Universidade Comunitária da
Região de Chapecó
Centro de Ciências Exatas e Ambientais
Reações Químicas
Profa. Suellen Cadorin Fernandes
REAÇÕES QUÍMICAS
INTRODUÇÃO
Os fenômenos podem ser classificados em químicos (produzem
novas substâncias) e físicos (não produzem novas espécies).
Aos fenômenos químicos damos o nome de REAÇÕES QUÍMICAS.
Óxido de cálcio mais água produz hidróxido de cálcio.
Quando substituímos os nomes das substâncias por suas
fórmulas e as palavras por símbolos, obteremos uma EQUAÇÃO
QUÍMICA.
REAÇÕES QUÍMICAS
•
As substâncias que iniciam uma reação são os reagentes e
constituem o primeiro membro da equação.
•
As substâncias obtidas numa reação química são os produtos
e constituem o segundo membro da equação.
•
Na reação, CaO e H2O são os reagentes e, o Ca(OH)2 é o
produto.
•
As equações químicas possuem fórmulas e coeficientes para
mostrar os aspecto qualitativo e quantitativo da reação.
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Basicamente podemos classificar as reações químicas em:
a) Reação de síntese ou adição.
b) Reação de análise ou decomposição.
c) Reação de deslocamento, simples troca ou substituição.
d) Reação de dupla troca, duplo deslocamento ou dupla substituição.
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS
 REAÇÃO DE SÍNTESE OU ADIÇÃO
• É quando em que duas substâncias se combinam, dando origem a novas
substâncias, isto é, em que ocorre um fenómeno no qual há quebra de
ligações químicas nos reagentes e formação de outras ligações, dando
origem a novas espécies.
• Se todas os reagentes forem substâncias simples a síntese é total e, se
tiver pelo menos uma substância composta a síntese será parcial.
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS
 REAÇÃO DE ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO
• É quando uma única substância reagente origina duas ou mais
substâncias como produto.
•
As reações de análise podem receber nomes particulares, de acordo
com o agente causal da reação.

Pirólise ⇒ decomposição pelo calor.

Fotólise ⇒ decomposição pela luz.

Eletrólise⇒ decomposição pela corrente.

Hidrólise ⇒ decomposição pela água.
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS
 REAÇÕES DE DESLOCAMENTO, SIMPLES TROCA OU SUBSTITUIÇÃO
• São as reações em que um elemento químico substitui outro elemento de
um composto, libertando-o, como substância simples.
 REAÇÕES DE DUPLA TROCA, DUPLA SUBSTITUIÇÃO OU DUPLO
DESLOCAMENTO
• É quando duas substâncias compostas trocam entre si partes de suas
estruturas.
REAÇÕES QUÍMICAS
 As reações químicas, quanto ao calor envolvido, podem ser classificadas em:
 ENDOTÉRMICAS
São aquelas reações que ocorrem absorvendo calor externo.
 EXOTÉRMICAS
São aquelas reações que ocorrem liberando calor para o meio ambiente.
REAÇÕES QUÍMICAS
 Podemos,
também,
classificar
as
reações
em
REVERSÍVEIS
ou
IRREVERSÍVEIS.
 REAÇÕES OU PROCESSOS REVERSÍVEIS
•
São reações ou processos que reagentes e produtos são consumidos e
produzidos ao mesmo tempo.
•
Os reagentes e produtos destas reações são separados por uma dupla seta.
• A reação que ocorre da esquerda para a direita chama-se REAÇÃO
DIRETA.
• A reação que ocorre da direita para a esquerda chama-se REAÇÃO
INVERSA.
REAÇÕES QUÍMICAS
 REAÇÕES OU PROCESSOS IRREVERSÍVEIS
•
São reações ou processos que ocorrem em um único sentido.
REAÇÕES QUÍMICAS
 CONDIÇÕES DE OCORRÊNCIA DE ALGUMAS REAÇÕES
 REAÇÕES DE DESLOCAMENTO
As reações de deslocamento ocorrem quando o elemento que substitui outro,
da substância composta, é mais reativo.
O zinco é mais reativo que o hidrogênio. A ordem de reatividade dos principais
metais é observada na tabela a seguir.
REAÇÕES QUÍMICAS
 CONDIÇÕES DE OCORRÊNCIA DE ALGUMAS REAÇÕES
 REAÇÕES DE DUPLA TROCA
•
Algumas condições para que ocorra uma reação de dupla troca são:

Formação de um precipitado

Formação de uma substância volátil

Formação de uma substância mais fraca (menos ionizada ou dissociada)
LEIS PONDERAIS
•
São as leis relativas às massas das substâncias que participam das reações
químicas.
As principais leis ponderais são:
- Lei da conservação das massas.
- Lei das proporções constantes.
LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
Esta lei é muito conhecida pelo nome de lei de Lavoisier, e diz que
a massa total de uma reação química se mantém constante, isto é, a
massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos.
LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
• As partículas (átomos) iniciais e finais são as mesmas. Portanto,
a massa permanece constante.
LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
01) A reação entre 23g de álcool etílico e 48g de oxigênio produziu 27g de
água, ao lado de gás carbônico. A massa de gás carbônico obtida foi de:
a) 44g.
b) 22g.
c) 61g.
d) 88g.
e) 18g.
02) Acerca de uma reação química, considere as seguintes afirmações:
I. A massa se conserva.
II. As moléculas se conservam.
III. Os átomos se conservam.
São corretas as afirmativas:
a) I e II apenas.
b) II e III apenas.
c) I e III apenas.
d) I apenas.
e) III apenas.
LEI DAS PROPORÇÕES CONSTANTES
Esta lei também é conhecida como lei de
Proust e diz que a proporção com que as
massas das substâncias reagem é sempre
constante.
Duplicando a quantidade de átomos, todas as massas dobrarão.
LEI DAS PROPORÇÕES CONSTANTES
Duplicando a quantidade de átomos, todas as massas dobrarão.
Verifique que sempre a proporção com que o hidrogênio reage com o
oxigênio é sempre de 1:8, isto é, para cada grama de hidrogênio são
necessários 8g de oxigênio.
LEI DAS PROPORÇÕES CONSTANTES
3) Sabemos que 7g de nitrogênio reagem totalmente com 1,5g de hidrogênio, produzindo
gás amoníaco. A massa de gás amoníaco que iremos obter nessa reação quando
misturamos 2,1g de nitrogênio com uma quantidade suficiente de hidrogênio é:
a) 8,1g.
b) 10,2g.
c) 2,55g.
d) 4,00g.
e) 3,60g.
4) A combustão completa do metano (CH4) produz dióxido de carbono (CO2) e água. A
alternativa que representa o número de mols de CO2 produzido na combustão de 0,3 mol de
CH4 é: CH4 + 2 O2 ⇄ CO2 + 2 H2O
a) 1,2 mols.
b) 0,6 mol.
c) 0,9 mol.
d) 0,3 mol.
e) 1,5 mol.
CONSEQUÊNCIAS DA LEI DE PROUST
Composição centesimal: São as porcentagens, em massa, dos
elementos formadores de uma substância.
A composição centesimal será as porcentagens, em massa, com que hidrogênio carbono
reage para a formação de 100g de metano.
CONSEQUÊNCIAS DA LEI DE PROUST
01) O carbonato de cálcio (CaCO3) é formado por 40% de cálcio, 12% de carbono
e x% de oxigênio, em massa. Em 50g do referido sal à quantidade de oxigênio é
igual a:
a) 8g.
b) 16g.
c) 24g.
d) 32g.
e) 48g.
2) A porcentagem em massa do carbono no clorofórmio, CHCl3, é: Dados: H= 1 u;
C = 12 u; Cl = 35,5 u
a) 1%.
b) 10%.
c) 12%.
d) 24%.
e) 50%.
Cálculo estequiométrico
É o cálculo pelo qual prevemos as quantidades das substâncias que
participarão de uma reação química.
Exemplos:
01) Dada a reação:
C2H4 + 3O2 ⇄ 2CO2
14g
48g
44g
+ 2H2O
18g
Qual a massa de água que se forma, utilizando-se 16,8g de C2H4?
2) Uma massa de 8g de hidróxido de sódio reagem com quantidade suficiente de
ácido sulfúrico produzindo14,2g de sulfato de sódio e certa quantidade de água.
Que massa de hidróxido de sódio é necessária para, em reação com o ácido
sulfúrico, produzir 35,5g de sulfato de sódio?
LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
A massa total de uma reação química é constante. Os átomos não são
criados nem destruídos em uma reação química, simplesmente eles mudam de
parceiro.
Como os átomos não são criados nem destruídos em uma reação
química, os químicos multiplicaram as fórmulas por fatores para mostrar o mesmo
número de átomo de cada elemento em cada lado da reação. Este artifício
matemático é conhecido como BALANCEAMENTO.
Na + H2O
2Na + 2H2O
NaOH + H2
EQUAÇÃO NÃO BALANCEADA
2NaOH + H2
COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO
EQUAÇÃO
BALANCEADA
Em uma equação química representa-se os estados físicos de cada reagente e
produto.
(s) – Sólido; (l) – Líquido; (g) – Gasoso; (aq) – Aquoso;
2 Na(s) + 2 H2O(l)
2 NaOH(aq) + H2(g)
Para indicar que a reação requer calor (Temperatura) utiliza-se a letra grega Δ.
CaCO3 (s)
Δ
CaO(s) + CO2(g)
Para indicar que a reação precisa de um catalisador utiliza-se a fórmula do
catalisador sobre a flecha da reação.
2 SO2 (g) + O2 (g)
V2O5
2 SO3(g)
Uma equação química balanceada simboliza as mudanças qualitativas e
quantitativas
que
ocorrem
em
uma
reação
química.
Os
coeficientes
estequiométricos nos dão os números relativos de mols dos reagentes e
produtos que fazem parte de uma reação.
BALANCEAMENTO
Os coeficientes estequiométricos são utilizados para mostrar que os átomos não são
criados nem destruídos.
As equações químicas podem ser balanceadas por dois métodos:
- Ácido base – sem transferência de elétrons. Por tentativa;
- Redox – ocorre a transferência de elétrons. Reações de Oxidação e Redução;
Balanceamento por Tentativa:
Muitas equações podem ser balanceadas por tentativa.
Exemplo: O butano (C4H10) é um dos ingrediente do gás natural. Ele queima na
presença de oxigênio (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) e água (H2O).
Para montarmos a equação balanceada para esta reação, primeiro devemos
escrever a equação principal.
C4H10(g) + O2(g)
CO2(g) + H2O(l)
Iniciar com a fórmula que tem o maior número de átomos ou maior número
de elementos diferentes.
C4H10(g) + O2(g)
4 CO2(g) +5 H2O(l)
Os átomos de Oxigênio são os únicos que não estão balanceados a
esquerda da equação.
C4H10(g) + 13/2 O2(g)
Para remover
a fração
4 CO2(g) + 5 H2O(l)
basta multiplicar
todos os coeficientes
estequiométricos por 2.
2C4H10(g) + 13O2(g)
8CO2(g) + 10 H2O(l)
Exercício 1: Balancear a equação química que representa a queima do gás
hidrogênio (H2) em presença de (O2) para formar água.
H2 (g) + O2(g)
H2O(l)
Exercício 2: Balancear a equação química que representa a queima do gás
metano (CH4) em presença de (O2) para formar dióxido de carbono e água.
CH4 (g) + O2(g)
CO2(g) + H2O(l)
Exercício 3: Balancear a equação química abaixo:
Al(l) + BaO(s)
Δ
Al2O3(s) + Ba(l)
Balanceamento por Oxirredução:
Toda equação química balanceada pelo método da oxirredução deve constar a
reação de oxidação e a reação de redução.
REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO:
1- Flúor nos seus compostos apresenta sempre número de oxidação -1;
2- Oxigênio nos seus compostos possui número de oxidação -2;
Exceções:
a. Peróxido e Superóxidos: Estes compostos contém ligações O – O. O número de
oxidação peróxido é -1 e nos superóxido é ½;
b. Fluoreto de Oxigênio: A regra 1 sempre tem preferência. Em OF2 e O2F2 os
números de oxidação de cada oxigênio são +2 e +1, respectivamente;
3- Hidrogênio: na maioria dos compostos o número de oxidação é +1;
Exceções: Nos hidretos metálicos o valor é -1;
4- Compostos de elemento do grupo periódico I (metais alcalinos) e II (metais
alcalinos terrosos): Este elementos tem seus números de oxidação +1 e +2,
respectivamente;
Elementos do Grupo III A, quando combinados, geralmente possuem número
de oxidação +3;
5- Na fórmula da substância ou espécie (íon, átomo, molécula), a soma dos
números de oxidação de todos os elementos é igual à carga elétrica que
aparece com a fórmula;
a. Um átomo de qualquer elemento no estado livre (não combinado) tem
número de oxidação igual a zero (0);
b. Qualquer íon simples (monoatômico) tem número de oxidação igual a sua
carga.
c. A soma dos números de oxidação de todos os átomos da fórmula
(empírica ou moleculares) para um composto inteiro é igual a zero (0);
d. A soma dos números de oxidação de todos os átomos que aparecem na
fórmula para um íon poliatômico ou complexo é igual à carga elétrica do íon.
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
Uma reação de Oxirredução é a combinação de uma reação de oxidação e
uma reação de redução. Reações como a combustão, a corrosão, a
fotossíntese, o metabolismo do alimento e a extração dos metais dos minérios
são reações de oxirredução.
2 Mg(s) + O2 (g)
2 Mg2+(s) + 2 O2-(s) (forma 2 MgO(s))
O átomo de magnésio (Mg) sofreu oxidação em presença do oxigênio (O2), ou
seja, dois elétrons do átomo de Mg foram transferidos para o átomo de O.
Desta forma, o Mg sofreu oxidação e o O redução.
Mg(s) + Cl2 (g)
MgCl2 (s)
Nesta reação o átomo de magnésio (Mg) também sofreu oxidação, porém, em
presença do gás cloro (Cl2). Os dois elétrons do Mg foram transferidos para
cada átomo de Cl. Desta forma, o Mg sofreu oxidação e o Cl redução.
2 NaBr(s) + Cl2 (g)
2 NaCl (s) + Br2 (l)
Na reação acima o átomo de sódio (Na) não apresentou perda ou ganho de
elétrons. Entretanto, o átomo de bromo (Br), que é um ânion, sofreu oxidação, ou
seja, ele perdeu um elétron para o átomo de cloro (Cl). Já o átomo de Cl, que
apresentava carga zero, quando recebeu um elétron do átomo de Br passou
para carga -1, sofrendo redução.
O agente oxidante em uma reação redox é a espécie que sofre
redução.
O agente redutor em uma reação redox é a espécie que sofre
oxidação
Zn (s) + Cu 2+ (g)
Zn 2+(aq) + Cu (s)
O átomo de zinco metálico (Zn) perdeu dois elétrons, sofreu oxidação (Zn2+),
provocou a redução do íon cobre (Cu2+) para cobre metálico (Cu), portanto é o
AGENTE REDUTOR.
O íon cobre (Cu2+) recebeu dois elétrons do átomo de zinco metálico (Zn),
sofreu redução (Cu), provocou a oxidação do zinco metálico (Zn) para íon zinco
(Zn2+), portanto é o AGENTE OXIDANTE.
Nesse processo ocorrem duas semi-reações:
As equações químicas podem ser balanceadas através do método da
oxirredução utilizando solvente (soluções aquosas) ou sem solvente.
Quando balanceamos a equação química através do método da oxirredução, que
envolve íons, a carga total de cada lado deve ser balanceada (Balanço de
Carga).
Cu(s) + Ag+(aq)
Cu(s) + 2 Ag+(aq)
Cu2+(aq) + Ag(s)
Cu2+(aq) + 2 Ag(s)
Equação não
balanceada
Equação balanceada
Exercício 4: Quando estanho é colocado em contanto com uma solução de
íons Fe3+, reduz o ferro a ferro (II), e é oxidado a íons estanho (II). Escreva a
equação iônica para esta reação.
Exercício 5: Íons cério (IV) oxidam íons iodeto a iodo enquanto se reduzem a
íons cério (III). Escreva a equação iônica para esta reação.
Método para o Balanceamento de Equações Químicas sem Solvente:
1. Atribuir o número de oxidação a todos os átomos;
2. Observar quais os átomos que parecem perder e quais os que parecem
ganhar elétrons e determine quantos elétrons são perdidos e ganhos;
3. Se há mais de um átomo perdendo ou ganhando elétrons em uma unidade de
fórmula, determine o total de elétrons perdidos ou recebidos por unidade de
fórmula;
4. Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ou da perda pelo agente
redutor, colocando o coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um, no
lado esquerdo da equação;
5. Complete o balanceamento da equação por tentativa. Inicialmente balancei os
átomos que ganharam ou perderem elétrons; em segundo lugar, todos os
átomos, à exceção de O e H, em terceiro, os átomos de O, e por último os
átomos de H;
Exemplo: Realizar o balanceamento da equação abaixo.
H2C2O4
+
KMnO4
CO2 + MnO + K2O + H2O
Etapa 1:H2C2O4 +
+1 +3 -2
KMnO4
+1 +7 -2
CO2 + MnO + K2O + H2O
+2 -2
+4 -2
+1 -2 +1 -2
Etapa 2:H2C2O4
KMnO4
CO2 + MnO + K2O + H2O
+3
+
+7
+4
+2
Redução: cada Mn ganha 5 e-
Oxidação: cada C perde 1 e-
Etapa 3:H2C2O4
+
+3
KMnO4
+7
CO2 + MnO + K2O + H2O
+4
+2
Cada KMNO4 ganha 5 e-
Como há dois átomos de C
por unidade fórmula, cada
H2C2O4 perde 2 x 1 ou 2 eEtapa 4:
5 H2C2O4
Etapa 5: 5 H2C2O4
+ 2 KMnO4
+ 2 KMnO4
CO2 + MnO + K2O + H2O
10 CO2 + 2 MnO + K2O + 5 H2O
Método para o Balanceamento de Equações Químicas em Soluções Aquosas:
1. Atribuir o número de oxidação a todos os átomos;
2. Note quais os átomos que perdem e os que ganham elétrons e determine quantos
elétrons são perdidos e ganhos;
3. Se mais de um átomo em uma unidade de fórmula perde ou ganha elétrons,
determine a perda ou o ganho total por unidade de fórmula;
4. Igualar o ganho de elétrons pelo agente oxidante com a perda do agente redutor,
colocando o coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um, no lado esquerdo
da equação;
5. Balancear os átomos que ganharam ou perderem elétrons adicionando
coeficientes apropriados à direita da equação;
6. Balancear todos os outros átomos, exceto o O e H;
7. Balancear a carga (o somatório de todas as cargas iônicas) de maneira que seja a
mesma em ambos os lados da equação, adicionando íons H+ ou OH-;
a) Se a reação ocorre em solução ácida, adicionar íons H+ ao lado deficiente em
cargas positivas;
b) Se a reação ocorre em solução básica, adicionar íons OH- ao lado deficiente em
cargas negativas;
Exemplo: Realizar o balanceamento da equação abaixo.
Etapa 1:
Cr2O7 2-
+
Fe2+
Cr3+ + Fe3+
Cr2O72+6 -2
+
Fe2+
+2
Cr3+ + Fe3+
+3
+3
Etapa 2:
Cr2O72-
+
+6
Fe2+
Cr3+ + Fe3+
+2
+3
+3
Oxidação: Perda de 1 e- pelo
Fe
Redução: Ganho de 3 epelo Cr
Etapa 3:
Cr2O72+6
+
Fe2+
Cr3+ + Fe3+
+2
+3
+3
Perde 1 e- por Fe2+
Ganho total 2 x 3 ou 6 epor Cr2O72Etapa 4:
Cr2O72-
+ 6 Fe2+
Cr3+ + Fe3+
Etapa 5:
Cr2O72-
+ 6 Fe2+
2 Cr3+ + 6 Fe3+
Etapa 6: Carga total a esquerda = -2 +6(+2) = + 10
Carga total na direita = 2(+3) + 6(+3) = + 24
Carga positiva necessária adicionada a esquerda = + 14
14 H+ + Cr2O72Etapa 7:
14 H+ + Cr2O72-
+ 6 Fe2+
+ 6 Fe2+
2 Cr3+ + 6 Fe3+
2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O
Qualitativamente uma equação química descreve quais os reagentes e
produtos que participam de uma reação.
4 Fe(s)
Átomo
de Ferro
+
3O2(g)
Molécula
de
Oxigênio
2 Fe2O3(s)
Fórmula Unitária do
Óxido Férrico
Na reação acima, o átomo de ferro reage com a molécula de oxigênio
para formar o óxido férrico.
Quantitativamente uma equação química balanceada descreve a
relação numérica entre átomos ou moléculas consumidas ou formadas em uma
reação.
4 mols de átomos de Fe reagem com 3 mols de moléculas de O para
formar 2 mols de moléculas de óxido férrico.
Exercício 7: Na reação da amônia (NH3) com o (O2) para formar óxido nítrico
(NO) e água. Quantas moléculas de NO podem ser formadas a partir de 3,60 x
1021 moléculas de O2?
NH3 (g) + O2(g) ⇄
NO(g) + H2O(l)
Exercício 8: Na reação abaixo, quando 1,38 mols de N2 reagem, (a) quantos
mols de H2 são consumidos? (b) e quantos mols de NH3 são formados?
N2 (g) + H2(g)
NH3(g)
Exercício 9: Quando o sulfeto de chumbo (PbS) e o óxido de chumbo (PbO)
são aquecidos juntamente os produtos dessa reação são o chumbo metálico
(Pb) e o dióxido de enxofre (SO2). Se 14 g de PbO reagem de acordo com a
reação abaixo, determine:
PbS(s) + 2 PbO(s)
3 Pb(l) + SO2(g)
a) Quantos mols de átomos de chumbo são formados?
b) Quantos gramas de chumbo são formados?
c) Quantos átomos de chumbo são formados?
d) Quantos gramas de dióxido de enxofre são formados?
NÚMERO DE MOLS (no mol) =
m (g)
MM g.mol-1