Grade 9
  1. Matéria e sua natureza  1.1. Introdução à matéria  1.2. Propriedades físicas e químicas da matéria  1.3. Estados da matéria  1.3.1. Estado sólido  1.3.2. Estado fluido  1.3.3. Estado gasoso  1.3.4. Plasma e Condensado de Bose-Einstein  1.4. Mudanças nos estados da matéria  1.4.1. Fusão e solidificação  1.4.2. Evaporação e Condensação  1.4.3. Sublimação e deposição  1.5. Classificação da matéria  1.6. Elementos, Compostos e Misturas  1.7. Substâncias puras e impurezas  1.8. Técnicas de Separação  1.8.1. Filtration  1.8.2. Destilação  1.8.3. Cristalização  1.8.4. Cromatografia  1.8.5. Centrifugação  1.8.6. Sublimação  1.8.7. Decantação e sedimentação
  2. Estrutura Atômica  2.1. Descoberta dos átomos  2.2. Teoria Atômica de Dalton  2.3. Estrutura do átomo  2.4. Partículas subatômicas  2.5. Número atômico e número de massa  2.6. Isótopos e Isóbaros  2.7. Configuração eletrônica  2.8. Modelo atômico de Bohr  2.9. Modelo Atômico Moderno (Modelo Mecânico Quântico - Introdução)  2.10. Valência e ligação química
  3. Reações químicas e equações  3.1. Introdução às Reações Químicas  3.2. Formulação de Equações Químicas  3.3. Balanceamento de Equações Químicas  3.4. Tipos de Reações Químicas  3.4.1. Reações de Combinação  3.4.2. Reações de decomposição  3.4.3. Reações de deslocamento  3.4.4. Reações de dupla troca  3.4.5. Reações Redox  3.4.6. Reações Endotérmicas e Exotérmicas  3.5. Efeitos das reações químicas  3.6. Mudanças de Energia em Reações Químicas  3.7. Catalisadores e seu papel nas reações
  4. Tabela periódica e periodicidade  4.1. História da Classificação Periódica  4.2. Tabela Periódica de Mendeleev  4.3. Tabela Periódica Moderna  4.4. Períodos e grupos na tabela periódica e periodicidade  4.5. Tendências na Tabela Periódica  4.5.1. Tamanho atômico  4.5.2. Energia de Ionização  4.5.3. Afinidade eletrônica  4.5.4. Eletronegatividade  4.5.5. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  4.6. Gases nobres e suas propriedades
  5. Ligação química  5.1. Introdução à Ligação Química  5.2. Tipos de ligações químicas  5.2.1. Ligação iônica  5.2.2. Ligação covalente  5.2.3. Ligação metálica  5.2.4. Ligação de hidrogênio  5.2.5. Força de Van der Waals  5.3. Propriedades de Compostos Iônicos e Covalentes  5.4. Estrutura e Geometria Molecular (Teoria VSEPR - Conceitos Básicos)
  6. Ácidos, Bases e Sais  6.1. Introdução aos Ácidos e Bases  6.2. Propriedades dos Ácidos  6.3. Propriedades das bases  6.4. Escala de pH e sua importância  6.5. Indicadores e suas utilizações  6.6. Reações de neutralização  6.7. Força de Ácidos e Bases (Fortes vs. Fracos)  6.8. Preparação de sais  6.9. Usos de ácidos, bases e sais na vida cotidiana
  7. Metais e Não-Metais  7.1. Propriedades Físicas dos Metais  7.2. Propriedades Físicas dos Não Metais  7.3. Propriedades químicas dos metais  7.4. Propriedades Químicas dos Não Metais  7.5. Série de reatividade dos metais  7.6. Extração de metais  7.7. Corrosão e sua prevenção  7.8. utilizações de metais e não metais
  8. Carbono e seus compostos  8.1. Introdução ao Carbono  8.2. Alótropos de carbono (diamante, grafite, fulereno)  8.3. Hidrocarbonetos  8.3.1. Hidrocarbonetos  8.3.2. Alqueno  8.3.3. Alcinos  8.4. Grupos funcionais na química orgânica  8.5. Isomerismo em compostos orgânicos  8.6. Álcoois e Ácidos Carboxílicos  8.7. Sabões e detergentes  8.8. Polímeros (Introdução aos Polímeros Naturais e Sintéticos)
  9. Soluções e Misturas  9.1. Tipos de misturas  9.2. Misturas Homogêneas e Heterogêneas  9.3. Concentração de soluções  9.4. Solubilidade e fatores que afetam a solubilidade  9.5. Suspensões e Coloides  9.6. Soluções saturadas, insaturadas e supersaturadas
  10. Ar e atmosfera  10.1. Composição do ar  10.2. O papel dos gases na atmosfera  10.4. Chuva ácida e seus efeitos  10.5. Efeito estufa e aquecimento global  10.6. Camada de ozônio e sua degradação  10.7. Medidas de controle da poluição do ar
  11. Água e sua importância  11.1. Composição e propriedades da água  11.2. Dureza da água (dureza temporária e permanente)  11.3. Causas da poluição da água  11.4. Efeitos da Poluição da Água  11.5. Métodos de purificação de água (filtração, fervura, cloração)
  12. Química Industrial  12.1. Introdução à Química Industrial  12.2. Produtos químicos industriais importantes (ácido sulfúrico, amônia, hidróxido de sódio)  12.3. Processos químicos na indústria  12.4. Usos da Química Industrial na Vida Diária  12.5. Impacto ambiental dos processos químicos industriais

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Reações químicas e equações


A química é uma disciplina fascinante e um componente chave é entender as reações químicas e as equações que as descrevem. Uma reação química é um processo no qual substâncias, conhecidas como reagentes, são transformadas em substâncias diferentes, chamadas produtos. Essa transformação envolve a quebra e formação de ligações entre átomos.

Compreendendo as reações químicas

Reações químicas ocorrem ao nosso redor. Elas acontecem quando você acende um fósforo, quando cozinha ou até mesmo quando respira. Aqui está um exemplo de uma reação química simples:

A + B → C + D

Esta equação nos diz que os reagentes A e B reagem juntos para formar os produtos C e D.

Vamos ver um exemplo real de formação de água a partir de hidrogênio e oxigênio:

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

Aqui, os reagentes são hidrogênio (H 2) e oxigênio (O 2), e o produto é água (H 2 O). Esta equação mostra um tipo geral de reação conhecida como reação de síntese ou de combinação, onde duas ou mais substâncias se combinam para formar um único produto.

Tipos de reações químicas

As reações químicas podem ser classificadas em muitos tipos. Alguns dos tipos mais comuns são:

1. Reações de combinação

Em uma reação de combinação, dois ou mais reagentes se combinam para formar um único produto. Um exemplo é a reação do magnésio com o oxigênio para formar o óxido de magnésio:

2Mg + O 2 → 2MgO

Aqui, magnésio (Mg) e oxigênio (O 2) se combinam para formar óxido de magnésio (MgO).

2. Reações de decomposição

Em reações de decomposição, um único composto se divide em duas ou mais substâncias mais simples. Um exemplo disso é a decomposição do carbonato de cálcio:

CaCO 3 → CaO + CO 2

O carbonato de cálcio (CaCO 3) se decompõe para formar óxido de cálcio (CaO) e dióxido de carbono (CO 2 ).

3. Reações de deslocamento

Em uma reação de deslocamento, um elemento em um composto é substituído por outro elemento. Existem duas subcategorias desta reação:

Reação de deslocamento simples

Em um composto, um elemento desloca outro elemento. Por exemplo:

4Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

O zinco (Zn) desloca o cobre (Cu) no sulfato de cobre (CuSO4) para formar sulfato de zinco (ZnSO4) e cobre metálico.

Reação de dupla substituição

Novos compostos são formados pela troca de íons entre dois compostos. Por exemplo:

Na 2 SO 4 + BaCl 2 → 2NaCl + BaSO 4

O sulfato de sódio (Na 2 SO 4) e o cloreto de bário (BaCl 2) trocam íons para formar cloreto de sódio (NaCl) e sulfato de bário (BaSO 4).

4. Reações de combustão

Em reações de combustão, uma substância, geralmente um hidrocarboneto, reage com oxigênio para formar dióxido de carbono e água. Um exemplo típico é a combustão do metano:

CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O

O metano (CH4) reage com oxigênio (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) e água (H2O).

Balanceamento de equações químicas

Uma equação química balanceada tem o mesmo número de cada tipo de átomo em ambos os lados da equação. Isso é importante porque demonstra a conservação da massa, um princípio fundamental da química.

Considere a equação não balanceada para a reação entre ferro e oxigênio para formar óxido de ferro(III):

Fe + O 2 → Fe 2 O 3

Para balancear esta equação, ajustamos o primeiro coeficiente de cada composto para que o número de cada átomo seja igual em ambos os lados:

4Fe + 3O 2 → 2Fe 2 O 3

Agora há 4 átomos de ferro e 6 átomos de oxigênio em ambos os lados da equação, tornando-a balanceada.

Passos para balancear equações químicas

Aqui estão alguns passos para ajudá-lo a balancear equações químicas:

  1. Escreva a equação não balanceada.
  2. Conte o número de átomos de cada elemento em ambos os lados da equação.
  3. Use coeficientes para balancear um elemento de cada vez.
  4. Repita este processo até que todos os elementos estejam balanceados.
  5. Verifique novamente a contagem de cada átomo para garantir que estejam iguais em ambos os lados.

Símbolos e notação em equações químicas

Equações químicas geralmente usam diferentes símbolos e sinais para transmitir informações adicionais:

  • A seta (→) separa os reagentes dos produtos e indica a direção da reação.
  • O sinal de mais (+) é usado para separar vários reagentes ou produtos.
  • Os estados físicos são representados por (s) para sólidos, (l) para líquidos, (g) para gases e (aq) para soluções aquosas dissolvidas em água.
  • Catalisadores, que aceleram reações sem serem consumidos, podem ser representados usando a fórmula química acima da seta.
  • Reações reversíveis, que podem ocorrer em ambas as direções, são indicadas por setas duplas (⇌).

Exemplo: Balanceando uma equação química

Considere a combustão do propano (C 3 H 8):

C 3 H 8 + O 2 → CO 2 + H 2 O

Passos para balancear a equação:

  1. Listra os elementos: C, H, O.
  2. Conte os átomos: C em C 3 H 8 = 3; H em C 3 H 8 = 8; O em O 2 = 2.
  3. Ajuste os coeficientes começando com o carbono:
    4.         C 3 H 8 + O 2 → 3CO 2 + H 2 O
  4. Balanço do hidrogênio:
    5.         C 3 H 8 + O 2 → 3CO 2 + 4H 2 O
  5. Balanço do oxigênio:
    6.         C 3 H 8 + 5O 2 → 3CO 2 + 4H 2 O

Após o balanceamento, o número de cada átomo em ambos os lados se torna igual.

Fatores que afetam as reações químicas

As reações químicas são afetadas por uma variedade de fatores, incluindo:

  • Temperatura: Aumentar a temperatura geralmente aumenta a velocidade da reação.
  • Concentração: Concentrações mais altas de reagentes podem levar a velocidades de reação mais rápidas.
  • Área superficial: Mais área superficial permite mais colisões entre reagentes, tornando a reação mais rápida.
  • Catalisadores: Substâncias que aumentam a taxa de uma reação, reduzindo a energia de ativação necessária.
  • Pressão: Para reações gasosas, aumentar a pressão pode aumentar a taxa de reação, aproximando as moléculas reagentes umas das outras.

Importância das reações químicas

As reações químicas são essenciais para a vida porque permitem a transformação da matéria e contribuem para uma variedade de processos naturais e industriais. Por exemplo:

  • A síntese de medicamentos envolve reações químicas cuidadosamente controladas.
  • O processo de fotossíntese nas plantas converte dióxido de carbono e água em glicose e oxigênio, sustentando a vida na Terra.
  • As reações de combustão fornecem energia para atividades diárias, como cozinhar e aquecer.

Representação de reações químicas

Para explicar esse conceito visualmente, considere a seguinte ilustração:

H 2 + O 2 → H 2 O

Esta ilustração simplificada mostra moléculas de hidrogênio e oxigênio, como reagentes, sendo convertidas em água como o produto.

Conclusão

Compreender reações químicas e equações nos ajuda a entender como as substâncias em nosso mundo interagem e mudam. Com esse conhecimento, podemos explicar os mecanismos subjacentes de muitos processos essenciais para a ciência, indústria e vida.


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Reações químicas e equações

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