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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Tipos de reações redox


Reações redox são reações químicas que envolvem a transferência de elétrons entre duas substâncias. Elas desempenham um papel importante na química e são fundamentais para diversos processos na natureza e na indústria. Compreender os tipos de reações redox pode nos ajudar a entender como essas reações ocorrem e quais implicações elas têm. Este guia explicativo explica detalhadamente os diferentes tipos de reações redox.

1. Reações de combinação

Nas reações de combinação, duas ou mais substâncias se combinam para formar um único produto. Essas reações são bastante simples e frequentemente envolvem elementos se combinando para formar compostos. Vamos considerar dois elementos, A e B, que se unem em uma reação redox:

A + B → AB

Nesta fórmula geral, A é oxidado e B é reduzido, ou vice-versa, dependendo de sua natureza. Um exemplo de reação redox de combinação é a formação de água a partir de hidrogênio e oxigênio:

2H2 + O2 → 2H2O

Aqui, o hidrogênio é oxidado (perde elétrons), enquanto o oxigênio é reduzido (ganha elétrons).

2. Reações de decomposição

Reações de decomposição são o oposto das reações de combinação. Nessas reações, um único composto se decompõe em dois ou mais produtos. A forma geral de tal reação é:

AB → A + B

Para o composto AB, ou A ou B será oxidado, e o outro será reduzido. Um exemplo clássico de reação redox de decomposição é a decomposição do peróxido de hidrogênio:

2H2O2 → 2H2O + O2

Nesta reação, o peróxido de hidrogênio se decompõe para formar água e oxigênio, e o oxigênio é reduzido.

3. Reações de deslocamento

Reações de deslocamento, também chamadas de reações de substituição, envolvem a substituição de um elemento em um composto por outro. Esta reação pode ser representada pela fórmula:

A + BC → AC + B

Na reação acima, o elemento A substitui B no composto BC. Um exemplo desse tipo de reação é o deslocamento de cobre de uma solução de sulfato de cobre usando zinco:

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

Aqui, o zinco desloca o cobre, sendo oxidado no processo enquanto o cobre é reduzido.

4. Reações de desproporcionamento

Nas reações de desproporcionamento, o mesmo elemento em um estado de oxidação é simultaneamente oxidado e reduzido, formando dois produtos diferentes. A forma geral de tal reação é:

2A → A+n + A-m

Aqui, o elemento A existe em ambos os estados de oxidação +n e -m. Um exemplo de reação de desproporcionamento é a conversão do peróxido de hidrogênio:

2H2O2 → 2H2O + O2

Nesta reação, o oxigênio no peróxido de hidrogênio é simultaneamente oxidado e reduzido.

5. Reações de combustão

Reações de combustão envolvem a oxidação de uma substância pelo oxigênio, liberando assim energia. Essas reações são geralmente caracterizadas pela liberação de calor e luz. A forma geral é:

Combustível + O2 → CO2 + H2O

Um exemplo clássico de reação de combustão é a queima de metano no oxigênio:

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Aqui, o metano é oxidado a dióxido de carbono, e o oxigênio é reduzido a água.

6. Reações redox em eletroquímica

Reações redox desempenham um papel importante em células eletroquímicas, onde energia química é convertida em energia elétrica. Em tais sistemas, a oxidação ocorre no ânodo, enquanto a redução ocorre no cátodo. Por exemplo, em uma célula galvânica simples, ocorre a seguinte reação:

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Nesta reação, o zinco é oxidado, liberando elétrons que fluem pelo circuito externo e convertem os íons de cobre em cobre metálico.

Exemplo visual

Vamos considerar uma explicação mais visual para alguns dos tipos de reação:

Reação de Combinação:ABAgora

Nesta ilustração, você pode ver dois reagentes A e B se combinando para formar um produto AB.

Reação de decomposição:AgoraAB

Nesta reação de decomposição, o composto AB se decompõe em substâncias separadas A e B.

Papel dos elétrons nas reações redox

Para compreender totalmente as reações redox, é necessário focar no movimento dos elétrons. Redução envolve o ganho de elétrons, e oxidação envolve a perda de elétrons. Isso pode ser lembrado usando o acrônimo OIL RIG - "oxidation is loss" (oxidação é perda) e "reduction is gain" (redução é ganho).

Durante essas reações, a substância que doa elétrons é chamada de agente redutor, enquanto a substância que aceita elétrons é chamada de agente oxidante.

Reações redox em sistemas biológicos

Reações redox não se limitam a laboratórios químicos; elas também ocorrem em sistemas biológicos. A respiração celular é um exemplo clássico de processo redox biológico. Nesse processo, a glicose é oxidada e o oxigênio é reduzido para formar dióxido de carbono, água e energia:

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O + energia

Essas reações redox são vitais para manter a vida, pois fornecem a energia necessária para funções celulares.

Importância das reações redox

Reações redox são parte integrante de muitos processos industriais, como extração de metais, operação de baterias e prevenção de corrosão. Compreender essas reações ajuda no desenvolvimento de métodos para produção de energia, síntese de materiais e proteção ambiental.

Conclusão

Em suma, reações redox são processos químicos fundamentais que envolvem a transferência de elétrons. Compreender os diferentes tipos de reações redox, como combinação, decomposição, deslocamento, desproporcionamento e combustão, é essencial para apreciar sua importância e aplicação no mundo natural e em processos industriais. Ao analisar essas reações através de equações químicas e exemplos visuais, pode-se obter uma compreensão abrangente de seus diversos papéis.


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