Graduação
  1. Química Geral  1.1. Introdução à Química  1.2. Estrutura Atômica  1.2.1. Partículas subatômicas  1.2.2. Modelo Atômico  1.2.3. Números quânticos  1.2.4. Configuração Eletrônica  1.2.5. Tendências periódicas  1.2.6. Isótopos e suas aplicações  1.3. Ligação Química  1.3.1. Ligação iônica  1.3.2. Ligações covalentes  1.3.3. Ligação Metálica  1.3.4. Hibridização  1.3.5. Geometria molecular e teoria VSEPR  1.3.6. Polaridade de ligação e momento dipolar  1.4. Estequiometria  1.4.1. Conceito de mol  1.4.2. Fórmula empírica e molecular  1.4.3. Reagente limitante e reagente em excesso  1.4.4. Rendimento Percentual e Pureza  1.4.5. Cálculo de diluição  1.5. Estados da Matéria  1.5.1. Leis dos Gases  1.5.2. Matéria e Forças Intermoleculares  1.5.3. Estruturas Sólidas e Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma e fluido supercrítico  1.6. Reações químicas  1.6.1. Tipos de Reações Químicas  1.6.2. Balanceamento de Equações Químicas  1.6.3. Reações termoquímicas  1.6.4. Perfis de energia de reação  1.7. Soluções e Misturas  1.7.1. Unidades de concentração  1.7.2. Propriedades do síndrome  1.7.3. Solubilidade e Regras de Solubilidade  1.7.4. Lei de Henry e Lei de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partição  1.8. Equilíbrio químico  1.8.1. Lei da ação das massas  1.8.2. Princípio de Le Chatelier  1.8.3. Quociente de reação  1.8.4. Para usar esta calculadora online para Constante de Equilíbrio, insira a Constante de Equilíbrio (Eq.) e pressione o botão calcular. Aqui está como o cálculo da Constante de Equilíbrio pode ser explicado com os valores de entrada fornecidos -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Balanço ácido-base  1.9. Ácidos e bases  1.9.1. Definições de Arrhenius, Brønsted–Lowry e Lewis  1.9.2. pH e pOH  1.9.3. Titulação ácido-base  1.9.4. Solução Tampão  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Ácidos e Bases Polipróticos  1.10. Eletroquímica  1.10.1. reações redox  1.10.2. Células Galvânicas e Eletrolíticas  1.10.3. Equação de Nernst  1.10.4. Eletrolise  1.10.5. Leis de Faraday da eletrólise  1.11. Termodinâmica  1.11.1. Leis da Termodinâmica  1.11.2. Entalpia, entropia e energia livre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidade das reações  1.11.4. Ciclos termodinâmicos (Lei de Hess, Ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. Lei de velocidade e ordem de reação  1.12.2. Energia de Ativação e Catalisador  1.12.3. Teoria das colisões  1.12.4. Mecanismo de reação  1.12.5. Teoria do estado de transição
  2. Química orgânica  2.1. Estrutura e relações  2.1.1. Hybridisation in Carbon Compounds  2.1.2. Ressonância e aromatização  2.1.3. Molecular orbitals  2.1.4. Efeitos indutivo e mesomérico  2.2. Hidrocarbonetos  2.2.1. Hidrocarbonetos  2.2.2. Alquenos  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compostos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos e Conformação  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Álcoois e fenóis  2.3.2. Éteres e epóxidos  2.3.3. Aldeído e cetona  2.3.4. Ácidos carboxílicos e derivados  2.3.5. Amina  2.3.6. Ésteres e amidas  2.3.7. Tióis e Sulfetos  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomerismo em Estereoquímica  2.4.2. Quiralidade e atividade óptica  2.4.3. Análise Estrutural  2.4.4. Diastereômeros e Enantiômeros  2.5.1. Reações de substituição  2.5.2. Reações de eliminação  2.5.3. Reações de Adição  2.5.4. Reações Radicais  2.5.5. Reações de rearranjo  2.5.6. Reações Pericíclicas  2.6. Espectroscopia e análise estrutural  2.6.1. Espectroscopia Infravermelha  2.6.2. Espectroscopia de ressonância magnética nuclear  2.6.3. Espectrometria de Massas  2.6.4. Espectroscopia UV-visível  2.6.5. Cristalografia de raios X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adição e Condensação  2.7.2. Mecanismo de polimerização  2.7.3. Polímero Biodegradável  2.7.4. Polímeros condutores e inteligentes
  3. Química inorgânica  3.1. Química de Coordenação  3.1.1. Ligantes e compostos de coordenação  3.1.2. Teoria do campo cristalino  3.1.3. Teoria do Orbital Molecular em Compostos de Coordenação  3.1.4. Distorsão de Jahn–Teller  3.2. Química do Grupo Principal  3.2.1. Metais alcalinos e alcalino-terrosos  3.2.2. Halogênios e Gases Nobres  3.2.3. Metais de transição e seus complexos  3.2.4. Lantanídeos e Actinídeos  3.3. Química do estado sólido  3.3.1. Redes cristalinas e células unitárias  3.3.2. Defeitos em sólidos  3.3.3. Propriedades elétricas e magnéticas  3.3.4. Supercondutividade  3.4. Química bioinorgânica  3.4.1. Íons metálicos na biologia  3.4.2. Reações enzimáticas com metais  3.4.3. Intoxicação por metais e desintoxicação  3.4.4. Metaloproteínas e Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Quântica  4.1.1. Dualidade onda-partícula  4.1.2. Equação de Schrödinger  4.1.3. Números Quânticos e Orbitais  4.1.4. Espectroscopia atômica e molecular  4.2. Mecânica estatística  4.2.1. Distribuição de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funções de partição  4.2.3. Estatísticas de Bose–Einstein e Fermi–Dirac  4.3. Termodinâmica Química  4.3.1. Energia Livre de Gibbs  4.3.2. Transição de fase  4.3.3. Eficiência termodinâmica  4.4. Química de superfícies  4.4.1. Absorção e Catálise  4.4.2. Coloides e Emulsões
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clássicos  5.1.1. Análise Gravimétrica  5.1.2. titritrimetria  5.2. Métodos instrumentais  5.2.1. Cromatografia  5.2.2. Espectroscopia  5.2.3. Métodos Eletroanalíticos  5.2.4. Difração de raios X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Princípios de engenharia química  6.3. Química Verde  6.4. Produtos Farmacêuticos e Síntese de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohydrates  7.2. Proteínas e enzimas  7.3. Lipídios e membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo e Bioenergética  7.6. Cinética enzimática e mecanismo

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Eletroquímica


A eletroquímica é um ramo da química que estuda a relação entre eletricidade e reações químicas. Inclui os processos pelos quais a energia química é convertida em energia elétrica e vice-versa. Este campo é fundamental para muitas aplicações, incluindo baterias, galvanoplastia e eletrólise.

Conceitos básicos

Para entender a eletroquímica, precisamos definir alguns conceitos básicos:

  • Oxidação: Este é o processo em que uma espécie química perde elétrons. Um aumento no estado de oxidação geralmente está associado a isso.
  • Redução: Este é o processo em que uma espécie química ganha elétrons, geralmente com uma diminuição no estado de oxidação.
  • Reação redox: Forma abreviada de reação de redução-oxidação, na qual ambos os processos ocorrem simultaneamente.
  • Agente oxidante: Uma substância que ganha elétrons e é reduzida em uma reação química.
  • Agente redutor: Uma substância que perde elétrons em uma reação química e se oxida.

Células eletroquímicas

Uma célula eletroquímica é um sistema que usa reações químicas para gerar energia elétrica ou usa energia elétrica para conduzir reações químicas. Existem dois tipos de células eletroquímicas:

  1. Células galvânicas (ou voltaicas)
  2. Célula eletrolítica

Células galvânicas

As células galvânicas derivam energia de reações redox espontâneas que ocorrem dentro da célula. Aqui está um exemplo de montagem de uma célula galvânica:

Ânodo de Zn Cátodo de Cu Zinco Cobre ponte salina

Por exemplo, em uma célula galvânica de zinco-cobre, o zinco perde elétrons no ânodo:

Zn → Zn²⁺ + 2e⁻

Os elétrons fluem por um circuito externo para o cátodo de cobre, onde reagem com íons de cobre na solução:

Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

À medida que essas reações continuam, os elétrons fluem através do circuito, fornecendo energia elétrica. A ponte salina funciona para manter a neutralidade elétrica, permitindo a troca de íons.

Célula eletrolítica

Ao contrário de uma célula galvânica, uma célula eletrolítica requer uma fonte externa de energia para conduzir reações químicas. Essas células são usadas para induzir reações não espontâneas. Uma aplicação típica de uma célula eletrolítica é a eletrólise da água.

Eletrodo Negativo Eletrodo Positivo H₂ O₂

Na eletrólise da água, uma tensão externa é aplicada e a água é decomposta em gases hidrogênio e oxigênio:

2H₂O(l) → 2H₂(g) + O₂(g)

As reações que ocorrem nos eletrodos são as seguintes:

  • Cátodo: 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻
  • Ânodo: 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻

Aplicações da eletroquímica

Entender a eletroquímica é importante para muitas aplicações práticas, incluindo:

  • Baterias: Células eletroquímicas usadas para armazenar eletricidade. Diferentes tipos de baterias possuem diferentes combinações químicas, como chumbo-ácido, íon-lítio e níquel-cádmio.
  • Prevenção de corrosão: Metais podem corroer quando expostos a certos ambientes. Métodos eletroquímicos podem prevenir ou retardar esse processo, como na galvanização, onde uma camada protetora de zinco é aplicada.
  • Galvanoplastia: Uma fina camada de metal é depositada na superfície de um substrato. Isso é tipicamente usado para fins decorativos, proteção contra corrosão ou para melhorar a condutividade elétrica.

Equação de Nernst

A equação de Nernst descreve como a concentração de íons afeta o potencial de uma célula eletroquímica. Ela é expressa como:

E = E⁰ - (RT/nF) * ln(Q)

Onde:

  • E é o potencial da célula.
  • E⁰ é o potencial padrão da célula.
  • R é a constante universal dos gases.
  • T é a temperatura em Kelvin.
  • n é o número de moles de elétrons.
  • F é a constante de Faraday.
  • Q é o quociente de reação.

A equação de Nernst permite que os químicos calculem potenciais de células em condições não padrão, levando em consideração as diferentes concentrações e pressões envolvidas nas reações eletroquímicas.

Conclusão

A eletroquímica é um campo importante da química que possui amplas aplicações no mundo moderno. Desde as baterias que alimentam nossos dispositivos eletrônicos até os processos industriais que produzem os metais que usamos todos os dias, a eletroquímica desempenha um papel vital. Compreender os princípios básicos das reações redox e a operação das células eletroquímicas nos ajuda a aproveitar o poder das reações químicas para gerar e usar energia elétrica de forma eficiente.


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