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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Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)


Reações redox, ou reações de redução-oxidação, são uma classe importante de reações químicas. Elas envolvem a transferência de elétrons entre duas substâncias. Uma maneira simples de reconhecer uma reação redox é que ela envolve uma mudança nos estados de oxidação dos átomos. O equilíbrio dessas reações é importante para entender como ocorre a transferência de elétrons.

Entendendo oxidação e redução

Antes de explorar os métodos de balanceamento, é importante entender os conceitos de oxidação e redução:

  • Oxidação: refere-se à perda de elétrons. Quando um elemento perde elétrons, seu estado de oxidação aumenta.
  • Redução: refere-se ao ganho de elétrons. Quando um elemento ganha elétrons, seu estado de oxidação diminui.

Uma frase mnemônica comum é Oil Rig: Oxidation is loss, reduction is gain.

Métodos para balancear reações redox

Existem dois métodos principais comumente usados para balancear reações redox: o método do número de oxidação e o método íon-elétron (também chamado de método da semi-reação). Vamos analisar cada método em detalhe.

Método do número de oxidação

O método do número de oxidação envolve rastrear a mudança no número de oxidação para balancear a reação. Aqui estão os passos:

  1. Atribuir números de oxidação: Determine os números de oxidação de todos os átomos na equação não balanceada.
  2. Identificar pares redox: Identifique quais elementos são oxidados e quais são reduzidos.
  3. Escrever as mudanças: Escreva o aumento e a diminuição no número de oxidação.
  4. Balancear a mudança no número de oxidação: Use coeficientes para igualar o aumento e a diminuição no número de oxidação.
  5. Balancear os átomos e cargas restantes: Termine de balancear a equação garantindo que os átomos e cargas estejam equilibrados.

Exemplo do método do número de oxidação

Considere a reação entre zinco e ácido clorídrico:

Zn + HCl → ZnCl2 + H2
  1. Especificar o número de oxidação:
    Zn: 0, H: +1, Cl: -1 Zn em ZnCl2: +2, Cl em ZnCl2: -1, H em H2: 0
  2. Identificar os pares redox:
    Zn é oxidado de 0 para +2 H é reduzido de +1 para 0
  3. Escrever a mudança no número de oxidação:
    Zn: 0 → +2 (oxidação) H: +1 → 0 (redução)
  4. Mudança em equilíbrio no número de oxidação:
    2 elétrons perdidos por Zn = 2 elétrons ganhos por 2 H
  5. Balancear os átomos e cargas restantes:
    Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

Método íon-elétron (método da semi-reação)

No método íon-elétron, a reação é dividida em duas semi-reações: uma para oxidação e outra para redução. Isso é feito da seguinte maneira:

  1. Dividir em semi-reações: Divida a reação redox geral em duas semi-reações.
  2. Balancear átomos além de O e H: Balanceie todos os elementos na reação, exceto oxigênio e hidrogênio.
  3. Balancear os átomos de oxigênio: Faça isso adicionando moléculas de água (H2O).
  4. Balancear os átomos de hidrogênio: Use íons de hidrogênio (H+) para balancear o hidrogênio.
  5. Balancear as cargas: Use elétrons para balancear a diferença de carga em cada semi-reação.
  6. Igualar a troca de elétrons: Certifique-se de que o número de elétrons perdidos seja igual ao número ganho, multiplicando as semi-reações pelos coeficientes apropriados.
  7. Combinar semi-reações: Adicione as semi-reações de volta juntas, eliminando termos comuns.
  8. Verificar o balanceamento: Verifique se tanto a massa quanto a carga estão balanceadas.

Exemplo do método íon-elétron

Vamos balancear a reação entre permanganato de potássio e sulfato de ferro (II):

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O
  1. Dividir em semi-reações:
    MnO4- → Mn2+ Fe2+ → Fe3+
  2. Balanceamento de Mn e Fe:
    MnO4- → Mn2+ Fe2+ → Fe3+
  3. Balancear o oxigênio adicionando H2O:
    MnO4- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
  4. Balancear o hidrogênio adicionando H+:
    Já balanceado no passo anterior.
  5. Balancear as cargas usando elétrons:
    MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O Fe2+ → Fe3+ + e-
  6. Igualar a troca de elétrons:
    Multiplicar a semi-reação do Fe por 5: 5Fe2+ → 5Fe3+ + 5e-
  7. Combinar e cancelar palavras comuns:
    MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
  8. Verificar o balanceamento de ambas a massa e a carga.

Conclusão

Balancear reações redox é uma habilidade que melhora com a prática. Seja o método do número de oxidação ou o método íon-elétron, é importante entender a transferência de elétrons. Seguindo etapas sistemáticas, qualquer reação redox pode ser balanceada, garantindo que tanto a massa quanto a carga sejam conservadas.

As reações redox não estão confinadas apenas ao laboratório; elas ocorrem ao nosso redor em processos como corrosão, combustão e até mesmo em sistemas biológicos dentro dos nossos corpos.


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