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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Células Eletroquímicas e Reações Redox


As reações redox, também chamadas de reações de oxidação-redução, envolvem a transferência de elétrons entre duas substâncias. Nestas reações, uma substância sofre oxidação enquanto a outra sofre redução. Compreender essas reações é importante no estudo das células eletroquímicas, que são sistemas capazes de converter energia química em energia elétrica e vice-versa.

O que são reações redox?

As reações redox são caracterizadas pela transferência de elétrons de uma espécie química para outra. Aqui, o termo oxidação significa a perda de elétrons, enquanto a redução significa o ganho de elétrons. Essas reações estão sempre acopladas porque, se uma espécie é oxidada (perde elétrons), a outra deve ser reduzida (ganhar elétrons).

Exemplo de uma reação redox

Considere a reação entre zinco e íons de cobre:

        Zn(s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu(s)

Nesta reação, o zinco perde dois elétrons e é oxidado para Zn 2+. Os íons de cobre ganham esses dois elétrons e são reduzidos para metal de cobre.

Meia-reação de oxidação

        Zn(s) → Zn2 + (aq) + 2e-

O metal zinco é oxidado, ou seja, os elétrons são removidos dele.

Meia-reação de redução

        2Cu2 + (aq) + 2e− → Cu(s)

Os íons de cobre são reduzidos, ou seja, eles ganham elétrons.

Identificação de agentes oxidantes e redutores

Em uma reação redox, a substância que é oxidada é o agente redutor porque doa elétrons. Em contraste, a substância que é reduzida é o agente oxidante porque aceita elétrons.

No exemplo acima:

  • Zn é um agente redutor.
  • Cu 2+ é o agente oxidante.

Células eletroquímicas

As células eletroquímicas são dispositivos capazes de gerar energia elétrica a partir de reações químicas ou facilitar reações químicas através da introdução de energia elétrica. Essas células são divididas em dois tipos principais:

  • Células galvânicas (ou voltaicas)
  • Células eletrolíticas

Células galvânicas

As células galvânicas obtêm sua energia de reações redox espontâneas. Vamos dar uma olhada mais de perto em como uma célula galvânica típica opera usando o exemplo de zinco-cobre discutido anteriormente.

Célula de Daniell

Um exemplo clássico de célula galvânica é a célula de Daniell, que consiste em duas semicélulas conectadas por uma ponte salina. Uma semicélula contém uma tira de zinco colocada em uma solução de sulfato de zinco, enquanto a outra semicélula contém uma tira de cobre colocada em uma solução de sulfato de cobre.

        Zn(s) | ZnSO 4 (aq) || CuSO4 (aq) Cu(s)

Aqui, o eletrodo de zinco atua como o ânodo onde ocorre a oxidação:

        Zn(s) → Zn2 + (aq) + 2e-

O eletrodo de cobre atua como o cátodo onde ocorre a redução:

        2Cu2 + (aq) + 2e− → Cu(s)
Zn|Zn 2+ Cu2 + ponte salina

Os elétrons fluem do eletrodo de zinco para o eletrodo de cobre através de um circuito externo, produzindo uma corrente elétrica. A ponte salina (geralmente um tubo contendo um gel com íons como NaNO 3 ou KCl) permite que íons se movam entre as duas soluções para manter o balanço de carga.

Célula eletrolítica

Ao contrário das células galvânicas, as células eletrolíticas requerem energia elétrica externa para conduzir reações químicas não espontâneas. Este tipo de célula é utilizado em processos como a eletrólise, onde os compostos são decompostos em seus elementos constituintes.

Exemplo: Eletrólise da água

A eletrólise da água é um processo em que a corrente elétrica é passada através da água para decompô-la em gases oxigênio e hidrogênio.

        2H 2 O(l) → 2H 2 (g) + O 2 (g)

A configuração para este processo consiste em dois eletrodos imersos na água. Ao aplicar uma tensão externa, ocorrem as seguintes reações:

  • Oxidação da água no ânodo (eletrodo positivo) produz gás oxigênio e íons de hidrogênio:
    •             2H 2 O(l) → O 2 (g) + 4H + (aq) + 4e -
  • No cátodo (eletrodo negativo), a redução envolve íons de hidrogênio ganhando elétrons para formar gás hidrogênio:
    •             4H + (aq) + 4e - → 2H 2 (g)

A reação geral representa a decomposição da água em hidrogênio e oxigênio gasosos.

Aplicações de células eletroquímicas

As células eletroquímicas têm inúmeras aplicações. Algumas das áreas mais importantes são as seguintes:

Baterias

Baterias são essencialmente células galvânicas que armazenam energia química para convertê-la em energia elétrica. Tipos comuns de baterias são:

  • Baterias alcalinas
  • Baterias de chumbo-ácido (usadas em veículos)
  • Baterias de íon-lítio (usadas em eletrônicos)

Cada tipo de bateria funciona com os princípios da reação redox para fornecer eletricidade.

Galvanoplastia

A galvanoplastia utiliza uma célula eletrolítica para depositar uma fina camada de metal na superfície de um objeto. Por exemplo, o cromo pode ser revestido em ferro para evitar ferrugem, ou o ouro pode ser revestido em joias para fins estéticos.

Processos industriais

As células eletroquímicas são importantes em uma variedade de processos industriais, como:

  • Produção de gás cloro e hidróxido de sódio através da eletrólise da salmoura.
  • Fabricação de alumínio a partir da bauxita via processo Hall-Héroult.

Conclusão

O estudo de células eletroquímicas e reações redox fornece informações sobre como as mudanças químicas podem gerar ou ser conduzidas por energia elétrica. Compreender esses conceitos é fundamental para explorar várias aplicações na vida cotidiana e nas práticas industriais.


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