Fundamentos das reações químicas

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Fundamentos das
reações químicas
Prof.ª Luciana Barreiros De Lima
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 estudo deste conteúdo, tenha em mãos uma calculadora científica e a tabela periódica atualizada da IUPAC.
Objetivos
Módulo 1
Funções inorgânicas
Classificar os componentes inorgânicos de acordo com as regras da IUPAC.
Módulo 2
Reações químicas
Salvar
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Reconhecer as transformações da matéria, bem como suas classificações e representações simbólicas.
Módulo 3
Balanceamento de reações químicas
Identificar as relações matemáticas proporcionais presentes na química.
Módulo 4
Estequiometria
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 por meio 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.

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1 - Funções inorgânicas
Ao �nal deste módulo, você será capaz de classi�car os componentes inorgânicos de acordo com as regras da IUPAC.
Características gerais e ácidos
Funções inorgânicas
Em 23 de junho de 2015, o registro de substâncias químicas do Chemical Abstract Service atingiu 100 milhões. A taxa de geração de novas
substâncias é de vários milhares por dia. A maior parte é de 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. Observe a seguir:
hemical Abstracts Service
O Chemical Abstracts Service (CAS) [+] é uma seção da American Chemical Society.
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Forma hidrônio na reação com água. HF + H2O → H3O+ + F-.
Exemplos: H2SO4, HNO3, HF.
Sofre dissociação com água e libera íon hidroxila NaOH → Na+ + OH-.
Exemplos: Ca(OH)2, KOH, NH4OH
Dissocia-se em água formando, ao menos, um cátion diferente de H+ e ao menos um ânion diferente de OH-   NaCl → Na+ + Cl-.
Exemplos: NaBr, LiF, MgCl2, CaSO4, AgNO3.
Compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
Exemplos: CO2, CO, SO3.
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.
Veja a seguir:
Ácido + pre�xo do não metal + ídrico
Como exemplos temos o HF - ácido fluorídrico; HBr - ácido bromídrico; H2S - ácido sulfídrico.
Ácido 
Base 
Sal 
Óxido 
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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. Observe a seguir:
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. Observe a seguir:
Menor número de oxidação
Ácido + pre�xo do não metal + oso
Maior número de oxidação
Ácido + pre�xo do não metal + ico
Menor número de oxidação
Ácido + hipo (pre�xo do não metal) + oso
Menor número de oxidação
Ácido + pre�xo do não metal + oso
Menor número de oxidação
Ácido + pre�xo do não metal + ico
Maior número de oxidação
Á id ( � d ã l) i
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Resumindo...
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
Tabela: Nomenclatura dos hidróxidos.
Dayse dos Santos.
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), cujo 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 em que observamos os Nox dos elementos centrais +1 e +7, além dos sufixos –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 desse tipo de nomenclatura segue a seguinte regra:
1. 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).
2. Para ácidos cuja quantidadede 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 e um de oxigênio.
Bases e óxidos
Ácido + per (pre�xo do não metal) + ico
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Bases ou 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).
O íon hidróxido é um ânion poliatômico, derivado de uma molécula de água (H2O), pela perda de um próton (H+).
oliatômico
Íons poliatômicos são aqueles que apresentam mais de um átomo em sua estrutura.
Comentário
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).
Os exemplos a seguir esclarecem o que está escrito acima, observe:
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)
Tabela: Nomenclatura dos hidróxidos.
Dayse dos Santos.
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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.
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:
letronegatividade
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.
E2Ox, em que E é um elemento menos eletronegativo que o oxigênio.
Os óxidos mais comuns são aqueles classificados como óxidos ácidos e óxidos básicos.
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 dos grupos 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 é a dos superóxidos. Como todos os óxidos, os superóxidos são compostos binários nos quais
o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Porém, um superóxido apresenta quatro átomos de oxigênios ligados em sequência (O – O – O – O)-2 e
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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 porum 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:
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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 potássio (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. Veja alguns
exemplos comuns abaixo:
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:
(Nome do ânion) de (nome do cátion)
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 essa 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-)
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.
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Sufixo do ácido Exemplo de ácido Sufixo do ânion Exemplo de ânion
ICO Ácido clórico (HClO3) ATO Clorato (ClO3-)
Tabela: Nomenclatura dos ânions.
Dayse dos Santos.
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).
Funções inorgânicas: como reconhecê-las
Confira demonstrações das maneiras de identificar as funções inorgânicas.

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Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
(UFPA) Considerando a equação química: Cl2O7 + 2 NaOH → 2 NaClO4 + H2O, os reagentes e produtos pertencem, respectivamente, às funções
Parabéns! A alternativa A está correta.
Cl2O7: óxido (composto formado por dois elementos, sendo que o mais eletronegativo deles é o oxigênio); NaOH: base (composto que se
dissocia em água e libera íons, dos quais o único ânion é o hidróxido, OH-: NaOH → Na+ + OH-); NaClO4: sal (composto que, em solução aquosa,
sofre dissociação iônica, liberando pelo menos um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-); H2O: óxido.
Questão 2
(UEMA – 2015) O NO2 e o SO2 são gases causadores de poluição atmosférica que, entre os danos provocados, resulta na formação da chuva
ácida quando esses gases reagem com as partículas de água presentes nas nuvens, produzindo HNO3 e H2SO4. Esses compostos, ao serem
carregados pela precipitação atmosférica, geram transtornos, tais como contaminação da água potável, corrosão de veículos, de monumentos
históricos etc. Os compostos inorgânicos citados no texto correspondem, respectivamente, às funções
A óxido, base, sal e óxido.
B sal, base, sal e hidreto.
C ácido, sal, óxido e hidreto.
D óxido, base, óxido e hidreto.
E base, ácido, óxido e óxido.
A sal e óxido.
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Parabéns! A alternativa E está correta.
NO2 - dióxido de nitrogênio; SO2 - dióxido de enxofre; HNO3 - ácido nítrico; H2SO4 - ácido sulfúrico.
2 - Reações químicas
Ao �nal deste módulo, você será capaz de reconhecer as transformações da matéria, bem como suas classi�cações e
representações simbólicas.
Transformações físicas e químicas
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.
B base e sal.
C ácido e base.
D base e óxido.
E óxido e ácido.
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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 por meio 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.
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.
Estados da matéria
Estados físicos da matéria.
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.
Componentes que formam a molécula de água.
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.
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.
Resumindo
Uma equação química é uma maneira simples de descrever uma reação química: é como uma frase gramatical, na qual fórmulas e símbolos são
usados em vez de palavras. Muitas informações são fornecidas de forma concisa e resumida por meio de uma equação química.
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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. Os números que aparecem à esquerda da fórmula molecular dos compostos
indicam a quantidade de matéria daquele composto que é necessária para essa reação em particular.
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:
Rotacione a tela. 
De uma maneira ampla, as reações químicas acontecem quando as ligações químicas são quebradas ou formadas entre os átomos.
Classi�cação das reações químicas
As reações químicas podem ser classificadas sob diferentes perspectivas. Veremos algumas delas a seguir.
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 reagentes. Após um certo tempo, as taxas de reação direta (→) e inversa (←) tornam-se iguais, estabelecendo o equilíbrio
químico.
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:
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)
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Resumo dos tipos de reações químicas.
Veja cada uma dessas reações a seguir:
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.
Neste 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.
 
Neste 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).
Reação de síntese ou combinação 
A + B → AB
S8 + 8Fe → 8FeS
enxofre + ferro → sulfeto de ferro
Reação de composição 
AB → A + B
2H2O → O2 + 2H2
  água → oxigênio + hidrogênio
Reação de simples troca 
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 
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Neste 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:
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.
Nox e reações químicas importantes para a vida
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 e, 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: .
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
Tabela: Resumo dos conceitos de oxidação e redução.
Dayse dos Santos.
AB + CD → AD + CB
H2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq) → 2H2O(l) + BaSO4(s)
 Ácido sulfúrico  +  hidróxido de bário  →  água  +  sulfato de bário 
Reação de oxirredução 
KMnO4
+1/+7/−2
+ Kl
+1/−1
+ HCl
+1/−1
→ MnCl2
+2/−1
+ KlO3
+1/+5/−2
+ KCl
+1/+1
+ H2O
+1/−2
Li+ → NoX + 1, Ca2+ → NoX + 2, Br− → NoX − 1
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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 reaçõesquímicas para que ele funcione normalmente.
Tipos de reações químicas
Entenda como ocorrem as reações químicas no corpo humano.
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 fotossintetizantes, no qual 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
O Nox do hidrogênio, em substâncias compostas, pode ser +1 ou -1
Exemplos: 
Agora, quando o hidrogênio estiver ligado a metal, formando hidretos metálicos, seu Nox é 
Exemplos: .
HBr → Nox + 1, H2SO4 → Nox + 1
−1.
NaH → Nox − 1, CaH2 → Nox − 1
O Nox do elemento oxigênio pode variar entre -2 e -1 quando ligado a elementos menos eletronegativos, e assume Nox positivo
quando ligado ao flúor. No difluoreto de oxigênio (OF2), o oxigênio tem Nox +2.
Exemplos: 
Nos peróxidos, que contém o íon , o Nox do oxigênio é . Exemplos: .
CO → Nox − 2, H2O → Nox − 2, H2SO4 → Nox − 2
O2−2 −1 H2O2, Na2O2
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
A soma dos Nox de todos os átomos constituintes de um composto iônico ou molecular é sempre zero.

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glicose. Essa reação química é representada pela seguinte equação:
Rotacione a tela. 
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, veja a seguir:
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.
Imunidade: mecanismos de defesa contra doenças.
Fermentação e decomposição da matéria orgânica, por microrganismos.
6CO2
 dióxido de carbono 
+ 6H2O
 água 
→ 6O2
 oxigenio 
+ C6H12O6
 glicose 
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Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
As reações representadas abaixo podem ser classificadas de acordo com os reagentes e produtos apresentados. Verifique, para cada uma
delas, como será essa classificação, respectivamente.
Parabéns! A alternativa C está correta.
Na primeira equação, temos duas substâncias compostas originando duas outras substâncias compostas diferentes das primeiras. Na
segunda equação, temos uma substância composta que origina outras duas substâncias. Na terceira e última equação, temos uma substância
simples e uma substância composta, dando origem a outra substância simples e a outra substância composta, as quatro substâncias
diferentes entre si.
Questão 2
Assinale a alternativa que representa uma reação de decomposição.
Al2O3(s) + HNO3(aq) ⇒ Al(NO3)3(aq) + H2O(l)
KClO3(s) ⇒ KCl(s) + O2(g)
Pb(s) + AgNO3(s) ⇒ Pb(NO3)2(s) + Ag(s)
A Dupla troca; simples troca; decomposição.
B Decomposição; dupla troca; simples troca.
C Dupla troca; decomposição; simples troca.
D Síntese; decomposição; simples troca.
E Decomposição; simples troca; dupla troca.
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Parabéns! A alternativa D está correta.
Em uma reação de decomposição, temos uma substância composta que origina outras duas substâncias.
3 - Balanceamento de reações químicas
Ao �nal deste módulo, você será capaz de identi�car as relações matemáticas proporcionais presentes na 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 decompostas em 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.
A A oxidação de um gás.
B A união de vários reagentes para formar um único produto.
C A oxidação de um metal.
D A ruptura de um único reagente para formar dois produtos.
E Uma reação de combustão de um composto orgânico.
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Lei de Lavoisier (Lei de Conservação de Massa)
Antoine Lavoisier.
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.
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 De�nidas)
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. 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.
Joseph Louis Proust.
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
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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
HIDROGÊNIO/CLORO
RELAÇÃO ENTRE
ELAS
Óxido hipocloroso 71 16 0,225 0,225/0,225 = 1
Óxido cloroso 71 48 0,676 0,676/0,225 = 3
Óxido clórico 71 80 1,127 1,127/0,225 = 5
Óxido perclórico 71 112 1,577 1,577/0,225 = 7
Tabela: Resultados do experimento de Dalton.
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.
Balanceamento de reações químicas
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:
Reações que não envolvem oxirredução
Nenhuma espécie muda seu estado de oxidação.
Reações que envolvem oxirredução
Pelo menos duas espécies mudam seu número de oxidação.
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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:
Não adicionaremos elementos que não pertencem à equação.
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.
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.
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.
Hidrogênio e oxigênio estão entre os últimos elementos a serem considerados para o equilíbrio.
Balanceamento redox
Uma reação de redução de oxirredução 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).
Reações químicas acontecem no nosso organismo.
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 perdem 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.
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:
Verificar se a equação está corretamente escrita.
Colocar os números de oxidação em cada um dos elementos.
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Observar que os números de oxidação mudaram (um elemento é oxidado e um é reduzido).
Escrever a diferença nos números de oxidação de um mesmo elemento.
Multiplicar a diferença nos números de oxidação pela atomicidade (quantidade de átomos) de cada elemento.
Inverter os resultados, pois 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.
Colocar os resultados como coeficientes no lugar correspondente.
Completar o saldo por tentativa e erro.
Verificar o número de átomos em cada membro da equação.
Se todos os coeficientes são divisíveis, eles são reduzidos à sua expressão mínima.
Como balanceamos as reações químicas?
Compreenda, neste vídeo, como balancear uma equação.
Balanceamento pelo método do íon-elétron
O balanceamento das reações redox pelo método mostrado anteriormente é extremamente útil e, em princípio, pode ser utilizada para balancear
qualquer reação de oxirredução. No entanto, existe um método, denominado método do íon-elétron, o qual nos dá uma melhor compreensão das
transferências eletrônicas que estão ocorrendo na reação. Para balancear a equação por esse método, começamos separando a equação química
em duas semirreações, uma mostrando o processo de oxidação e a outra mostrando o processo de redução. Essas duas semirreações são então
balanceadas individualmente e, em seguida, somadas para fornecer a equação geral da reação química. Vamos a um exemplo para entender o
passo a passo?
No nosso exemplo, os íons serão oxidados a pelos íons dicromato que, por sua vez, terá o cromo reduzido a , em uma
reação que ocorre em meio ácido. Veja o passo a passo a seguir:

Fe2+ Fe3+ (Cr2O72−) Cr3+
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Escrever a equação não balanceada
 (meio ácido)Fe2+ + Cr2O
2−
7 → Fe
3+ + Cr3+
Separar a equação nas duas semirreações
 (oxidação)(redução)
Fe2+ → Fe3+
Cr2O
2−
7 → Cr
3+
Balancear todos os átomos com exceção dos átomos de oxigênio e hidrogênio
 (oxidação)
 (redução)
Fe2+ → Fe3+
Cr2O
2−
7 → 2Cr
3+
Balancear os átomos de oxigênio e hidrogênio. Aqui vai depender do pH em que a reação ocorre
Como estamos tratando de uma reação em meio ácido, faremos esse ajuste acrescentando moléculas de água ao produto e íons H+
aos reagentes. No nosso caso, a semirreação de oxidação não contém esses átomos.
Para o átomo de oxigênio:
 (redução)
Para o átomo de hidrogênio:
 (redução)
Cr2O
2−
7 → 2Cr
3+ + 7H2O
Cr2O
2−
7 + 14H
+ → 2Cr3+ + 7H2O
Equilibrar as cargas acrescentando elétrons conforme necessário
Devemos nos atentar aqui para os índices: a presença de 2 íons Cr3+, por exemplo, resulta em 6 cargas positivas.
 (oxidação)
 (redução)
Fe2+ → Fe3+ + e−
Cr2O
2−
7 + 14H
+ + 6e− → 2Cr3+ + 7H2O
Multiplicar as semirreações de maneira que os elétrons se anulem
No nosso exemplo, temos 6 elétrons no lado dos reagentes da semirreação de redução e apenas 1 elétron no lado dos produtos da
semirreação de oxidação; assim, vamos multiplicar a semirreação de oxidação por 6 para equilibrar o número de elétrons.
 (oxidação)
 (redução)
6Fe2+ → 6Fe3+ + 6e−
Cr2O
2−
7 + 14H
+ + 6e− → 2Cr3+ + 7H2O
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Importante: caso a reação ocorra em meio básico, o passo 4 mudará de forma que balancearemos os átomos de oxigênio e hidrogênio adicionando
moléculas de água no lado dos reagentes e íons hidroxila no lado dos produtos.
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 esse método de balanceamento, sugerem-se as seguintes etapas:
Por exemplo:
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
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:
Somar as semirreações cancelando os elétrons em ambos os lados
Cr2O
2−
7 +14H
++6Fe+→2Cr3++6Fe3++7H2O
6Fe2+→6Fe3++/6e−(oxidação)
Cr2O
2−
7 +14H
++/6e−→2Cr3++7H2O(redução)
1º passo
Um literal deve ser atribuído a
cada espécie química da
reação (a, b, c, d, e, f, g…).
2º passo
Uma equação matemática
deve ser estabelecida para
cada elemento participante da
reação, usando os literais
previamente atribuídos.
3º passo
O literal que aparecer mais
vezes nas equações deve
receber o valor 1 ou às vezes
pode receber o valor 2.
4º passo
Os valores dos outros literais
devem ser resolvidos
algebricamente.
Al + MnO2 → Mn + Al2O3
Al
a
+ MnO2
b
→ Mn
c
+ Al2O3
d
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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:
Se verificarmos a igualdade dos átomos, temos:
Al
4 contra 4
Mn
3 contra 3
O
6 contra 6
4Al + 3MnO2 → 3Mn + 2Al2O3
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Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
(Mackenzie-SP – Adaptada) O carbonato de cálcio (CaCO3) é um dos minerais mais comuns e disseminados do planeta, muito utilizado nas
áreas da geoquímica, geofísica, mineralogia e agricultura. Quando aquecido a 840°C, o carbonato de cálcio decompõe-se em óxido de cálcio
(cal virgem) e gás carbônico. Assinale a alternativa que apresenta a equação corretamente balanceada que corresponde ao fenômeno descrito.
Parabéns! A alternativa C está correta.
O cálcio é um metal alcalino terroso e, para ter estabilidade, o cálcio precisa de 2 elétrons (Ca2+), que é a carga do oxigênio (O2-). Sendo assim,
um átomo de cálcio liga-se a um átomo de oxigênio e o composto formado é CaO, que é a cal virgem. O outro produto é o gás carbônico (CO2).
Ambos são formados pelo carbonato de cálcio (CaCO3). Colocando em equação: CaCO3 → CaO + CO2. Observamos que as quantidades de
átomos já estão corretas e não precisam de balanceamento.
Questão 2
(Fatec-SP – Adaptada) Uma característica essencial dos fertilizantes é a sua solubilidade em água. Por isso, a indústria de fertilizantes
transforma o fosfato de cálcio, cuja solubilidade em água é muito reduzida, num composto muito mais solúvel, que é o superfosfato de cálcio.
O superfosfato é a principal categoria de fertilizantes fosfatados e é rapidamente absorvido pelas plantas. Eles dão resultados superiores aos
fosfatos simples, principalmente, no início da vegetação, pela difusão mais perfeita na camada superficial do ácido fosfórico solúvel, pois o
importante é colocar o ácido onde ele possa chegar facilmente às raízes. Representa-se esse processo de transformação do fosfato em
superfosfato pela equação:
Em que os valores de x, y e z são, respectivamente
A CaCO3 → 3CaO + CO2
B CaC2 → CaO2 + CO
C CaCO3 → CaO + CO2
D CaCO3 → CaO + O2
E CaCO3 → Ca + C + O3
Cax(PO4)2 + yH2SO4 → Ca(H2PO4)z + 2CaSO4
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Parabéns! A alternativa E está correta.
Essa reação pode ser balanceada pelo método de tentativa, em que começamos preferencialmente por um metal, nesse caso o cálcio e, em
seguida, vamos ajustando os demais deixando os átomos de hidrogênio e oxigênio por último. Além disso, podemos utilizar também o método
algébrico, no qual formamos equações para cada elemento e igualamos a quantidade de átomos no reagente com a quantidade de átomos no
produto. Equação balanceada: Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 → Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4.
4 - Estequiometria
Ao �nal deste módulo, você será capaz de aplicar leis, teorias e modelos para resolução de problemas qualitativos e
quantitativos em química.
A quantidade de substância
O mol
A 4, 2 e 2.
B 3, 6 e 3.
C 2, 2 e 2.
D 5, 2 e 3.
E 3, 2 e 2.
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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.
Resumindo
A definição de mol implica que um mol de qualquer matéria tem o mesmo número de partículas ou entidades. Esse 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).
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 unidadesde massa atômica.
Assim, conhecendo a massa m de uma substância, o número de mols n pode ser calculado usando a seguinte expressão:
Rotacione a tela. 
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, 1 mol de qualquer gás ocupa, sob as mesmas condições
de pressão e temperatura, sempre o mesmo volume. Experimentalmente, verifica-se que esse volume é de 22,4L, quando o gás está idealmente sob
condições normais de pressão e temperatura (CNTP), ou seja, a 1atm e 0°C.
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.
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:
Rotacione a tela. 
Esta equação pode ser lida em escala macroscópica: “quando o alumínio reage com o oxigênio em fogos de artifício para fazer faíscas de prata,
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.
n =
m
M M
4Al + 3O2 → 2Al2O3
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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:
Demonstração
Um processo muito comum na indústria alimentícia durante a produção de bebidas alcóolicas, como vinhos e cervejas, é a utilização do
metabolismo de fermentação alcoólica de leveduras para a formação do etanol (C2H5OH) a partir da glicose (C6H12O6) conforme a reação
balanceada abaixo:
Rotacione a tela. 
Digamos que o técnico responsável por essa fábrica queira produzir 100L de cerveja com um teor alcoólico de 5%, ou seja, os 100L de cerveja
deverão conter 5L de etanol (álcool).
Quantos mols de glicose ele vai precisar que sejam consumidos para que os 5L de etanol sejam produzidos? A quantos gramas isso equivale?
Quantos litros de CO2 seriam formados nessa reação caso estivesse ocorrendo nas CNTP?
Qual o número de moléculas de etanol que serão formadas nesse processo?
Dados: densidade do etanol = 0,79 g/mL; MMetanol = 46g/mol; MMglicose= 180g/mol; MMCO2= 44g/mol.
Resolução:
a) A primeira coisa que precisamos fazer é transformar o volume de etanol que queremos em massa. Podemos fazer isso por meio da densidade do
etanol:
1mL de etanol ---- 0,79g
5000mL ---- x
X = 3950g de etanol -> Essa é a massa de etanol que queremos formar.
Sabemos que , logo:
Rotacione a tela. 
Com isso, calculamos que precisamos que sejam formados 85,9 mols de etanol nessa reação. Mas quantos mols de glicose precisamos? Para isso,
precisamos observar que a proporção estequiométrica entre a glicose e o etanol. Observando a reação, podemos ver que 1 mol de glicose forma 2
mols de etanol, logo:
1º
Escreva a equação química
ajustada.
2º
Calcule a quantidade em mols
da substância em questão.
3º
Use a relação estequiométrica
para obter a quantidade em
mols da substância
desconhecida.
4º
Converta a quantidade em
mols da substância
desconhecida para a
grandeza solicitada.
C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2
n = m
M M
n =
3950g
46g
= 85, 9 mols
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1 mol de glicose ---- 2 mols de etanol
y mol de glicose ---- 85,9 mols de etanol
y = 43 mols de glicose
Agora que temos o número de mols de glicose, podemos encontrar a massa necessária:
Rotacione a tela. 
b) Sabemos que 1 mol de glicose, forma 2 mols de CO2, logo:
1 mol de glicose ---- 2 mols de CO2
43 mols de glicose ---- a mols de CO2
a = 86 mols de CO2
Como cada mol de CO2 nas CNTP apresentam volume molar de 22,4L, podemos multiplicar o número de mols pelo volume:
Volume CO2 = 86 × 22,4 = 1926,4L de CO2
c) Cada mol de uma substância contém 6,02 x 1023 moléculas, logo:
Número de moléculas de etanol = 85,9 × 6,02 × 1023 = 5,17 × 1025 moléculas de etanol
A estequiometria das reações químicas
Confira, neste vídeo, o conceito e questões sobre cálculo estequiométrico.
Mão na massa
Questão 1
(FEPESE - 2018 - Prefeitura de São José - SC - Professor – Química) Sabendo-se que a massa atômica do ferro é 55,80 g/mol, calcule quantos
átomos estão presentes numa amostra de 11,16g de ferro.
n = mM M
43mols = m
180g/mol
m = 43 × 180 = 7740g de glicose


A 22,414 × 1024 átomos
B
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Parabéns! A alternativa D está correta.
Sabendo que 1 mol de ferro pesa 55,8g e contém 6,02 x 1023 átomos, podemos calcular:
55,8g de ferro ---- 6,02 x 1023 átomos
11,16g de ferro ---- x átomos
x = 1,204 × 1023 átomos
Questão 2
(VUNESP - 2016 - Prefeitura de Presidente Prudente - SP - Técnico ambiental) Qual será a massa, em gramas de água produzida a partir de 10g
de gás hidrogênio?
Dados: H2 = 2 g/mol; H2O=18 g/mol.
Parabéns! A alternativa D está correta.
O primeiro passo é montar a equação balanceada:
Em seguida, utilizando as massas molares e as relações estequiométricas, podemos calcular o que é pedido na questão:
12,04 × 1025 átomos
C 6,02 × 1025 mol de átomos
D 1,204 × 1023 átomos
E 0,200 × 1020 átomos
A 10g
B 30g
C 50g
D 90g
E 150g
2H2 + O2 → 2H2O
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4g de hidrogênio ---- 36g de água
10g de hidrogênio ---- x g de água
x = 90g de água
Questão 3
(PROGEPE - 2021 - UFPR - Professor substituto - Conhecimentos gerais) Para manter uma atmosfera saudável em ambientes totalmente
fechados, como espaçonaves ou submarinos, faz-se necessária a remoção do gás carbônico expirado. O peróxido de lítio (Li2O2) tem
vantagens para tal aplicação, pois, além de absorver o CO2, libera oxigênio gasoso (O2), conforme mostra a equação química a seguir:
Se 88L de gás carbônico forem absorvidos pelo peróxido de lítio, qual será o volume de oxigênio liberado?
Dados: massas molares em .
Parabéns! A alternativa C está correta.
Essa questão poderia ser resolvida apenas com a proporção estequiométrica entre o CO2 e o O2, uma vez que a relação entre eles é de 2:1, ou
seja, se forem consumidos X litros de CO2, serão formados x/2 litros de O2. Mas vamos fazer a conta para checar:
2 x 22,4L de CO2 ---- 22,4L de oxigênio
88L de CO2 ---- x L de oxigênio
x = 44L de oxigênio
Questão 4
(FGV - 2022 - EPE - Analista de Pesquisa Energética - Petróleo - Gás e Bioenergia – Adaptada) Silicato de sódio é um composto químico de
fórmula Na2SiO3. O processo de obtenção consiste na calcinação da mistura de sílica (SiO2) com carbonato de sódio é (Na2CO3), produzindo o
silicato de sódio e gás carbônico.
Qual é a massa de silicato de sódio que poderá ser obtida por esse processo, a partir de 3kg de sílica?
Dados: massas molares em g/mol Na2CO3 = 106; SiO2 = 60; Na2SiO3 = 122; CO2 = 44.
2Li2O2(s) + 2CO2(g) → 2Li2CO3(s) + O2(g)
g/molCO2= 44; O2 = 32
A 11L
B 22L
C 44L
D 88L
E 176L
A 3,71kg
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Parabéns! A alternativa C está correta.
O primeiro passo é montar a equação balanceada do processo:
Sabemos então que 1 mol de sílica, produz 1 mol de silicato, logo:
60g de sílica ---- 122g de silicato
3000g de sílica ---- x g de silicato
a = 6100g de silicato = 6,1kg de silicato.
Questão 5
(FGV – 2021 – PC-RJ – Perito Criminal – Química – Adaptada) Fontes de calor são fundamentais nas mais diversas atividades em laboratório.
Considerando que não haja nenhum gás combustível disponível, o perito pode valer-se dos conhecimentos de química para substituir o bico de
Bunsen e seguir com as análises.
Por exemplo, pode-se produzir 448mL de H2 nas CNTP reagindo alumínio (massa molecular de 27g) com excesso de uma solução aquosa de
HCl, desde que seja usada a seguinte quantidade de átomos de alumínio:
Parabéns! A alternativa D está correta.
B 4,27kg
C 6,10kg
D 7,57kg
E 8,71kg
Na2CO3 + SiO2 → Na2SiO3 + CO2
A 0,36 x 1021
B 3,60 x 1021
C 6,04 x 1021
D 7,82 x 1021
E 7,82 x 1023
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O primeiro passo é montar a equação balanceada da reação química:
Com isso, sabemos que 2 mols de Al levam à formação de 3 mols de hidrogênio (67,2L), e podemos calcular o número de mols de Al que levam
à formação de 448mL de hidrogênio:
2 mols de Al ---- 67,2L de hidrogênio
x mols de Al ---- 0,448L de hidrogênio
x = 0,013 mols de Al
Para calcularmos a quantidade de átomos de Al em 0,013 mols desse elemento, vamos multiplicar esse número de mols pela constante de
Avogadro, logo:
Número de átomos de Al = 0,013 × 6,02 × 1023 = 7,82 × 1021 átomos de alumínio.
Questão 6
(SELECON – 2021 – EMGEPRON – Químico (Fabril Farmacêutico) – Adaptada) O paracetamol, um dos medicamentos mais usados no mundo,
pode ser sintetizado a partir da acetilação da amina do p-aminofenol com anidrido acético, conforme a reação química abaixo:
Sabendo que o rendimento dessa síntese é de 65%, qual o número de mols de paracetamol obtido a partir de 2,18 toneladas de p-aminofenol
em excesso de anidrido acético?
(Dados: p-aminofenol = 109 g/mol; paracetamol = 151 g/mol)
Parabéns! A alternativa A está correta.
Podemos ver na reação que a proporção estequiométrica entre o p-aminofenol e o paracetamol é de 1:1, ou seja, 1 mol de p-aminofenol forma 1
mol de paracetamol.
Se a reação fosse de 100%, teríamos o seguinte:
2Al + 6HCl → 3H2 + 2AlCl3
A 1,30 × 104
B 2,00 × 104
C 2,60 x 104
D 1,96 × 106
E 3,02 × 106
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109g de p-aminofenol ---- 151g de paracetamol
2,18 x 106g de p-aminofenol ---- x g de paracetamol
x = 3,02 x 106g de paracetamol
Mas sabemos que o rendimento da reação é de 65%, logo a quantidade formada é:
3,02 x 106g de paracetamol ---- 100%
y g de paracetamol ---- 65%
y = 1,96 x 106g de paracetamol
Agora podemos calcular o número de mols:
Teoria na prática
Você está trabalhando em um laboratório farmoquímico onde é produzido hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, para ser utilizado em formulações de
antiácidos para o tratamento da azia. Essa substância pode ser obtida conforme reação abaixo:
Se você deseja produzir 1kg de hidróxido de magnésio, qual a massa de MgSO4 que precisará usar?
Dados: MgSO4 = 120 g/mol; NaOH = 40 g/mol; Mg(OH)2 = 58,3 g/mol.
Considerações �nais
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.
n = mM M
n = 1,96×10
6g
151g = 1, 30 × 10
4mols
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MgSO4 + 2NaOH → Mg(OH)2 + Na2SO4
Mostrar solução
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Podcast
Para encerrar, ouça um resumo dos principais assuntos estudados aqui.

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 material:
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).