Grade 8
  1. Introdução à Química  1.1. Natureza e alcance da química  1.2. Importância da química na vida diária  1.3. Química e sua relação com outras ciências  1.4. O papel da química na indústria, medicina e meio ambiente  1.5. Investigação científica e métodos experimentais em química
  2. Matéria e suas propriedades  2.1. Definição e classificação da matéria  2.2. Propriedades físicas e químicas da matéria  2.3. Lei da conservação da matéria  2.4. Propriedades Extensivas e Intensivas da Matéria  2.5. Teoria cinética molecular da matéria  2.6. Estados da matéria: sólidos, líquidos, gases, plasmas e condensados de Bose-Einstein  2.7. Alterações de estado e energia estão envolvidas  2.8. Difusão e movimento Browniano
  3. Elementos, Compostos e Misturas  3.1. Definição e diferenças entre elementos, compostos e misturas  3.2. Estrutura Atômica e Número Atômico  3.3. Símbolos e fórmulas químicas  3.4. Tendências na Tabela Periódica (Grupos e Períodos)  3.5. Classificação dos Elementos: Metais, Não Metais e Metalóides  3.6. Elementos de Terras Raras e Metais de Transição  3.7. Tipos de misturas: homogêneas e heterogêneas  3.8. Separação de Misturas Usando Métodos Físicos e Químicos
  4. Técnicas de Separação  4.1. Filtragem, Sedimentação e Decantação  4.2. Evaporação e cristalização  4.3. Destilação e Destilação Fracionada  4.4. Cromatografia e suas aplicações  4.5. Sublimação na purificação de compostos  4.6. O papel da centrifugação nos processos bioquímicos
  5. Estrutura Atômica  5.1. Teoria atômica de Dalton  5.2. Estrutura do átomo: prótons, nêutrons e elétrons  5.3. Modelo atômico de Bohr  5.4. Introduction to Quantum Mechanical Model  5.5. Configuração Eletrônica e Níveis de Energia  5.6. Espectros de excitação e emissão  5.7. Isótopos e suas aplicações
  6. Tabela Periódica e Tendências Químicas  6.1. História e Desenvolvimento da Tabela Periódica  6.2. Modern periodic law  6.3. Periodicidade e tendências nos tamanhos atômicos e iônicos  6.4. Energias de Ionização, Afinidade Eletrônica e Eletronegatividade  6.5. Introdução aos Lantanídeos e Actinídeos  6.6. Aplicação de tendências periódicas em química
  7. Ligações Químicas e Estrutura Molecular  7.1. Tipos de ligações químicas: ligações iônicas, covalentes e metálicas  7.3. Polar and Nonpolar Molecules  7.4. Ligações de hidrogênio e suas aplicações  7.5. Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, força de dispersão de London
  8. Reações Químicas e Estequiometria  8.1. Equações Químicas e Balanceamento  8.2. Tipos de Reações Químicas: Combinação, Decomposição, Deslocamento e Redox  8.3. Introdução à estequiometria e ao conceito de mol  8.4. Reagente limitante em equações químicas  8.5. Taxa de reação, catalisador e fatores que afetam a taxa de reação
  9. Ácidos, Bases e Sais  9.1. Definição e Propriedades dos Ácidos e Bases  9.2. Ácidos e Bases Fortes vs. Fracas  9.3. Escala de pH e Cálculo de pH  9.4. Reações de neutralização  9.5. Soluções tampão e sua importância  9.6. Aplicações de Ácidos, Bases e Sais na Vida Diária
  10. Soluções e Solubilidade  10.1. Definição de Solução, Soluto e Solvente  10.2. Fatores que Afetam a Solubilidade  10.3. Unidades de concentração: molaridade e molalidade  10.4. Soluções saturadas, insaturadas e supersaturadas  10.5. Conceito de osmose e osmose reversa  10.6. Propriedades coligativas das soluções
  11. Gases e Leis dos Gases  11.1. Propriedades dos gases  11.2. Introdução aos Gases Ideais e Reais  11.3. Lei de Boyle, Lei de Charles e Lei de Avogadro  11.4. Equação do Gás Ideal e Suas Aplicações  11.5. Aplicação das Leis dos Gases na Vida Real
  12. Termoquímica e transformação de energia  12.1. Energia em Reações Químicas  12.2. Reações Exotérmicas vs. Endotérmicas  12.3. Mudanças de Calor e Entalpia  12.4. Calorimetria e transferência de calor nas reações
  13. Metais e Não-Metais  13.1. Physical and Chemical Properties of Metals and Nonmetals  13.2. Série de reatividade dos metais  13.3. Corrosão e sua prevenção  13.4. Extração de metais de minérios  13.5. Usos dos metais e não metais na vida diária
  14. Introdução à Química Orgânica  14.1. Características do carbono e compostos orgânicos  14.2. Grupos funcionais e sua importância  14.3. Hidrocarbonetos Simples: Alcanos, Alcenos e Alcinos  14.4. Isomerismo em compostos orgânicos  14.5. Introdução aos polímeros e seus usos
  15. Química Ambiental e Sustentabilidade  15.1. Princípios da Química Verde  15.2. Efeitos da Poluição Química nos Ecossistemas  15.3. Chuva ácida e seus efeitos  15.4. Depleção da Camada de Ozônio e Aquecimento Global  15.5. Gestão de Resíduos e Reciclagem na Química

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Ácidos e Bases Fortes vs. Fracas


Para entender o conceito de ácidos e bases fortes e fracas, é importante primeiro obter um entendimento básico sobre o que são ácidos e bases. Em termos simples, ácidos e bases são dois tipos de substâncias com propriedades diferentes. Os ácidos têm sabor azedo, podem conduzir eletricidade e reagem com metais para formar gás hidrogênio. Por outro lado, bases têm sabor amargo e são escorregadias ao toque.

Ácidos e suas forças

Um ácido é uma substância que libera íons de hidrogênio ( H + ) quando dissolvido em água. A força de um ácido depende de quão completamente ele se ioniza, ou se dissocia, na água.

Ácidos fortes

Ácidos fortes são aqueles que se dissociam completamente em seus íons na água. Isso significa que quando um ácido forte se dissolve em água, ele deixa quase todos os seus íons de hidrogênio em solução.

Exemplos de ácidos fortes incluem:

  • Ácido clorídrico ( HCl )
  • Ácido sulfúrico ( H 2 SO 4 )
  • Ácido nítrico ( HNO 3 )
    HCl → H + + Cl -

Nesta reação, o ácido clorídrico se dissocia completamente em íons de hidrogênio e íons cloreto.

Ácidos fracos

Ao contrário dos ácidos fortes, os ácidos fracos não se dissociam completamente na água. Apenas uma fração das moléculas do ácido se ioniza, enquanto o restante permanece inalterado em solução.

Exemplos de ácidos fracos incluem:

  • Ácido acético ( CH 3 COOH )
  • Ácido carbônico ( H 2 CO 3 )
  • Ácido fosfórico ( H 3 PO 4 )
    CH 3 COOH ⇌ H + + CH 3 COO -

Aqui, as setas duplas ( ⇌ ) indicam que a reação pode ocorrer em ambas as direções, o que significa que o ácido acético é parcialmente ionizado.

Bases e sua força

Bases são substâncias que liberam íons hidróxido ( OH - ) na água. Assim como os ácidos, as bases podem ser fortes ou fracas, dependendo de sua capacidade de se dissolver na água.

Bases fortes

Bases fortes se dissociam completamente na água, liberando um grande número de íons hidróxido.

Exemplos incluem:

  • Hidróxido de sódio ( NaOH )
  • Hidróxido de potássio ( KOH )
  • Hidróxido de cálcio ( Ca(OH) 2 )
    NaOH → Na + + OH -

Neste exemplo, o hidróxido de sódio se dissocia completamente em íons de sódio e íons hidróxido.

Bases fracas

Bases fracas não se dissociam completamente na água. Em vez disso, liberam menos íons hidróxido.

Exemplos de bases fracas incluem:

  • Amônia ( NH 3 )
    NH 3 + H 2 O ⇌ NH 4 + + OH -

Aqui, a amônia reage com água para formar íons amônio e íons hidróxido, mas não completamente.

Representação visual de ácidos fortes e fracos

HCl H + CL -

Este diagrama mostra a dissociação do ácido clorídrico, um ácido forte. Note como ele se dissocia completamente em íons de hidrogênio e íons cloreto.

CH 3 COOH H + CH 3 COO -

Para o ácido acético, que é um ácido fraco, observamos apenas dissociação parcial. Nem todas as moléculas do ácido acético se dissociam em solução.

Representação visual de bases fortes e fracas

NaOH Na + OH -

O hidróxido de sódio, que é uma base forte, se dissocia completamente em íons de sódio e íons hidróxido.

NH 3 NH 4 + OH -

Aqui, a amônia reage parcialmente para formar íons amônio e íons hidróxido, o que mostra sua natureza como uma base fraca.

Papel do pH na determinação da força

A força dos ácidos e bases também pode ser medida usando a escala de pH, que varia de 0 a 14. Um valor baixo de pH indica um ácido forte, enquanto um valor alto de pH indica uma base forte. Substâncias neutras, incluindo água pura, têm pH 7.

  • Ácidos fortes geralmente têm valor de pH próximo de 0.
  • O valor de pH de bases fortes é geralmente em torno de 14.
  • O valor de pH de ácidos fracos é entre 4 a 6.
  • O valor de pH de bases fracas é entre 8 a 10.

Resumo

A diferença entre ácidos e bases fortes e fracas é determinada por sua capacidade de se dissolver na água. Ácidos e bases fortes se dissociam completamente, deixando mais íons em solução, enquanto ácidos e bases fracas se dissociam apenas parcialmente. Reconhecer exemplos e entender valores de pH podem ajudar a identificar se uma substância é um ácido/base forte ou fraco.


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Ácidos e Bases Fortes vs. Fracas

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