reação química

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QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
Reação Química 
Bacharelado Interdisciplinar em Ciências e Tecnologia 
Profa. Janyeid Karla 
REAÇÃO QUÍMICA 
É uma alteração química no qual matéria (um ou mais reagentes) 
se convertem em uma nova substância ou substâncias (produtos). 
 REAÇÕES QUÍMICA 
Reagente 
A 
Reagente 
B 
Produto 
C 
+ 
Ex: 
Equação Química: É a representação gráfica da reação química. 
REAÇÕES QUÍMICA 
As reações químicas costumam ocorrer acompanhadas de alguns 
efeitos: 
- Liberação 
de gás 
- Formação de 
precipitado 
- Mudança de 
coloração 
- Alteração de 
calor 
 REPRESENTAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
A reações químicas são representadas graficamente por equações 
químicas 
Sinais que aparecem com frequência: 
Indica que houve precipitação (deposição no fundo do 
recipiente) de substância produzida na reação. 
 delta: indica que a reação ocorreu com aquecimento 
Indica que houve liberação de gás. 
 REPRESENTAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
SOLUÇÕES EM ÁGUA 
ÁGUA – Uma das propriedades mais importantes: capacidade de 
dissolução de grande variedade de substâncias. 
 
As soluções nas quais a água é o solvente são chamadas de 
solução aquosa. 
 
Relembrando: 
 
Solução: Mistura homogênea de duas ou mais substâncias. 
 
A substância presente em maior quantidade é normalmente 
chamada de solvente. As outras substâncias na solução são 
conhecidas como solutos. 
 
 Propriedades Gerais das Soluções Aquosas 
Propriedades eletrolíticas 
 
Imaginemos uma situação: Duas soluções aquosas - uma solução de 
sal de cozinha (cloreto de sódio) e uma solução de açúcar refinado 
(sacarose). 
Em que essas duas soluções diferem? 
 
Uma diferença que não é imediatamente óbvia é a respeito das suas 
condutividades elétricas. 
A solução de sal é boa condutora de eletricidade e a de açúcar não é. 
 Propriedades Gerais das Soluções Aquosas 
Propriedades eletrolíticas 
 
 A água por se só não tem o potencial de conduzir eletricidade. 
A condução de eletricidade é dada pela presença de íons em solução. 
Logo: A condutividade das soluções de NaCl indica a presença de 
íons na solução e a falta de condutividade na sacarose indica 
ausência de íons na solução. 
Dissociação: NaCl(s) → Na
+ 
(aq) + Cl
- 
(aq) 
 
 - Quando a sacarose (C12H22O11) se dissolve em água, a solução 
contém apenas moléculas neutras de sacarose rodeadas por 
moléculas de água. 
 Propriedades Gerais das Soluções Aquosas 
 Propriedades eletrolíticas 
(a) Dissolução de um composto iônico. Quando um composto iônico se dissolve 
em água, as moléculas de H2O separam, circulam e dispersam os íons no líquido. 
(b) O metanol CH3OH, um composto molecular , dissolve-se sem formar íons. 
(a) (b) 
 Propriedades Gerais das Soluções Aquosas 
A água é um solvente muito eficaz para compostos iônicos 
 
(apesar de ser uma molécula eletricamente neutra, um dos lados da 
molécula é rico em elétrons e o outro lado assume carga parcial 
positiva). 
 
-Os íons positivos (cátions) são atraídos pelo lado negativo da 
(H2O) e os íons negativos (ânions) são atraídos pelo lado positivo 
da água. 
 
- À medida que o composto se dissolve, os íons ficam rodeados por 
moléculas de água . Esse processo ajuda estabilizar os íons em 
solução e previne que cátions e ânions se combinem novamente. 
Compostos iônicos em água 
 Propriedades Gerais das Soluções Aquosas 
Uma substância (como NaCl) cujas soluções aquosas contém íons é 
chamada de eletrólito. 
 
Uma substância (como C12H22O11) que não forma íons em solução é 
chamada de não-eletrólito. 
 
Compostos iônicos em água 
O transporte de íons através da solução provoca o fluxo de corrente. 
Como a corrente é um fluxo de cargas, somente soluções que contêm 
íons conduzem eletricidade. 
 Propriedades Gerais das Soluções Aquosas 
Compostos moleculares em água 
 
 * Quando um composto molecular de dissolve em água, a solução 
normalmente compõem-se de moléculas intactas dispersas em 
solução. 
 A maioria dos compostos moleculares são não-eletrólitos. 
 
Obs.: Existem algumas substâncias moleculares cujas soluções 
aquosas contém íons. 
 
 Ex.: HCl (g) → H
+ (aq) + Cl 
– (aq) 
 
 Propriedades Gerais das Soluções Aquosas 
Eletrólitos 
Há duas categorias de eletrólitos: os eletrólitos fortes e eletrólitos 
fracos. 
a) Eletrólitos fortes: São os solutos que existem totalmente ou quase 
totalmente como íons em solução. 
 
b) Eletrólitos fracos: São os solutos que existem em solução , na 
maioria das vezes, na forma de molécula com apenas uma 
pequena fração em forma de íons. 
 
 Propriedades Gerais das Soluções Aquosas 
Eletrólitos fortes e fracos 
 
• Eletrólitos fortes: dissociam-se completamente em solução. 
Por exemplo: 
 
 
 
• Eletrólitos fracos: produzem uma pequena concentração de íons 
quando se dissociam. 
• Esses íons existem em equilíbrio com a substância não-ionizada. 
Por exemplo: 
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)
HC2H3O2(aq) H
+(aq) + C2H3O2
-(aq)
 Propriedades Gerais das Soluções Aquosas 
Não confundir a extensão na qual um eletrólito se 
dissolve com sua classificação como forte ou fraco. 
Ex.: O ácido acético é extremamente solúvel em água, mas é um 
eletrólito fraco, enquanto que, o hidróxido de magnésio não é muito 
solúvel, mas a quantidade de substância que se dissolve dissocia-se quase 
que completamente. Dessa forma, é um eletrólito forte. 
 Reações de precipitação 
 
• Reação de precipitação: Reação que resulta na formação de 
um sólido insolúvel quando duas soluções eletrolícas fortes são 
misturadas. 
 
 Ex: Pb(NO3)2 (aq) + 2KI → PbI2 (s) + 2KNO3 (aq) 
 
Quando duas soluções são misturadas e um sólido é formado, o 
sólido é chamado precipitado. 
 
 
 
As reações de precipitação ocorrem quando certos pares de íons de 
cargas contrárias se atraem tão fortemente que formam um sólido 
iônico isolúvel. 
 Reações de precipitação 
Regras de solubilidade para compostos iônicos 
Solubilidade de uma substância: É a quantidade dessa substância que 
pode ser dissolvida em certas quantidades de solvente. 
 
-Qualquer substância com solubilidade menor que 0,1 mol/L será 
considerada insolúvel. 
 
Ex: Apenas 1,2 x 10-3 mol/L de PbI2 dissolve-se em um litro de água. 
 
Nesse caso, a atração entre íons de cargas opostas é muito grande para 
a molécula de água conseguir separá-los por uma extensão 
considerável, e a substância permanece não dissolvida na sua 
totalidade. 
 
 Reações de precipitação 
 Equações Iônicas 
 
• Equação iônica: utilizada para realçar a reação entre íons. 
 
• Equação molecular: todas as espécies listadas como moléculas: 
 
HCl(aq) + NaOH(aq)  H2O(l) + NaCl(aq) 
 
 
• Equação iônica completa: lista todos os íons: 
 
 
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)  H2O(l) + Na
+(aq) + Cl-(aq) 
 
 
• Equação iônica simplificada: lista somente íons únicos: 
 
H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l) 
 Equações Iônicas 
 
Íons espectadores: íons que aparecem em formas idênticas, juntos 
tanto dos reagentes quanto dos produtos de uma reação iônica 
completa. 
 
- O íons espectadores estão presentes mas não têm papel direto na 
reação. 
 
 
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)  H2O(l) + Na
+(aq) + Cl-(aq) 
 
 
• Equação iônica simplificada: lista somente íons únicos: 
 
H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l) 
Equações Iônicas 
 
- Uma equação iônica simplificada inclui apenas os íons e 
moléculas envolvidos diretamente na reação. 
 
- A soma das cargas dos íons deve ser a mesmas em ambos os 
lados da equação. 
H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l) 
 
- Se todos os íons em uma equação iônica completa são 
espectadores, não ocorre reação.Reações ácido-base 
Ácidos 
 
• Ácido = substâncias que se ionizam em soluções aquosas para 
formar íons hidrogênio (H+ ). Ex. HCl, HNO3, CH3CO2H. 
 
Relembrando: 
 
• Dissociação = os íons pré-formados no sólido se separam em 
solução. 
• Ionização = uma substância neutra forma íons em solução. 
 
Em 1923, Brønsted (Dinamarca) e Lowry (Inglaterra), 
independentemente, sugeriram uma definição ácido-base muito útil: 
 
“Ácido é uma espécie que tende a doar um próton e base é uma 
espécie que tende a receber um próton.” 
 
Ex.: HCl 
- É um ácido de Arrhenius em solução aquosa - 
libera H+. 
- É um ácido de Brønsted-Lowry em qualquer 
outro solvente – simplesmente porque pode 
doar um próton. 
 Reações ácido-base 
Relembrando: 
ácido1 base2 
“Ácido é uma espécie que tende a doar um próton e base é uma 
espécie que tende a receber um próton.” 
base1 ácido2 
Par Conjugado Ácido-Base é aquele par formado por duas 
espécies químicas que diferem entre si por um H+. 
 Reações ácido-base 
Relembrando: 
 Reações ácido-base 
 
- As moléculas de diferentes ácidos podem ser ionizadas, 
produzindo diferentes números de H+ 
 
• Ácidos com um próton ácido são chamados monopróticos (por 
exemplo, HCl). 
• Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos (por 
exemplo, H2SO4). 
• Ácidos com muitos prótons ácidos são chamados polipróticos. 
 
 Reações ácido-base 
Ácidos 
 
- Um caso de ionização (exemplificando a ionização de um ácido 
diprótico): 
 
 H2SO4 → H
+ (aq)+ HSO4 
– (aq) 
 
HSO4 
– → H+(aq) + SO4
– 2 (aq) 
 
 
 
Reações ácido-base 
Bases 
• Bases = substâncias que reagem com os íons H+ formados por 
ácidos. Elas produzem íons hidróxidos (OH-)quando dissolvidos 
em água. (por exemplo, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Leite de 
Magnésia). 
 
- Compostos que não contêm íons (OH-) podem também ser bases. 
Ex . A amônia é uma base comum, NH3. 
 
Relembrando: 
BASE: RECEPTOR DE PRÓTON 
- Amônia → íon amônio 
Reações ácido-base 
Relembrando: 
 Reações ácido-base 
Ácidos e bases fortes e fracos 
 
• Os ácidos e bases que são eletrólitos fortes (completamente 
ionizados em solução) são chamados de Ácidos fortes e bases 
fortes. 
 
• Ácidos e bases fracas são eletrólitos fracos. 
– Eles estão parcialmente ionizados em solução. 
 
- O ácidos fortes são mais reativos que os fracos quando a 
reatividade depende somente da concentração de H+ 
 Reações ácido-base 
Identificando eletrólitos fortes e fracos 
 
• Iônico e solúvel em água = eletrólito forte (provavelmente). 
 
• Solúvel em água e não-iônico, mas é um ácido (ou base) forte = 
eletrólito forte. 
 
• Solúvel em água e não-iônico, e é um ácido ou uma base fraca = 
eletrólito fraco. 
 
• Caso contrário, o composto é provavelmente um não-eletrólito. 
 Reações ácido-base 
Ácidos Fortes Bases Fortes 
Clorídrico, HCl 
Bromídrico, HBr 
Iodídrico, HI 
Clórico, HClO3 
Perclórico, HClO4 
Nítrico, HNO3 
Sulfúrico, H2SO4 
Hidróxidos dos metais do grupo 1 A 
(LiOH, NaOH, KOH) 
Hidróxidos do metais do grupo 2 A (Ca(OH)2, 
Sr(OH)2, Ba(OH)2 
Tabela 4.2. Ácidos e bases fortes comuns 
 Reações ácido-base 
 
Identificando eletrólitos fortes e fracos 
 Reações ácido-base 
Reações de neutralização e sais 
 
• A neutralização ocorre quando uma solução de um ácido e a de 
uma base são misturadas: 
HCl(aq) + NaOH(aq)  H2O(l) + NaCl(aq) 
 
• Observe que formamos um sal (NaCl) e água. 
• Sal = composto iônico cujo cátion vem de uma base e o ânion de 
um ácido. 
• A neutralização entre um ácido e um hidróxido metálico produz 
água e um sal. 
 Reações ácido-base 
Reações de neutralização e sais 
 
- O produto de uma reação de neutralização não tem características 
ácidas nem básicas . 
 
Ex HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq) 
 
 H+ + Cl- (aq) + Na+ + OH- (aq) → H2O (l) + Na
+ + Cl- (aq) 
 
Consequentemente a reação simplificada é: H+ + OH- (aq) → H2O (l) 
 
- Em geral uma reação de neutralização entre um ácido e um hidróxido 
metálico produz água e sal. 
 
 
 Reações ácido-base 
Reações de neutralização e sais 
 
 
Mg(OH)2 (s) + 2HCl(aq) → MgCl2 (aq) + 2H2O (l) 
 
 Mg(OH)2 (s) + 2H
+(aq) → Mg+2 (aq)+ 2H2O (l) 
 Reações ácido-base 
Reações ácido-base com formação de gás 
 
• Os íons sulfeto e carbonato podem reagir com H+ de uma 
maneira similar ao OH. 
 
 
2HCl(aq) + Na2S(aq)  H2S(g) + 2NaCl(aq) 
2H+(aq) + S2-(aq)  H2S(g) 
HCl(aq) + NaHCO3(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
 Reações oxirredução 
• Quando um metal sofre corrosão, ele perde elétrons e forma 
cátions: 
Ca(s) +2H+(aq)  Ca2+(aq) + H2(g) 
 
• Oxidado: o átomo, a molécula ou o íon torna-se mais carregado 
positivamente. 
– A oxidação é a perda de elétrons. 
 
• Reduzido: o átomo, a molécula ou o íon torna-se menos 
carregado positivamente. 
– Redução é o ganho de elétrons. 
Reações que envolvem transferência de elétrons de um espécie 
para outra – são chamadas de reações de oxidação-redução 
 Reações oxirredução 
Oxidação e redução 
 Reações oxirredução 
• A reação envolve um metal reagindo com um não-metal 
• Além disso, ambas reações envolvem a conversão de um 
elemento livre em íons. 
Para converter um elemento livre em um íon, os átomos devem ganhar 
ou perder elétrons 
- Naturalmente, se um átomo perder elétrons, outro átomo deve aceitá-
los 
• A reação exemplificada, na qual os elétrons são transferidos de um 
átomo para outro, é uma reação redox. 
Exemplo: 
 Reações oxirredução 
Números de oxidação 
 
• O número de oxidação para um átomo: é a carga hipotética 
que um átomo teria se fosse um íon. 
 
• Estados de oxidação são cargas imaginárias baseadas em um 
conjunto de regras: 
 
 
 Reações oxirredução 
 Reações oxirredução 
 Reações oxirredução 
 Reações oxirredução 
Oxidação de metais por ácidos e sais 
 
• Os metais são oxidados por ácidos para formarem sais: 
Mg(s) +2HCl(aq)  MgCl2(aq) + H2(g) 
 
• Durante a reação, 2H+(aq) é reduzido para H2(g). 
 
• Os metais também podem ser oxidados por outros sais: 
Fe(s) +Ni2+(aq)  Fe2+(aq) + Ni(s) 
 
• Observe que o Fe é oxidado para Fe2+ e o Ni2+ é reduzido para 
Ni. 
 Reações oxirredução 
Série de atividade 
 
• Alguns metais são facilmente oxidados; outros, não. 
• Série de atividade: é uma lista de metais organizados em ordem 
decrescente pela facilidade de oxidação. 
• Quanto mais no topo da tabela estiver o metal, mais ativo ele é. 
• Qualquer metal pode ser oxidado pelos íons dos elementos 
abaixo dele. 
Reações de oxi-redução 
 Reações de Oxi-redução 
REAÇÕES DE DESLOCAMENTO ENVOLVENDO METAIS 
Zn(s) + CuSO4(aq)  ZnSO4(aq) + Cu(s) Reação ocorre!!! 
Cu(s) + ZnSO4(aq)  CuSO4 + Zn(s) Reação NÃO 
ocorre!!! 
Reações de oxi-redução 
Análise microscópica 
O Zn perdeu 2é para o Cu: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- 
O Cu2+ da solução recebeu 2é do Zn: Cu2+ + 2e- → Cu(s) 
Reação química entre o zinco da placa e o cobre da solução: 
 
Zn(s) + CuCl2(aq) → Cu(s) + ZnCl2(aq) 
 
Conclusão: zinco (Zn) deslocou o cobre (Cu2+), com isso podemos concluir que o 
zinco é mais reativo que o cobre. 
Visão macro: 
CuCl2(aq) 
Zn(s) 
- deposição de Cu da solução na 
superfície da placa de zinco 
- a solução que era azul, vai 
diminuindo a intensidade da 
coloração, em razão da saída de 
Cu2+ e passagem de zinco da 
superfície da placa para a 
solução, na forma de Zn2+. 
Reações de oxi-redução(PUC-PR) – Adicionando-se 10mL de HCl(aq) em quatro tubos de ensaio 
contendo respectivamente Zn, Mg, Cu e Ag, conforme o esquema a seguir, 
podemos afirmar que ocorre reação em: 
HCl HCl 
HCl HCl 
A B C 
K>Ca>Na>Mg>Al>Mn>Zn>Cr>Fe>Ni>Sn>Pb>H>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 
Reatividade 
AgCl(s) + 2NH3(aq)  Ag(NH3)2
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
NaCl + AgNO3  NaNO3 + AgCl  
Adicionar amônia, NH3 
O ppt branco se dissolve formando uma sol. 
incolor. 
Isso ocorre devido a formação de um cátion 
muito estável, Ag(NH3)2
+ 
Cada íon de Ag+ foi complexado pelas moléculas de NH3 
 
O processo se chama Complexação e 
o NH3 é o agente complexante. 
Reações de Complexação 
Reações de Complexação 
Reações de Complexação 
 REPRESENTAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICA 
 
1 - Reações de combinação e decomposição 
 
• Combinação: Duas ou mais substâncias reagem para formar um 
produto. 
 
• Apresentam menos produtos do que reagentes: 
 
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s) 
 
 
 
 
Metal Não metal Sólido 
iônico 
REPRESENTAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICA 
Demonstração: 2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s) 
 
REPRESENTAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
• Decomposição: Um único reagente quebra-se pra formar duas 
ou mais substâncias. As reações de decomposição têm menos 
reagentes do que produtos: 
 
 
 
2NaN3(s)  2Na(s) + 3N2(g) 
 
(a reação que ocorre em um airbag) 
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) 
REPRESENTAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 REPRESENTAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
2 - Reações de dupla troca (ou metáteses) 
 
 
 
 
 
 
AgNO3(aq) + KCl(aq) → AgCl(s) + KNO3(aq) 
 
 
3 - Reações de simples troca 
 
 AB + C  AC + B 
 2NaBr + Cl2  2NaCl + Br2 
 
 
• As reações de metátese envolvem a troca de íons em solução: 
PADRÕES DE REATIVIDADE QUÍMICA 
4 - Reações de Combustão 
A combustão é a queima de uma substância 
em oxigênio do ar: 
Ex: 
C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g)