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Estuda-se aqui a atividade dos compostos, em que dado um reagente específico se torna um produto. Este produto, no entanto, é sujeito á reações químicas que contribuem para gerar o composto com suas devidas características das reações.

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Fatores que afetam a velocidade da reação

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Fatores que afetam a velocidade da reação

# data[].attributes.body
ESTADO FÍSICO: quanto mais frequente as colisões das moléculas do reagente mais rápida será a reação, podendo ocorrer:

REAÇÕES HOMOGÊNEAS:  entre fases iguais.
REAÇÕES HETEROGÊNEAS: entre fases diferentes.

''Sob condições heterogêneas, uma reação
é limitada pela área de contato dos reagentes. Assim,
reações heterogêneas que envolvem sólidos tendem
a ocorrer mais rapidamente se a área superficial do
sólido aumenta. Por exemplo, um medicamento na
forma de um pó fino se dissolve no estômago e en-
tra na corrente sanguínea mais rapidamente do que o
mesmo medicamento na forma de comprimido.''

CONCENTRAÇÃO: quanto maio a concentração, mais rápida será a reação.

''Com o aumento da concentração dos reagentes,
a frequência com que as moléculas de reagente colidem
aumenta, levando ao aumento da velocidade.''

TEMPERATURA: geralmente, a velocidade da reação aumenta junto ao aumento da temperatura.

''O aumento da temperatura eleva a energia cinética das moléculas.  À medida que as moléculas se movem com maior velocidade, elas colidem com mais frequência e energia, levando a velocidades de reação mais altas. ''

CATALISADOR: são agentes capazes de aumentar a velocidade da reação sem que este seja consumigo.

''Eles afetam os tipos de colisão (e, portanto, alteram o mecanismo) que levam à reação.''

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Velocidade da reação química = variação da concentração em quantidade de matéria de reagente ou produto dividido por unidade de tempo determinada em segundos.

*obs; em caso de desaparecimento de um reagente numa determinada reação, a equação da velocidade se torna -variação[reagente]/variação do tempo.

Velocidade media= Variação da concentração do composto/ variação do tempo.

Velocidade Instantânea=tangente num determinado ponto, ou seja, variação da altura (variação da concentração) pela variação da largura (variação do tempo) = -variação de C/ variação de tempo.

Velocidade estequiométrica=
método geral: a A + b B ----> c C + d D

Velocidade= -1 x ∆[A] = -1 x ∆[B] = 1 x  ∆[C] = 1 x ∆[D]

a     ∆t        b      ∆t      c      ∆t       d    ∆t
Em que, a, b, c e d são coeficientes da equação balanceada

# data[].attributes.body
Constante de velocidade:
K=velocidade/[concentração do reagente]= M^-1s^-2

Ordens de reação: Expoentes na lei de velocidade:

A ordem global da reação é a soma das ordens em relação a cada reagente representado na lei de velocidade.

Magnitudes e unidades da constante de velocidade:

As unidades da constante de velocidade dependem da ordem global de reação da lei de velocidade. Por exemplo, em uma reação que é de segunda ordem global, as unidades da constante de velocidade devem satisfazer a equação:

Portanto, em concentração em quantidade de matéria,
que é a unidade que costumamos usar para concentração,
e segundos, a unidade usual para tempo, temos:

Unidades da           unidades de velocidade/
constante de   =                                            =  M/s/M^2=M^-1s^-1
velocidade          (unidades de concentração)^2

# data[].attributes.body
Reações de primeira ordem:
Uma reação de primeira ordem é aquela na qual a velocidade depende da concentração de um único reagente elevada à primeira potência.
Lei de velocidade: Velocidade=variação de A/variação tempo=K[A]

REAÇÕES DE SEGUNDA ORDEM:
É aquela na qual a velocidade depende da concentração de um reagente, elevada à segunda potência, ou das concentrações de dois reagentes, elevadas cada uma à primeira potência.

Lei de velociade= = - ∆[A]=k[A]^2
∆t

REAÇÕES DE ORDEM ZERO:
É aquela em que a velocidade de desaparecimento de A é independente de [A]. A lei de velocidade para uma reação de ordem zero é:

Velocidade =- ∆[A] = k
∆t
MEIA-VIDA:
a forma de se encontrar o tempo de meia-vida se da pela seguinte expressão:
t(1/2)=0,693/k

Assim, dado a massa ou numero de mol de um certo composto, para chegar á sua metade, deverá se passar o tempo determinado pela expressão acima.

# data[].attributes.body
A maior velocidade de reação em temperaturas mais elevadas ocorre em razão de um aumento da constante de velocidade com o aumento da temperatura.

COLISÃO: Quanto maior for o número de colisões por segundo, maior será a velocidade de reação. Portanto, com o aumento da concentração dos reagentes, o número de colisões também aumenta, levando a uma maior velocidade de reação.

É determinada pelo Fator de orientação:
O fator orientação é responsável pela direção/orientação que a molécula colidir. Isto, determina se a posição, ao colidir, formapá ligação química para reação.

E energia de ativação (Ea):
É a energia necessária que uma a molécula tem para ocorrer reação necessária, podendo ser lenta ou rápida. Assim, tal energia é determinada ao identificar a energia inicial e a final . A velocidade, neste caso, se dá pela magnitude de Ea, quando menor a Ea mais rápida será a reação.

# data[].attributes.body
REAÇÕES ELEMENTARES:
As reações que ocorrem em uma única etapa ou evento e são chamadas de reações elementares.

Mecanismo de várias etapas:
Consiste em uma sequência de equações elementares e cada uma delas pode ser bimolecular ou unimolecular. Estas etapas são somadas a fim de se obter a equação global do processo.
Moléculas que não participam do reagente inicial nem do produto final neste tipo de reação, são chamados Intermediários, e, portanto, não são consttuintes da reação global.

VELOCIDADE PARA REAÇÕES ELEMENTARES:
Definida pela constante 'K' multiplicada pela concentração de reagentes que houver numa reação.
V=Kx[REAGENTE 1]x[REAGENTE 2]x[REAGENTE 3]

Etapa determinante da velocidade de  um mecanismo de várias etapas:
Como a etapa lenta limita a velocidade global da reação, ela é chamada de etapa determinante da velocidade (ou etapa limitante da velocidade).

->Etapa inicial lenta:   k1x[reagentes]

->Etapa inicial rápida:
Ocorre se  o reagente determinante da velocidade contem reagente intermediário.
ex.-> vel=k(2)[intermediário]
Assim, ocorre uma mudança de variáveis determinado pela etapa rápida, de forma que o reagente intermediário se torne uma variável isolada atraves da sua etapa inversa . Deste modo, substitui devidamente na velocidade, e encontra sua lei de formação.
k(-1)[intermediário]=k(1)[reagentes da etapa 1]
[intermediário]=k(1)[reagentes da etapa 1]
k(-1)
substituindo, e tomando k=k(1)//k(-1)...
vel=k[reagentes da etapa 1]

# data[].attributes.body
um catalisador é caracterizados principalmente por agilizar a reação química. Como regra geral, um catalisador diminui a energia de ativação global de uma reação química implicando, assim numa velocidade mais rápida da reação. São diferenciados por:
Homogêneos: quando este se encontra no mesmo estado do reagente.
Heterogêneos: quando se encontra num estado diferente do reagente. Estes, costumam ser compostos por metais ou óxidos metálicos.

Enzimas:
A reação de catálise de qualquer enzima ocorre em
locais específicos na enzima denominada sítio ativo, já
as substâncias que reagem nesse local são chamadas de
substratos. O substrato é retratado como um
encaixe no sítio ativo.
A combinação de enzima e substrato é chamada de complexo enzima–substrato, mas, o sítio ativo costuma ser relativamente flexível e por isso pode alterar sua forma quando se liga ao substrato. A ligação entre o substrato e o sítio ativo envolve atrações dipolo–dipolo, ligações de hidrogênio e forças de dispersão. À medida que moléculas de substrato entram no sítio ativo, elas são ativadas de alguma forma, de modo que sejam capazes de reagir rapidamente.

# data[].attributes.body
Concentração:
se um sistema químico já estiver em equilíbrio e a concentração de qualquer substância presente na mistura for aumentada (reagente ou produto), o sistema reagirá para
consumir um pouco dessa substância. Inversamente, se a
concentração de uma substância diminuir, o sistema reagirá para produzir um pouco dessa substância.

Pressão:

+pressão = -volume = - numero de mols = tendência de equilíbrio contrária da pressão.

-pressão = + volume = +numero de mols = tendência de equilíbrio contrária da pressão.

*obs.: a adição de uma molécula numa determinada reação equilibrada ocasionará num aumento da pressão mas a posição de equilíbrio e a concentração não muda, isto se dá pois a molécula adicionada não faz parte da reação.

Temperatura:
Endotérmica: reagentes + calor -><- produtos
Exotérmica: reagentes -><-  produtos + calor

Endotérmica (∆H>0):

aumentar T, aumenta K, tendência de equilíbrio para direita.

diminuir T, diminui K, tendência de equilíbrio para esquerda.

Exotérmica (∆H<0):

aumentar T, diminui K, tendência de equilíbri para esquerda.

diminuir T, aumenta K, tendência de equilíbrio para direita.

**OBS.: Variação na concentração e pressão parcial de uma reação não interfere nas constantes ( Kp e Kc) mas interferem no deslocamento da tendência de equilíbrio. Já, a variação de Temperatura interfere tanto na tendência do deslocamento quanto nas concentrações da reação.

# data[].attributes.body
Qc NA COMPARAÇÃO DE EQUILÍBRIO:

Qc é constituído das mesmas composições para aencontrar Kc e Kp, porém, Qc pode ou não ser de equilíbrio.  Assim, servindo como um meio de comparação entre os valores de Qc e Kc ou Qp e Kp para determinar se a reação está em equilíbrio ao qual a tendência do equilíbrio.

• Q < K: a concentração dos produtos é muito pequena e a de reagentes é muito grande. A reação atinge o equilíbrio mediante a formação de mais produtos;
prosseguindo da esquerda para a direita.

• Q = K: o quociente da reação é igual à constante de equilíbrio apenas se o sistema estiver em equilíbrio.

• Q > K: a concentração de produtos é muito grande e a de reagentes é muito pequena. A reação atinge o equilíbrio mediante a formação de mais reagentes;
prosseguindo da direita para a esquerda.

CÁLCULO DE CONCENTRAÇÕES NO EQUILÍBRIO:
Utilizado para encontrar uma determinada concentração aplicada no Equação de Equilíbrio. A concentração ate então desconhecida para a ser a icógnita da questão.

Ex: Para o processo de Haber, N2(g) + 3 H2(g) -><- 2 NH3(g), Kp = 1,45x10^-5, a 500 °C. Em uma mistura em equilíbrio dos três gases a 500 °C, a pressão parcial do H2 é 0,928 atm e a do N2 é 0,432 atm. Qual é a pressão parcial de NH3 nessa mistura no equilíbrio?

resp: Kp = (PNH3)^2 / (PN2)(PH2)^3
1,45x10^-5 = X^2 / ( 0,432)(0,928)^3
X^2 = 1,45x10^-5 x ( 0,432)(0,928)^3 = 5,01x10-6
X=sqrt(5,01x10-6)
Então: X = PNH3 = 2,24x10^-3 atm

CÁLCULO DE CONCENTRAÇÃO DE EQUILÍBRIO A PARTIR DE CONCENTRAÇÕES INICIAIS:
1- Consiste na organização das concentrações de cada etapa analisada ( da fase inicial) de acordo com cada molécula e seu balanço.
2- Observando a reação, pela estequiomeriaa, analisar quem é consumido (-) quem é gerado(+).
3- Conclusão para encontrar as concentração especificadas ao atingir o equilíbrio.
Ex:
Um frasco de 1,000 L é preenchido com 1,000 mol de H2(g) e 2,000 mols de I2(g) a 448 °C. O valor da constante de equilíbrio Kc para a reação H21g2 + I21g2 -><- 2 HI1g2
a 448 °C é 50,5. Quais são as concentrações (em mols por litro) de H2, I2 e HI no equilíbrio?

H2(g)        + I2(g) -><-2HI(g)
Concentração inicial (M)            1,000            2,000             0
Variação na concentração (M)      -x                 -x              +2x
Concentração de equilíbrio (M) 1,000 - x     2,000 - x        2x

Kc = (HI)^2/(H2)(I2) = (2x)^2/(1,000-x)(2,000-x) = 50,5
4x^2 = 50,5(x^2 - 3,000x + 2,000)
46,5x^2 - 151,5x + 101,0 = 0
x =(   -(-151,5)+/-sqrt( -151,5^2-4(46,5)(101,02))  )/  2146,52

x1= 2,323 ou x2= 0,935 ; como x1 resultará num resultado negativo, longe dos parâmetros estequiométricos em relação a concentração. A resposta certe será x=0,935

substituindo...
[H2] = 1,000 - x = 0,065 M
[I2] = 2,000 - x = 1,065 M
[HI] = 2x = 1,87 M

# data[].attributes.body
Quando, numa reação estequiométrica há a presença de compostos não homogêneos, a constante de equilíbrio deve ser obsrvada com mais atenção.
Ao calcular seu Kc (constante de equilíbrio), não adiciona ao cálculo a concentração do composto que está num estado diferente DO ESTADO GASOSO.

# data[].attributes.body
Magnitude de K indica de que modo uma reação prossegue. Se K for muito grande, a mistura no equilíbrio será formada, principalmente, por substâncias no lado do produto da equação da reação. Isto é, a reação estará bastante deslocada para a direita. Por outro lado, se K for pequeno (isto é, muito inferior a 1), a mistura no equilíbrio será formada, principalmente, por substâncias no lado do reagente da equação.
A constante de equilíbrio também nos permite: prever a direção em que uma mistura reacional atinge o equilíbrio; e calcular as concentrações de reagentes e produtos no equilíbrio.
Se K>>1: o equilíbrio está deslocado à direita (produtos predominam)
Se K<<1: o equilíbrio está deslocado à esquerda (reagentes predominam)

Relações de estequiometria:

A constante de equilíbrio de uma reação na direção
inversa é igual o inverso (ou recíproco) da constante
de equilíbrio da reação na direção direta:
A + B -><- C + D    K1
C + D -><- A + B    K = 1/K1

A constante de equilíbrio de uma reação que foi multiplicada por um número é igual à constante de equilíbrio original elevada a uma potência igual a esse número.
nA + nB -><- nC + nD       K = K1^n

A constante de equilíbrio de uma reação global que é resultado do somatório de duas ou mais reações é igual ao produto das constantes de equilíbrio das reações individuais:

A + B -><-  C + D    K1
C + F -><-  G + A    K2
-------------------------
B + F -><-  D + G    K3 = K1K2

# data[].attributes.body
K(direta)/K(inversa)= constante

Expressão da constante de equilíbrio, ou expressão de equilíbrio

a A + b B -><- d D + e E
Em que A, B, D e E são as espécies químicas envolvidas. e a, b, d e e são seus coeficientes na equação química balanceada. De acordo com a lei de ação das massas, a condição de equilíbrio é descrita pela seguinte expressão:
Kc = [D]^d[E]^e/[A]^a[B]^b
— produtos (numerador)
— reagentes (denominador)

A constante de equilíbrio Kc é o valor numérico obtido quando substituímos concentrações em quantidade de matéria no equilíbrio na expressão da constante de equilíbrio. O subscrito c no K indica que as concentrações usadas para calcular a constante são expressas em concentração em quantidade de matéria (molaridade).

Constantes de equilíbrio em termos de pressão, Kp

Kp= [PD]^d[PE]^e / [PA]
^a[PB]^b
em que P é a pressão parcial em atm do composto.

Kp a partir de Kc:    Kp=Kc(RT)^Δ n

A quantidade Δn representa a variação na quantidade de matéria, em mols, de gás na equação química balanceada, que é igual à soma dos coeficientes dos produtos gasosos menos a soma dos coeficientes dos reagentes gasosos:

Δn = (mols de produtos gasosos)- (mols de reagentes gasosos) ;  (d+e)-(a+b)

Equilíbrio Heterogêneo

Quando, numa reação estequiométrica há a presença de compostos não homogêneos, a constante de equilíbrio deve ser obsrvada com mais atenção.
Ao calcular seu Kc (constante de equilíbrio), não adiciona ao cálculo a concentração do composto que está num estado diferente DO ESTADO GASOSO.

# data[].attributes.body
Svante Arrhenius:
''Um ácido é uma substância que, quando dissolvida em água, aumenta a concentração de íons H+;
Uma base é uma substância que, quando dissolvida em água, aumenta a concentração de íons OH-'

Brønsted–Lowry:
Partindo da definição de Arrhenius, anos depois, definido por Brønsted–Lowry que:
''Um ácido é uma substância (molécula ou íon) que doa um próton para outra substância.
Um base é uma substância que aceita um próton''
**Tomando como principal característica que o estado não interfere nessa doação de íons, então não precisa estar em meio aquoso como Arrhenius havia definido. Além disso, uma substância pode funcionar como um ácido somente se, simultaneamente, outra substância se comportar como uma base.

# data[].attributes.body
Toda reação reversível que consiste em uma ácido em conjunto com uma base, tem por definição:
Seja a reação direta obtendo um ácido no reagente, ao inverter a reação, ou seja, na reação inversa, este ácido passa a ser uma base conjugada. Segue o mesmo raciocínio para a base, retornando na reação inversa, um áciido conjugado.

# data[].attributes.body
Na reação direta, o HA doa um próton para o H2O.
Portanto, HA é o ácido Brønsted–Lowry e H2O é a base
de Brønsted–Lowry. Na reação inversa, o íon H3O+ doa
um próton para o íon A-, de modo que o H3O+ é o ácido e
A- é a base. Quando o ácido HA doa um próton, ele deixa
para trás uma substância, A-, que pode atuar como uma
base. Da mesma forma, quando a H2O atua como uma
base, ela gera H3O+, que pode atuar como um ácido.

Um ácido e uma base, como o HA e o A-, que dife-
rem apenas na presença ou ausência de um próton, são

chamados de par ácido–base conjugado.
*
Cada ácido
tem uma base conjugada, formada mediante a remoção
de um próton de um ácido. Por exemplo, o OH- é a base
conjugada do H2O, e o A- é a base conjugada do HA.
Cada base tem um ácido conjugado, formado pela adição
de um próton à base. Assim, o H3O+ é o ácido conjugado
da H2O, e o HA é o ácido conjugado do A-.
Em qualquer reação ácido–base (transferência de
prótons), podemos identificar dois conjuntos de pares
ácido–base conjugados. Por exemplo, considere a reação
entre o ácido nitroso e a água:

# data[].attributes.body
Na reação direta, o HA doa um próton para o H2O.
Portanto, HA é o ácido Brønsted–Lowry e H2O é a base
de Brønsted–Lowry. Na reação inversa, o íon H3O+ doa
um próton para o íon A-, de modo que o H3O+ é o ácido e
A- é a base. Quando o ácido HA doa um próton, ele deixa
para trás uma substância, A-, que pode atuar como uma
base. Da mesma forma, quando a H2O atua como uma
base, ela gera H3O+, que pode atuar como um ácido.

Um ácido e uma base, como o HA e o A-, que diferem apenas na presença ou ausência de um próton, são

Cada ácido tem uma base conjugada, formada mediante a remoção de um próton de um ácido. Por exemplo, o OH- é a base conjugada do H2O, e o A- é a base conjugada do HA.
Cada base tem um ácido conjugado, formado pela adição
de um próton à base. Assim, o H3O+ é o ácido conjugado
da H2O, e o HA é o ácido conjugado do A-. Em qualquer reação ácido–base (transferência de prótons), podemos identificar dois conjuntos de pares ácido–base conjugados. Por exemplo, considere a reação entre o ácido nitroso e a água: em todas as reações ácido–base, o equilíbrio favorece a transferência de prótons do ácido mais forte para a base mais forte, a fim de formar o ácido e a base mais fracas.

# data[].attributes.body
Métos de encontrar pH ou pOH
pH = -log [H+]    pOH = -log [OH-]
[H+]= concentração de H+
[OH-] = concentração de OH-
OH=[H+] =1,0 x 10 -3 M,
pH = -log[11,0 x 10^-3] = -(-3.00) = 3,00

A 25 °C, o pH de uma solução ácida é menor que
7,00.

Outros meios de obter o pH:
por [OH-]:
Seja [OH-] = 2,0 x 10^-3 M.

[H+] = __Kw___ = __ 1,0 x 10^-14__ = 5,0 *x10^-12 M
[OH-]           2,0x10^-3

pH = -log[15,0x10^-12] = 11,30
A 25 °C, o pH de uma solução básica é maior que 7,00.

Assim, obtemos a seguinte equação pH + pOH = 14,00 (a 25 °C)

# data[].attributes.body
Ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes, encontrados inteiramente como íons em solução aquosa. Há relativamente poucos ácidos e bases fortes comuns.

Ácidos fortes:
Os sete ácidos fortes mais comuns são seis ácidos monopróticos (HCl, HBr, Hl, HNO3, HClO3 e HCIO4) e um ácido diprótico (H2SO4).
Ex:
HNO3(aq) + H2O(l) --> H3O(aq) + NO3 (aq)
ionização completa, não utiliza as setas em equilíbrio na equação pois a reação se desloca totalmente para a direita.

O cálculo do pH da solução de um ácido monoprótico forte é direto porque [H+] é igual à concentração original de ácido.Por exemplo, em uma solução de HNO3(aq) 0,20 M, [H+] = [NO3] = 0,20 M.

Bases fortes:
As bases fortes solúveis mais comuns são os hidróxidos iônicos de metais alcalinos, como NaOH e KOH e os hidróxidos iônicos de metais alcalino terrosos mais pesados, a exemplo do Sr(OH)2. Esses compostos dissociam-se completamente em íons em solução aquosa. Assim, uma solução de NaOH 0,30 M consiste em Na+(aq) 0,30 M e OH-(aq) 0,30 M; não há essencialmente nenhum NaOH não dissociado.

Ácidos fracos:
A maioria das substâncias ácidas são ácidos fracos, por
isso, são apenas parcialmente ionizadas em solução aquosa.
HA(aq) + H2O(l) -><- H3O(aq) + A- (aq)
ou
HA(aq) -><- H+(aq) + A- (aq)

Ka=constante de acidez para o ácido HA.
Ka= __[H3O+][A-]__     ou    Ka = __[H+][A-]__
[AH]                                        [HA]
quanto maior o valor de Ka, mais forte é o ácido.

percentual de ionização = (concentração de HA ionizado/
concentração original de HA) x 100 %

Por exemplo, uma solução de 0,035 M de HNO2 contém 3,7x10^-3 M em H+(aq) e o percentual de sua ionização é:

Percentual de ionização = ([H+]equilíbrio/[HNO2] inicial) x 100%
= (3,7x10^-3 M / 0,035 M) x 100% = 11%

Acidos poliproticos: espécies que doam dois ou mais prótons. BASES POLIPRÓTICAS: Espécies que recebem um ou mais prótons.

Bases fracas:
O hidróxido de amônio (NH4OH) e as bases dos demais metais (das famílias 13, 14 e 15).

Relação entre Ka e Kb:
A constante de acidez (Ka) geralmente é expressa pelo negativo do seu logaritmo (pKa):
pKa = - log Ka
Exemplo: pKa do ácido acético = - log(1,76x10-5 ) = -(-4,75) = 4,75.
Há uma relação inversa entre o valor do pKa e a força do ácido (Ka)!
↑ pKa ↓ Ka ácido mais fraco, base mais forte
↓ pKa ↑ Ka ácido mais forte, base mais fraca

# data[].attributes.body
Os sais são substâncias parecidas com os ácidos e as bases, isso ocorre pois liberam íons em contato com a água.
São formados a partir da neutralização de um ácido por uma base. Essa reação pode ser chamada de reação de neutralização ou salinização, deste modo, são liberados um sal e uma molécula de água.

# data[].attributes.body
Ácidos binários:
A polaridade de ligação é um fator determinante da acidez para ácidos binários, quando A representa membros do mesmo período. A acidez aumenta à medida que a eletronegatividade do elemento A aumenta, o que geralmente ocorre, comoo ja estudado em EQUILÍBRIO QUÍMICO, nos deslocamos da esquerda para a direita em um período. Por exemplo, a diferença de acidez, considerando os elementos do segundo período, é: CH4 < NH3 << H2O < HF.
A ligação C-H é apolar, CH4 não apresenta qualquer disposição de formar íons H+ e CH3. Sendo a ligação N-H polar, NH3 tem um par de
elétrons não ligantes no átomo de nitrogênio que define a sua química, NH3 atua então, como uma base e não
como um ácido.

Oxiácidos:
São ácidos em que os grupos OH e átomos a mais de oxigênio estão ligados a um átomo central.
Esses átomos atraem a densidade eletrônica da ligação do O-H, aumentando ainda mais a polaridade do composto.
Este aumento do número de átomos de oxigênio também  estabiliza a base conjugada, pois aumenta a sua capacidade de distribuir sua carga negativa. Assim, a força de um ácido aumenta à medida que os átomos eletronegativos adicionais se ligam ao átomo central Y.
Uma vez que o número de oxidação de Y aumenta à medida que o número de átomos de O aumenta, essa correlação pode ser estabelecida de forma equivalente:
em uma série de oxiácidos, a acidez aumenta juntamente com o número de oxidação do átomo central.

Ácidos Carboxílicos (COOH) :
em que apenas o átomo de hidrogênio do grupo carboxila pode ser ionizado.
Fatores contribuem para o comportamento ácido dos ácidos carboxílicos. O primeiro átomo de oxigênio adicional ligado ao carbono do grupo C-O (carboxila) atrai a densidade de elétrons da ligação O-H, aumenta a polaridade e ajuda a estabilização da base conjugada. A base conjugada, de um ácido carboxílico, no entanto, pode exibir ressonância e contribuindo para a estabilização do ânion, favorecendo a distribuição da cargas negativas por vários átomos.

# data[].attributes.body
Para Lewis os ácidos e bases são compostos que, na reação química, doam ou recebem um par de elétrons.
Ácidos recebem o par de  elétrons.
e as bases doam o par de elétrons.
Acima mostra reações que demonstra o mecanismo da doação destes pares de elétrons em decorrência da formação de ligações ou a quebra delas.

# data[].attributes.body
A eletroquíica estuda os efeitos da oxidação representa a perda de elétrons em uma reação química, e redução é o ganho de elétrons. Assim, as reações de oxirredução (redox) ocorrem quando elétrons são transferidos de um átomo que é oxidado e que passa a reduzir sua massa, a um átomo que é reduzido e ocorre o aumento da sua massa.
As reações redox estão envolvidas no cotidiano de forma bastante ampla, desde funcionamento de baterias até a oxidação do ferro, o escurecimento de alimentos e a respiração dos animais.
A eletroquímica é o estudo das relações entre a eletricidade e as reações químicas, abrangendo o estudo de processos espontâneos e não espontâneos.

# data[].attributes.headline
Estados de oxidação e reações de oxirredução

# data[].attributes.subject
Estados de oxidação e reações de oxirredução

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Para tratar uma reação de oxidação, basta verificar o NOX que é apresentada na reação. Se além de ocorrer variação no NOX, neste caso o aumento do NOX e este for uma reação espontânea. Este composo atua como oxidante e é chamada de reação de oxidação. De forma contrária, numa reação espontânea que ocorre a diminuição do NOX, esta reação é chamada de Reação de redução.
É chamado Reação de oxirredução reações químicas que envolve oxidação e redução. Como o exemplo acima: Os números de oxidação da equação mostram que o estado de oxidação do Zn varia de 0 a +2, enquanto o estado de redução do H varia de +1 a 0.
A substância que permite que outra seja oxidada é chamada de agente oxidante ou oxidante removendo os elétrons da outra substância e se reduz. Analogamente, um agente redutor ou redutor é uma substância que fornece elétrons e leva outra substância a ser reduzida, tendendo a se oxidar.

# data[].attributes.body
Uma reação de oxirredução pode ser balanceada ao dividir a
reação em duas semirreações, uma para a oxidação e outra para a redução. Uma semirreação é uma equação química balanceada que inclui os elétrons. Nas semirreações de oxidação, os elétrons estão do lado dos produtos na equação (à direita). Já nas semirreações de redução os elétrons estão do lado dos reagentes (à esquerda). Cada semirreação é balanceada separadamente, e as duas são unidas com os coeficientes apropriados para balancear os elétrons em cada lado da equação, de modo que eles podem se cancelar quando as semirreações são adicionadas.

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Uma célula voltaica (ou galvânica) usa uma reação de oxirredução espontânea para gerar eletricidade. Em uma célula voltaica, as semirreações de oxidação e redução geralmente ocorrem em semicélulas separadas. Cada semicélula tem uma superfície sólida chamada eletrodo, onde a semirreação ocorre. O eletrodo no qual ocorre a oxidação é chamado ânodo; já a redução ocorre no cátodo. Os elétrons liberados no ânodo fluem pelo circuito externo (realizando trabalho elétrico) para o cátodo. A neutralidade elétrica na solução é mantida pela migração de íons entre as duas semi=células por um dispositivo como uma ponte salina.

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Potenciais de célula sob condições padrão

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Potenciais de célula sob condições padrão

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Uma célula voltaica gera uma força eletromo-
triz (fem) que impulsiona os elétrons do ânodo para o cátodo, pelo circuito externo. A origem da fem é uma diferença na energia potencial elétrica entre os dois eletrodos na célula. A fem de uma célula é chamada potencial da célula, Ecél, e medida em volts. O potencial da célula sob condições padrão é chamado de fem padrão ou potencial padrão da célula e denominado E° cél. Um potencial padrão de redução, E°red, pode ser atribuí do a
uma semirreação individual. Isso é atingido quando se compara o potencial da semirreação a aquele do eletrodo padrão de hidrogênio (EPH), defi nido como tendo E°red = 0 V e baseado na seguinte semirreação:
2 H+1aq, 1 M2 + 2 e- ¡ H21g, 1 atm2 E°red = 0 V
O potencial padrão de uma célula voltaica é a diferença entre os potenciais padrão de redução das semirreações, que ocorrem no cátodo e no ânodo:
E° cél = E°red 1cátodo2 - E°red 1ânodo2
O valor de E°cél é positivo para uma célula voltaica.
Para uma semirreação de redução, E°red é um indicador da tendência de que a redução vai ocorrer; quanto mais positivo for o valor para E°red, maior será a tendência de que a substância seja reduzida. Portanto, E°red fornece uma medida da força oxidante de uma substância. Substâncias que são agentes oxidantes fortes levam a produtos que são agentes redutores fracos, e vice-versa.

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Potenciais de célula sob condições não padrão

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Potenciais de célula sob condições não padrão

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A fem de uma reação redox varia conforme a temperatura e as concentrações dos reagentes e produtos. A equação de Nernst relaciona a fem sob condições não padrão com a fem padrão e o quociente de reação Q:
E = E° - 1RT>nF2 ln Q = E° - 10,0592>n2 log Q

O fator 0,0592 é válido quando T = 298 K. Uma célula de concentração é uma célula voltaica na qual a mesma semirreação ocorre tanto no ânodo quanto no cátodo, mas com diferentes concentrações dos reagentes em cada semicélula. No equilíbrio,
Q = K e E = 0.

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Uma bateria é uma fonte de energia eletroquímica fechada
que contém uma ou mais células voltaicas. As baterias são
baseadas em uma variedade de diferentes reações redox. As
que não podem ser recarregadas são as células primárias e as que podem, são as células secundárias. A pilha seca alcalina comum é um exemplo de bateria de célula primária. As de chumbo–ácido, níquel–cádmio, níquel-hidreto metálico e íon-lítio são exemplos de baterias de células secundárias. As células a combustível são células voltaicas que utilizam reações redox, em que reagentes como H2 devem ser fornecidos continuamente à célula para gerar tensão.

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Os princípios eletroquímicos ajudam a entender a corrosão, reações redox indesejáveis nas quais um metal é atacado por alguma substância em seu ambiente.
A corrosão do ferro à ferrugem é provocada pela presença de água e oxigênio, e acelerada pela presença de eletrólitos, como o sal nas ruas. A proteção de um metal colocado em contato com outro metal que sofre oxidação mais facilmente é chamada de proteção catódica. Por exemplo, o ferro galvanizado é revestido por uma fina camada de zinco. Uma vez que o zinco é mais facilmente oxidado que o ferro, ele funciona como um ânodo de sacrifício na reação redox.

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Uma reação de eletrólise, realizada em uma célula eletrolítica, emprega uma fonte externa de eletricidade para promover uma reação eletroquímica não espontânea. O meio que transporta a corrente na célula eletrolítica pode ser um sal fundido ou uma solução de eletrólito.

Normalmente, os produtos da eletrólise podem ser previstos
ao comparar os potenciais de redução associados aos possíveis processos de oxidação e redução. Os eletrodos em uma célula eletrolítica podem ser ativos, significando que o eletrodo pode estar envolvido na reação de eletrólise. Os eletrodos ativos são importantes na galvanoplastia e nos processos metalúrgicos.
A quantidade de substâncias formadas durante a eletrólise pode ser calculada ao considerar o número de elétrons envolvidos na reação redox e a quantidade de carga elétrica que passa na célula. A quantidade de carga elétrica é medida em coulombs e está relacionada à grandeza da corrente que fl ui e ao tempo decorrido
(1 C = 1 A-s).