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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Número de oxidação e suas aplicações


Introdução

Na química, as reações redox desempenham um papel importante, envolvendo a transferência de elétrons entre substâncias. Para entender melhor essas reações, os químicos usam o conceito de números de oxidação. Os números de oxidação indicam o grau de oxidação de um átomo em um composto. Compreender os números de oxidação pode nos ajudar a balancear equações químicas, prever o resultado das reações e entender a transferência de elétrons entre diferentes espécies.

O que é o número de oxidação?

O número de oxidação de um átomo é a carga que o átomo teria se o composto fosse formado inteiramente por íons. É um número teórico que ajuda a compreender as reações redox. Esse número pode ser positivo, negativo ou zero.

Regras básicas para atribuir números de oxidação

Existem várias regras para atribuir números de oxidação:

  1. Estado elementar: O número de oxidação de um átomo em sua forma elementar é sempre zero. Por exemplo: 
    H2, O2, N2, P4, S8 (Número de Oxidação = 0)
  2. Íons monoatômicos: Para um íon monoatômico, o número de oxidação é igual à carga do íon. Por exemplo: 
    Na+ (Número de Oxidação = +1), Cl- (Número de Oxidação = -1)
  3. Oxigênio: O número de oxidação do oxigênio é geralmente -2 em compostos, mas há algumas exceções. Por exemplo, nos peróxidos, como H2O2, o número de oxidação do oxigênio é -1.
  4. Hidrogênio: O número de oxidação do hidrogênio é tipicamente +1 quando ligado a não-metais e -1 quando ligado a metais. Por exemplo: 
    H2O (Número de Oxidação do H = +1), NaH (Número de Oxidação do H = -1)
  5. Metais Alcalinos (Grupo 1): O número de oxidação nos compostos desses elementos é sempre +1.
  6. Metais Alcalinos Terrosos (Grupo 2): O número de oxidação nos compostos desses elementos é sempre +2.
  7. Halogênios: Esses geralmente têm um número de oxidação de -1 em compostos, a menos que sejam combinados com um elemento de eletronegatividade maior.
  8. Soma dos números de oxidação: Para um composto neutro, a soma dos números de oxidação de todos os átomos é zero. Para íons poliatômicos, a soma é igual à carga do íon.

Exemplo visual de atribuição de números de oxidação

Vamos ver como os números de oxidação são atribuídos usando um exemplo simples: KMnO4.

K: +1 (metal alcalino) Mn: +7 (calculado) O: -2 (estado de oxidação típico para o oxigênio) Composto: KMnO4 Equação: +1 + Mn + 4(-2) = 0 Resolver: +1 + Mn - 8 = 0 Mn = +7 (carga no manganês)

Entendendo as reações redox com números de oxidação

As reações redox são caracterizadas por uma mudança no número de oxidação das espécies envolvidas. Oxidação refere-se a um aumento no número de oxidação, enquanto redução refere-se a uma diminuição no número de oxidação. Essas reações sempre ocorrem juntas na natureza. Quando olhamos para uma reação química, identificar essas mudanças pode nos ajudar a entender o fluxo de elétrons e prever os produtos da reação.

Exemplo de uma reação redox

Considere a reação entre hidrogênio e flúor para formar fluoreto de hidrogênio:

H2 + F2 → 2HF

Determinação do número de oxidação:

  • Antes da reação:
    • H em H2: 0
    • F em F2: 0
  • Após a reação:
    • H em HF: +1
    • F em HF: -1

Nesta reação:

  • O número de oxidação do hidrogênio muda de 0 para +1 (oxidação).
  • O número de oxidação do flúor muda de 0 para -1 (redução).

Papel dos números de oxidação no balanceamento de reações redox

O número de oxidação é importante para o balanceamento de reações redox. Vamos explorar o processo usando o exemplo de uma solução ácida: a reação entre dicromato de potássio e sulfato de ferro (II).

Reação Desbalanceada:

Cr2O72- + Fe2+ + H+ → Cr3+ + Fe3+ + H2O

Passos para balanceamento:

  1. Reconhecer oxidação e redução.
    • Cr2O72- (Cr muda de +6 para +3)
    • Conversão de Fe2+ para Fe3+
  2. Igualar a transferência de elétrons.

    Para balancear essa equação, garante-se que o número de elétrons perdidos na oxidação seja igual ao número de elétrons ganhos na redução.

Aplicações dos números de oxidação na vida real

Além das implicações teóricas, os números de oxidação são importantes em várias aplicações práticas:

Previsão da viabilidade de uma reação

Calculando os números de oxidação, às vezes podemos prever se uma reação é possível. Se uma substância não sofre oxidação ou redução, uma reação redox é improvável.

Entendimento dos processos de corrosão

Os números de oxidação nos ajudam a entender a corrosão, como a ferrugem do ferro. O número de oxidação do ferro aumenta à medida que se transforma em óxido de ferro (ferrugem), o que nos ensina sobre técnicas de prevenção usando revestimentos ou ânodos de sacrifício.

Análise de processos biológicos

Nos sistemas biológicos, as reações redox são importantes em processos como a respiração celular e a fotossíntese, onde os substratos sofrem transferências complexas de elétrons com diferentes estados de oxidação.

Conclusão

Os números de oxidação servem como uma ferramenta teórica para entender os processos de transferência de elétrons em reações redox. Conhecendo as atribuições e regras de números de oxidação, podemos analisar reações químicas complexas e prever como os átomos irão interagir em diferentes cenários. Seja balanceando equações químicas ou explicando fenômenos bioquímicos, esses números revelam o mundo invisível das mudanças químicas.


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