CALCULOS E REAÇÕES QUIMICAS

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CÁLCULOS QUÍMICOS 
E
REAÇÕES QUÍMICAS
· Introdução
Os átomos, como já sabemos, são uma das menores divisões da matéria. Logo, sendo uma partícula tão pequena, é muito difícil de ser observada.
Foi pensando nisso que os primeiros cientistas tentaram melhorar a maneira de se trabalhar com essas partículas.
 (
Química
 
Geral
)
· Introdução
Inicialmente para medir essas partículas era utilizada uma unidade denominada unidade de massa atômica.
Essa unidade era referenciada no tamanho do átomo do carbono e uma massa tão pequena quanto 1,99 x 10-23 era quase que imperceptível nos cálculos.
· Introdução
Veja que se formos trabalhar com 0,000000000000000000000199 seria muito difícil de fazer os cálculos químicos. Então pensemos:
	1 dúzia
	=
	12
	1 dezena
	=
	10
	1 centena
	=
	100
· Introdução
Foi a partir deste pensamento que se fizeram sugestões de unidades de medidas para a quantidade de átomos que fosse unitário, ou seja, criou-se um múltiplo que tivesse uma referência significativa em unidade de massa (gramas).
VAMOS OBSERVAR ESTE DESENVOLVIMENTO!!!
· A MASSA DO ÁTOMO DE CARBONO
O átomo de carbono foi dividido em doze partes e a partir disso se fez o seguinte conceito:
“a massa de um átomo (massa atômica) é o número que indica quantas vezes esse átomo é mais pesado do que 1/12 avos do átomo de carbono”;
o número doze vem da quantidade de prótons existentes no núcleo do átomo de carbono mais abundante. Criou-se então a unidade u.m.a, ou seja, unidade de massa atômica.
· A MASSA DO ÁTOMO DE CARBONO
1 uma = 1/12 avos da massa do carbono
A partir desse padrão todos os outros átomos foram então submetidos a medida de sua massa com referência ao uma.
1 u (unidade de massa atômica)
=	1/12 do átomo de ¹²C
· A MASSA DOS OUTROS ELEMENTOS
os outros elementos foram medidos comparando-se suas massas com a u.m.a., vamos ver um exemplo:
 (
238
)Átomo de Urânio
MAU 
238u
Podemos ver que na balança a massa do urânio é de 238 u.m.a.
· Então como se mediria as massas de uma molécula qualquer?!!!!
muito simples: é só somar as massas dos elementos contidos nesta molécula exemplo:
 (
C
6
H
12
O
6
180
Molécula
 
de
 
Glicose
)
MMC6H12O6
 6x 12u
 12x 1u
 6x 16u
 180u
Logo a molécula de glicose é 180 vezes mais pesada que a 1/12 parte do átomo de carbono.
· COMO QUE SE RELACIONOU U.M.A. COM GRAMAS???
Para se relacionar a unidade de massa atômica foi necessário que um cientista chamado Amedeo Avogadro, fizesse um experimento para descobrir uma propriedade muito importante da matéria. Ele colocou diferentes gases na mesma pressão e temperatura dentro de um recipiente que tinha um volume definido.
· COMO SE RELACIONOU U.M.A. COM GRAMAS???
O resultado foi que quando colocado a mesma quantidade de substâncias diferentes, o volume que era obtido dentro deste recipiente era o mesmo. Como poderia ser explicado essa propriedade da matéria? O fato é que com essa descoberta muita coisa mudou na química. Criou-se uma nova grandeza química.
· HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO
quando o gás hidrogênio reage com o oxigênio para produzir água
H2 + O2  H2O
ele sempre reage na mesma proporção, de modo que essa quantidade de hidrogênio que se relaciona ao oxigênio é devida às ligações que um tipo de átomo faz com o outro.
· HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO
Esse tipo de observação feita por Avogadro quebrou os conceitos da época que acreditava ser todas as substâncias formadas por um único átomo e não por uma ligação entre tipos diferentes deles, isso afirmou depois do experimento.
 (
Química
 
Geral
HIPÓTESE
 
OU
 
LEI
 
DE
 
AVOGADRO
)A resposta de Amedeo Avogadro foi: “volumes iguais de gases quaisquer, quando medidos na mesma pressão e temperatura, encerram o mesmo número de moléculas”, ou seja, se nós medirmos um determinado volume de um recipiente e ele for cheio, por exemplo, de oxigênio, então a quantidade de moléculas de oxigênio será a mesma se o volume for cheio de hidrogênio.
Química Geral
· SE A QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA PERMANECE A MESMA, QUAL É
ESSA QUANTIDADE?
Para decidir sobre essa quantidade é preciso saber que outros grandes cientistas contribuíram, como por exemplo: Lavoisier: “a massa total de um sistema fechado não varia,
qualquer que seja a reação química que aí venha a ocorrer”;
Proust: “uma determinada substância, qualquer que seja sua origem, sempre será formada pelos mesmos elementos químicos, combinados na mesma proporção em massa”;
 (
Química
 
Geral
O
 
CONCEITO
 
DE
 
MOL
)Considerando então estes conceitos introdutórios
vistos até agora podemos afirmar que Mol é a quantidade de matéria de um sistema, que contém a mesma quantidade de átomos ou moléculas que existem em 0,012 kg de carbono;
Química Geral
· CONCEITO DE MOL
Então, Amedeo Avogadro realizou seu ensaio que provou que em uma quantidade de 12 gramas de carbono continham 6,02 x 1023 átomos de carbono. Avaliando que os outros átomos foram medidos em comparação com o átomo de carbono, pode-se expandir essa medida para os outros, ou seja a quantidade de átomos equivalente à quantidade que se tem em doze gramas de carbono é um MOL.
Unidade de massa (padrão)
PADRÃO –
modelo; o que se serve de índice de uma cultura; marco.
· Crie um modelo (padrão) para medir essa barra:
Química Geral
Não tenho régua. Como faço para saber quanto vale essa barra?
Quanto vezes essa barra é maior que o padrão C ?
1 C = servirá de régua
· Foram colocados 11 unidades de C:
Uma BARRA = 11 unidades de C
Se fosse
a
Mol - Quantidade demmaatesrsiaa? 	18
 Unidade de Massa Atômica – U.M.A. ou “U”Química Geral
Qual a massa de uma coisa que não se pode ver, nem pegar?
1
Átomo
Sim, nem grama, nem miligrama resolve.
Vamos escolher um padrão...
O grama não é uma unidade demais para medir a massa de 1 átomo?
Carbono
12C
1U = 1/12 avos do Carbono do isótopo 12
1/12 avos do 12C
 (
10
9
8
11
 
12
1
2
3
7
 
6
 
5
 
4
)1 u.m.a. ou 1U
Mol - Quantidade de materia	19
Massa Atômica
1
Átomo de
Hidrogênio
Química Geral
Se o “U” é a unidade padrão para medir a massa de um átomo, como é feita essa medida?
Quantas fatias de 1 u.m.a. são colocadas?
1 u.m.a. ou 1U
4 u.m.a. ou 4U
	6C
	7N
	8O
	15P
	17Cl
	12u
	14u
	16u
	31u
	35,5u
 (
Massa
 
Atômica
É
 
o
 
numero
 
de
 
vezes
 
que
 
um
 
átomo é maior que 1 u.m.a.
 
ou 1/12 avos do Carbono do
 
isótopo
 
12.
)Mol - Quantidade de materia	20
Mol e o Nº Avogadrro
= 1 U.M.A.
Quantas bolinha de 1 uma foram necessárias para ter a massa de 1 grama?
1 grama = 1g
U.M.A. não é uma medida de massa
 (
602
 
sextilhões
 
de
 
átomos
602.000.000.000.000.000.000.000
)corporal, teria como converter um U.M.A. em gramas?
= 4 u.m.a
4 grama = 4g
O cientista Amadeu Avogadro, percebeu uma relação de fundamental importância entre massa atômica e o número de átomos .
 (
21
)Mol - Quantidade de materia
	 	
1
átomo
1
 (
1
grama
) (
602 
sextilhões
 
de átomos
 
desse
 
átomo
)u.m.a.
 (
Nº
 
Avogadro
É
 
a
 
quantidade
 
de
 
átomos
 
necessários para
 
converter
 
a
 
massa
 
atômica
 
de
 
uma
 
entidade química
 
em gramas.
 
A
 
essa quantidade
 
foi
 
dado
 
o
 
nome
 
de
 
MOL
.
)
	Elemento
	Símbolo
	Massa Atômica
	
	Massa Molar
	Nº de entidades
	Mol
	Hidrogênio
	H
	1	uma
	
	1 grama
	6,02 x 10
	1
	oxigênio
	O
	16 uma
	
	16 gramas
	6,02 x 10
	1
	Cálcio
	Ca
	40 uma
	
	40 gramas
	6,02 x 10
	1
	Cloro
	Cl
	35,5 uma
	
	35,5 gramas
	6,02 x 10
	1
 (
1
MOL
) (
602 sextilhões
 
de entidades
 
químicas
) (
6,02
 
x
 
10
23
partículas
 
de
 
um
 
elemento
)=
Mol - Quantidade de materia	22
Química Geral
Massa Molar,Massa Molecular e Massa Formula
	Elemento
	Símbolo
	Massa Atômica
	
	Massa Molar
	Nº de entidades
	Mol
	Hidrogênio
	H
	1	uma
	
	1 grama
	6,02 x 10
	1
	oxigênio
	O
	16 uma
	
	16 gramas
	6,02 x 10
	1
	Cálcio
	Ca
	40 uma
	
	40 gramas
	6,02 x 10
	1
	Cloro
	Cl
	35,5 uma
	
	35,5 gramas
	6,02 x 10
	1
 (
Massa
 
MolarÉ a massa contida em 6,02 x 10
23
 
entidades químicas. Podemos dizer que
 
numericamente
 
o
 
valor
 
da massa
 
atômica
 
é igual
 
a
 
massa
 
comum
 
(molar)
 
medida
 
em 
GRAMAS
.
)
	M. Atômica
	M. Molar
	He = 4 uma
	He = 4g
	Ca = 40uma
	Ca = 40g
	Hg =200uma
	Hg = 200g
 (
Mol
 
-
 
Quantidade
 
de
 
materia
)23
 (
Entidade
Nome
Ligação
Massa
Valor
Massa
 
Molar
O
Oxigênio
Isolado
uma
16u
16g
H
Hidrogênio
Isolado
uma
1u
1g
O
2
Gás
 
Oxigênio
covalente
mm
32u
32u
H
2
Gás
 
Hidrogênio
covalente
mm
2u
2g
H
2
O
Água
covalente
mm
18u
18g
NaCl
Cloreto
 
de
 
sódio
Iônico
mf
58,5u
58,5g
HF
Ácido
 
fluorídrico
covalente
mm
20u
20g
HCl
Ácido
 
clorídrico
covalente
mm
36,5u
36,5g
CaO
Óxido
 
de
 
cálcio
Iônico
mf
56u
56g
)		
Mol - Quantidade de materia	24
Massa Molecular e Massa Formula
 (
Química
 
Geral
)
Massa molecular e massa formula são a mesma coisa , só uma e
Se o Carbono tem C =	CO
12u e o Oxigênio tem O =
16u, isso quer dizer o
utilizada para compostos moleculares e quanto outra para iônicas.
que?
12u +
16u
AaBb
 (
Quer 
dizer que
 
são necessários
 
16
 
partes
 
de
 
um
 
1u para formar
 
um oxigênio. O
 
mesmo
 
com
 
o
 
Carbono só que
 
12
 
e
 
suficiente.
) (
28u
)Índices
Elementos Químicos
Mas na molécula toda tem que massa em seu todo? E só somar os valores.
Mol - Quantidade de materia	25
HF	Acido Fluorídrico
H4P2O7
1u +
19u
20u
 (
H=1u
 
O=16U
) (
P=31
)H2O
(4x1)+(31x2)+(16x7)=
 (
(1x2)+16=
)4+62+112=178u
 (
18u
)
E se for o caso de uma estrutura Aa(BbCc)d
O nº fora do parêntese Multiplica os nº dentro
Dele.
Mol - Quantidade de materia	26
Massa de gás em volume
Por convenção, a pressão atmosférica ao nível do mar recebe o nome de PRESSAO NORMAL e vale uma atmosfera (1atm) ou 760mmHg (760 milímetros de mercúrio) ou 760 torr (760 Torricelli), e toda essa informação deve ser dada em CNTP, ou CONDIÇOES NORMAIS DE TEMPERATURA E
PRESSAO. Que determina a
temperatura normal de 0°C.
 (
1 mol de moléculas de qualquer gás, nas CNTP, e
 
aproximadamente 22,4L ou 22.400 mL ou
 
22.400cm
3
)
Mol - Quantidade de materia	27
Resumo Geral para iniciação dos cálculos Estequiométricos
 (
Massa
) (
Mol
) (
Partículas
) (
Volume
)
Massa do
elemento	1	6,02 x 1023	22,4
=	=	=
Ms	Mol	P	V
Mol - Quantidade de materia	28
As reações químicas (também chamadas de transformações químicas ou fenômenos químicos) estão presentes em nosso cotidiano.
Imagem: Lab glassware / Tweenk / Creative Commons Attribution 3.0 Unported
 (
Química
 
Geral
)
Como exemplo temos:
-O cozimento dos alimentos;
- O azedamento do leite;
 (
Imagem: 
Leaf / Jon Sullivan / Public
 
Domain
)
· (
Imagem: Fireworks 4 / Thomas
 
Hawk
 
/
 
Creative
Commons
 
Attribution
 
2.0
 
Generic
)A queima de fogos de artifício;
· O processo da fotossíntese realizado pelas plantas.
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Devido à quantidade e variedade de reações químicas, é necessário fazer sua classificação sobre diferentes aspectos.
As	reações	químicas	podem	ser classificadas segundo vários critérios:
· Quanto à liberação ou absorção de calor:
a) Reações Exotérmicas: são as que liberam calor. Exemplo:
C(s) + O2(g) → CO2(g) + calor
b) Reações Endotérmicas: são as que absorvem calor. Exemplo:
N2(g) + O2(g) + calor → 2 NO(g)
· Quanto à velocidade da reação:
a) Reações lentas
Exemplo:	4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
O ferro demora anos para enferrujar.
Imagem: Rusty Valve / Pete / Creative Commons Attribution 2.0 Generic
b) Reações rápidas
Exemplo:
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g)
O álcool comum queima rapidamente.
Imagem: Flametail / Vale / Creative Commons Atribuição 2.5 Genérica
· Quanto à reversibilidade:
a) Reações reversíveis: são as que ocorrem nos dois sentidos ( o que é indicado por duas flechas).
Exemplo:	H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g)
b) Reações irreversíveis: são as que ocorrem apenas
num sentido.
Exemplo:	S(s) + O2(g) → SO2(g)
· Quanto à variação do Nox dos elementos:
a) Reações de oxi-redução: são aquelas em que ocorre
variação de Nox de um ou mais elementos.
Exemplo:	Zn(s) + Cu+2(aq) → Zn+2(aq) + Cu(s)
· Semi-reação de oxidação:
Zn(s) → Zn+2(aq)+ 2 elétrons	Nox do Zn = 0 para +2
· Semi-reação de redução:
Cu+2(aq) + 2 elétrons → Cu(s)	Nox do Cu = +2 para 0
b) 	Reação sem oxi-redução: é aquelas em que não há variação de Nox de nenhum elemento envolvida na reação.
Exemplo:	CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s)
Nox do Ca = +2 Nox do C = +4 Nox do O = -2
Os elementos químicos desta reação não
apresentaram variação de Nox.
· Quanto à variação de complexidade das substâncias envolvidas:
a) Reações de síntese ou adição: são aquelas em que duas ou mais substâncias reagem, produzindo uma única substância mais complexa.
A	+	B	→	AB
várias	substâncias		única substância
 (
Química
 
Geral
)
Exemplo:
O	magnésio	reage	com	o	oxigênio	do	ar,
produzindo óxido de magnésio:
2 Mg(s) + 1 O2(g) → 2 MgO(s)
Essa reação é utilizada em flashes fotográficos
descartáveis e foguetes sinalizadores.
Imagem: Magnesium ribbon / capt. John Yossarian / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported
Reação entre magnésio e oxigênio.
 (
Química
 
Geral
)
As reações de síntese são denominadas:
- Síntese	total:	quando	partimos	apenas	das substâncias simples.
C(s) + O2(g) → CO2(g)
A queima do carvão.
- Síntese parcial: quando, dentre os reagentes, já
houve no mínimo uma substância composta.
CaO(s) + H2O(ℓ) → Ca(OH)2(aq)
Observação:
O CaO é a cal virgem, comprada em lojas de material de construção. O produto Ca(OH)2 é a cal hidratada (ou cal extinta), que é usada pelos pedreiros, para preparar a argamassa de assentar tijolos, nas construções.
b) 	Reações de análise ou decomposição: são aquelas em que uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estruturas mais simples.
Exemplo:
AB	→	A	+	B
única	várias	substâncias substância
Exemplo: Um composto de sódio (NaN3(S)) é utilizado nos air-bags — dispositivos de segurança presentes em muitos automóveis. Quando esses dispositivos são acionados, a rápida decomposição do NaN3(S) origina N2(g), e esse gás infla os air-bags.
 (
Imagem:
 
Airbag
 
/ Daymler Chrysler
 
AG
 
/
 
GNU
 
Free
 
Documentation
 
License
)2 NaN3(s) → 3 N2(g) + 2 Na(s)
Certas reações de análise ou decomposição recebem
nomes especiais como:
- Pirólise:	decomposição	pelo	calor	(representada numa equação química por ∆). Exemplo:
∆
2 Cu(NO3)2(s)	→ 2 CuO(s)	+	4 NO2(g)	+	O2(g)
sólido azul	sólido preto	gás vermelho	gás incolor
	- Fotólise: decomposição pela luz.
Exemplo:
	
	Luz
	
	H2O2 →	H2O
	+
	½ O2
	Água oxigenada	água
	
	gás oxigênio
Imagem: hydrogen peroxide / Yanachka/ Public Domain
- Eletrólise: decomposição pela eletricidade.
 (
Imagem:
 
Electrolysis
 
apparatus
 
/ Ivan
 
Akira
 
/
 
Creative
 
Commons
 
Attribution-Share
 
Alike
 
3.0
 
Unported
)Eletricidade
H2O →	H2	+	½ O2
Água	gás hidrogênio	gás oxigênio
c) 	Reações de deslocamento ou de substituição ou de simples troca: quando uma substância simples reage com uma composta, originando uma nova substância simples e outra composta.
Exemplo:
A	+	XY	→	AY	+	X
Substância	Substância	Substância	Substância
simples	composta	composta	simples
Exemplo:
Mergulhe um prego (ferro) numa solução de sulfato de cobre (CuSO4); retire o prego após alguns minutos; ele estará avermelhado – é uma camada de
cobre.
Fe(s)	+ CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s)
d) 	Reações de dupla troca ou de dupla substituição: quando duas substâncias compostas reagem, originando duas novas substâncias compostas.
Exemplo:
AB	+ XY	→	AY	+	XB
substância	substância	substância	substância
composta	composta	composta	composta
REAÇÕES QUÍMICAS
O QUE É UMA REAÇÃO QUÍMICA?
É processo de mudanças químicas, onde ocorre a conversão de uma substância, ou mais, em outras substâncias.
 (
A
+
B
C
+
D
)
REAGENTES	PRODUTOS
 (
Sódio
 
+
 
Água
Hidróxido de Sódio +
 
Hidrogênio
)(
Na
+
 
H
2
O
NaOH
 
+
 
H
2
)
As reações químicas estão classificadas em:
· Normais: Eletrosfera;
· Nucleares;
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
+
 
H
2
O
NaOH
 
+
 
H
2
)EQUAÇÃO NÃO BALANCEADA
2Na	+ 2H2O	2NaOH + H2
EQUAÇÃO BALANCEADA
COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO
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
 
H
2
O
(l)
2
 
NaOH
(aq)
 
+
 
H
2
(g)
)
Para indicar que a reação requer calor (Temperatura) utiliza-se a letra grega Δ.
 (
CaCO
3
 
(s)
Δ
CaO
(s)
 
+
 
CO
2(g)
)
Para indicar que a reação precisa de um catalisador utiliza-se a fórmula do
catalisador sobre a flecha da reação.
 (
2
 
SO
2
 
(g)
+
O
2
 
(g)
V2O5
2
 
SO
3(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 f
azem
 
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)	+ 5H2O(l)
Os átomos de Oxigênio são os únicos que não estão balanceados a esquerda
da equação.
C4H10(g)	+ 13/2 O2(g)	4 CO2(g)	+ 5 H2O(l)
Para remover a fração basta multiplicar todos os coeficientes estequiométricos por 2.
2 C4H10(g)	+ 13 O2(g)	8 CO2(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)
2H2 (g)	+ O2(g)	2H2O(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)
CH4(g) + 2 O2(g)	CO2(g) + 2 H2O(l)
Exercício 3: Balancear a equação química abaixo:
Al(l)	+ BaO(s)	Δ	Al2O3(s)	+	Ba(l)
2 Al(l) + 3 BaO(s)	Al2O3(s) + 3 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 formula;
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.
)
	Substância
	Número de oxidação
	Regra
	Comentários
	S8
	S = 0
	5a
	Cada S = 0
	Cu
	Cu = 0
	5a
	
	HCl
	H = +1 e Cl = -1
	3 e 5c
	Por Subtração
	CH4
	H = +1 e C = -4
	3 e 5c
	Cada H é +1
	NaH (hidreto)
	Na = +1 e H = -1
	4, 3, 5c
	
	BaO
	Ba = +2 e O = -2
	4, 3, 5c
	
	BaO2 (peróxido)
	Ba = +2 e O = -1
	4, 2a, 5c
	Cada O é -1
	KNO3
	K= +1, O = -2 e N = +5
	4, 2, 5c
	
	HSO3
-
	H= +1, O = -2 e S = +4
	3, 2, 5d
	Por Subtração
	Cr2O7
2-
	O = -2 e Cr = +6
	2, 5d
	Por Subtração
	Fe3O4
	O = -2 e Fe = 8/3
	2, 5c
	Por Subtração
	C6H12O6
	H = +1, O = -2 e C = 0
	3, 2, 5c
	Por subtração
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.
A reação de redução ocorre, geralmente, em presença de hidrogênio (H), carbono
(C) ou monóxido de carbono (CO).
Fe2O3 (s)	+ 3 CO (g)	2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
 (
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.
 (
Química
 
Geral
)
 (
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).
 (
Química
 
Geral
)
 (
(aq)
(aq)
(s)
)Cu(s)	+ Ag+	Cu2+	+ Ag
 (
(aq)
(aq)
(s)
)Cu(s)	+ 2 Ag+	Cu2+	+ 2 Ag
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.Sn(s) +2 + Fe3+ (aq)	Sn2+ (aq) + 2 Fe2+ (aq)
Exercício 5: Íons cério (IV) oxidam íons iodeto a iodo enquanto se reduzem a íons cério (III). Escreva a equação iônica para esta reação.
Exercício 6: Escrever a equação iônica balanceada para a reação abaixo.
(NH4)2CO3(aq) + CaCl2(aq)	CaCO3 (s) + 2NH4Cl (aq).
A equação iônica é:
2NH4(+) (aq) + CO3(-2)(aq) + Ca(2+)(aq) + Cl(-)(aq) ==> CaCO3 (s) + 2NH4(+)(aq) + 2Cl(-)(aq).
A equação iônica simplificada, basta eliminar os íons comuns aos dois lados da seta, que são NH4(+) e Cl(-). Então, fica:
Ca(2+)(aq) + CO3(2-)(aq) ==> CaCO3(s).
 (
Química
 
Geral
)
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 terceira, os átomos de O, e por último os átomos de H;
 (
Química
 
Geral
)
Exemplo: Realizar o balanceamento da equação abaixo.
	
	H2C2O4
	+
	KMnO4
	
	CO2
	+
	MnO
	+
	K2O
	+
	H2O
	
Etapa 1:
	
H2C2O4
	
+
	
KMnO4
	
	
CO2
	
+
	
MnO
	
+
	
K2O
	
+
	
H2O
	
	+1 +3 -2
	
	+1 +7 -2
	
	+4 -2
	
	+2 -2
	
	+1 -2
	
	+1 -2
	
Etapa 2:
	H2C2O4
	
+
	KMnO4
	
	CO2
	
+
	
MnO
	
+
	K2O
	
+
	H2O
	
	+3
	
	+7
	
	+4
	
	+2
	
	
	
	
	
	
	
Oxid
	Redução: cada Mn ganha 5 e-
ação: cada C perde 1 e-
 (
Química
 
Geral
)
Etapa 3:
H2C2O4	+	KMnO4	CO2 + MnO + K2O + H2O
 (
+3
)	 (
+7
)	 (
+4
) (
+2
)
Cada KMNO4 ganha 5 e-
Como há dois átomos de C por unidade fórmula, cada H2C2O4 perde 2 x 1 ou 2 e-
Etapa 4:
5 H2C2O4	+	2 KMnO4	CO2 + MnO + K2O + H2O
Etapa 5:
5 H2C2O4	+	2 KMnO4	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;
 (
Química
 
Geral
)
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.
Cr2O7 2-	+	Fe2+	Cr3+ + Fe3+
Etapa 1:
Cr2O
2-	+	Fe2+	Cr3+ + Fe3+
7
+6 -2	+2	+3	+3
Etapa 2:
Cr2O 2-	+	Fe2+	Cr3+ + Fe3+
 (
+6
)	 (
+2
)	 (
+3
)	 (
+3
)
 (
7
)Oxidação: Perda de 1 e- pelo Fe
Redução: Ganho de 3 e-
 (
7
)pelo Cr
Etapa 3:
Cr2O 2-	+	Fe2+	Cr3+	+ Fe3+
 (
+6
)	 (
+2
)	 (
+3
)	 (
+3
)
Perde 1 e- por Fe2+
Ganho total 2 x 3 ou 6 e-
 (
2
7
) (
7
)por Cr O 2-
Etapa 4:
Cr2O 2-	+	6 Fe2+	Cr3+	+ Fe3+
Etapa 5:
Cr2O 2-	+	6 Fe2+	2 Cr3+	+ 6 Fe3+
 (
7
)Etapa 6: Feita...
Etapa 7: Carga total a esquerda = -2 +6(+2) = + 10
Carga total na direita = 2(+3) + 6(+3) = + 24
Carga positiva necessária adicionada a esquerda = + 14
 (
7
)14 H+	+ Cr2O 2-	+	6 Fe2+	2 Cr3+ + 6 Fe3+
Etapa 8:	14 H+ + Cr2O72-	+	6 Fe2+	2 Cr3+ + 6 Fe3+	+ 7 H2O
Tabela de Semi-Reações
 (
Química
 
Geral
)
ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES
Qualitativamente uma equação química descreve quais os reagentes e
produtos que participam de uma reação.
4 Fe(s)	+	3O2(g)	2 Fe2O3(s)
 (
Química
 
Geral
)
Átomo de Ferro
Molécula de Oxigênio
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)
A reação balanceada:
2NH3 + 5/2O2 -----> 2NO + 3H2O
Para respondermos, basta aplicarmos regra de três simples: 80g(O2)	54g(H2O)
160g(O2)	xg
x = 108 gramas de água
5/2mol(O2)	2mol(NO)
2.(5/2)mol(O2)	xmol
x = 4 mol de NO
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)
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
a) São consumidos 3 moles de H2 (basta ver o coeficiente que está antes do H2).
b)
1 mol de N2 ---forma--- 2 mols de NH3 1,38 mols de N2 --formam--- x mol de NH3
x = 2,76 mols
Exercício 10: 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
 
(n
o
 
mol)
 
=
m
 
(g)
MM
 
g.mol
-1
)
1. Determinar o número de mols de PbO:
MM (PbO) = 207 + 16 = 223 g/mol
MM (Pb) = 207 g/mol
MM (SO₂) 32 + (2 x 16) = 64 g/mol
NA = 6,02 x10²³ átomos/mol
m (PbO) = 14 g
a) PbS(s) + 2 PbO(s) → 3 Pb + SO₂(g)
223 g de PbO ------------ 3 mols de átomos de chumbo
14 g de PbO	n
n = 14 x 3 / 223
n = 0,188 mols de átomos de chumbo
b. Quantos gramas de chumbo?
PbS(s) + 2 PbO(s) → 3 Pb + SO₂(g)
223 g de PbO ------------- 3 x 207 g de Pb
14 g de PbO	m
m = 14 x 3 x 207 / 223
m = 38,98 g de Pb
c. Quantos átomos de chumbo?
PbS(s) + 2 PbO(s) → 3 Pb + SO₂(g)
223 g de PbO -------------- 3 x 6,02 x 10²³ átomos de chumbo
14 g de PbO	N
N = 14 x 3 x 6,02 x 10²³ / 223
N = 1,33 x 10²³ átomos de chumbo
d. Quantos gramas de dióxido de enxofre são formados?
PbS(s) + 2 PbO(s) → 3 Pb + SO₂(g)
223 g de PbO --------------- 64 g de SO₂
14 g de PbO	m
m = 14 x 64 / 223
m = 4,01 g de SO₂