# data[].attributes.body
https://youtu.be/5lTuLY-ZC1w
https://youtu.be/QKKd1lB-zOg
https://youtu.be/6HLlfpbJuqA
https://youtu.be/NnA2x4YAylQ
https://youtu.be/xWl5lw6ZR-g

# data[].attributes.body
A eletrólise é um processo não espontâneo, mas também gerando energia a partir das reações químicas

NaCl(s) ----> NaCl(l)
(aquecimento)

Oxidação anodo: 2Cl-(l) ----> Cl2(g) + 2e-
Redução catodo: 2Na+(l) + 2e- ----> 2Na(l)
2Cl-(l) + 2Na+(l) ----> Cl2(g) + 2Na(l)

Coulombs = Ampères x segundos
C = i(A) x t(s)

# data[].attributes.body
Eº= Eºred(proc. de red) - Eºred(proc. de oxid)
se: E > 0 -> processo espontâneo
E < 0 -> processo não espontâneo

fem, energia livre e constante de equilíbrio
Variação de G = -nFEº
n = número de elétrons
F = constante de Faraday
Variação de G < 0 -> processo espontâneo
Variação de G > 0 -> processo não espontâneo

Equação de Nernst
Variação de G = Variação de Gº + RT ln Q
-nFE = -nFEº + RT lnQ
E = -nFEº/-nF + RT lnQ/ - nF
E = Eº - RT/nF lnQ

Corrosão
Al(s) + O2(g) ----> Al2O3(s)
Oxidação do ferro
Catodo: O2(g) + 4H+(aq) + 4e- ----> 2H2O(l) Eºred = 1,23V
Anodo: Fe(s) ----> Fe2+(aq) + 2e- Eºred = -0,44V
4Fe2+(aq) + o2(g) + 4H2O(l) + 2xH2O(l) ----> 2(Fe2O3)(xH2O)(s) + 8H+

Evitando a corrosão
Para evitar a corrosão, faz um processo de galvanização no ferro com uma fina camada de Zinco, usando o princípio da eletroquímica.
Fe2+(aq) +2e- ----> Fe(s) Eºred = -0,44V
Zn2+(aq) + 2e- ----> Zn(s) Eºred = -0,76V

# data[].attributes.body
Os dois metais sólidos conectados por um circuito externo são chamados de eletrodos. Por definição, o eletrodo onde ocorre a oxidação é chamado de anodo; o eletrodo onde ocorre a redução é chamado de catodo
Segue o mesmo esquema de semi-reações.
Formula do ddp: Variação de E = E(maior) - E(menor)
Eºcel = ddp = fem = Eºred(catodo) - Eºred(anodo)

# data[].attributes.body
A energia liberada em uma reação Redox espontânea pode ser usada para realizar trabalho elétrico. Essa tarefa é efetuada por uma célula voltaica (ou galvânica).

# data[].attributes.body
Em meio ácido
(MnO4)-(aq) + (C2O4)2-(aq) ----> Mn2+(aq) + CO2(aq)
redução: 5e- + 8h+(aq) + (MnO4)-(aq) ----> Mn2+(aq) + 4H2)(l)
Oxidação: (C2O4)2-(aq) ----> 2Co2(g) + 2e-

agora, para o balanceamento, o número e elétrons ganho tem que ser igual ao número de elétrons perdidos e em seguida soma as reações.
16H+(aq) + 2(MnO4)-(aq) + 5(C2O4)2-(aq) ----> 2Mn2+(aq) + 8H2O(l) + 10CO2(g)

Em meio básico
CN-(aq) + (MnO4)-(aq) ----> CNO-(aq) + MnO2(s)
Redução: 2(MnO4)- + 8H2O + 6e- ----> MnO2 + 4H2O + 8OH-
Oxidação: 3CN- + 3H2O + 6OH- ----> 3CNO- + 6H2O + 6e-

2(MnO4)- + 3CN- + H2O ----> 3CNO- + 2MnO2 + 2OH-

# data[].attributes.body
Nesse balanceamento, se uma substância perde um determinado número de elétrons, a outra rem de ganhar o mesmo número de elétrons.
Semi-reações
Em geral é conveniente considerá-las processos separados.
Exemplo a oxidação de Sn2+ por Fe3+
Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq) -----> Sn4+(aq) + 2Fe2+

Oxidação: Sn2+(aq) ----> Sn4+(aq) + 2e-
Redução: 2Fe3+ (aq) + 2e- ----> 2Fe2+(aq)

# data[].attributes.body
As reações de oxirredução estão entre as reações químicas mais comuns e importantes. A oxidação refere-se à perda de elétrons. Já a redução refere-se ao ganho de elétrons. Portanto as reações de oxirredução ocorrem quando os elétrons são transferidos do átomo oxidado para o átomo reduzido.

# data[].attributes.body
Arrhenius definiu ácidos como substâncias que produzem íons H+ em água, e bases como substâncias que produzem íons
OH- em água.

# data[].attributes.body
O pH tem uma escala que varia de 0 a 14, sendo de 0 a 7 ácido, 7 a 14 básico e 7 neutro.
O calculo desse pH é feito medindo a concentração de H+ no meio.
pH= -log([H+])
Ácidos fortes
Os sete ácidos fortes mais comuns incluem seis ácidos monopróticos (HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3 e HClO4) e um diprótico (H2SO4).
Em uma solução aquosa de ácido forte, o ácido normalmente é a única fonte significativa de íons H+
Bases fortes
As bases fortes solúveis mais comuns são os hidróxidos iônicos dos metais alcalinos e os metais alcalinos terrosos, como NaOH, KOH e Ca(OH)2. Esses compostos dissociam-se completamente em íons em solução aquosa.
Ácidos fracos
As substâncias  de ácidos fracos ioniza-se apenas parcialmente em soluções aquosas.
Para saber a força do ácido, faz a medição do Ka ou pKa
quanto maior o Ka, menor o pKa e mais forte o ácido
exemplo: Ka = [P]/ [R].
Bases fracas
As bases fracas reagem com água, abstraindo prótons de H2O, com isso formando o ácido conjugado da base e íons OH-.
Para saber a força da base, faz a medição do Kb
Quanto maior o Kb, menor o pKb e mais forte a base.
Kb = [P's]/[R]
Relação entre Ka x Kb
quanto maior o Ka, menor será o Kb
Oxiácidos
Os ácidos nos quais os grupos OH, e possivelmente átomos de oxigênio adicionais, estão ligados ao átomo central são chamados de Oxiácidos.

# data[].attributes.body
Na teoria de Lewis, uma base pode doar seu par de elétrons para outra espécie química além do H+. Dessa forma o conceito de ácido-base fica mais amplo.

# data[].attributes.body
O conceito deles é baseado no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ de um substância para a outra.
De acordo com a definição deles, um ácido é uma substância que pode doar um próton para a outra substância. Uma base é uma substância que pode receber um próton.

# data[].attributes.body
Os cientistas identificam os ácidos e as bases pelas suas características. Os ácidos tem sabor azedo. As bases, por outro lado, tem o sabor amargo.

# data[].attributes.body
[R] > [P]
Ke < 1

# data[].attributes.body
[P] > [R]
Ke > 1

# data[].attributes.body
[R] = [P]
Ke = 1

# data[].attributes.body
Ke = [P]/[R]

# data[].attributes.body
A velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual á velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos.

princípio de le chatelier

“Quando se provoca uma perturbação em um sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido que tende a anular essa perturbação, procurando se ajustar a um novo equilíbrio.”

Os principais fatores que causam esse deslocamento no equilíbrio químico são: concentração dos reagentes ou produtos participantes da reação, pressão e temperatura.

# data[].attributes.body
t1/2 = [A]0/2
primeira ordem:
t1/2 = -ln1/2/k

# data[].attributes.body
A cinética química é o estudo da velocidade ou o grau de velocidade das reações e o que altera essa velocidade em cada reação.

Fatores que afetam as velocidades de reações:

1) O estado físico dos reagentes - Quanto mais rapidamente as moléculas se chocam, mais rapidamente elas reagem. Mudando a velocidade caso seja Gás, Líquido ou Sólido. No caso se for Sólido está limitado a área de contato, quanto maior a área de contato maior a velocidade da reação
2) As concentrações dos reagentes - A velocidade da reação irá aumentar com o aumento das concentrações.

# data[].attributes.body
3) Temperatura - As velocidades das reações aumentam conforme há um aumento da velocidade da temperatura.

# data[].attributes.body
4) A presença de um Catalisador - Os catalisadores são agentes que aumentam as velocidades de reação

# data[].attributes.body
A velocidade média das reações são dadas pelas sua variação de concentração dos reagentes ou produtos por unidade de tempo.
exemplo:
A -----> B
Vm em relação a B = Variação na concentração de B / Variação no tempo

# data[].attributes.body
As leis de velocidade para a maioria das reações têm a forma geral:
Velocidade = k[reagente 1]^m[reagente 2]^n...

# data[].attributes.body
Depende de um único reagente elevado à primeira potência.
Para reações do tipo A ⇾ produtos, a velocidade deverá ser classificada como de primeira ordem:
V = - ∆[A]/∆[t]=k[A]

# data[].attributes.body
A velocidade depende da concentração do reagente elevado à segunda potência ou da concentração de dois reagentes diferentes, cada um elevado à primeira potência.
Para reações do tipo A ➝ produtos ou A+B ➝ produtos, que são de segunda ordem em apenas um reagente, A:
V = - ∆[A]/∆[t]=k[A]²

# data[].attributes.body
Velocidade é diretamente proporcional a temperatura.
Por causa do aumento constante da velocidade com o aumento constante da temperatura.

complexo ativado:
É o estado intermediário (estado de transição) formado entre reagentes e produtos, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (presentes nos reagentes) e formação de novas ligações (presentes nos produtos).

A fração de moléculas que têm energia igual ou maior que Ea é dada pela expressão: ƒ=e^-Ea/RT.

Equação de arrhenius:
Arrhenius observou que, para a maioria das reações, o aumento na velocidade com o aumento da temperatura é não-linear.
k=Ae^Ea/RT