REAÇÕES QUÍMICAS
• Profª : Gesiane
Prof Gesiane Cabral de Freitas Souza
A química é a ciência da transformação.
Podemos dizer que toda a atividade dos
químicos
consiste
em
estudar
as
propriedades das substâncias e as
transformações químicas ou seja as
reações químicas.
1.1 - REAÇÕES DE SÍNTESE:
Reação em que duas ou mais substâncias ( simples ou
compostas ), originam uma única substância composta.
Estas reações são também conhecidas como reações de
composição ou de adição. Neste tipo de reação um único
composto é obtido a partir de dois compostos.
Vamos ver uma ilustração deste tipo de reação !
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Exemplos:
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Óxido básico + H2O
Base
BaO + H2O
Ba(OH)2
K2O + H2O
2KOH
Óxido ácido + H2O
ácido
CO2 + H2O
H2CO3
Cl2O5 + H2O
H2Cl2O6
HClO3
Óxido básico + Óxido ácido
Sal
BaO
BaCO3
K2O
+ CO2
+ Cl2O5
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K2Cl2O6
KClO3
1.2 – Decomposição ou análise:
Reação em que uma única substância composta se desdobra
em outras substâncias simples ou compostas. Para que
ocorra uma reação de decomposição são utilizados agentes
físicos como:
- Calor: a reação recebe o nome de pirólise.
- Eletricidade: a reação recebe o nome de eletrólise.
- Luz: a reação recebe o nome de fotólise.
Como o próprio nome diz, este tipo de reação é o inverso da
anterior (composição), ou seja, ocorre quando a partir de um
único composto são obtidos outros compostos. Estas
reações também são conhecidas como reações de análise.
Que tal dar uma olhadinha em uma ilustração e em alguns
exemplos?
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Exemplos:
2 HCl
H2 + Cl2
CaCO3
CaO + CO2
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1.3 - Reações de deslocamento ou simples troca:
É a reação em que uma substância simples reage com uma
composta, produzindo outra substância simples e outra
composta.
Exemplo:
Fe + CuSO4
FeSO4 + Cu
Estas reações são também conhecidas como reações de
substituição.
Como será que isto ocorre? Vamos ver alguns exemplos para
entender melhor estas reações.
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São necessárias certas condições para que essas reações
ocorram, que veremos a seguir.
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1.3.1 – Quando uma substância simples é um metal
Considere as experiências a seguir:
 Colocar uma placa de cobre metálico numa solução
aquosa de AgNO3.
 Colocar uma lâmina de prata numa solução aquosa
de CuNO3
Esquema :
1º caso:
Cu
Ag NO3
Solução incolor
Cu
Solução azulada
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2º caso:
Ag
Ag
NADA
OCORRE !
Ag+1
Cu (NO3)2
Cu (NO3)2
Análise do que aconteceu:
No 1º caso verificamos que o sólido formado é a prata metálica
(Ag) e que na solução , existem cátions de cobre (Cu+2). Portanto
ocorreu uma reação química em que o cobre da lâmina passa
para a solução e a prata passa para a lâmina.
Reação ocorrida:
Cu + 2 Ag NO3
Cu (NO3)2 + 2 Ag
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No 2º caso não houve nenhuma transformação, concluímos que
não ocorreu reação química, os átomos de prata não deslocam
os átomos de cobre.
A FILA DE REATIVIDADE AJUDA A EQUACIONAR REAÇÕES DE
DESLOCAMENTO
Reatividade crescente dos metais
Cs, Rb, K, Na, Li, Ba, Sr, Ca, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H,
Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
1.3.2- Quando a substância simples é um não metal
(1)
que reação ocorre?
Cl2 + 2KI
2 KCl + I2 no sentido 1.
(2)
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FILA DE REATIVIDADE DOS AMETAIS: F> O> Cl > Br> I > S
É muito importante você saber que as
leis que regem as reações de
deslocamento se resumem nas filas
de reatividade, dos metais e ametais.
ok?
1.4 – Reações de dupla troca:
São reações em duas substâncias compostas reagem
trocando um dos seus elementos e produzindo duas novas
substâncias compostas. Vamos analisar
alguns casos
dessas reações.
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1.4.1- Quando há precipitação : Quando ocorrer a formação de
uma substância insolúvel durante a reação química.
O
símbolo
indica precipitado.
Exemplo :
Ag NO3(aq.) +
(incolor)
Na Cl(aq.)
(incolor)
Na NO3(aq.)
(incolor)
+
Ag Cl
(precipitado branco)
1.4.2- Quando há desprendimento de um gás : A formação de um
gás em uma reação de dupla troca é resultado da formação de
uma composto instável.
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Compostos instáveis :
H2SO3
NH4OH
H2CO3
H2O + SO2
H2O + NH3
H2O + CO2
Exemplo :
2 HCl+ Na2CO3
H2CO3
2NaCl + < H2CO3>
( composto instável )
H2O + CO2
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1.4.3 - Quando há formação de um ácido volátil:
Partindo de um ácido (reagente fixo), podemos obter um
ácido volátil ( baixo ponto de ebulição ), o que é observado
pelo desprendimento de gás.
Exemplo:H2SO4 (aq.) + 2 NaCl (s)
Na2SO4 (aq.) + 2 HCl(g)
1.4.4 - Quando há formação de um produto menos dissociado
( bases ou ácidos fracos ):
Exemplo:
AlCl3 (aq.) + 3 NaOH (s)
Al(OH)3 (aq.) +3 NaCl
(base fraca)
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CÁLCULOS QUÍMICOS E
ESTEQUIOMETRIA
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Massa atômica, massa molecular e mol
O átomo de 12C foi escolhido como átomo padrão na construção
das escalas de massas atômicas. Sua massa atômica foi fixada em
12 u.
Unidade de massa atômica (u) é a massa de
1/12 do átomo de 12C.
Massa atômica de um átomo é a massa desse átomo expressa em
u. Indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da
massa de 12C.
Massa atômica de um elemento formado por uma mistura de
isótopos é a massa média dos átomos desse elemento expressa
em u. É igual à média ponderada das massas atômicas dos
isótopos constituintes do elemento.
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Isótopo
35
Cl
37Cl
MA
Abundância (%)
34,997 u
36,975 u
75,4
24,6
MA do elemento cloro = 34,997 x 75,4 + 36,975 x 24,6 = 35,453 u
100
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Massa molecular de uma substância é a massa da molécula
dessa substância expressa em u. Indica quantas vezes a massa
da molécula dessa substância é maior que a massa de 1/12 do
átomo de 12C.
A massa molecular de uma substância é numericamente igual à
soma das massas atômicas de todos os átomos da molécula
dessa substância.
Exemplo: H2SO4
2 x 1 = 2u
1 x 32 = 32u
4 x 16 = 64u
MM = 98u
1u = 1,66 . 10 –24 g
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Quantidade de matéria: É a grandeza que fornece a quantidade, em
mols, de entidades elementares.
Mol é a unidade de quantidade de matéria ou quantidade
de substância.
Mol é a quantidade de matéria (ou de substância) que contém
tantas entidades elementares representadas pela respectiva
fórmula, quantos são os átomos de 12C contidos em 0,012 kg de
12C.
Constante de Avogadro (antigamente chamada número de
Avogadro) é o número de átomos de 12C contidos em 0,012 kg de
12C. Seu valor numérico é:
6,02 x 1023 mol -1
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Exemplos:
1 mol de átomos ____________ 6,02 x 1023 átomos
1 mol de moléculas__________ 6,02 x 1023 moléculas
1 mol de íons ____________
6,02 x 1023 íons
1 mol _____________________ 6,02 x 1023 entidades
elementares.
Massa molar (M) : É a massa de substância que contém 6,02 x 1023
entidades representadas pela fórmula dessa substância. É
comumente expressa em g/mol ou g . mol-1.
A massa molar é a massa, em gramas, de um mol de qualquer
espécie (átomos, íons, moléculas, etc.)
1 mol de S = 32 g = 6,02 . 10 23 átomos de S
1 mol de H2O = 18 g = 6,02 . 10 23 moléculas de H2O
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EXERCÍCIOS RESOLVIDOS:
1- Em 2 mols de H2SO4 calcule:
a) Quantidade de matéria em átomos
1 mol de H2SO4
7 mols de átomos
2 mols de H2SO4
X
X = 14 mols em átomos
b) Quantidade de matéria em átomos de hidrogênio
1 mol de H2SO4
2 mols em átomos
2 mols de H2SO4
Y
Y = 4 mols em átomos
c) O número de átomos
1 mol de H2SO4
2 mols de H2SO4
7 . 6,02 .10 23 átomos
Z
Z = 8,4 . 10 23 átomos
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Um medicamento contém 90mg de ácido acetilssalicílico (C9H8O4)
por comprimido. Quantas moléculas dessa substância há em cada
comprimido?
Número de Avogadro = 6,0 . 1023 mol-1
Massas atômicas relativas: C= 12; O= 16; H= 1,0.
1 mol de C9H8O4
180g
90 . 10 -3 g
6,02 . 10 23 moléculas
X
moléculas
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X = 3,01 . 10 10
1- LEIS PONDERAIS
1.1 – Lei da Conservação das Massas
NA NATUREZA, NADA SE CRIA NADA SE PERDE TUDO
SE TRANSFORMA (Lavoisier)
CaO + H2O
56g
18g
Ca(OH)2
74g
Em um sistema fechado a massa total dos reagentes é
igual ao dos produtos.
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1.2 – Lei das Proporções Constantes
TODA SUBSTÂNCIA APRESENTA UMA PROPORÇÃO EM MASSA
CONSTANTE NA SUA COMPOSIÇÃO. (Proust)
2H2
+
O2
2 mols
2 H2O
1 mol
2 mols
4g
32g
36g
2g
16g
18g
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2- INTERPRETANDO A EQUAÇÃO QUÍMICA
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3 - QUATRO PASSOS PARA REALIZARMOS O CÁLCULO
ESTEQUIOMÉTRICO
• Montar a equação balanceada da equação
• Identificar as substâncias envolvidas no cálculo
• Transformar as quantidades em mols para as grandezas
dadas e pedidas na questão.
• Aplicar as leis ponderais
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EXEMPLOS:
1- O carbonato de cálcio, CaCO3, é o principal componente
do mármore, e sob aquecimento sofre decomposição
produzindo gás carbônico, CO2 e óxido de cálcio CaO. A
partir de 500 g de CaCO3 determine:
CaCO3
CaO + CO2
Dados: Ca= 40g ; O = 32g e C= 12g
a) A massa de CaO produzida
CaCO3
CaO
100g
56g
500g
X
X = 280 g de CaO
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b) O volume de CO2 produzido nas CNTP
CaCO3
CO2
100g
22,4 L
500 g
Y
Y = 112 L de CO2
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