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
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  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
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Reações químicas


Reações químicas são processos fundamentais através dos quais substâncias se combinam para formar novos produtos. Elas são a base de uma grande variedade de fenômenos em nosso mundo, desde o nível microscópico nas células até os vastos processos que ocorrem na natureza e em aplicações industriais. Compreender reações químicas envolve observar as mudanças que ocorrem nas substâncias a nível molecular. Este processo é regido pelas leis da química.

Conceitos básicos

Basicamente, uma reação química envolve o rearranjo de átomos. As substâncias que iniciam estas reações são chamadas de reagentes, e aquelas que são formadas são chamadas de produtos. Uma reação química é tipicamente representada por uma equação química balanceada, onde os reagentes são escritos à esquerda e os produtos à direita, conectados por uma seta para mostrar a direção da reação.

        2H 2 + O 2 → 2H 2 O

Na equação acima, hidrogênio diatômico (H 2) e oxigênio (O 2) são os reagentes, e água (H 2 O) é o produto. Os números antes das fórmulas químicas, conhecidos como coeficientes, garantem que a equação esteja balanceada, significando que há o mesmo número de cada tipo de átomo em ambos os lados da equação.

Tipos de reações químicas

Reações químicas podem ser classificadas em vários tipos principais dependendo da natureza de suas mudanças, incluindo síntese, decomposição, substituição simples, dupla substituição, combustão e reações redox.

Reações de síntese

Nas reações de síntese, dois ou mais reagentes se combinam para formar um único produto. Este tipo de reação também é chamado de reação de combinação.

        A + B → AB

Por exemplo, quando o sódio (Na) reage com cloro (Cl 2), eles formam cloreto de sódio (NaCl), um sal comum:

        2Na + Cl2 → 2NaCl2
, ,

Reações de decomposição

Uma reação de decomposição envolve a quebra de um composto em duas ou mais substâncias mais simples. Este tipo de reação muitas vezes requer energia como calor, luz ou eletricidade.

        AB → A + B

Um exemplo de reação de decomposição é a desintegração da água em gases hidrogênio e oxigênio por eletrólise:

        2H 2 O → 2H 2 + O 2

Reações de substituição simples

Reações de substituição simples ocorrem quando um elemento reage com um composto e substitui outro elemento nesse composto. Elas podem geralmente ser representadas como:

        a + bc → ac + b

Um exemplo de reação de substituição simples é quando o metal zinco é colocado em uma solução de sulfato de cobre (II):

        4Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

Reações de dupla substituição

Reações de dupla substituição envolvem dois compostos em que seus íons positivos e negativos trocam de lugar para formar dois novos compostos. Elas são geralmente representadas como:

        AB + CD → AD + CB

Um exemplo disso é a reação entre nitrato de prata (AgNO 3) e cloreto de sódio (NaCl) para formar cloreto de prata (AgCl) e nitrato de sódio (NaNO 3):

        AgNO 3 + NaCl → AgCl + NaNO 3
,

Reações de combustão

Reações de combustão são caracterizadas pelo fato de que a substância reage rapidamente com o oxigênio, muitas vezes produzindo calor e luz. Estas reações são geralmente exotérmicas e podem ser representadas como:

        Hidrocarboneto + O 2 → CO 2 + H 2 O

Um exemplo comum de reação de combustão é a queima de gás natural (metano) no ar:

        CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O

Reações redox

Reações de oxidação-redução (reações redox) envolvem a transferência de elétrons entre duas substâncias. Reações redox são importantes para muitos processos, incluindo metabolismo, combustão e corrosão.

Oxidação e redução

De forma simples, oxidação é a perda de elétrons, enquanto a redução é o ganho de elétrons. Em qualquer reação redox, um reagente é oxidado, e o outro é reduzido. Considere a reação:

        Mg + Cl 2 → MgCl 2

Aqui, magnésio (Mg) é oxidado para formar Mg 2+, enquanto cloro (Cl 2) é oxidado para formar íons Cl – à medida que ganha elétrons.

E -

Fatores que afetam as reações químicas

Muitos fatores podem afetar a taxa e a extensão das reações químicas. Compreender esses fatores pode ajudar a controlar e otimizar reações em ambientes laboratoriais e industriais.

Temperatura

Temperaturas mais altas geralmente aumentam a taxa de reações químicas. Isso ocorre porque o calor fornece energia que faz as moléculas se moverem mais rápido, aumentando a frequência e a força das colisões entre as moléculas reagentes.

Concentração

A concentração dos reagentes pode afetar as taxas de reação. Concentrações mais altas significam que há mais moléculas disponíveis para colidir e reagir, frequentemente aumentando a taxa da reação.

Catalisador

Catalisadores são substâncias que aceleram uma reação química sem serem consumidas no processo. Eles funcionam fornecendo um caminho de reação alternativo com uma energia de ativação mais baixa.

Balanceamento de equações químicas

Balancear equações químicas é importante porque garante que haja números iguais de cada tipo de átomo em ambos os lados da equação, respeitando a lei da conservação de massa.

Etapas para balancear equações

  1. Escreva a equação não balanceada.
  2. Liste o número de cada tipo de átomo presente na equação não balanceada.
  3. Ajuste os coeficientes para obter o mesmo número de cada tipo de átomos em ambos os lados.
  4. Repita até que a equação esteja balanceada.
  5. Confira seu trabalho.

Por exemplo, para balancear a equação não balanceada da reação do alumínio com oxigênio:

        Al + O 2 → Al 2 O 3

Comece contando os átomos:

  • Reagentes: Al = 1, O = 2
  • Produto: Al = 2, O = 3

Ajuste os coeficientes para balancear os átomos:

        4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

Agora, o número de cada tipo de átomos é o mesmo em ambos os lados.

Conclusão

Reações químicas formam a base da química. Elas convertem reagentes em produtos através de diferentes tipos de reações, como síntese, decomposição e redox, que são controladas por condições como temperatura e pressão. Dominar equações químicas e entender os mecanismos de reação são habilidades essenciais para os estudantes explorarem o vasto mundo da ciência química.


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