Fundamentos das Reações Químicas

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DESCRIÇÃO
As características e classificações das substâncias inorgânicas e regras de suas transformações químicas.
PROPÓSITO
Compreender a classificação das principais substâncias inorgânicas, bem como a relevância dos princípios das
reações químicas para o estudo dos fenômenos químicos e suas aplicações na obtenção, transformação e
conservação de produtos essenciais para a saúde e para o desenvolvimento da sociedade.
PREPARAÇÃO
Antes de iniciar o conteúdo deste tema, tenha em mãos uma calculadora científica e a tabela periódica
atualizada da IUPAC.
OBJETIVOS
MÓDULO 1
Classificar os componentes inorgânicos de acordo com as regras da IUPAC
MÓDULO 2
Reconhecer as transformações da matéria, bem como suas classificações e representações simbólicas
MÓDULO 3
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Identificar as relações matemáticas proporcionais presentes na química
MÓDULO 4
Aplicar leis, teorias e modelos para resolução de problemas qualitativos e quantitativos em química
INTRODUÇÃO
Você pode achar que este assunto está um pouco distante da sua vida, mas os compostos inorgânicos e suas
transformações nos acompanham mais perto do que possamos imaginar. Seja no sal que adicionamos à nossa
comida e até mesmo no pingente de quartzo que usamos em um brinco ou colar, todos os compostos com
propriedades e estruturas químicas semelhantes farão parte de uma função química. Como tudo o que se faz
na ciência, esses compostos são categorizados (ou ordenados) por critérios.
As reações químicas são encontradas em toda parte. Elas não são apenas produzidas por cientistas em
laboratórios através da mistura de diferentes substâncias: são produzidas natural e espontaneamente de forma
contínua ao nosso redor. Muitas reações químicas acontecem dentro de nós, quando respiramos, quando
comemos, quando nos movemos.
Por isso, vamos conhecer as características e a classificação dos compostos inorgânicos e de suas principais
transformações químicas. Além disso, aprenderemos a analisar as reações químicas sobre o aspecto
quantitativo, por meio das proporções matemáticas representadas em suas equações.
MÓDULO 1
 Classificar os componentes inorgânicos de acordo com as regras da IUPAC
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Em 23 de junho de 2015, o registro de substâncias químicas do Chemical Abstract Service atingiu cem
milhões. A taxa de geração de novas substâncias é de vários milhares por dia. A maior parte são substâncias
inorgânicas.
O nome de função inorgânica foi dado ao grupo de compostos semelhantes que possuem um conjunto de
propriedades comuns. As principais funções químicas inorgânicas são: função óxido, função hidróxido,
função ácido e função sal.
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CHEMICAL ABSTRACT SERVICE
O Chemical Abstracts Service (CAS) [+] é uma seção da American Chemical Society.
 As funções inorgânicas mais comuns.
ÁCIDOS
O hidrogênio é o elemento químico fundamental dos ácidos inorgânicos e existem dois grupos de ácidos:
oxiácidos e hidrácidos. Oxiácidos ou ácidos oxigenados são assim chamados porque sempre contêm o
oxigênio e são o resultado da combinação de um óxido ácido com água. Os hidrácidos são os ácidos não
oxigenados, possuem apenas hidrogênio e um elemento não metal.
NOMENCLATURA
NOMENCLATURA DE HIDRÁCIDOS
O nome de um hidrácido é formado colocando-se primeiro a palavra ácido, seguida do nome do não metal
junto com o sufixo ídrico.
ÁCIDO  +   + ÍDRICO 
PREFIXO DO NÃO METAL
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Como exemplos temos o HF - ácido fluorídrico, HBr – ácido bromídrico, H2S – ácido sulfídrico.
NOMENCLATURA DE OXIÁCIDOS
Na nomenclatura tradicional dos oxiácidos, acrescentamos ao nome do elemento central os prefixos hipo– /
per– e os sufixos –oso / –ico para indicar o seu estado de oxidação.
Quando o elemento não metálico, tem um número de oxidação (Nox) exclusivo, a desinência –ico é adicionada
à raiz do nome.
Para não metais com dois números de oxidação, a desinência –oso é adicionada à raiz do nome quando ele
apresenta o menor número de oxidação, e a desinência –ico quando é o maior.
Menor número de oxidação:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Maior número de oxidação:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Se o não metal tem três números de oxidação, adicione o prefixo hipo– e o sufixo –oso para o menor, apenas o
sufixo –oso para o intermediário e o sufixo –ico para o maior.
Menor número de oxidação:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Número de oxidação intermediário:
ÁCIDO  +   +OSO
PREFIXO DO NÃO METAL
ÁCIDO  +   + ICO
PREFIXO DO NÃO METAL
ÁCIDO  +  HIPO   + OSO
PREFIXO DO NÃO METAL
ÁCIDO  +    + OSO
PREFIXO DO NÃO METAL
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Maior número de oxidação:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
No caso de o elemento não metálico apresentar quatro números de oxidação diferentes, o sufixo –oso é usado
para os que têm os dois menores números de oxidação e o sufixo –ico para os demais, adicionando o prefixo
hipo– ao menor de todos e o prefixo per– ao maior.
Menor número de oxidação:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Maior número de oxidação:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
De uma forma resumida:
ÁCIDO  +    + ICO
PREFIXO DO NÃO METAL
ÁCIDO  +  HIPO    + OSO
PREFIXO DO NÃO METAL
ÁCIDO  +     + OSO
PREFIXO DO NÃO METAL
ÁCIDO  +     + ICO
PREFIXO DO NÃO METAL
ÁCIDO  +  PER   + ICO
PREFIXO DO NÃO METAL
Elemento (Nox no ácido) Fórmula do oxiácido Nome do oxiácido
Cl (+1) HClO Ácido hipocloroso
Cl (+3) HClO2 Ácido cloroso
Cl (+5) HClO3 Ácido clórico
Cl (+7) HClO4 Ácido perclórico
S (+2) H2SO2 Ácido hiposulfuroso
S (+4) H2SO3 Ácido sulfuroso
S (+6) H2SO4 Ácido sulfúrico
N (+3) HNO2 Ácido nitroso
N (+5) HNO3 Ácido nítrico
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
É possível, também, correlacionar a nomenclatura dos oxiácidos com o número de oxidação do elemento
central (não metal):
Para oxiácidos cujo Nox dos elementos não metálico são +3 ou +4, geralmente, utiliza-se o sufixo OSO. Mas
atenção: Os oxiácidos em que os não metais são elementos das Famílias 13 e 14 não seguem essa regra. Isso
porque, seus números de oxidação máximos são +3 e +4, respectivamente. Nesses casos, o nome do ácido
será terminado em ICO, como, por exemplo, o ácido bórico (H3BO3), em que o boro tem Nox +3 e o ácido
carbônico (H2CO3) onde o carbono tem Nox +4.
Quando os elementos centrais têm número de oxidação +5 e +6, o sufixo utilizado é o ICO.
Nos casos dos ácidos onde observamos os Nox dos elementos centrais +1 e +7, além do sufixo OSO e ICO,
são acrescentados os prefixos hipo e per, respectivamente.
É importante também destacar que alguns ácidos terão prefixos especiais, relacionados ao nível de hidratação
que apresentam, como é o caso do ácido fosfórico. A estrutura deste tipo de nomenclatura segue a seguinte
regra:
a) Para ácidos cuja quantidade de átomos é referente a 2 moléculas do ácido padrão, menos uma molécula de
água (2 hidrogênios e 1 oxigênio), utiliza-se o prefixo PIRO. O ácido Pirofosfórico (H4P2O7), por exemplo, tem
a quantidade de átomos de hidrogênio (H), fósforo (P) e oxigênio (O) equivalentes a duas moléculas do ácido
fosfórico (H3PO4), menos uma molécula de água (H2O).
b) Para ácidos onde a quantidade de átomos equivale à fórmula química do ácido padrão menos uma molécula
de água, utilizamos o prefixo META. Assim, a quantidade de átomos que existem na molécula do ácido
metafosfórico (HPO3) é referente à fórmula química do ácido fosfórico subtraindo-se dela dois átomos de
hidrogênio.
BASESOU HIDRÓXIDOS
Um hidróxido é formado a partir da reação entre um óxido básico e a água. Eles também são conhecidos como
bases. Embora sejam compostos por três elementos distintos, os hidróxidos comportam-se como compostos
iônicos binários, já que o íon negativo, o ânion hidróxido OH-, sempre atua como uma unidade e está ligado ao
cátion metálico por uma ligação iônica. Todos recebem a denominação hidróxido de (nome do metal).
 Reações Químicas.
O íon hidróxido é um ânion poliatômico, derivado de uma molécula de água (H2O), pela perda de um próton
(H+).
POLIATÔMICO
Íons poliatômicos são aqueles que apresentam mais de um átomo em sua estrutura.
Devido à perda do próton, o oxigênio adquire uma carga negativa (pois permanece com o elétron do hidrogênio
que sai). Por esse motivo, seria mais lógico representá-lo como HO–, para indicar que a carga recai sobre o
oxigênio, e não sobre o hidrogênio. Além disso, assim seria respeitada a ordem da sequência de elementos
que utilizamos em outras ocasiões (o oxigênio, mais eletronegativo, deve ser colocado após o hidrogênio). No
entanto, o costume de escrever OH– é tão grande, que em poucas ocasiões encontraremos a outra opção.
Para escrever sua fórmula, o símbolo do metal é colocado primeiro. Em seguida, o grupo funcional hidróxido é
escrito entre parênteses, com o Nox do metal subscrito, assim: M(OH)x
Quando for necessário, podemos utilizar as seguintes indicações:
O número de íons hidróxido que aparecem na molécula é indicado por um prefixo multiplicador (di–, tri–,
tetra– etc.).
O número de oxidação do metal pode ser indicado imediatamente após sua nomeação (sem espaço),
entre parênteses e em algarismos romanos.
O número da carga do metal também pode ser indicado, após seu nome (sem espaços), entre
parênteses e em algarismos arábicos (acrescentando o sinal).
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Os exemplos a seguir esclarecem o que está escrito acima:
HIDRÓXIDO PREFIXOS
NÚMEROS DE
OXIDAÇÃO
NÚMEROS DE CARGA
KOH Hidróxido de potássio Hidróxido de potássio Hidróxido de potássio
AgOH Hidróxido de prata Hidróxido de prata Hidróxido de prata
CuOH Hidróxido de cobre Hidróxido de cobre (I) Hidróxido de cobre (+1)
Cu(OH)2 Dihidróxido de cobre Hidróxido de cobre (II) Hidróxido de cobre (+2)
Hg(OH)2
Dihidróxido de
mercúrio
Hidróxido de mercúrio (II)
Hidróxido de mercúrio
(+2)
Fe(OH)2 Dihidróxido de ferro Hidróxido de ferro (II) Hidróxido de ferro (+2)
Fe(OH)3 Trihidróxido de ferro Hidróxido de ferro (III) Hidróxido de ferro (+3)
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
Quadro: Nomenclatura dos hidróxidos. Fonte: O autor.
ÓXIDOS
Um óxido é um composto binário porque resulta da combinação de apenas dois elementos: oxigênio e outro
elemento químico da tabela periódica com menor eletronegatividade que ele. Todos são chamados de óxido
de (nome do elemento), exceto o composto de hidrogênio, que chamamos simplesmente de água.
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ELETRONEGATIVIDADE
A eletronegatividade do oxigênio só é menor do que a do Flúor. Portanto, a única situação em que compostos
binários de oxigênio não é um óxido é quando o outro elemento ligado a ele é o Flúor.
Para escrever a fórmula de um óxido de forma prática, colocamos o símbolo do elemento químico seguido do
símbolo do oxigênio. Em seguida, trocamos as valências e as colocamos como subscritos; o elemento químico
corresponde ao subscrito 2 (que é a valência do oxigênio) e o oxigênio carregará a valência do elemento
químico com o qual foi combinado. Se ambos os subscritos forem pares, eles serão simplificados. De forma
genérica, os óxidos apresentam a seguinte fórmula química:
E2Ox onde E é um elemento menos eletronegativo que o oxigênio
Os óxidos mais comuns são aqueles classificados como óxidos ácidos e óxidos básicos.
Por exemplo, a fórmula para o dióxido de carbono é CO2. Se o elemento oxidado for um não metal, teremos
um óxido ácido, também chamado de anidrido. É o caso também do Cl2O5 óxido de cloro (V) ou anidrido
clórico. Os óxidos ácidos possuem ligações covalentes, ou seja, compartilham seus elétrons de valência para
atingir a estabilidade química.
Outro exemplo é o FeO óxido de ferro (II) ou óxido ferroso. Dependendo do tipo de elemento a ser oxidado,
podemos ter Metal + Oxigênio, que é um óxido básico.
Os óxidos básicos são compostos que possuem ligações iônicas, ou seja, há uma transferência de elétrons
entre seus elementos, que formam um ânion carregado negativamente e um cátion carregado positivamente
que são atraídos por forças eletrostáticas.
 Origem dos óxidos básico e ácido.
Um caso específico são os peróxidos. Eles são compostos binários iônicos, geralmente, produzidos pelos
metais do Grupo IA e IIA, além do zinco, da prata e do hidrogênio. Seu grupo funcional é o ânion peróxido O2-2
que tem uma ligação oxigênio-oxigênio. Eles são formados pela reação de um óxido básico com oxigênio.
Podemos citar como exemplos de peróxidos o Na2O2 - peróxido de sódio e o H2O2 - Peróxido de hidrogênio ou
água oxigenada.
Os peróxidos são óxidos que possuem uma quantidade maior de oxigênio do que um óxido normal, portanto,
são compostos oxidantes. É muito importante lembrar que nas fórmulas do peróxido os subscritos não são
simplificados, pois o ânion peróxido deve ser mantido.
 SAIBA MAIS
Além dos peróxidos, uma classe especial de óxidos são os superóxidos. Como todos os óxidos, os
superóxidos são compostos binários, onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Porém, um superóxido
apresenta quatro átomos de oxigênios ligados em sequência (O – O – O – O)-2 e apresenta número de
oxidação -1/2. De forma geral, a fórmula química de um superóxido é M2O4 (quando M = metal do grupo 1) ou
MO4 (quando M = metal do grupo 2).
SAIS
Até agora estudamos alguns casos de combinações binárias: aquelas em que o hidrogênio participa e outras
nas quais é o oxigênio. Agora, vamos lidar com as outras combinações possíveis entre os outros elementos,
que, geralmente, são separados em dois grandes grupos:
Combinações de elementos de eletronegatividade diferente, geralmente, entre um metal eletropositivo e um
não metal eletronegativo.
Combinações de elementos de eletronegatividade comparável entre si, geralmente, não metais.
No primeiro caso, podemos considerar que o metal existe como um cátion e o não metal como um ânion, de
forma que a ligação que se estabelece entre eles é de natureza eletrostática, razão pela qual formam sólidos
iônicos, chamados de sais. Porém, na segunda opção, quando os elementos que se combinam são não
metálicos, a diferença de eletronegatividade entre eles não é muito grande e sua união, embora possa ter uma
pequena contribuição iônica, é fundamentalmente covalente. Esses compostos são geralmente sólidos ou
líquidos moleculares, e sua fórmula representa o número de átomos que se combinam entre si em uma
molécula (fórmula molecular), enquanto os sais formam redes cristalinas, nas quais é impossível identificar
moléculas discretas. A ilustração abaixo mostra as diferenças da estrutura e organização de átomos dos
elementos, molécula simples ou elementar, composto molecular e composto iônico.
SAIS BINÁRIOS (METAL + NÃO METAL)
Na fórmula de um sal binário, o símbolo do metal é colocado primeiro e o símbolo do ametal depois. Como
sempre, o número de átomos de cada elemento deve ser indicado por um subscrito. Em geral, cada elemento
carrega o número de oxidação do outro como um subscrito, simplificando sempre que possível. Vamos ver
como alguns sais são formulados:
Quando o potássio (metal, número de oxidação +1) e iodo (não metal, número de oxidação -1) são
combinados, o sal resultante é formulado como KI.
Quando o sódio (metal, número de oxidação +1) e enxofre (não metal, número de oxidação -2) são
combinados, o sal Na2S é obtido.
Quando o cálcio (metal, número de oxidação +2) e selênio (não metal, número de oxidação -2) são
combinados, o composto CaSe é obtido.
Como no resto dos compostos binários,para nomear esses sais, devemos ler sua fórmula da direita para a
esquerda: no nome dos sais binários, o ânion é citado primeiro (adicionando a desinência -eto à raiz do nome
do ametal) e depois o cátion (nome do metal), com a preposição “de” entre eles.
Assim, obteríamos os seguintes nomes para os exemplos citados: iodeto de sódio (KI), sulfeto de sódio (Na2S)
e seleneto de cálcio (CaSe).
Existem alguns compostos com mais de dois elementos, mas, na prática, eles são formulados e denominados
de binários. Isso ocorre quando um dos íons, ânion ou cátion, é poliatômico, mas atua como um grupo com sua
própria identidade, com carga e nome específicos. Vejamos alguns exemplos comuns:
NaCN. Este composto é formado pela união do cátion Na+ e do ânion CN–, denominado cianeto. Seu
nome é, portanto, cianeto de sódio.
NH4Cl. Neste composto, o cátion amônio, NH4+, é unido ao ânion cloreto Cl–. Seu nome é cloreto de
amônio.
Mesmo entre eles, pode-se formar um composto: NH4CN, cianeto de amônio.
OXISSAIS
Os oxissais são compostos iônicos não binários, nos quais o elemento mais eletronegativo é o oxigênio. Da
mesma forma que vimos anteriormente para os sais binários, a nomenclatura dos oxissais apresentará a
seguinte estrutura:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Se pensarmos que os sais são o produto principal das reações entre ácidos e base é fácil compreender que a
nomenclatura desses compostos depende das espécies que lhes deram origem: o cátion é proveniente da
base e o ânion é proveniente do ácido. Assim, devido a esta relação direta entre o ânion e o ácido, ao
alterarmos a terminação do nome do ácido, podemos prever o nome do seu ânion correspondente:
Sufixo do ácido Exemplo de ácido Sufixo do ânion Exemplo de ânion
OSO Ácido cloroso (HClO2) ITO Clorito (ClO2-)
ICO Ácido clórico (HClO3) ATO Clorato (ClO3-)
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
Fonte: O autor.
 ATENÇÃO
Os ânions referentes a ácidos cuja nomenclatura contém os prefixos hipo - e per – também os terão, como é o
exemplo do hipoclorito (HClO-), proveniente do ácido hipocloroso (HClO) e o perclorato (HClO4-), oriundo do
ácido perclórico (HClO3).
(NOME   DO  ÂNION )  de  (NOME   DO  CÁTION)
FUNÇÕES INORGÂNICAS: COMO RECONHECÊ-
LAS
>
VERIFICANDO O APRENDIZADO
MÓDULO 2
 Reconhecer as transformações da matéria, bem como suas classificações e representações
simbólicas
OCORRÊNCIA E REPRESENTAÇÃO DE UMA
REAÇÃO QUÍMICA
Você já deve ter ouvido falar na expressão “reações químicas”, então sabe que as substâncias químicas
podem se transformar em outras e que, quando isso acontece, dizemos que ocorreu uma mudança química,
uma transformação química ou uma reação química. Todos esses termos significam a mesma coisa. Mas o que
isso é realmente? Como ocorrem as reações químicas? Como representá-las? Essas e outras perguntas
podem passar pela sua cabeça. Aqui, você poderá esclarecer todas essas ideias.
Para começar, podemos dizer que as reações químicas são encontradas em toda parte. Elas não são apenas
realizadas por cientistas (ou professores e seus alunos) em laboratórios através da mistura de diferentes
substâncias, mas são produzidas natural e espontaneamente de forma contínua ao nosso redor.
Muitas reações químicas acontecem dentro do nosso corpo, quando respiramos, comemos e nos movemos.
Somos capazes de causar muitas reações químicas quando cozinhamos, acendemos um fósforo, usamos
alguns produtos de limpeza etc.
A matéria ora sofre transformações químicas ora sofre transformações físicas. Uma transformação física é
aquela que não altera a estrutura, a natureza da matéria. Mudanças de estado físico são um exemplo deste
caso. Uma transformação química necessariamente está relacionada a uma reação química, que promove uma
alteração na natureza da matéria. A combustão de um material é um exemplo.
 Principais evidências de fenômenos físicos.
 Estados físicos da matéria.
 Combustão de madeira.
Falar sobre a natureza de uma substância é o mesmo que descrever sua composição e estrutura, ou seja, de
quais elementos ela é composta e em que proporção. Isso pode se tratar de uma única substância pura ou de
uma mistura de várias.
Quando uma ou mais dessas substâncias puras “desaparecem” em uma transformação da matéria, ocorre uma
transformação ou reação química. Como você bem sabe, a matéria não pode desaparecer (Lei de Lavoisier,
que explicaremos mais adiante), então, ao mesmo tempo, uma ou mais novas substâncias puras “aparecem”
formadas com os átomos os quais “desapareceram”. Se nenhuma substância “apareceu” ou “desapareceu” na
transformação, então, ocorreu uma mudança física.
Agora você sabe que uma reação química consiste na transformação de algumas substâncias em outras. Por
exemplo, se colocarmos o gás oxigênio e o gás hidrogênio em contato nas condições certas, eles reagirão para
dar água líquida.
GÁS OXIGÊNIO + GÁS HIDROGÊNIO → ÁGUA LÍQUIDA
REAGENTE 1 REAGE COM REAGENTE 2 PRODUZINDO PRODUTO
Nesse exemplo oxigênio e hidrogênio, que são as substâncias que existem inicialmente e que vão
“desaparecer”, dizemos que são as substâncias que reagem ou os reagentes e a água que é a nova
substância, aquela que “aparece”, dizemos que é o produto.
Sabemos também que, na Química, utilizam-se símbolos para simplificar os nomes das fórmulas químicas. Da
mesma maneira, em vez de descrever reações químicas com palavras, como visto no exemplo anterior,
podemos fazê-lo de forma simbólica, o que é conhecido como equação química.
Uma equação química é uma maneira simples de descrever uma reação química: é como uma frase
gramatical, onde fórmulas e símbolos são usados em vez de palavras. Muitas informações são fornecidas de
forma concisa e resumida por meio de uma equação química.
Em uma equação química, o sinal “+” é lido como “reage com” e a seta como “produz”. Os compostos ou
elementos que aparecem no lado esquerdo da seta são chamados de reagentes e os do lado direito, produtos.
O estado físico das substâncias envolvidas em uma reação química também é indicado na equação; para isso,
os subscritos são escritos entre parênteses após cada fórmula. O (s) subscrito é usado quando a substância
aparece no estado sólido, (l) se é um líquido e (g) quando aparece como um gás. Se algum dos reagentes ou
produtos estiver em solução aquosa, se utiliza (aq).
As condições necessárias para realizar uma reação podem ser indicadas acima ou abaixo da seta; seria o caso
de uma determinada temperatura ou pressão. Um delta maiúsculo (∆), colocado acima da seta, indica que
calor deve ser fornecido para que a reação ocorra.
A equação química para nossa reação do exemplo, entre oxigênio e hidrogênio, é:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
De uma maneira ampla, as reações químicas acontecem quando as ligações químicas são quebradas ou
formadas entre os átomos.
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS
As reações químicas podem ser classificadas sob diferentes perspectivas. Veremos algumas delas a partir de
agora.
SEGUNDO O SENTIDO DA REAÇÃO
Algumas reações químicas acontecem em uma direção até que os reagentes terminem. Essas reações são
conhecidas como irreversíveis. Elas ocorrem em apenas uma direção (→) até que a reação esteja completa,
ou seja, até que um ou todos os reagentes sejam exauridos. Eles, geralmente, ocorrem quando precipitados
são formados, gases são liberados em recipientes abertos ou produtos muito estáveis são formados que não
reagem para formar as substâncias iniciais ou reagentes.
No entanto, existem outras reações que são classificadas como reversíveis. São aquelas em que a reação
ocorre em ambas as direções (⇌). Geralmente, é uma reação realizada em um sistema fechado, então, os
produtos que se formam interagem entre si para reagir na direção oposta (←) e regenerar os produtos. Após
um certo tempo, as taxas de reação direta (→) e inversa (←) tornam-seiguais, estabelecendo o equilíbrio
químico.
O2(g)  + H2(g)  → H2O (l)
SEGUNDO A ENERGIA ENVOLVIDA NO PROCESSO
Nessa classificação, existem as reações exotérmicas: é aquela reação química que libera energia calorífica
para o ambiente que a circunda à medida que ocorre, o que acarreta um aumento na temperatura do entorno
do sistema onde ocorre a reação.
No entanto, existem também as reações endotérmicas, que são aquelas que absorvem energia à medida que
ocorrem. São reações que não acontecem naturalmente nas condições ambientais, portanto não são
espontâneas. Neste grupo estão as reações de decomposição térmica (ou pirólise).
PELA FORMA COMO OS PRODUTOS SE ORIGINAM
A partir desta classificação, podemos prever o seguinte esquema:
 Resumo dos tipos de reações químicas.
Vejamos, então, cada uma dessas reações com maiores detalhes:
REAÇÃO DE SÍNTESE OU COMBINAÇÃO
Neste tipo de reação, duas ou mais substâncias se unem para formar outra; por exemplo, quando o enxofre e o
ferro são combinados, o sulfeto de ferro é sintetizado. O pó amarelo de enxofre e a limalha de ferro reagem e
se transformam em um novo produto com propriedades completamente diferentes daquelas que caracterizam
os reagentes.
A + B → AB
S8 + 8 Fe → 8 FeS
enxofre ferro sulfeto de ferro
REAÇÃO DE DECOMPOSIÇÃO
Nesse caso, uma substância é dividida em duas outras, necessariamente mais simples (compostas por menos
átomos). Muitas reações de decomposição requerem energia elétrica para serem realizadas; por exemplo, por
meio da corrente elétrica, o oxigênio e o hidrogênio que formam a água podem ser separados. O processo de
separar substâncias quimicamente usando eletricidade é conhecido como eletrólise.
AB → A + B
2H2O → O2 + 2H2
água oxigênio hidrogênio
REAÇÃO DE SIMPLES TROCA
Nesse tipo de reação, um elemento reage substituindo outro em um composto, e esse elemento que se
desloca aparece como uma substância simples, portanto, os reagentes e produtos são uma substância simples
e uma substância composta. Para que um elemento seja deslocado, aquele que vai deslocá-lo deve estar mais
ativo. Os metais podem ser organizados em uma sequência conhecida como ordem de reatividade. Esta série
é mostrada abaixo (incluindo hidrogênio, embora não seja um metal).
Li > K > Ba > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Cd > Ni > Z > Sn > Pb > (H) > Cu >Hg > Ag > Au
A + BC → AC + B
Zn (s) + 2HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)
zinco + Ácido clorídrico → Cloreto de zinco + hidrogênio
REAÇÃO DE DUPLA TROCA
Nesse tipo de reação, ocorre uma troca entre os átomos ou íons dos reagentes para formar outras substâncias
mais estáveis. Geralmente, ocorrem em soluções aquosas e os átomos ou íons participantes não alteram seu
número de oxidação ao passar dos reagentes aos produtos. A forma geral deste tipo de reação é:
AB + CD → AD + CB
H2SO4 (aq) + Ba(OH)2 (aq) → 2 H2O(l) + BaSO4(s)
Ácido sulfúrico + Hidróxido de bário → água + Sulfato de bário
REAÇÃO DE ÓXIDO-REDUÇÃO
São aquelas em que se verifica a transferência de elétrons entre os reagentes. Para sabermos se isso ocorreu,
devemos observar o número de oxidação. Se um elemento ganhar elétrons, o seu número de oxidação diminui
e dizemos que ele reduziu; se o elemento perder elétrons, esse número aumenta e ele sofreu oxidação.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Mn passou de +7 para +2, logo, sofreu redução.
I passou de -1 para +5, logo, sofreu oxidação.
OXIDAÇÃO
• PERDA DE ELÉTRONS 
• NOX AUMENTA 
  + + → + + +
KMnO4
+1/+7/−2
Kl
+1/−1
HCl
+1/−1
MnCl2
+2/−1
KlO3
+1/+5/−2
KCl
+1/+1
H2O
+1/−2
• AGENTE REDUTOR
REDUÇÃO
• GANHO DE ELÉTRONS 
• NOX DIMINUI 
• AGENTE OXIDANTE
Quadro: Resumo dos conceitos de oxidação e redução. Fonte: O autor.
COMO CALCULAR O NÚMERO DE OXIDAÇÃO DOS ÍONS
NAS SUBSTÂNCIAS
Devemos levar em consideração, para o cálculo do número de oxidação (nox) de cada termo em uma reação
química, alguns princípios:
1. O Nox de cada átomo em uma substância simples é sempre zero, já que os átomos apresentam a mesma
eletronegatividade, em uma possível quebra da ligação, ninguém perde (ou ganha) elétrons. Exemplos: P4, O2,
O3
2. O Nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga. Exemplos: Li+ → Nox +1, Ca2+ → Nox
+2, Br– → Nox -1
3. Alguns elementos possuem nox fixo quando formam compostos.
Metais Alcalinos (IA) 
(Li, Na, K, Rb Cs e Fr)
 Nox = + 1 
Exemplo: K2SO4 
Nox = + 1
Metais Alcalinos-terrosos (IIA) 
(Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra)
 Nox = + 2 
Exemplo: CaO 
Nox = + 2
Zn (zinco) Nox = + 2 
Exemplo: ZnSO4 
Nox = + 2
Ag (prata) Nox = + 1 
Exemplo: AgCℓ 
Nox = + 1
Al (alumínio) Nox = + 3 Exemplo: Aℓ2O3 
Nox = + 3
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
Quadro: Resumo dos conceitos de oxidação e redução. Fonte: O autor.
4. O Nox do hidrogênio, em substâncias compostas, pode ser +1 ou -1. 
 
Exemplos: HBr → Nox +1, H2SO4 → Nox +1
Agora, quando o hidrogênio estiver ligado a metal, formando hidretos metálicos, seu nox é -1.
Exemplos: NaH → Nox -1, CaH2→ Nox +1,
5. O Nox do elemento oxigênio pode variar entre -2 e -1 quando ligado a elementos menos eletronegativo, e
assume Nox positivo quando ligado ao Flúor. No difluoreto de oxigênio (OF2), o oxigênio tem Nox +2.
Exemplos: CO → Nox -2, H2O → Nox -2, H2SO4→ Nox -2
Nos peróxidos, que contém o íon O22–, o Nox do oxigênio é -1. Exemplos: H2O2, Na2O2.
6. Os halogênios, geralmente, possuem Nox = -1 quando formam compostos binários (substâncias que só
possuem 2 elementos), nos quais são o mais eletronegativo.
Exemplos: HCl→ Nox -1, MnBr2→ Nox -1
7. A soma dos Nox de todos os átomos constituintes de um composto iônico ou molecular é sempre zero.
REAÇÕES QUÍMICAS COMUNS
Na vida cotidiana, as reações químicas nos acompanham na maioria das atividades que realizamos. O nosso
corpo é considerado um laboratório em atividade constante, pois são necessárias infinitas reações químicas
para que ele funcione normalmente.
REAÇÕES QUÍMICAS IMPORTANTES PARA
MANUTENÇÃO DA VIDA
Os processos vitais são uma série de ações realizadas por organismos vivos. A seguir, você pode verificar
duas reações químicas que ocorrem em alguns desses processos:
Fotossíntese: É um processo que ocorre em organismos produtores onde a luz solar é convertida em energia
química para que compostos orgânicos sejam sintetizados. Nela, o dióxido de carbono que a planta retira do
meio ambiente e a água que obtém do solo, transformam-se em glicose. Essa reação química é representada
pela seguinte equação:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
C6H12O6
glicose
+ 6O2
oxigênio
→ 6H2O
água
+ 6 CO2  
dióxido  de   carbono
 Fotossíntese.
Respiração celular: Este importante processo ocorre dentro das células de todos os organismos vivos, pode
ser aeróbio (ocorrendo com a presença de oxigênio) ou anaeróbio (quando ocorre na ausência de oxigênio). É
o processamento dos nutrientes obtidos por meio de uma reação exotérmica, ou seja, que transfere energia
para o ambiente externo.
 Reações químicas no corpo humano.
Ainda existem vários outros:
Metabolismo dos alimentos: todos os processos digestivos são baseados em reações.
Recepção de estímulos: visão, olfato, audição, resposta ao calor ou dor, são devidos a impulsos nervosos.
Esses impulsos são gerados a partir da interação de substâncias chamadas de neurotransmissores, que são
sintetizadas e liberadas por neurônios pré-sinápticos, com receptores presentes na membrana celular de
neurônios pós-sinápticos.
Crescimento: Fabricação de proteínas e novas células.
Mecanismos de defesa contra doenças. Imunidade.
Fermentação e decomposição da matéria orgânica, por microrganismos.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
MÓDULO 3
 Identificar as relações matemáticas proporcionais presentes na química
BALANCEAMENTO DE REAÇÕESQUÍMICAS
O que significa balancear uma equação química? Significa que deve haver uma equivalência entre o número
de reagentes e o número de produtos em uma equação.
O equilíbrio das equações nada mais é do que uma consequência da lei de conservação da massa de
Lavoisier, de modo que a massa dos reagentes deve ser igual à massa dos produtos, o que implica que a
quantidade e variedade de átomos presentes nos reagentes deve ser mantida no produtos (a única coisa que
varia é a forma como são combinados).
Para equilibrar uma equação química, primeiro, temos que identificar o tipo ao qual pertence. As reações
químicas podem ser classificadas em termos gerais como reações que não envolvem oxirredução e reações
que envolve oxirredução:
- Em reações que não envolvem oxirredução, nenhuma espécie muda seu estado de oxidação.
- Em reações que envolvem oxirredução, pelo menos duas espécies mudam seu número de oxidação.
BALANCEAMENTO POR TENTATIVAS
Neste método, tentaremos equilibrar o número de átomos na equação química, modificando os valores das
substâncias presentes em um ou nos dois lados, para que haja igualdade entre o número de átomos das
substâncias reagentes e as substâncias produzidas. É um método de tentativa e erro.
Para saber se a equação está balanceada, devemos contar o número de átomos de um lado e do outro; se o
total for o mesmo em ambos os lados, então, consideramos que a equação está equilibrada.
Para equilibrar uma equação por tentativa e erro, temos que seguir as seguintes regras:
a. Não adicionaremos elementos que não pertencem à equação.
b. Não modificaremos os índices dos elementos da equação, ou seja, se, de um lado, o hidrogênio tem
um índice 2, deve continuar com o índice 2.
c. Podemos expressar o aumento de átomos adicionando o número de átomos de qualquer um dos
compostos da mistura. Assim, se quisermos expressar que existem 4 átomos de ácido clorídrico,
escreveremos 4HCl.
d. É conveniente começar a equilibrar com os elementos que aparecem apenas uma vez em cada
membro, deixando para o final aqueles que aparecem mais de uma vez, se necessário.
e. Hidrogênio e oxigênio estão entre os últimos elementos a serem considerados para o equilíbrio.
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
BALANCEAMENTO REDOX
Uma reação de redução de óxido-redução nada mais é do que uma perda e ganho de elétrons. Em uma
reação, se um elemento oxida, então, também deve existir um elemento que é reduzido.
 COMENTÁRIO
É importante mencionar que não pode haver uma reação de oxidação sem ocorrer qualquer reação de redução
acoplada. Os elétrons sempre são transferidos da espécie que é oxidada (perde elétrons) para aquela que é
reduzida (ganha elétrons).
 Ilustração de uma reação química.
A espécie que é reduzida (aquela que ganha elétrons) é chamada de agente oxidante, isso porque os elétrons
que essa espécie ganha são provenientes de outra espécie, ou seja, “tira” elétrons de outra espécie química,
em outras palavras, ele oxida. Analogamente, as espécies que oxidam (aquelas que perde elétrons) recebem o
nome de agente redutor, pois cedem os elétrons para uma outra espécie, provocando uma redução na espécie
que recebeu os elétrons.
 ATENÇÃO
Não confunda oxidação com oxidante ou redução com redutor! 
 
- Uma substância é oxidante quando oxida outra. 
- Uma substância é redutora quando reduz alguma outra.
Para poder fazer o balanceamento pelo método redox, é importante lembrar como determinar o número de
átomos de um elemento em um composto, bem como determinar a quantidade de número de oxidação de
cada elemento e conhecer as etapas do método redox.
Para equilibrar uma equação pelo método redox, temos que seguir as seguintes regras:
a. Verifique se a equação está corretamente escrita.
b. Colocar os números de oxidação em cada um dos elementos.
c. Observar que os números de oxidação mudaram (um elemento é oxidado e um é reduzido).
d. Escrever a diferença nos números de oxidação de um mesmo elemento.
e. Multiplicar a diferença nos números de oxidação pela atomicidade (quantidade de átomos) de cada
elemento.
f. Inverter os resultados.
INVERTER OS RESULTADOS
Na equação balanceada, o resultado da multiplicação entre a diferença de Nox e a atomicidade do
elemento que sofreu oxidação será o coeficiente do elemento que sofreu redução. Assim como o
resultado da multiplicação da diferença de Nox pela atomicidade do elemento que foi reduzido será o
coeficiente do elemento que foi oxidado.
g. Colocar os resultados como coeficientes no lugar correspondente.
h. Completar o saldo por tentativa e erro.
i. Verificar o número de átomos em cada membro da equação.
j. Se todos os coeficientes são divisíveis, eles são reduzidos à sua expressão mínima.
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
Veja agora no vídeo exemplos de balanceamento de reações químicas e a importância desse procedimento
nas atividades profissionais.
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A IMPORTÂNCIA DO BALANCEAMENTO DAS
EQUAÇÕES QUÍMICAS NAS ATIVIDADES
PROFISSIONAIS
MÉTODO ALGÉBRICO
O método algébrico de balanceamento de equações é um método matemático que consiste em atribuir
incógnitas a cada uma das espécies na equação química. As equações serão estabelecidas em função dos
átomos e, esclarecendo essas incógnitas, encontraremos os coeficientes buscados.
 ATENÇÃO
Você deve saber que o método algébrico não funciona para todas as equações, mas funciona para a maioria
delas. É muito importante que você verifique bem se os compostos das equações estão corretos, pois um erro
complicaria o procedimento.
Para realizar este método de balanceamento, sugerem-se as seguintes etapas:
1. Um literal deve ser atribuído a cada espécie química da reação (a, b, c, d, e, f, g…).
2. Uma equação matemática deve ser estabelecida para cada elemento participante da reação, usando
os literais previamente atribuídos.
3. O literal que aparecer mais vezes nas equações deve receber o valor 1 ou às vezes pode receber o
valor 2.
4. Os valores dos outros literais devem ser resolvidos algebricamente.
5. Se os resultados obtidos forem frações, multiplicam-se todos pelo menor denominador comum,
obtendo-se resultados inteiros.
6. Os valores assim obtidos correspondem aos coeficientes estequiométricos de cada espécie química,
portanto, estão registrados na reação original.
7. Verifique agora se a reação está equilibrada.
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
Por exemplo:
Al + MnO2 → Mn + Al2O3
Atribuindo os literais.
Estabelecendo uma equação matemática para cada elemento:
Al: a = 2d (espécies em que aparece e o número de átomos que existem)
Mn: b = c
Al
a
  +  MnO2
b
  → Mn
c
  + Al2 o3
d
O: 2b = 3d
Como o literal b aparece em duas equações, atribuímos a ele o valor 1 e procedemos para resolver
algebricamente os outros valores:
b = 1, portanto, se: b = c, então c = 1
Se 2b = 3d, então: 2 = 3d e, portanto, d = 2/3
Se a = 2d então: a = 2 (2/3), portanto, a = 4/3
Como temos frações, multiplicamos pelo menor denominador comum:
A = 4/3 x 3 = 4
B = 1 x 3 = 3
C = 1 x 3 = 3
D = 2/3 x 3 = 2
Já temos os coeficientes estequiométricos, então, passamos a anotá-los na reação original:
4 Al + 3 MnO2 → 3 Mn + 2 Al2O3
Se verificarmos a igualdade dos átomos:
Al: 4 contra 4:
Mn: 3 contra 3
Ou: 6 contra 6
 Resumo dos métodos de balanceamento de equações químicas. Fonte: O autor.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
MÓDULO 4
 Aplicar leis, teorias e modelos para resolução de problemas qualitativos e quantitativos em química
AS LEIS QUE REGEM OS CÁLCULOS QUÍMICOS
Para os químicos do século XVIII, um composto químico era uma substância composta de dois ou mais
elementos e que podia ser separada nesses elementos usando os procedimentos químicos apropriados.
Sabia-se que, ao fornecer calor a um metal exposto ao ar atmosférico, obtinha-se o óxido correspondente
(síntese) e algumas substâncias eram decompostasem seus elementos (análise). A generalização do uso de
balanças nos laboratórios da época permitiu o desenvolvimento de estudos dessas reações e dos compostos
que delas participavam. Assim, as leis ponderais da Química (ponderal significa em relação ao peso ou massa
de um corpo) ou as leis estequiométricas (em relação à proporção em que os elementos são combinados entre
si) foram sendo conhecidas.
LEI DE LAVOISIER (LEI DE CONSERVAÇÃO DE MASSA)
O francês Antoine Lavoisier é considerado o pai da química moderna porque, graças aos seus estudos
experimentais e ao tratamento sistemático que fez deles, conseguiu dignificá-la e elevá-la à categoria de
disciplina científica. Em estudos anteriores, foi verificado que os metais atingiam um notável aumento de
massa quando oxidados, ou que ocorria uma perda de massa durante a combustão, fatos que foram
interpretados assumindo a existência de uma substância intangível, chamada de flogisto, que os corpos
possuíam, que poderia ser liberada ou incorporada por substâncias envolvidas em uma reação química.
Não há complexidade da Lei de Lavoisier. Sua importância vem da sua implantação, no final do século XVIII,
que marcou o nascimento da química moderna e o abandono da sua antecessora, a alquimia. Por isso, seu
autor, Antoine Lavoisier, é conhecido como o pai da química.
 Antoine Lavoisier.
A Lei de Lavoisier, ou Lei da Conservação de Massas, prevê que a matéria não pode ser criada nem destruída,
ela será transformada. A partir dessa premissa, podemos concluir que, durante uma reação química, os
átomos se reorganizam entre si para dar origem a outras substâncias, sem que haja perda ou ganho de massa
durante o processo. Ou seja, se a reação é completa, a soma das massas dos reagentes deverá ser a soma
das massas dos produtos.
Embora esta ideia possa nos parecer muito lógica e sensata e que não exista muito mérito em chegar a essa
conclusão, Lavoisier teve que realizar numerosos e meticulosos experimentos para convencer aqueles que,
naquela época, pensavam que, ao aquecer um metal, ele ganhava massa quando se transformava em uma
nova substância. Em um recipiente fechado, Lavoisier mediu as massas do sólido e do ar antes e depois da
combustão e concluiu que a massa que o metal ganhou era igual à massa de ar que foi perdida.
LEI DE PROUST (LEI DE PROPORÇÕES DEFINIDAS)
No final do século XVIII e início do século XIX, o químico francês Joseph Louis Proust realizou um grande
número de experimentos, em que estudou a composição de uma série de substâncias, determinando que as
proporções pelas quais os elementos se combinavam para formar um determinado composto eram sempre as
mesmas, independentemente da origem ou da forma como esses compostos foram obtidos.
 Louis Proust.
Essa conclusão, agora chamada de Lei de Proust, explica que, por exemplo, na água, sempre se verifica que,
para cada grama de hidrogênio, há oito gramas de oxigênio. Graças a evidências experimentais e ao apoio de
outros cientistas, como Berzelius, Proust ganhou a confiança da comunidade científica e suas opiniões foram
aceitas. Os compostos que atendem à Lei de Proust são chamados de compostos estequiométricos e são
considerados verdadeiros compostos químicos.
LEI DE DALTON (LEI DE PROPORÇÕES MÚLTIPLAS)
Com o aprofundamento no estudo dos diferentes compostos químicos, observou-se que havia elementos que
se combinavam em proporções diferentes, dando origem a compostos diferentes. Assim, puderam ser
encontrados diferentes óxidos de cloro, nos quais se constatou que, para cada 71 gramas de cloro, havia uma
quantidade de oxigênio que poderia ser de 16, 48, 80 ou 112 gramas, dependendo do óxido considerado.
Como pode ser visto na tabela a seguir, por serem compostos diferentes, as proporções de oxigênio e cloro
variam de um óxido para outro, mas as relações entre eles são sempre números inteiros simples:
ÓXIDOS DE
CLORO
GRAMAS
DE CLORO
GRAMAS DE
OXIGÊNIO
PROPORÇÃO
HIDROGENIO/CLORO
RELAÇÃO
ENTRE ELAS
Óxido
hipocloroso
71 16 0,225 0,225/0,225 = 1
Óxido 71 48 0,676 0,676/0,225 = 3
cloroso
Óxido
clórico
71 80 1,127 1,127/0,225 = 5
Óxido
perclórico
71 112 1,577 1,577/0,225 = 7
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
Quadro: Resultados do experimento de Dalton. Fonte: O autor.
 John Dalton.
Por meio de estudos semelhantes realizados com grande número de compostos, o químico inglês John Dalton
generalizou na lei que leva seu nome, o que nos faz afirmar que: as quantidades de um elemento que se
combinam com uma quantidade fixa de outro para formar diferentes compostos estão em uma relação de
números inteiros simples.
A QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA
Desde a XIV Conferência Geral de Pesos e Medidas, realizada em 1971, o mol foi adotado como uma unidade
de quantidade de substância, considerando-a uma das sete grandezas fundamentais do Sistema Internacional.
Mol (n) é definido como a quantidade de substância em um sistema que contém tantas entidades elementares
quanto átomos em 0,012 quilogramas de carbono-12. Quando se usa o mol, as entidades elementares devem
ser especificadas e podem ser átomos, moléculas, íons, elétrons, outras partículas ou agrupamentos
específicos de tais partículas.
A definição de mol implica que um mol de qualquer matéria tem o mesmo número de partículas ou entidades.
Este número é uma constante universal e, de acordo com as melhores medidas de corrente, vale 6,02214078 x
1023. É chamado de número de Avogadro (ou constante de Avogadro).
 Definição de mol.
A massa molar (MM) é definida como a massa de um mol de átomos ou moléculas de uma substância. É
medido em g/mol e seu valor numérico coincide com o da massa atômica ou a massa molecular expressa em
unidades de massa atômica.
Assim, conhecendo a massa m de uma substância, o número de mols n pode ser calculado usando a seguinte
expressão: n = m/ MM
VOLUME MOLAR
É o volume ocupado por um mol de substância, qualquer que seja o estado de agregação em que se encontra
a pressão e temperatura consideradas.
Quando as substâncias estão no estado gasoso, de acordo com o princípio de Avogadro, um mol de qualquer
gás ocupa, sob as mesmas condições de pressão e temperatura, sempre o mesmo volume.
Experimentalmente, verifica-se que este volume é de 22,4 L, quando o gás está idealmente sob condições
normais de pressão e temperatura, ou seja, a 1 atm e 0° C:
 Volume molar.
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
As diferentes operações matemáticas que permitem calcular a quantidade de uma substância que reage ou é
produzida em uma determinada reação química são denominadas de cálculos estequiométricos.
Uma reação ocorre sob condições estequiométricas quando as quantidades de reagentes estão em proporções
idênticas às da equação química ajustada.
Como exemplo, considere a reação do alumínio com o oxigênio para formar óxido de alumínio, que é usado em
fogos de artifício para fazer faíscas de prata. A equação química balanceada é:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Esta equação pode ser lida em escala macroscópica: “quando o alumínio reage com o oxigênio, quatro mols de
alumínio reagem com três mols de oxigênio para formar dois mols de óxido de alumínio”.
A equação balanceada para esta reação pode ser usada para estabelecer a razão molar (estequiométrica) que
permitirá a conversão de mols de alumínio em um número equivalente de mols de oxigênio ou mols de óxido
de alumínio.
Usando essa relação estequiométrica, você pode calcular a quantidade de produto ou reagente, dependendo
do seu interesse.
Os dados sobre reagentes e produtos não são normalmente expressos em quantidade de substância (mols),
mas são expressos em massa (gramas) ou volume (litros) de solução ou de um gás. Portanto, é necessário
seguir um procedimento nos cálculos estequiométricos.
As etapas podem ser descritas desta forma:
1º- Escreva a equação química ajustada.
2º- Calcule a quantidade de substância em mols dasubstância em questão.
4  Al   +  3 O2  →  2  Al2 O3
3º- Use a relação estequiométrica para obter a quantidade de substância em mols da substância
desconhecida.
4º - Converta a quantidade de substância em mols da substância desconhecida para a grandeza solicitada.
Por exemplo, se realizarmos o cálculo abaixo:
Quantos mols de cloreto de magnésio (MgCl2) serão produzidos se 2,4 g de Mg reagirem com uma quantidade
suficiente de ácido clorídrico (HCl)?
A reação química é a seguinte:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
O primeiro passo será equilibrar a equação, o que permite conhecer as relações estequiométricas existentes
entre reagentes e produtos.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Na segunda etapa, como as relações estequiométricas são estabelecidas em mols, devemos saber a quantos
mols a quantidade em gramas do reagente é igual. Se a massa molar de Mg é igual a 24 g/mol, teremos que,
nas condições de reação descritas acima, 0,1 mol de Mg está sendo reagido.
Na terceira etapa, analisamos as relações estequiométricas descritas na equação balanceada. Podemos ver
que a relação entre Mg (reagente) e MgCl2 (produto) é de 1:1; portanto, podemos concluir que, nas condições
dessa reação, será produzido 0,1 mol de MgCl2.
Mg   (s) +   HCl   (aq) →   MgCl2  (aq)  +  H2 (g)
Mg   (s) + 2  HCl   (aq) →   MgCl2  (aq)  +  H2 (g)
A ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS
VERIFICANDO O APRENDIZADO
CONCLUSÃO
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Ao final do estudo do fundamento das reações químicas, estudamos sobre a composição da matéria, sobre
elementos e compostos. Tratamos da natureza de uma substância e constatamos que é o mesmo que
descrever sua composição e estrutura, ou seja, de quais elementos ela é composta e em que proporção.
Aprendemos que as reações químicas acontecem quando as ligações químicas são quebradas ou formadas
entre os átomos. Além disso, também vimos que as substâncias que participam de uma reação química são
conhecidas como reagentes, e as substâncias que são produzidas no final da reação são conhecidas como
produtos.
Verificamos que as equações devem ser balanceadas para refletir a lei da conservação da matéria, a qual diz
que nenhum átomo é criado ou destruído durante o curso de uma reação química normal.
 PODCAST
AVALIAÇÃO DO TEMA:
REFERÊNCIAS
CHRISTOFF, P. Química Geral. Curitiba: Intersaberes, 2015.
KOTZ, J. C. et al. Química Geral e Reações Químicas. São Paulo: Cengage Learning, 2015.
MAIA, D. J. Química Geral – Fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007.
TOMA, H. E. Nomenclatura Básica de Química Inorgânica. São Paulo: Blucher, 2018.
EXPLORE+
Para saber mais sobre os assuntos explorados neste tema:
Veja como o autor Nivaldo J. Tro aborda a temática das Funções Inorgânicas no capítulo 3, item 3.5, do
livro Química Uma Abordagem Molecular (Volume 1 - Editora LTC – 2017).
Confira como Ehrick Eduardo Martins Melzer aborda o tema dos Compostos Orgânicos e Inorgânicos e
Suas Nomenclaturas no capítulo 3 do livro Preparo de Soluções – Reações e Interações Químicas
(Editora Érica – 2014).
Veja ainda como Henrique E. Toma aborda a temática das Funções Inorgânicas nos capítulos 4, 5, 6 e 7,
do livro Nomenclatura Básica de Química Inorgânica (Blucher, 2018).
CONTEUDISTA
Luciana Barreiros De Lima
 CURRÍCULO LATTES
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