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.
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Módulo 2
Reações químicas
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

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químicas sobre o aspecto quantitativo, por meio das proporções
matemáticas representadas em suas equações.
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:
Chemical Abstracts Service
O Chemical Abstracts Service (CAS) [+] é uma seção da American
Chemical Society.
Forma hidrônio na reação com água. HF + H2O → H3O+ + F-.
Exemplos: H2SO4, HNO3, HF.
Ácido 
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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.
Nomenclatura de oxiácidos
Na nomenclatura tradicional dos oxiácidos, acrescentamos ao nome do
elemento central os prefixos hipo– / per– e os sufixos –oso / –ico para
Base 
Sal 
Óxido 
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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
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Resumindo...
Cl (+1) HClO Ácido hipocloro
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:

Maior número de oxidação
Ácido + per (pre�xo do não metal) + ico
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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),
porexemplo, 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 quantidade de átomos equivale à fórmula
química do ácido padrão menos uma molécula de água, utilizamos
o prefixo meta–. Assim, a quantidade de átomos que existem na
molécula do ácido metafosfórico (HPO3) é referente à fórmula
química do ácido fosfórico subtraindo-se dela dois átomos de
hidrogênio e um de oxigênio.
Bases e óxidos
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+).
Poliatômico
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:
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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
KOH
Hidróxido de
potássio
Hidróxido de
potássio
AgOH Hidróxido de prata Hidróxido de pra
CuOH Hidróxido de cobre
Hidróxido de co
(I)
Cu(OH)2
Dihidróxido de
cobre
Hidróxido de co
(II)
Hg(OH)2
Dihidróxido de
mercúrio
Hidróxido de
mercúrio (II)
Fe(OH)2 Dihidróxido de ferro
Hidróxido de fer
(II)
Fe(OH)3
Trihidróxido de
ferro
Hidróxido de fer
(III)
Tabela: Nomenclatura dos hidróxidos.
Dayse dos Santos.
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:
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Eletronegatividade
A eletronegatividade do oxigênio só é menor do que a do Flúor.
Portanto, a única situação em que compostos binários de oxigênio
não é um óxido é quando o outro elemento ligado a ele é o Flúor.
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
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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 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 deátomos de
cada elemento deve ser indicado por um subscrito. Em geral, cada
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elemento carrega o número de oxidação do outro como um subscrito,
simplificando sempre que possível. Vamos ver como alguns sais são
formulados:
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
 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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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
OSO
Ácido cloroso
(HClO2)
ITO
ICO
Ácido clórico
(HClO3)
ATO
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?
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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.
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3ECl%3Csub%3E2%3C%2Fsub%3EO%3Csub%3E7%3C%2Fsub%3E%3A%20%C3%B3xido%20(comp
%3C%2Fsup%3E%3A%20NaOH%20%E2%86%92%20Na%3Csup%3E%2B%3C%2Fsup%3E%20%2B%20OH%3Csu
%3C%2Fsup%3E)%3B%20NaClO%3Csub%3E4%3C%2Fsub%3E%3A%20sal%20(composto%20que%2C%20em%
%3C%2Fsup%3E)%3B%20H%3Csub%3E2%3C%2Fsub%3EO%3A%20%C3%B3xido.%3C%2Fp%3E%0A%20%20%2
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.
B base e sal.
C ácido e base.
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Parabéns! A alternativa E está correta.
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3ENO%3Csub%3E2%3C%2Fsub%3E%20-
%20di%C3%B3xido%20de%20nitrog%C3%AAnio%3B%20SO%3Csub%3E2%3C%2Fsub%3E%20-
%20di%C3%B3xido%20de%20enxofre%3B%20HNO%3Csub%3E3%3C%2Fsub%3E%20-
%20%C3%A1cido%20n%C3%ADtrico%3B%20H%3Csub%3E2%3C%2Fsub%3ESO%3Csub%3E4%3C%2Fsub%3E%
%20%C3%A1cido%20sulf%C3%BArico.%3C%2Fp%3E%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%2
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.
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.
D base e óxido.
E óxido e ácido.
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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.
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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.
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:
De uma maneira ampla, as reações químicas acontecem quando as
ligações químicas são quebradas ou formadas entre os átomos.
Classi�cação das reações químicas
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)
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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:
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.
Reação de síntese ou combinação 
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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).
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:
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 >
 > ( 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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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
AB + CD → AD + CB
H2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq) → 2H2O(l) + BaSO4(s)
 Ácido sulfúrico  +  hidróxido de bário  →  água  +  sulfato de
Reação de oxirredução 
KMnO4
+1/+7/−2
+ Kl
+1/−1
+ HCl+1/−1
→ MnCl2
+2/−1
+ KlO3
+1/+5/−2
Li+ → NoX + 1, Ca2+ → NoX + 2, Br− → NoX − 1
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Nox = + 1
Al (alumínio) Nox = + 3
Exemplo: Aℓ2O3
Nox = + 3
Tabela: Resumo dos conceitos de oxidação e redução.
Dayse dos Santos.
Reações químicas comuns
Na vida cotidiana, as reações químicas nos acompanham na maioria
das atividades que realizamos. O nosso corpo é considerado um
 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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laboratório em atividade constante, pois são necessárias infinitas
reações químicas 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 glicose. Essa reação química é representada
pela seguinte equação:
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

6CO2
 dióxido de carbono 
+ 6H2O
 água 
→ 6O2
 oxigenio 
+ C6H12O6
 glicose 
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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.
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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.
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3ENa%20primeira%20equa%C3%A7%C3%A3o%2C%20temos%20duas%20subst%C3%A2ncias%20c
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.
A A oxidação de um gás.
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Parabéns! A alternativa D está correta.
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3EEm%20uma%20rea%C3%A7%C3%A3o%20de%20decomposi%C3%A7%C3%A3o%2C%20temos%
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).
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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A generalização do uso de balanças nos laboratórios da época permitiu
o desenvolvimento de estudos dessas reações e dos compostos que
delas participavam. Assim, as leis ponderais da Química (ponderal
significa em relação ao peso ou massa de um corpo) ou as leis
estequiométricas (em relação à proporção em que os elementos são
combinados entre si) foram sendo conhecidas.
Lei de Lavoisier (Lei de Conservação
de Massa)
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
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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 compostos químicos.
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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
Óxido hipocloroso 71 16
Óxido cloroso 71 48
Óxido clórico 71 80
Óxido perclórico 71 112
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
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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.
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).
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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.
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.

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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
processode 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+
 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
( id ã )F 2+ F 3+
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 (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
 Somar as semirreações cancelando os elétrons em
ambos os lados
6F 2+→6F 3++/6 −( id ã )
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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:
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.
05/11/2023, 00:03 Fundamentos das reações químicas
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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:
4º passo
Os valores dos outros literais
devem ser resolvidos
algebricamente.
5º passo
Se os resultados obtidos forem
frações, multiplicam-se todos
pelo menor denominador
comum, obtendo-se resultados
inteiros.
6º passo
Os valores assim obtidos
correspondem aos coeficientes
estequiométricos de cada
espécie química, portanto, estão
registrados na reação original.
7º passo
Verifique agora se a reação está
equilibrada.
Al + MnO2 → Mn + Al2O3
Al
a
+ MnO2
b
→ Mn
c
+ Al2O3
d
05/11/2023, 00:03 Fundamentos das reações químicas
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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
05/11/2023, 00:03 Fundamentos das reações químicas
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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.
A CaCO3 → 3CaO + CO2
B CaC2 → CaO2 + CO
C CaCO3 → CaO + CO2
D CaCO3 → CaO + O2
E CaCO3 → Ca + C + O3
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https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00707/index.html# 37/48
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3EO%20c%C3%A1lcio%20%C3%A9%20um%20metal%20alcalino%20terroso%20e%2C%20para%20t
%3C%2Fsup%3E).%20Sendo%20assim%2C%20um%20%C3%A1tomo%20de%20c%C3%A1lcio%20liga-
se%20a%20um%20%C3%A1tomo%20de%20oxig%C3%AAnio%20e%20o%20composto%20formado%20%C3%A
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
Parabéns! A alternativa E está correta.
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3EEssa%20rea%C3%A7%C3%A3o%20pode%20ser%20balanceada%20pelo%20m%C3%A9todo%20
Cax(PO4)2 + yH2SO4 → Ca(H2PO4)z + 2CaSO4
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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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
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
unidades de massa atômica.
Assim, conhecendo a massa m de uma substância, o número de mols n
pode ser calculado usando a seguinte expressão:
n =
m
M M
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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:
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.
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:
4Al + 3O2 → 2Al2O3
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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:
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?
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
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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:
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:
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:
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
n = m
M M
n =
3950g
46g
= 85, 9 mols
n = m
M M
43mols = m
180g/mol
m = 43 × 180 = 7740g de glicose

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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.
Parabéns! A alternativa D está correta.
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3ESabendo%20que%201%20mol%20de%20ferro%20pesa%2055%2C8g%20e%20cont%C3%A9m%2
paragraph'%3E55%2C8g%20de%20ferro%20----
%206%2C02%20x%2010%3Csup%3E23%3C%2Fsup%3E%20%C3%A1tomos%0A%20%20%20%20%20%20%20%
---
%20x%20%C3%A1tomos%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cb
Questão 2

A 22,414 × 1024 átomos
B 12,04 × 1025 átomos
C 6,02 × 1025 mol de átomos
D 1,204 × 1023 átomos
E 0,200 × 1020 átomos
05/11/2023, 00:03 Fundamentos das reações químicas
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(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.
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3EO%20primeiro%20passo%20%C3%A9%20montar%20a%20equa%C3%A7%C3%A3o%20balancea
paragraph'%3EEm%20seguida%2C%20utilizando%20as%20massas%20molares%20e%20as%20rela%C3%A7%C
paragraph'%3E4g%20de%20hidrog%C3%AAnio%20----
%2036g%20de%20%C3%A1gua%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20
---
%20x%20g%20de%20%C3%A1gua%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%
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. Operóxido 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 .
A 10g
B 30g
C 50g
D 90g
E 150g
2Li2O2(s) + 2CO2(g) → 2Li2CO3(s) + O2(g)
g/molCO2 = 44; O2 = 32
A 11L
B 22L
C 44L
05/11/2023, 00:03 Fundamentos das reações químicas
https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00707/index.html# 44/48
Parabéns! A alternativa C está correta.
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3EEssa%20quest%C3%A3o%20poderia%20ser%20resolvida%20apenas%20com%20a%20propor%C
paragraph'%3E2%20x%2022%2C4L%20de%20CO%3Csub%3E2%3C%2Fsub%3E%20-
---
%2022%2C4L%20de%20oxig%C3%AAnio%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%2
---
%20x%20L%20de%20oxig%C3%AAnio%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%
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.
Parabéns! A alternativa C está correta.
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3EO%20primeiro%20passo%20%C3%A9%20montar%20a%20equa%C3%A7%C3%A3o%20balancea
paragraph'%3E%5C(%5Ctext%7BNa%7D%20_%7B2%7D%20%5Ctext%7BCO%7D%20_%7B3%7D%2B%20%5Ctext
paragraph'%3ESabemos%20ent%C3%A3o%20que%201%20mol%20de%20s%C3%ADlica%2C%20produz%201%2
paragraph'%3E60g%20de%20s%C3%ADlica%20----
%20122g%20de%20silicato%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3C
---
%20x%20g%20de%20silicato%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%
Questão 5
D 88L
E 176L
A 3,71kg
B 4,27kg
C 6,10kg
D 7,57kg
E 8,71kg
05/11/2023, 00:03 Fundamentos das reações químicas
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(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.
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3EO%20primeiro%20passo%20%C3%A9%20montar%20a%20equa%C3%A7%C3%A3o%20balancea
paragraph'%3E%5C(2%20%5Ctext%7BAl%7D%20%2B6%20%5Ctext%7BHCl%7D%20%5Crightarrow%203%20%5
paragraph'%3ECom%20isso%2C%20sabemos%20que%202%20mols%20de%20Al%20levam%20%C3%A0%20fo
paragraph'%3E2%20mols%20de%20Al%20----
%2067%2C2L%20de%20hidrog%C3%AAnio%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20
---
%200%2C448L%20de%20hidrog%C3%AAnio%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%2
paragraph'%3EPara%20calcularmos%20a%20quantidade%20de%20%C3%A1tomos%20de%20Al%20em%200%2
paragraph'%3EN%C3%BAmero%20de%20%C3%A1tomos%20de%20Al%20%3D%200%2C013%20%C3%97%206%
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-
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
05/11/2023, 00:03 Fundamentos das reações químicas
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aminofenol em excesso de anidrido acético?
(Dados: p-aminofenol = 109 g/mol; paracetamol = 151 g/mol)
Parabéns! A alternativa A está correta.
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3EPodemos%20ver%20na%20rea%C3%A7%C3%A3o%20que%20a%20propor%C3%A7%C3%A3o%2
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aminofenol%20----
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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.
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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MgSO4 + 2NaOH → Mg(OH)2 + Na2SO4
05/11/2023, 00:03 Fundamentos das reações químicas
https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00707/index.html# 47/48
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.
Podcast
Para encerrar, ouça um resumo dos principais assuntos estudados aqui.
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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).
05/11/2023, 00:03 Fundamentos das reações químicas
https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00707/index.html# 48/48
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).
Referências
CHRISTOFF, P. Química Geral. Curitiba: Intersaberes, 2015.
KOTZ, J. C. et al. Química Geral ereações 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.
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