Aula 5 - QG_ok

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As reações químicas (também chamadas 
de transformações químicas ou 
fenômenos químicos) estão presentes 
em nosso cotidiano.
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:
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
● 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)
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
● 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
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
● 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)
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
● Quanto à variação do Nox dos elementos:
a) Reações de oxirredução: são aquelas em que ocorre variação de
Nox de um ou mais elementos.
Exemplo: Zn(s) + Cu
+2
(aq) → Zn
+2
(aq) + Cu(s)
● Semirreação de oxidação:
Zn(s) → Zn
+2
(aq)+ 2 elétrons Nox do Zn = 0 para +2
● Semirreação de redução:
Cu+2(aq) + 2 elétrons → Cu(s) Nox do Cu = +2 para 0
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
b) Reação sem oxirredução: 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.
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
● 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, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
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.
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
As reações de síntese são denominadas:
- Síntese total: quando partimos apenas das
substâncias simples.
C(s) + O2(g) → CO2(g)
A queima do carvão.
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
- 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.
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
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
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
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.
2 NaN3(s) → 3 N2(g) + 2 Na(s)
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QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
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
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
- Fotólise: decomposição pela luz.
Exemplo:
Luz
H2O2 → H2O + ½ O2
Água oxigenada água gás oxigênio
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
- Eletrólise: decomposição pela eletricidade.
Eletricidade
H2O → H2 + ½ O2
Água gás hidrogênio gás oxigênio
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QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
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
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
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)
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
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
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
Exemplo:
Misturar uma solução de nitrato de prata (AgNO3) com uma
solução de cloreto de potássio (KCℓ) resultará numa solução de
nitrato de potássio (KNO3) e um precipitado de cloreto de prata
(AgCℓ).
AgNO3(aq) + KCℓ(aq) → AgCℓ(s) + KNO3(aq)
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS - CLASSIFICAÇÃO
Observação:
As várias reações estudadas não se excluem mutuamente. De
fato, existe a queima do carvão:
C(s) + O2(g) → CO2(g), 
Por exemplo:
Pode ser classificada, ao mesmo tempo, como reação exotérmica, 
rápida, irreversível, de oxirredução e de síntese.
QUÍMICA, 1ª ANO
REAÇÕES QUÍMICAS (CLASSIFICAÇÃO)
Referência Bibliográfica:
- Feltre, Ricardo, Química – 6. ed. – São Paulo: Moderna, 2004.
- Mortimer, Eduardo Fleury
Química, 2: ensino médio / Eduardo Fleury; Mortimer, A. H. Machado. - São
Paulo: Scipione, 2010.
- Química — volume único / João Usberco, Edgard Salvador.— 5. ed. reform. —
São Paulo : Saraiva, 2002.
- classificação das reações químicas
https://www1.educacao.pe.gov.br › cpar › Química
Estequiometria
Estequiometria: interpretação quantitativa das reações
As bases do cálculo estequiométrico: Leis 
Ponderais
1. Lei de Lavoisier:
• É a lei da conservação das massas: 
“Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se 
transforma.” 
• A massa total do sistema permanecia inalterada quando
a reação ocorria em um sistema fechado. (Experimento)
• Assim, a soma das massas dos reagentes é igual a soma 
das massas dos produtos.
2. Lei de Proust:
É a lei das proporções constantes ou lei das proporções definidas.
Através de experimentos realizados com substâncias puras, concluiu-se 
que a composição das massas é constante independente do processo 
escolhido para obtê-las.
As massas dos reagentes e dos produtos participantes de uma reação 
mantêm proporção constante.
água → hidrogênio + oxigênio
100% 11,1% 88,9%
100 g 11,1 g 88,9 g
Proporção 1 : 8
Hidrogênio + oxigênio → água
Proporção 1 g :8 g : 9 g
Experiência A 10 g 80 g 90 g
Experiência B 5 g 40 g 45 g
Toda substância apresenta uma proporção em massa constante na sua composição.
o Massa atômica: (MA), A massa atômica de um átomo é sua massa determinada 
em u, ou seja, é a massa comparada com 1/12 da massa do 12C.
o Massa molecular: (MM) É a soma das massas atômicas dos átomos que 
constituem as moléculas.
o Mol: Quantidade de substância – a quantidade de substância que contém 6,02 · 
1023 entidades. (n = m/MM)
1 mol de H2O = 18 g = 6,02 x 10
23 moléculas de H2O. 
(6,02 x 1023 é a constante de Avogrado)
o Massa molar: a quantidade de substância que contém 6,02 · 1023 entidades 
(g/mol). É a massa em gramas de 1 mol de substância (unidades g/mol, g.mol-1).
Massa molar da H2O = 18 g/mol
▪ Massa: g e suas relações de grandeza
▪ Volume: L ou cm3 e suas relações de grandeza
▪ Quantidade de matéria: mol (grandeza química de 
quantificação de matéria)
▪ Constante de Avogadro: 6 · 1023 = 1 mol
Cálculos Químicos e suas Unidades de Medida
A massa molecular: é a soma das massas atômicas dos 
elementos que constituem a molécula.
MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O)
= 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u)
= 98,1 u
Para qualquer molécula:
massa molecular (u) = massa molar (gramas)
1 mol de átomos de 12C = 6,022 x 1023 átomos = 12,00 g
1 átomo de 12C = 12,00 u
Volume Molar
Volume, em litros, de 1 mol de partículas de uma
substância. Para um gás qualquer, em condições
normais de temperatura e pressão (CNTP), o valor do
volume molar é 22,4 L.
Estequiometri
a das reações
• Os coeficientes de uma
equação química
balanceada indicam, tanto 
os números relativos de 
moléculas (ou unidades de 
fórmula) na reação quanto o 
número relativo de mols.
Balanceamento das equações
Uma equação química expressa uma reação química em termos de fórmulas 
químicas.
Os coeficientes estequiométricos são escolhidos de modo a mostrar que os 
átomos não são criados nem destruídos.
ATKINS, 2006
Ca(OH)2 + HCl → CaCl2 + H2O
H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O
CH4 + O2 → CO2 + H2O
H2 + O2 → H2O
Cálculos químicos – Estequiometria
▪Relações que ocorrem entre as quantidades de
substâncias que participam de uma transformação
química
▪ No cálculo estequiométrico são comparados valores
de mol, massa ou volume
Estequiometria Passo a Passo
Para entendermos a estequiometria, precisamos, antes de tudo, interpretar o que a 
questão está pedindo.
De maneira geral, podemos seguir esses passos:
1. Primeiro, escreva a equação química balanceada.
2. Depois, identifique as proporções entre reagentes e produtos.
3. Em seguida, converta as unidades para mol, massa ou volume, conforme pede a 
questão.
4. A partir disso, faça uma regra de três com as quantidades estequiométricas 
ideais dos reagentes. Aí, compare as quantidades fornecidas com a 
quantidade estequiométrica, determinando os reagentes limitante e em 
excesso.
5. Por último, monte uma regra de três com as informações necessárias, onde 
a incógnita é o que a questão está pedindo.
Usberco e Salvador, 2022
Usberco e Salvador, 2022
Usberco e Salvador, 2022
Usberco e Salvador, 2022
Usberco e Salvador, 2022
Usberco e Salvador, 2022
Usberco e Salvador, 2022
Usberco e Salvador, 2022
Usberco e Salvador, 2022
Usberco e Salvador, 2022
Fórmula empírica (ou mínima): Mostra o número relativo de átomos de cada 
composto.
Glicose: CH2O
Fórmula Molecular: número real dos átomos de cada elemento em uma molécula.
Glicose: C6H12O6
Composição percentual: A massa de cada elemento expressa como uma 
porcentagem da massa total.
% da massa do elemento = massa do elemento na amostra x 100
massa total da amostra
ATKINS, 2006
A partir da porcentagem em massa, podemos calcular a fórmula empírica.
Vitamina C (massa molar = 176 g/ mol )
C = 40,9% em massa = 40,9 g
100 g H = 4,55% em massa = 4,55 g
O = 54,6% em massa = 54,6 g
1. Encontrar o número de mols (n) de C, H e O.
2. Dividir todos os valores de n pelo menor n encontrado.
3. Se os valores encontrados não são inteiros, deve-se multiplicá-los por um mesmo 
número que permita obter a menor proporção de números inteiros.
4. Os números inteiros encontrados compõe a fórmula empírica.
A fórmula molecular de um composto é obtida determinando-se quantas fórmulas 
empíricas unitárias são necessárias para atingir a massa molar medida do 
composto.
Massa molar do composto = w
Massa molar da fórmula unitária empírica 
O valor encontrado deve multiplicar os valores de cada átomo na fórmula mínima:
Então, se w = 2 e CxHyOz sendo a fórmula mínima, a fórmula molecular é C2xH2yO2z
ATKINS, 2006
O rendimento teórico de um produto é a quantidade máxima que pode ser 
esperada com base na estequiometria de uma equação química.
O rendimento percentual é a percentagem do rendimento teórico que foi 
realmente atingida.
Rendimento percentual = rendimento real x 100
rendimento teórico
ATKINS, 2006
Exemplo
No teste de um motor de automóvel para acompanhar a combustão de 1 L (702 g) 
de octano (C8H18) sob certas condições, obteve-se 1,84 kg de dióxido de carbono. 
Qual o rendimento percentual da formação de dióxido de carbono?
Escreva a equação (balancear);
Calcule o rendimento teórico;
Calcule o rendimento percentual.
O reagente limitante determina o rendimento máximo do produto de uma 
reação.
Um método para determinar o limitante é:
1) Converta a massa dos reagentes em número de mols;
2) Para cada reagente calcule quantos mols de produto (o mesmo produto) ele 
irá formar;
3) O reagente que produzir menos produto é o limitante
Foram misturados 40 g de hidrogênio (H2) com 40 g de oxigênio (O2), com 
a finalidade de produzir água, segundo a equação:
H2(g) + O2(g) → H2O(v)
Determine:
a) Balanceie a equação química;
b) o reagente limitante;
c) a massa do produto formado.
Pureza:
Quando for preciso calcular a massa de produto obtido a partir de uma
amostra impura, devemos inicialmente calcular a parte pura dessa
amostra e efetuar os cálculos com o valor obtido.
Exemplo:
Uma amostra de 120 g de magnésio com 80% de pureza reage com
oxigênio, produzindo óxido de magnésio. Determine a massa de óxido de
magnésio produzida. (massas molares: Mg = 24 g/mol; MgO = 40 g/mol)
Mg(s) + O2(g) → MgO(s)
Exercícios
57
Relação Massa-Massa
Ex.: Qual a massa de água dada em gramas,
produzida a partir de 8g de hidrogênio gás?
1º → H2 + O2 → H2O
2º → 2H2 + O2 → 2H2O
3º → 4g → 36g
8g → x
x = 8 . 36 = 72g
4
Relação Massa-Massa
Ex.: Qual a massa de água dada em gramas,
produzida a partir de 8g de hidrogênio gás?
1º → H2 + O2 → H2O
2º → 2H2 + O2 → 2H2O
3º → 4g → 36g
8g → x
x = 8 . 36 = 72g
4
Relação Massa-Moléculas
Ex.: Quantas Moléculas de água são produzidas a partir de 
16g de oxigênio gás?
1º → H2 + O2 → H2O
2º → 2H2 + O2 → 2H2O
3º → 32g → 12,04 x 1023
16g → x
x = 16 . 12,04 x 1023 = 6,02 x 1023
32
Relação Massa-Moléculas
Ex.: Quantas Moléculas de água são produzidas a partir de 
16g de oxigênio gás?
1º → H2 + O2 → H2O
2º → 2H2 + O2 → 2H2O
3º → 32g → 12,04 x 1023
16g → x
x = 16 . 12,04 x 1023 = 6,02 x 1023
32
Relação Massa-Volume
Ex.: Qual o volume de Amônia produzido nas CNTP por
12g de H2 que reage com N2 suficiente?
1º → N2 + H2 → NH3
2º → N2 + 3H2 → 2NH3
3º → 6g → 44,8 L
12g → x x = 12 . 44,8 = 89,6 L
6
Relação Massa-Volume
Ex.: Qual o volume de Amônia produzido nas CNTP por
12g de H2 que reage com N2 suficiente?
1º → N2 + H2 → NH3
2º → N2 + 3H2 → 2NH3
3º → 6g → 44,8 L
12g → x x = 12 . 44,8 = 89,6 L
6
Relação Mol -Volume
Ex.: Quantos Mol de CO2 são produzidos a partir de
44, 8L de CO?1º → CO + O2 → CO2
2º → CO + ½O2 → CO2
3º → 22,4L → 1Mol
44,8L → x x = 44,8 . 1 = 2 Mol
22,4L
Relação Mol -Volume
Ex.: Quantos Mol de CO2 são produzidos a partir de
44, 8L de CO?
1º → CO + O2 → CO2
2º → CO + ½O2 → CO2
3º → 22,4L → 1Mol
44,8L → x x = 44,8 . 1 = 2 Mol
22,4L
• Referência:
• ATKINS, P. W; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Ed. Bookman, 2006
• Usberco e Salvador