estamos descrevendo seu papel em uma reação química. É importante notar que os agentes oxidantes reduzem, e os agentes redutores oxidam.

Atribuindo estados de oxidação

Para identificar quais átomos sofrem oxidação ou redução, usamos estados de oxidação. Estados de oxidação (ou números de oxidação) são uma forma de acompanhar os elétrons nos átomos. Aqui estão as regras:

  • O estado de oxidação de elementos puros é zero. (O2, N2, He)
  • Em um composto neutro, a soma dos estados de oxidação é zero.
  • A soma dos estados de oxidação em um íon poliatômico é igual à carga do íon.
  • O estado de oxidação dos elementos do grupo 1 é +1, e o estado de oxidação dos elementos do grupo 2 é +2.
  • O hidrogênio é normalmente +1, mas é -1 quando combinado com elementos menos eletronegativos.
  • Oxigênio é normalmente -2, exceto em peróxidos como H2O2, onde é -1.

Usando essas regras, usamos estados de oxidação para entender as mudanças durante as reações.

Exemplo: Reação de magnésio e oxigênio

Considere a reação do magnésio com oxigênio para formar óxido de magnésio:

Mg + O2 → MgO

Nessa reação, o magnésio começa com um estado de oxidação de 0, porque é um elemento puro. O oxigênio também é um elemento puro e começa com um estado de oxidação de 0. Ao formar óxido de magnésio, o estado de oxidação do magnésio muda de 0 para +2, indicando que ele perde 2 elétrons e é oxidado. Enquanto isso, o estado de oxidação do oxigênio muda de 0 para -2, indicando que ele ganha 2 elétrons e é reduzido.

Este é um exemplo de uma reação redox, onde:

  • O magnésio é um agente redutor porque doa elétrons.
  • O oxigênio é um agente oxidante porque aceita elétrons.
Mg perde 2 elétrons Miligrama O2 ganha elétrons O2 Resulta em MgO MgO

Exemplo: Reação de zinco e sulfato de cobre

Vamos olhar para outro exemplo envolvendo sulfato de cobre (II) e zinco:

4Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

Nesta reação:

  • O estado de oxidação do zinco no sulfato de zinco começa em 0 e termina em +2, indicando que o zinco foi oxidado.
  • O estado de oxidação do cobre no sulfato de cobre(II) começa em +2 e termina em 0 após a dissociação, indicando que o cobre foi reduzido.
  • Aqui, o zinco é o agente redutor e o sulfato de cobre atua como agente oxidante.
Zn perde 2 elétrons Zinco Cu2+ ganha elétrons Cu2+ resulta em ZnSO4 + Cu Cu

Balanceamento de reações redox

O balanceamento de reações redox pode às vezes ser complicado. Requer mais do que apenas equilibrar equações químicas. É necessário garantir que tanto a massa quanto a carga estejam equilibradas:

  1. Atribua números de oxidação a todos os elementos.
  2. Identifique quais elementos são oxidados e quais são reduzidos.
  3. Use "semi-reações" para simplificação. Semi-reações representam processos de oxidação ou redução separadamente.
  4. Equilibre os elétrons entre as formas oxidadas e reduzidas.
  5. Certifique-se de que os produtos e reagentes na equação final estejam equilibrados em relação a átomos e carga.

Vamos considerar esta reação:

MnO4- + Fe2+ → Mn2+ + Fe3+

Passos para balancear usando o método da semi-reação:

  1. Meia-reação de oxidação: Fe2+ → Fe3+ + e-
  2. Meia-reação de redução: MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O
  3. Igualar a transferência de elétrons: Multiplicar as semi-reações para alinhar o número de elétrons.
  4. Adicione a equação: MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O

Aplicações das reações redox

Fotossíntese e respiração

Nas plantas, a fotossíntese é um conjunto de processos redox. Durante a fotossíntese, o dióxido de carbono é reduzido à glicose, e a água é oxidada para liberar oxigênio. A equação simplificada é:

6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2

Células eletroquímicas

Células eletroquímicas, como as baterias, são baseadas em reações redox. Em uma célula simples de zinco-cobre, o zinco serve como ânodo e o cobre serve como cátodo:

Zn → Zn2+ + 2e- (oxidação no ânodo)
Cu2+ + 2e– → Cu (redução no cátodo)

Essas reações acionam o fluxo de elétrons através de um circuito externo, fornecendo energia elétrica.

Conclusão

Compreender os conceitos de oxidação e redução é importante no estudo da química. As reações redox são amplamente difundidas, afetando desde a respiração celular até a fabricação química industrial. Ao dominar as regras para atribuir estados de oxidação e equilibrar equações redox, você pode analisar esses processos e reconhecer o papel importante da transferência de elétrons em aplicações tanto teóricas quanto práticas.

Lembre-se de que toda reação redox conta a história do movimento dos elétrons, impulsionada pela necessidade de átomos e moléculas alcançarem configurações estáveis. Essa interação fundamental define transformações químicas que abrangem uma variedade de campos científicos e a vida cotidiana.


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Conceitos de Oxidação e Redução

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