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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Reações Redox


Reações redox, também chamadas de reações de redução-oxidação, são uma família de reações que envolvem a transferência de elétrons entre produtos químicos. Essas reações são centrais para muitos processos biológicos e industriais, então compreendê-las é uma parte essencial da química.

O que são reações redox?

As reações redox envolvem dois processos principais: oxidação e redução.

  • Oxidação é o processo no qual uma substância perde elétrons.
  • Redução é o processo no qual uma substância ganha elétrons.

Um mnemônico para ajudar a lembrar disso é OIL RIG, que significa:

  • Oxidação É Perda
  • Redução É Ganho

Exemplo básico de uma reação redox

Um exemplo simples de uma reação redox é a reação entre hidrogênio e oxigênio para formar água:

2 H2 + O2 → 2 H2O

Nessa reação:

  • Hidrogênio (H2) é oxidado à medida que perde elétrons. O estado de oxidação do hidrogênio aumenta de 0 para +1.
  • Oxigênio (O2) é reduzido à medida que ganha elétrons. O estado de oxidação do oxigênio diminui de 0 para -2.
H2 O2

O diagrama acima mostra hidrogênio e oxigênio formando água através de uma reação redox. Átomos de hidrogênio transferem elétrons para átomos de oxigênio, formando moléculas de água.

Número de oxidação

Para entender completamente as reações redox, precisamos falar sobre números de oxidação. Números de oxidação são uma forma de acompanhar elétrons durante uma reação química. Eles podem ser pensados como cargas imaginárias atribuídas aos átomos em moléculas ou íons.

Aqui estão algumas regras básicas para determinar números de oxidação:

  • O número de oxidação de um átomo na sua forma elementar é sempre zero. Por exemplo, o número de oxidação de O2, H2, N2, etc. é zero.
  • Para um íon simples (monoatômico), o número de oxidação é igual à carga do íon. Por exemplo, o número de oxidação de Na+ é +1, e o número de oxidação de Cl- é -1.
  • O número de oxidação do oxigênio é geralmente -2, exceto quando ligado a peróxidos ou flúor.
  • O número de oxidação do hidrogênio é geralmente +1 quando combina com não-metais e -1 quando combina com metais.
  • Em um composto neutro, a soma dos números de oxidação deve ser zero.
  • A soma dos números de oxidação em um íon poliatômico deve ser igual à carga do íon.

Vamos aplicar essas regras para encontrar o número de oxidação da água (H2O):

  • O número de oxidação do oxigênio é geralmente -2.
  • O número de oxidação de cada hidrogênio é +1.
  • A soma dos números de oxidação em H2O = 2(+1) + (-2) = 0, que satisfaz a regra de compostos neutros.

Identificando reações redox

Identificar reações redox envolve verificar mudanças nos números de oxidação das substâncias na reação. Se os números de oxidação mudarem, a reação é redox.

Considere a seguinte reação:

4Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

Para determinar se esta é uma reação redox, calcule o número de oxidação:

  • Em Zn: Número de oxidação de Zn = 0, ZnSO4: Zn = +2 (em forma de composto).
  • Em CuSO4: Cu = +2, Cu elementar: Cu = 0.

Informações:

  • Zn passa de 0 para +2 (perde elétrons, ou seja, é oxidado).
  • Cu muda de +2 para 0 (ganha elétrons, ou seja, é reduzido).
Zinco CuSO4 ZnSO4 Cu

O diagrama mostra a transferência de elétrons do zinco para o cobre, formando sulfato de zinco e cobre metálico. A oxidação do zinco forma íons de zinco e, paralelamente, o cobre ganha elétrons, transformando-se em cobre nativo.

Equilibrando reações redox

Equilibrar reações redox garante que o número de elétrons perdidos na oxidação seja igual ao número de elétrons ganhos na redução. Veja como equilibrar usando o método da meia-reação:

Passos para equilibrar reações redox

  1. Divida a equação redox não balanceada em duas meia-reações: uma para oxidação e outra para redução.
  2. Equilibre cada meia-reação para massa, depois para carga usando elétrons.
  3. Multiplique as meia-reações por números inteiros adequados para que os elétrons em ambas as meia-reações sejam iguais.
  4. Recombine as meia-reações balanceadas, garantindo que os elétrons sejam cancelados.
  5. Verifique o equilíbrio atômico e de carga na última equação.

Vamos equilibrar a reação redox do ferro com cloro:

2Fe + Cl2 → FeCl3

Processo de equilibrar

Passo 1: Divida em meia-reações:

Oxidação: Fe → Fe3+ + 3e-
Redução: Cl2 + 2e- → 2Cl-

Passo 2: Equilibre os átomos diferentes de O e H, depois equilibre oxigênio e hidrogênio, se presentes (não necessário aqui).

Passo 3: Equilibre as cargas adicionando elétrons:

  • A oxidação já está balanceada para a carga.
  • 3 elétrons são necessários para a redução: Cl2 + 6e- → 2Cl-

Passo 4: Multiplique a redução por inteiros adequados para igualar o ganho de elétrons à oxidação:

Oxidação: Fe → Fe3+ + 3e-
Redução: Cl2 + 6e- → 2Cl- (mesmo ganho de elétrons necessário)

Passo 5: Adicione e remova elétrons:

2Fe + 3/2Cl2 → FeCl3

A reação equilibrada garante igualdade na transferência de elétrons e na lista de átomos.

Reações redox comuns na vida cotidiana

Reações redox estão ao nosso redor e fazem parte do cotidiano. Aqui estão alguns exemplos:

Combustão

A combustão é uma reação redox na qual o combustível reage com oxigênio para liberar energia. Por exemplo, a queima de gás metano:

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
CH4 2 O2 CO2 + 2 H2O

Baterias

Baterias operam em reações redox, impulsionadas por diferenças químicas para transferir elétrons do ânodo para o cátodo. Em uma bateria simples de zinco-carbono:

Zn → Zn2+ + 2e-
2MnO2 + 2e- + 2NH4Cl → Mn2O3 + H2O + 2NH3

Ferrugem

A ferrugem do ferro é um processo redox no qual o ferro é oxidado por oxigênio e água para formar óxido de ferro.

4 Fe + 3 O2 + 6 H2O → 4 Fe(OH)3

Conclusão

Reações redox são fundamentais para compreender tanto processos químicos básicos quanto complexos. Desde a queima de combustíveis até processos biológicos e armazenamento de energia em baterias, as reações redox facilitam transformações essenciais envolvendo a transferência de elétrons. Compreender os conceitos básicos de oxidação e redução, bem como determinar eficientemente os números de oxidação, é fundamental para explorar as amplas aplicações e implicações da química redox.


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Reações Redox

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