Cw2 - Química e Ciência dos Materiais

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ESTUDO DE REAÇÕES QUÍMICAS
Aula 1
EQUAÇÕES QUÍMICAS
Equações Químicas
Olá, Estudante! Nessa videoaula serão abordados os conceitos relacionados à constituição de uma equação
química e às Leis Ponderais, com o foco nas leis de Lavoisier e Proust.
Esses conceitos e definições são importantes para sua prática profissional para compreender a forma pela
qual um material, composto ou substância se forma, e entender que a formação dos materiais não precisa
ser estudada apenas pelas ligações químicas entre os elementos, mas também pode ser avaliada pela
reação química que ocorre, através de sua equação química.
Olhando para equação química, muitas são as informações que podem ser obtidas sobre o produto obtido. E
compreender as Leis Ponderais, ajudará muito nesse processo.
Vamos juntos compreender os conceitos relacionados a esse tema tão importante?!
Bons estudos!!!
Ponto de Partida
Olá, Estudante! Nessa aula compreenderemos que uma reação química é descrita por uma equação que
contém todas as informações necessárias sobre o processo químico atuante para a formação de um produto
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(composto). E mais, falaremos como as Leis Ponderais auxiliam a compreensão desse processo químico,
facilitando a análise das reações e, consequentemente, das equações químicas.
E por que esse assunto é tão importante? Simplesmente pelo fato de que tudo que ocorre ao nosso redor, e
em nós, é devido às reações químicas. E tudo, significa TUDO! Todos os processos, seja relacionado à vida
ou à materiais, se dá por reações químicas! E nesse processo, em cada processo químico, existem
proporções de massa relacionadas a eles.
Visando a aplicação desses conceitos, você é recém-contratado em uma indústria que desenvolve pesquisas
na área de novos compostos com aplicações diversas. Nesse momento, você está acompanhando o
desenvolvimento de alguns produtos e revendo conceitos para se integrar nos assuntos que são tratados. 
Você se deparou com uma equipe que está trabalhando com a reação de formação da amônia (NH3), um
composto bastante empregado na indústria de fertilizantes. A sua produção ocorre, via síntese de
HaberBosch, pela reação do gás nitrogênio (N2) com o gás hidrogênio (H2). Assim, você foi questionado
sobre a proporção de gás nitrogênio e gás hidrogênio para a formação da amônia e como seria a equação
química dessa reação.
Continuando a visitar o desenvolvimento de outros produtos, você foi novamente questionado sobre a
proporção dos elementos em uma reação química e como escrever a equação química. Dessa vez, o
questionamento veio do pessoal que está trabalhando com o hexafluoreto de enxofre (SF6), que é utilizado
como gás inerte principalmente na indústria de eletrônicos. Ele é formado pela queima de enxofre (S) com
gás flúor (F2).
Sendo assim, descreva as equações químicas para os dois compostos, pensando nas proporções dos
elementos químicos para a formação das substâncias, utilizando as Leis Ponderais para garantir que o
resultado obtido esteja correto.
Vamos conhecer os conceitos necessários para resolução do problema proposto?
Bons estudos!
Vamos Começar!
Definição de equações químicas
Podemos definir por reações químicas os rearranjos de agrupamentos de átomos, dando origem a novos
compostos. Ou seja, a transformação de moléculas em outras. Essa transformação pode ser descrita por
uma equação, contendo as informações necessárias do processo químico ocorrido, chamada de equação
química.
As equações químicas são construídas através da representação simbólica dos processos químicos. Nela,
os compostos iniciais, chamados de reagentes, são colocados à esquerda e o resultado após ocorrer a
reação (produto), colocado à direita. Uma seta indica a direção do processo químico que está ocorrendo.
Uma representação genérica de equação química é dada
por 
Na equação, os símbolos químicos são utilizados para indicar os participantes da reação e as condições
específicas para que ela ocorra. Já os números são utilizados para representar quantidade de matéria
(chamado coeficiente estequiométrico). 
O estado físico que a matéria está no momento da reação (reagente) ou na formação do novo composto
(produto) é representado na equação química por: 
(g) para compostos na fase gasosa;
Lado esquerdo :  Reagentes  →  Lado direito :  Produtos.
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(l) para compostos na fase líquida;
(s) para compostos na fase sólida;
(aq) para compostos que estão dissolvidos em solução aquosa.
As setas da equação indicam a direção do processo e se há, ou não, a possibilidade de ser reversível. Ou
seja:
: indica que a reação só ocorre do sentido da esquerda para direita.
: indica a reversibilidade da reação. Esse símbolo é utilizado para situações de equilíbrio químico.
E ainda, sobre a seta, nas equações, é possível utilizar símbolos que indicam as condições pelas quais a
reação ocorreu. Os mais comuns são: 
cat: indica a utilização de catalizador;
Δ: indica a utilização de calor;
H+ ou OH-: indica o meio ao qual a reação ocorre
Como exemplo de equação química, a Figura 1 apresenta a equação química que descreve a reação do gás
metano (CH4) com o gás oxigênio (O2), ormando gás carbônico (CO2) e água (H2O), bem como a
representação molecular dos compostos reagentes e produtos. 
 
Figura 1: Formação do gás carbônico (CO2). Fonte: adaptada de Istock.
Para que a descrição do processo químico de uma reação seja completa e representada por sua equação
química, deve-se avaliar e informar todas as características envolvidas, inclusive a quantidade de moléculas
de cada composto.
As reações químicas, e consequentemente suas representações através das equações químicas, foram
muito observadas ao longo do tempo até chegar aos conceitos e definições que temos hoje. Isso só foi
possível devido às leis e postulados que foram descobertos e publicados como resultado dos estudos
meticulosos e experiências cuidadosas para compreender como os compostos se comportavam quando as
reações ocorriam e se isso acontecia de modo regular e de forma geral.
Dentre elas, as duas mais importantes são conhecidas por: Lei de Lavoisier (também chamada de Lei da
Conservação das Massas) e Lei de Proust (também chamada de Lei das Proporções Constantes). Essas leis
foram criadas, respectivamente, por Antoine Laurent de Lavoisier (1743 – 1794) e por Joseph Louis Proust
(1754 – 1826).
Siga em Frente...
Lei da conservação de massa
Por volta de 1774, como resultado de seus estudos, Antoine Laurent de Lavoisier postulou uma lei,
conhecida como Lei da Conservação das Massas ou Lei de Lavoisier, afirmando que em uma reação
química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos
→
⇌
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produtos. Ou seja, a massa dos reagentes, mesmo após a reação, permanece no produto obtido, mesmo
que em formação de compostos diferentes, mas a quantidade total é será mesma, indicando que há
conservação de massa no processo químico.
Essa lei foi fundamentada após um experimento, desenvolvido por esse cientista, que envolvia a calcinação
do mercúrio metálico em um recipiente fechado. Assim, ao fim da reação, foi observado que a massa no
recipiente fechado não havia sido alterada, embora os compostos iniciais (reagentes) houvessem sido
transformados em compostos diferentes (produtos).
Com esse experimento, Lavoisier chegou à conclusão que, em uma reação química, pesando as massas
dos reagentes e as massas dos produtos, é verificado que a soma das massas dos reagentes é igual à soma
das massas dos produtos (1), em que “i” informa o número dos compostos ou substâncias.
É consequência dessa leireação através de sua equação química,
devidamente balanceada, e realizar cálculos estequiométricos para identificar quanto de reagente ou produto
serão necessários em uma aplicação específica. E mais, identificar os processos químicos em solução
aquosa e analisar os conceitos que embasam a eletroquímicas. Sendo possível aplicação desses conceitos
na resolução de problemas de engenharia.
Os conteúdos citados são importantes para sua prática profissional, já que todos os fenômenos, naturais ou
não, ocorrem por meio de reações químicas.
Vamos reagir a esse tema, produzindo conhecimento! Bons estudos!
Ponto de Chegada
Olá, estudante! Para desenvolver a competência dessa unidade, que é compreender os principais conceitos
de equações, reações químicas e cálculos estequiométricos, você deve primeiramente entender o que são
reações químicas e qual a forma que podem ser corretamente descritas, levando em consideração os
coeficientes estequiométricos.
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https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/.
Uma reação química por ser definida pelo processo de transformação química de moléculas em outras,
descrita por uma equação que contém as informações necessárias do processo químico ocorrido, chamada
de equação química. Essa equação é construída através da representação simbólica dos processos
químicos, em que os compostos iniciais (reagentes) são colocados à esquerda e o resultado da reação
(produto), colocado à direita. Uma seta indica a direção do processo químico que está ocorrendo. Dessa
forma, uma representação genérica de equação química é apresentada em (1).
Na construção da equação, os símbolos químicos são utilizados para indicar os participantes da reação e as
condições específicas para que ela ocorra. Já os números são utilizados para representar quantidade de
matéria envolvida no processo (chamado coeficiente estequiométrico).
Utilizar as leis ponderais auxilia no processo de equacionamento e balanceamento das equações. Dentre as
leis existentes, as duas mais importantes são conhecidas por: Lei de Lavoisier (também chamada de Lei da
Conservação das Massas) e Lei de Proust (também chamada de Lei das Proporções Constantes). Vamos
entender a definição de cada uma delas:
Lei de Lavoisier: em uma reação química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos
reagentes é igual à soma das massas dos produtos. Olhando para os átomos presentes na reação, os
átomos que estão nos reagentes estarão nos produtos, na mesma quantidade de número e tipo, mas
em ligações diferentes. Matematicamente é dada por (2).
Lei das Proporções Definidas: a proporção, em massa, das substâncias que reagem e que são
produzidas numa reação é fixa, constante e invariável. Isso acontece pelo fato de que as massas dos
reagentes e produtos envolvidos em uma reação química seguem sempre uma proporção constante (3).
Compreendendo o que são reações químicas e que elas são descritas por uma equação, podemos analisar
os tipos de reações químicas através da classificação que apresentam. Uma reação química pode ser
classificada de diversas maneiras, mas a principal delas se dá pela análise das substâncias presentes, ou
seja, através da análise dos reagentes e produtos que compõe a reação. Assim, elas podem ser:
Compreendendo o que são reações químicas e que elas são descritas por uma equação, podemos analisar
os tipos de reações químicas através da classificação que apresentam. Uma reação química pode ser
classificada de diversas maneiras, mas a principal delas se dá pela análise das substâncias presentes, ou
seja, através da análise dos reagentes e produtos que compõe a reação. Assim, elas podem ser: 
Reações químicas de síntese ou adição: dois ou mais reagentes se combinam para formar um produto.
Podemos representar por A+B⟶AB
Reações químicas de análise ou decomposição: reagentes se dividem em duas ou mais substâncias
simples para a formação dos produtos. Podemos representar por AB⟶A+B
Reações químicas de simples troca, ou deslocamento: um elemento ocupa o lugar de outro num
composto. Sua representação pode ser dada por dois tipos: AB+C→AC+B ou AB+C→CB+A.
Reações químicas de dupla troca: os dois reagentes trocam íons para formar dois novos compostos.
Podemos representar por 
Como dito acima, para que a equação química represente corretamente uma reação, ela deva estar
devidamente balanceada, obedecendo as Leis. Assim, em uma equação química balanceada, os átomos dos
compostos devem ser conservados, implicando no fato de que a quantidade e qualidade dos átomos
presentes no reagente estarem contido no produto. Para isso, números (chamados de coeficientes
estequiométricos) são utilizados na frente dos compostos indicando a quantidade dos elementos presentes.
Lado esquerdo :  Reagentes  → Lado direito :  Produtos
∑Reagentes  mi  =  ∑Produtos  mi
ma
ma
  =   mb
mb
  =   mc
mc
AB+ CD ⟶ AD+ CB
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Há alguns métodos para o balanceamento de uma equação química, mas o método das tentativas é o mais
utilizado por ser um processo mais assertivo e a maioria das equações poderem ser balanceadas
corretamente pela aplicação dele. Esse método consiste em:
Inicialmente ajustar os átomos dos metais;
Próximo passo, ajustar os átomos dos ametais;
Feito isso, olhar os átomos de carbono (se existir) e ajustá-los;
Então, ajustar os átomos de hidrogênio;
Por fim, ajustar os átomos de oxigênio.
Quando estudamos uma reação química, através de sua equação, é possível obter a quantidade de produto
que se formará a partir da quantidade de reagentes utilizada. O oposto também é verdadeiro. Essas análises
podem ser realizadas através da Estequiometria, ou cálculo estequiométrico. Para o desenvolvimento desse
cálculo, podemos utilizar a unidade mol para as quantidades de substâncias das reações (método mol) e,
como isso, poder determinar a quantidade de produto formada em uma reação química. A Figura 1 apresenta
os passos necessários para realizar o cálculo estequiométrico.
Figura 1. Passos para conversão para o cálculo estequiométrico 
 
Fonte: elaborada pela autora. 
 
Com um olhar genérico, para o desenvolvimento de problemas que envolvam cálculos estequiométricos,
podemos seguir alguns passos para executar o processo:
1. Escrever a equação balanceada da reação química em estudo;
2. Converter o valor dos reagentes para número de mols;
3. Calcular o número de mol do produto formado utilizando a razão molar da equação balanceada;
4. Converter os mols dos compostos do produto em gramas.
Dessa forma, através dos cálculos estequiométricos, é possível descrever a reação química através de sua
equação química balanceada e, ainda, identificar quanto de reagente será necessário para a formação do
produto, ou quanto de produto será formado para uma dada quantidade de reagente.
Muitas das reações químicas ocorrem meio de soluções. Por definição, solução química é descrita por
misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Nela, uma substância é dissolvida (soluto) em um meio
(solvente). O solvente mais utilizado para a formação de soluções é o composto água (H2O), por essa razão,
ele é conhecido como solvente universal. Quando a água é utilizada como solvente, temos o que chamamos
de solução aquosa.
Assim, para as soluções, os compostos (ou substâncias) que se encontram em maior quantidade são
denominadas de solvente. Já os compostos (ou substâncias) que se encontram em menor quantidade são
conhecidas como soluto. O solvente faz com que ocorra a separação das moléculas de soluto, impedindo
sua agregação, levando a formação de novos compostos (ou substâncias). Importante ressaltar que nem
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sempre o solvente se dá na forma líquida. Por essa razão, o estado físico do solvente irá definir se a reação
acontecerá em uma solução líquida, sólida ou gasosa. E anda, a quantidade máxima de soluto que pode ser
dissolvido no solvente, sem que haja separação de fases e formação de precipitado, é denominada de
solubilidade.
Em soluções aquosas, é comum utilizar algumas notações de concentração (C), como a concentração de
massa de soluto por volume de solução expressa em (4).
E ainda, além da unidade grama por litro ( ), a concentração de uma solução pode ser expressa
como , ou , conhecida pelo nome de molaridade (M). Essa unidade é a mais utilizada para
concentração. Matematicamente, a molaridade (M) é dada pelo número de mols (n) e o volume (V), em
litros, (5).
Um tipo comum de reação química em solução aquosa é a reação de neutralização, que ocorre entre ácidos
e bases. A definição mais comum para os termos “ácido” e “base” foi proposta por Svante Arrhenius, por
volta de 1884, em que ele afirma que os ácidos e as bases se dissociam na água formando íons H+ e OH-,
respectivamente.
Assim, como característica, os ácidos possuem sabor azedo, condutividade elétrica em solução aquosa,
mudança de cor em certas substâncias e reação com as bases para formação sal e água. Já as bases são
substâncias adstringentes e, assim como os ácidos, também apresentam condutividade elétrica.
Muito além de sabor e outras propriedades, Arrnhenius definiu que os ácidos, quando dissolvidos em água,
liberam o cátion hidrogênio H+, aumentando a sua concentração na solução aquosa, como exemplifica a
reação dada em (6), sendo A um elemento químico genérico na formação do ácido.
 
Também definiu que as bases, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração do íon hidroxila,
OH-, na solução, como exemplifica a reação em (7), sendo B um elemento químico genérico na formação da
base.
A reação de neutralização ocorre através de um processo químico entre um ácido e uma base, nos
reagentes, formando sal e água como produto. Nesse tipo de reação, H+ e OH- se combinam para formar o
composto água. Um exemplo da reação de neutralização pode ser observado em (8), sendo A um elemento
químico genérico na formação do ácido e B um elemento químico genérico na formação da base, em que BA
indicam o sal formado no processo químico.
Outra reação importante para análises químicas é conhecida como oxirredução. Ela é caracterizada por um
processo simultâneo de perda e ganho de elétrons, ou seja, ela recebe esse nome em relação à
transferência de elétrons entre as espécies químicas envolvidas devido à força eletromotriz. Nesse caso, na
espécie que perde elétrons ocorre a oxidação, já a espécie que ganha elétrons ocorre a redução. 
Assim, é dito que quando uma substância (espécie) recebe elétrons, ela é reduzida pelo fato de diminuir a
carga positiva que possui. Já quando uma espécie recebe elétrons, ela é oxidade, pelo fato de diminuir a
(massasoluto) (V olumesolução)
C  =   massasoluto
V olumesolução
g/L
mol/L molL−1
M   =   nsoluto
Vsolução
HA(g) 
H2O
 H+
(aq)  +  A−
(aq)−→
BOH(s) 
H2O
 B+
(aq)  +  OH−
(aq)←→
HA(aq)  +  BOH(aq)  → BA(aq)  +  H2O
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carga necativa que possui. Uma maneira fácil de realizar o balanceamento das reações de oxirredução,
consiste em seguir a regra de transferência de elétrons, apresentada pela Figura 2. 
 
Figura 2. Transferência de elétrons em semiequações. Fonte: elaborada pela autora. 
Nesse caso, é chamada de número de oxidação (NOX) a variação de carga negativa ou positiva de um
átomo, tendo como base a eletronegatividade dos compostos nas reações.
A eletrólise é um processo químico em que há atuação de reações de oxirredução. Nela, há produção de
substâncias através de reações de oxidação e redução advindas de uma descarga elétrica. Em que, nesse
processo, no cátodo, ocorre a redução do cátion e no ânodo, a oxidação do ânion. A eletrólise pode ocorrer
de duas formas: ígnea e aquosa.
Na eletrólise ígnea, uma substância iônica (do tipo XY) é submetida ao processo de fusão (9), sofrendo
dissociação (10).
Após o processo de dissociação, a fonte elétrica é acionada, cátion (X+) e ânion (Y-) são deslocados ao
cátodo e ânodo, respectivamente. Dessa forma, os cátions, contidos no cátodo, recebem elétrons (sofrendo
redução), transformando-se em uma substância X estável (11).
De forma semelhante, os ânions, no ânodo, cedem elétrons (sofrendo oxidação), transformando-se em uma
substância Y estável (12).
Já na eletrólise aquosa, a substância (XY) é dissolvida em água para provocar a dissociação dos íons (13).
Nesse caso, há a existência dos íons oriundos da autoionização da água (14), produzindo um cátion hidrônio
(H+) e um ânion hidróxido (OH-), além dos íons advindos da dissociação da substância.
Nesse processo, há a existência de dois tipos cátions (um advindo da substância iônica e outro da água) e
dois ânions (um advindo da substância iônica e outro da água). Para identificar qual dos tipos de cátions irá
se deslocar ao cátodo e qual dos tipos de ânions irá se deslocar ao ânodo, é preciso saber a ordem de
descarga de cátions e ânions:
No caso dos cátions, essa ordem é dada
por 
No caso dos ânions, essa ordem é dada
por .
Assim, continuando o processo, quando é fornecida energia elétrica, ou seja, quando a fonte é ligada, os
cátions se deslocam ao cátodo, sofrendo redução, e os ânions se deslocam ao ânodo, sofrendo oxidação. O
XY(s) 
Δ
→  XY(l)XY(l)  →  X+
(l)  +  Y −
(l)
X+
(l)  +  é  → X
Y −
(l)   → Y   +  1 é
XY(s)  +  H2O(l)  → X+
(aq)  +  Y −
(aq)
H2O(l)  → H+
(aq)+ OH
−
(aq)
metal  >  hidrogênio  >  elementos das famílias I A,  I I A ou I I I A.
ânions não oxigenados e HSO4  >  OH  −   >  ânion oxigenado ou F−
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processo é semelhante ao da eletrólise ígnea, mas podemos ter o deslocamento do cátion/ânodo da
substância ou da água, dependendo da ordem de descarga dos elementos.
É Hora de Praticar!
Olá, Estudante! Nesse estudo de caso, considere uma situação em que você é contratado em uma empresa
de tecnologia que visa desenvolver projetos pensando na sustentabilidade e desenvolve atividades
buscando a redução dos danos oriundos de outras atuações.
Nesse momento, como o foco da preocupação ambiental está na poluição atmosférica da região, foi
solicitado a você que realizasse a quantificação de enxofre em amostras de ar atmosférico. Importante
lembrar que a poluição atmosférica é causada pela dissolução de diversos gases no ar atmosférico, sendo
um problema recorrente em cidades com alta produção industrial ou com grande circulação de carros. A
liberação de enxofre na atmosfera ocorre principalmente na forma de dióxido de enxofre (SO2), a partir da
combustão de combustíveis fósseis que contêm enxofre em sua composição. Dióxido de enxofre reage com
água, formando o ácido sulforoso (H2SO3), que frente a outros compostos na atmosfera formam ácido
sulfúrico (H2SO4), componente da chuva ácida.
A análise da quantidade de SO2 é realizada utilizando três equações químicas: reação da amostra da
atmosfera com água (15), seguida pela oxidação do ácido sulforoso com água oxigenada (H2O2), formando
o ácido sulfúrico (16). Esse ácido reage com cloreto de bário (BaCl2), formando um sólido sulfato de bário
(BaSO4), que pode ser pesado (17).
Uma alternativa é reagir ácido sulfúrico com hidróxido de sódio em uma reação de neutralização (18). 
Assim, após analisar uma amostra de ar, considerando as equações de (15) a (17), foram obtidas 43μg de
sulfato de bário em análise de 1m3 de ar. Dessa forma, será necessário calcular qual a quantidade de
dióxido de enxofre na amostra de ar. 
Para conferir o resultado, você deve realizar a reação da (17) para a mesmaamostra de ar. Programando o
experimento, qual quantidade de hidróxido de sódio deve ser consumida? E ainda, considere que a poluição
causará danos às folhas das vegetações para quantidades acima
80 μg de SO2/m3 . Lembre-se de balancear a equação para o desenvolvimento do
problema proposto. 
Bons estudos! 
Reflita
- Dos processos e fenômenos observáveis, todos podem ser descritos por reações químicas? Existiria algum
em que essa descrição não seria possível?
- Em um processo químico de neutralização, é possível ajustar as quantidades de reagentes buscando um
ph específico?
- Todas os compostos iônicos podem sofrer reação de oxirredução?
Resolução do estudo de caso
Retomando ao estudo de caso, você deverá realizar a quantificação de enxofre em amostras de ar
atmosférico. Analisando os dados que foram fornecidos, partindo de (17), considerando os coeficientes
SO2(g)   +  H2O(l)  → H2SO3(aq)H2SO3(aq)   +  H2O2(aq)   → BaSO4(aq)   +  2HCl(aq)
H2SO4(aq)   +  NaOH(aq) 
Equação não balanceada
 Na2SO4(aq)   +  H2O(l)−→
80 μg de SO2/m3
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estequiométricos, temos que 1 mol de sulfato de bário [ ] é obtido a partir de 1 mol de ácido
sulfúrico [ ]. Assim, considerando a massa molar dos compostos, teremos, para 43μg de sulfato de
bário (19).
Com esse resultado, é possível estabelecer as seguintes relações:
0,184 μmol de BaSO4 formado a partir de 0,184 μmol de H2SO4
0,184 μmol de H2SO4 obtido a partir de 0,184 μmol de H2SO3
0,184 μmol de H2SO3 obtido a partir de 0,184 μmol de SO2
Dessa forma, podemos escrever (20).
Isso significa dizermos que será emitido de ar. Esta quantidade não leva a danos em
plantas na região, já que os danos surgem apenas acima de . 
E ainda, para (18), precisamos realizar o balanceamento da equação química pelo sódio e, seguindo os
passos pelo método das tentativas, a equação balanceada é expressa por (21).
Com isso, 1 mol de ácido sulfúrico reage com 2 mols de hidróxido de sódio. Aplicando os cálculos
estequiométricos, através de regra de 3 simples, teremos a quantidade em mol de NaOH (22) e a quantidade
em gramas (23) desse composto que deve ser consumido nessa análise.
Dessa forma, os dados obtidos, teremos os valores para a análise que foram solicitados e quanto de NaOH
será formado.
Dê o play!
Assimile
BaSO4(aq)
H2SO4(aq)
1 mol BaSO4(aq)
x
  =   233,4g43μg → x = 0, 184μmol de BaSO4(aq)
1 mol SO2(aq)
0,184μmol SO2(aq)
  =   64 g SO2(aq)
y
  → y = 1, 18μg de SO2(aq)
1, 18 μg de SO2/m3
80 μg de SO2/m3
H2SO4(aq)  +  2NaOH(aq)  →  Na2SO4(aq)  +  2H2O(l)
1mol H2SO4
0,184 μmol H2SO4
  =   2 mol NaOH
z
  → z = 0, 368μmol de NaOH 1mol NaOH
0,368 μmol NaOH
  =   40g NaOH
ω
→ ω14, 72 μg de Na
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Olá, estudante! No mapa mental abaixo você verá os principais assuntos relacionados a reações químicas.
Importante conhecer cada definição para poder realizar as aplicações necessárias em estudos relacionados
à formação e descrição de reações. 
 
Referências
ASKELAND, Donald R.; WRIGHT, Wendelin J. Ciência e engenharia dos materiais – Tradução da 4a
edição norte-americana. São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2019. E-book. ISBN 9788522128129.
Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522128129/. Acesso em: 02 mar. 2024.
ATKINS, Peter. Físico-Química - Fundamentos, 6ª edição. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2017. E-book. ISBN
9788521634577. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/. Acesso
em: 03 mar. 2024.
JR., William D C. Ciência e Engenharia de Materiais - Uma Introdução. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2020.
E-book. ISBN 9788521637325. Disponível em:
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521637325/. Acesso em: 02 mar. 2024.
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; TOWNSEND, John R.; ET.AL. Química Geral e Reações Químicas v.1.
São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2023. E-book. ISBN 9786555584516. Disponível em:
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/. Acesso em: 03 mar. 2024.
NEWELL, James. Fundamentos da Moderna Engenharia e Ciência dos Materiais. Rio de Janeiro: Grupo
GEN, 2010. E-book. ISBN 978-85-216-2490-5. Disponível em:
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/978-85-216-2490-5/. Acesso em: 02 mar. 2024.
SMITH, William F.; HASHEMI, Javad. Fundamentos de Engenharia e Ciência dos Materiais. Porto Alegre:
Grupo A, 2012. E-book. ISBN 9788580551150. Disponível em:
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580551150/. Acesso em: 02 mar. 2024.
24/10/2024, 21:27 Estudo de reações químicas
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https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/.
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521637325/.
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/.
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/978-85-216-2490-5/.
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580551150/.a famosa frase de Lavoisier, que diz que na natureza nada se cria e nada se
perde, mas tudo se transforma. Sendo assim, nas reações químicas não apenas a massa das substâncias
envolvidas se conserva, mas a massa dos elementos contidos nas substâncias também permanece
constante. A 
Tabela 1 apresenta dois exemplos da aplicação dessa lei. Fonte: elaborada pela autora.
Vejamos outro exemplo: a formação do composto hidróxido de sódio (NaOH) a partir de sódio (Na) sólido e
água líquida (H2O). A equação (2), balanceada, apresenta essa transformação química.
Observe que nos reagentes, olhando os elementos químicos e suas quantidades, temos 2 átomos de Na, 4
átomos de H e 2 átomos de O. Já nos produtos, temos 2 átomos de Na, 2 átomos de O e 4 átomos de H. Ou
∑reagentes  m1  = ∑Produtos  m1
 
 
Carbo
no
(C) 
Oxigên
io (O) 
→ Gás
Carbôn
ico
(CO2) 
1º Ensaio 
 
3g
 
8g 11g 
2º Ensaio 
 
12
g 
32g 44g 
2Na(s)  +  2H2 O(l)  →  2NaOH(aq)  +  H2(g)
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seja, tudo que estava nos reagentes, está no produto, em outra ordenação, mas todos os átomos estão
presentes.
Olhando para os átomos presentes na reação, a Lei da Conservação das Massas afirma que os átomos que
estão nos reagentes estarão nos produtos, na mesma quantidade de número e tipo, mas em ligações
diferentes.
Através da Lei de Lavoisier foi possível a análise quantitativa fundamental para o cálculo do rendimento das
reações, trazendo grande impulso ao desenvolvimento dos processos industriais. A partir dela, o uso das
balanças nos laboratórios tornou-se fundamental.
Lei das proporções definidas
Por volta de 17989, como conclusão de suas experimentações, Joseph Louis Proust estabeleceu a Lei das
Proporções Definidas, afirmando que a proporção em massa das substâncias que reagem e que são
produzidas numa reação é fixa, constante e invariável. Ele chegou a essa conclusão, pois verificou que as
massas dos reagentes e produtos envolvidos em uma reação química seguem sempre uma proporção
constante.
E ainda, há o fato de que essa proporção é uma característica própria de cada reação, independente da
quantidade das substâncias que são colocadas para reagir. Vejamos um exemplo: tomemos C como um
composto originado da reação de A com B, sendo A e B reagentes e C o produto. Dessa forma, para a
formação do composto C, o composto A sempre irá reagir com o composto B em uma proporção constante e
definida, não importando a quantidade de massa dos elementos usada. Esse pressuposto é aplicado em
qualquer reação química.
Um exemplo dessa teoria, apresentada por Proust, pode ser observada na Tabela 2, que contém dois
ensaios com massas diferentes dos compostos A e B, produzindo o composto C, sendo ma, mb e mc as
massas dos compostos A, B e C, respectivamente.
 
 
 
A 
+ 
 B → 
C 
1º Ensaio 
 
m
a 
mb mc 
2º Ensaio 
 
m'
a 
m'b m'c 
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Tabela 2. Aplicação da Lei das Proporções Definidas. Fonte: elaborada pela autora.
Matematicamente, a Lei de Proust é dada por (3)
Vejamos essa lei aplicada à molécula da água, H2O, em que para formação de cada molécula sempre será
necessário 2 átomos de hidrogênio para 1 átomo de oxigênio. Lembrando que a massa atômica do
hidrogênio é 1g/mol e do oxigênio 8g/mol. Assim, em um primeiro ensaio,
teríamos . Em um segundo ensaio, e assim
sucessivamente, mantendo sempre essa proporção. 
Por fim, se observarmos o somatório das massas em cada reação química, o somatório das massas dos
reagentes é igual ao somatório da massa dos produtos, seguindo a teoria de Lavoisier, em que as massas
dos reagentes e dos produtos presentes nas reações não são iguais, mas as relações de massa são.
Importante ressaltar que os conceitos que permeiam as Leis Ponderais auxiliam a prever as massas
necessárias de reagentes e produtos em uma reação química, através de um cálculo, conhecido como
cálculo estequiométrico.
Vamos Exercitar?
Relembrando o problema proposto inicialmente, será necessário escrever a equação química para dois
compostos: amônia (NH3) e hexafluoreto de enxofre (SF6). 
Para a reação de formação da amônia (NH3), termos uma reação química entre o gás nitrogênio (N2) com o
gás hidrogênio (H2). Pensando na lei da conservação das massas e na lei de Proust, a massa dos reagentes
terá de ser a massa dos produtos, bem como, a quantidade e qualidade dos elementos químicos dos
reagentes deverão se apresentar nos produtos. Assim, podemos escrever a equação química para a
formação da amônia através dos gases nitrogênio (N2) e gás hidrogênio (H2) por (4).
Dessa forma, uma molécula de gás nitrogênio reage com 3 moléculas do gás hidrogênio, formando 2
moléculas de amônia. Observe que, nessa equação, temos a mesma quantidade de átomos de nitrogênio e
hidrogênio nos reagentes e nos produtos
Já para o hexafluoreto de enxofre, podemos escrever a reação química pela equação química expressa em
(5).
Dessa forma, uma molécula de gás enxofre, também conhecido como enxofre rômbico, reage com 24
moléculas de gás flúor, formando 8 moléculas de hexafluoreto de enxofre. Observe que, nessa equação,
temos a mesma quantidade de átomos de enxofre e flúor nos reagentes e nos produtos.
Saiba Mais
Olá, Estudante!
Compreender o que é uma equação química, o que ela representa, como é montada e as teorias associadas
a ela é fundamental para entendimento da formação dos materiais. Por essa razão, leia mais sobre o
assunto na seção 3.1 do livro Química Geral e Reaçoes Químicas: volume 1, de John C. Kotz; et.al. Para
aprofundar o seu conhecimento na área, leia a teoria, veja os exemplos e faça os exercícios.
ma
ma
  =   mb
mb
  =   mc
mc
10g H  +  80g O  → 90g H2O 2g H  +  16g O  → 18g H2O
N2(g)   +  3H2(g)   →  2NH3(g)
S8(g)   +  24F2(g)   → 8SF6(g)
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KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; TOWNSEND, John R.; ET.AL. Química Geral e Reações Químicas
v.1.São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2023. E-book. ISBN 9786555584516.
Bons estudos!
Referências Bibliográficas
ATKINS, Peter. Físico-Química - Fundamentos, 6ª edição. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2017. E-book. ISBN
9788521634577. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/. Acesso
em: 20 mar. 2024.
CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. E-book. ISBN
9788580552560. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/. Acesso
em: 20 mar. 2024.
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; TOWNSEND, John R.; ET.AL. Química Geral e Reações Químicas v.1.
São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2023. E-book. ISBN 9786555584516. Disponível em:
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/. Acesso em: 20 mar. 2024.
Aula 2
BALANCEAMENTO E CÁLCULOS
ESTECOMÉTRICOS
Balanceamento e cálculos estecométricos
Olá, Estudante! Nessa videoaula veremos os conceitos relacionados aos balanços de equações químicas e
cálculos estequiométricos. Esse tema é importante para compreender como descrever corretamente uma
reação química, através de sua equação, bem como identificar e obter quantidades de reagentes e/ou
produtos durante o processo químico. Situações fundamentais para o desenvolvimento de sua prática
profissional, já que tudo que está ao nosso redor, inclusive em nós, ocorre através de reações químicas.
Preparado para reagir aos conceitos e produzir conhecimento?!
Bons estudos!!!
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https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/.https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/.
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/.
Ponto de Partida
Olá, Estudante! Como está?! 
Nessa aula falaremos sobre a definição e classificação de reações químicas, identificando as formas pelas
quais a interação entre os elementos e a formação dos compostos pode ocorrer. E mais, para descrição
correta da reação química, veremos como realizar o seu balanceamento e identificar quanto de reagente ou
produto deve ser usado para obter o resultado requerido, através dos cálculos estequiométricos. 
Sendo assim, considere uma situação em que você é o principal responsável por um processo químico, em
uma grande fábrica da região que está implementando o processo de produção de NaOH a partir da reação
de NaCl e água, à pressão atmosférica e temperatura ambiente. Esse processo químico é descrito por:
Para iniciar o seu estudo a respeito da reação, o primeiro passo é identificar se a equação está balanceada.
Feito isso, será necessário identificar quanto de NaCl deve reagir para produzir 100 kg de NaOH.
Como o assunto é de grande importância para a formação de um bom profissional da área, vamos conhecer
os conceitos necessários para resolução do problema proposto?
Bons estudos!
Vamos Começar!
Reações químicas
Reação química é definida pela transformação que ocorre com os átomos que compõe os compostos iniciais
(reagentes), modificando sua organização devido ao rearranjo molecular em novas combinações (produtos).
Ou seja, uma reação química é um processo químico, cuja finalidade é a formação de novos compostos. 
As reações químicas são descritas pelas equações químicas, que contém informações necessárias para
compreensão dos fenômenos químicos que estão ocorrendo para a formação do novo composto, a partir de
compostos iniciais. Assim, basicamente, a equação química é expressa por (1).
NaCl(aq)  +  H2O(l)  →  NaOH(aq)  +  H2(g)   +  Cl2(g)
Reagentes → Produtos
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Para equacionar a reação química, o devido balanceamento dos elementos participantes deve ser realizado,
obedecendo às Leis Ponderais, principalmente a Lei de Lavoisier (Lei da Conservação da Massa) e a Lei de
Proust (Lei das Proporções Definidas).
A classificação de uma reação química pode ser dada devido à velocidade, aquecimento, reversibilidade e
substâncias participantes. Assim:
Velocidade: a velocidade de uma reação química indica a rapidez como que o processo químico de
transformação dos compostos ocorre. Ela é obtida levando em consideração o consumo dos reagentes
e a formação dos produtos, podendo ser lenta, intermediária ou rápida. 
Absorção ou liberação de calor (aquecimento ou resfriamento): essa classificação ocorre envolvendo
transformações de energia térmica (calor). Se, para ocorrer o processo químico, o calor for liberado,
temos uma reação exotérmica. Contudo, se o calor for absorvido, temos uma reação endotérmica. 
Reversibilidade: reações reversíveis ocorrem em apenas um sentido (→) e os produtos não voltarão a
formar reagentes da reação. Já as reações irreversíveis são aquelas que podem ocorrer nos dois
sentidos ( ), até que o equilíbrio químico seja atingido. 
Contudo, dentre as formas de classificação das reações químicas, a principal delas se dá pela análise das
substâncias presentes, ou seja, através da análise dos reagentes e produtos que compõe a reação. Olhando
as substâncias participantes, as reações químicas podem ser de quatro tipos: síntese ou adição, análise ou
decomposição, deslocamento e dupla troca. Vamos entender cada uma delas separadamente. 
Reações químicas de síntese ou adição são aquelas em que dois ou mais reagentes se combinam para
formar um produto. Uma representação geral desse tipo de reação é dada por . Nesse
caso, vemos que a possui dois reagentes (A e B), formando um único produto (AB). Como exemplo,
podemos citar a síntese do gás carbônico ou a síntese do óxido de magnésio 
.
Reações químicas de análise ou decomposição são aquelas em que ocorrem a quebra de um composto em
compostos mais simples ou elementos químicos. Ou seja, quando reagentes se dividem em duas ou mais
substâncias simples para a formação dos produtos. Essa decomposição pode ocorrer através de um
aquecimento (pirólise), da passagem de corrente elétrica pela substância fundida ou em meio aquoso
(eletrólise) ou na presença de luz (fotólise). Para esse tipo de reação, a representação geral pode ser dada
por , em que um reagente se transforma em dois ou mais produtos. Como exemplo,
podemos citar a decomposição do óxido de mercúrio ou decomposição do
trinitreto de sódio quando aquecido .
Reações químicas de simples troca, ou deslocamento, são aquelas em que um elemento ocupa o lugar de
outro num composto. Sua representação pode ser dada por dois tipos: 
. Como exemplo, podemos citar a simples troca
entre ferro metálico e ácido clorídrico .
Por fim, temos as reações químicas de dupla troca em que os dois reagentes trocam íons para formar dois
novos compostos. Ou seja, reações entre duas substâncias compostas em que os elementos químicos
permutam entre si, gerando duas novas substâncias compostas. Uma representação geral desse tipo de
reação é dada por . Como exemplo, temos a reação de dupla troca entre o
cloreto de sódio e o nitrato de prata .
Entender qual a classificação de uma reação química auxilia o desenvolvimento do balanceamento químico,
garantindo que as transformações que estão ocorrendo estejam adequadamente representadas através do
tipo e quantidade dos elementos químicos presentes no processo.
Siga em Frente...
⇄
A  +  B  → AB
(C  +  O2  → CO2)
(2Mg  +  O2  →  2MgO)
AB  →  A  +  B
(2HgO  →  2Hg  +  O2)
(2NaN3(s)  
Δ
→ 3N2(g)        +  2Na(s))
AB  +  C  →  AC  +  B ou AB  +  C  → CB  +  A
(Fe  +  2HCl  →  H2  +  FeCl2)
AB  +  CD  →  AD  +  CB
(NaCl  +  AgNO3  →  AgCl  +  NaNO3)
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Balanceamento de equações químicas
Para que a equação química represente corretamente uma reação, ela deva estar devidamente balanceada,
obedecendo as Leis Ponderais (as mais comuns, de Lavoisier e Proust). Dessa forma, em uma equação
química balanceada, os átomos que compõe os compostos devem ser conservados, ou seja, a quantidade e
qualidade dos átomos presentes no reagente deve estar contido no produto. Para isso, números (chamados
de coeficientes estequiométricos) são utilizados na frente dos compostos indicando a quantidade dos
elementos presentes.
Importante ressaltar que os índices inferiores em uma fórmula química (que caracteriza um composto
específico) não podem ser alterados e nem os átomos podem ser adicionados ou subtraídos de uma
fórmula. Por exemplo, a fórmula química da água é e sempre será assim! Qualquer outro índice que for
utilizado, representará outro composto, menos a água. 
Há alguns métodos para o balanceamento de uma equação química, dentre eles, temos o método algébrico,
método redox, método íon-elétron e o método das tentativas. Contudo, o método das tentativas é o mais
utilizado, por ser um processo mais assertivo e a maioria das equações pode ser balanceada corretamente
pela aplicação dele, sendo possível obter os coeficientes das equações através da sua observação e do
raciocínio.
Para execução desse método possa ser executado, alguns passos devem ser seguidos na ordem
apresentada:
Inicialmente deve-se ajustar os átomos dos metais;
Próximo passo consiste em ajustar os átomos dos ametais;
Feito isso, olhar os átomos de carbono (se existir) e ajustá-los;
Então, ajustar os átomos de hidrogênio;
Por fim, ajustar os átomos de oxigênio.
Vamos aplicar esse método para balancear uma reação de combustão do propano. A equação química que
descreve essa reação é dada por (2).
Como a equação para essa reação nãopossui átomos metálicos, vamos direto para análise do carbono (C),
depois hidrogênio e, por fim, oxigênio (O).
- Carbono: 
- Hidrogênio: 
- Oxigênio: 
Contando os átomos dos reagentes e produtos, temos: 
Reagentes: 3 C, 8 H e 10 O. 
Produtos: 3 C, 8 H e ( )
Dessa forma, a equação corretamente balanceada que descreve a reação de combustão do propano é dada
por (3).
Vejamos mais um exemplo para a obtenção do sulfato de ferro III. A equação química que descreve essa
reação é dada por (4).
H2O
C3 H8(g) +  O2(g)  
Equação não balanceada
 CO2(g)   +  H2O−→
C3 H8(g)   +  O2(g)  
Equação não balanceada
 3CO2(g)   +  H2O(g)−→
C3 H8(g)   +  
Equação não balanceada
 3CO2(g)   +  4H2O(g)−→
C3 H8(g)   +  5O2(g)  
Equação não balanceada
 3CO2(g)−→
6+4
C3 H8(g)   +  5O2(g)   → 3CO2(g)   +  4H2O
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O primeiro passo consiste em ajustar os átomos dos metais. Dessa forma, olhando para o ferro (Fe),
teremos 
Agora, ajustar os átomos dos elementos não metálicos (ametais). Dessa forma, olhando para o enxofre (S),
teremos .
A próxima etapa consiste em analisar os átomos de carbono (C), mas nessa reação eles não se fazem
presentes. Assim, olhando para o próximo passo, os átomos de hidrogênio precisam ser ajustados. Dessa
forma, teremos .
Por fim, ajustar os átomos de oxigênio. Mas olhando para fórmula na etapa do ajuste dos hidrogênios,
ambos os lados possuem a mesma quantidade de oxigênio (12 átomos de cada lado). Assim, a equação
corretamente balanceada que descreve essa reação é dada por 
Através do balanceamento de uma equação química garantimos que os átomos presentes na equação
estarão em igual número nos reagentes e nos produtos, representando corretamente a reação química que
está ocorrendo. E ainda, pelo princípio de Lavoisier, como os átomos não podem ser criados ou destruídos,
para que ocorra a reação química, os compostos iniciais são desfeitos e transformados em novos
compostos, mas a quantidade de átomos e o tipo deles permanecem iguais.
Cálculos estequiométricos
Quando estudamos uma reação química, através de sua equação, é possível obter a quantidade de produto
que se formará a partir da quantidade de reagentes utilizada. O oposto também é verdadeiro: é possível
saber quanto de reagente será necessário para uma quantidade definida do produto. Essas análises podem
ser realizadas através da Estequiometria, ou cálculo estequiométrico, que é a parte da química que avalia
quantitativamente os reagentes e produtos em uma reação.
Para compreendermos como essa análise pode ser desenvolvida para as equações químicas, vamos utilizar
a unidade mol para as quantidades de substâncias das reações e, como isso, poder determinar a quantidade
de produto formada em uma reação química.
Utilizar a unidade mol para representar as quantidades de compostos presentes em uma reação química é
conhecido como método do mol, significando que os coeficientes estequiométricos de uma reação química
indicam o número de mols de cada substância.
 Vejamos como exemplo a produção de amônia , que é feita pela síntese utilizando hidrogênio e
nitrogênio, representada por (6).
Os números que estão na frente de cada reagente são conhecidos como coeficientes estequiométricos e
indicam quanto de cada reagente será necessário para a formação do produto. Em (6), os coeficientes
estequiométricos indicam que uma molécula de N2 irá reagir com 3 moléculas de H2, produzindo 2 moléculas
de 
. Lembrando que o número relativo de mols é o mesmo que o número relativo de moléculas.
Dessa forma, podemos dizer que, para a formação de 2 mols de amônia gasoso, 2 mols de nitrogênio
gasoso combinam com 3 mols de hidrogênio gasoso. E ainda, considerando os cálculos estequiométricos,
podemos dizer que 3 mols de H2 são equivalentes a 2 mols de NH3, podendo ser representado por (7).
Fe(s)  +  H2SO4(aq)   → Fe2(SO4)3(s)   +  H2(g)
2Fe(s)  +  H2SO4(eq)   →  Fe2(SO4)3(s)   +  H2(g)
2Fe(s)  +  3H2 SO4(aq)   →  Fe2(SO4)3(s)   +  H2(g)
2Fe(se)  +  3H2 SO4(aq)   →  Fe2(SO4)3(s)   +  3H2(g)
2Fe(s)  +  3H2SO4(aq)   →  Fe2(SO4)3(g)   +  3H2(g)
(2NH3)
N2(g)   +  3H2(g)   → 2NH3(g)
2NH3
3 mol H2  ≏  2 mol NH3
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O símbolo possui significado de equivalência, ou seja, equivalente a. Com essas relações, podemos
escrever os fatores de conversão apresentados por (8).
A mesma análise pode ser feita para 
Como exemplo, vamos considerar que 6 mols de H2 irão reagir completamente com N2 para formar NH3.
Nesse caso, para calcular a quantidade de produto que será produzida a partir dos 6 mols de H2, podemos
utilizar o fator de conversão que contém o H2 como denominador. Assim, o cálculo pode ser feito por (9).
Agora, vamos considerar uma situação em que 16g de H2 irão ser consumidos por completo na reação com
N2 para formar a amônia. Dessa forma, é possível obter quantos gramas de NH3 serão obtidos nessa reação
através da correspondência entre H2 e NH3, que é deduzida a partir da relação molar na equação
balanceada. Dessa forma, o primeiro passo consiste em converter os gramas de H2 em mols de H2, depois
calcular os mols correspondentes de NH3 e, por fim, fazer a conversão deles em gramas (10).
 
Assim, a conversão de 16 g de H2 em mols de H2 utilizando a massa molar de H2 que apresenta valor de 2g,
teremos (11)
Com o número de mols de , podemos calcular o número de mols de amônia ( ) que serão
produzidos (12).
Agora, com o número de mols de amônia, podemos calcular sua massa (13), utilizando a massa molar da
amônia de 17,03g.
Da mesma forma, é possível obter a massa, em gramas, de N2 que será consumida nessa reação. Nesse
caso, os passos de conversão serão (14).
Nesse caso, vamos utilizar a relação Assim, aplicando os passos anteriores para o
gás nitrogênio, chegaremos ao valor de 74,1 g N2 que serão consumidos nessa reação.
A Figura 1 apresenta os passos de conversão para o cálculo estequiométrico com base no método mol que
utilizamos.
 
≏
3 mol H2
2 mol NH3
 e  2 mol NH3
3 mol H2
1 mol de N2  ≏ 2 mols de NH3 e 1 mol de N2  ≏ 2 mols de H2
mols de NH3 produzidos  =  6 mol H2 x 
2 mol NH3
3 mol H2
  =  4 mol NH3
gramas de H2  → mols de H2  → mols de NH3  → gramas de NH3
mols de H2  =  16g H2 x 
1 mol de H2
2g H2
  =  8 mol H2
H2 NH3
mols de NH3  =  8 mol H2 x 
2 mol NH3
3 mol H2
  =  5, 3 mol NH3
gramas de NH3  =  5, 3 mol NH3 x 
17,03g NH3
1 mol NH3
  =  90, 1g NH3
gramas de H2  →  mols de H2  → mols de N2  →  gramas de N2
1 mol N2  ≏ 3 mol H2
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Figura 1. Passos para conversão para o cálculo estequiométrico. Fonte: elaborada pela
autora.
 
Para o desenvolvimento de problemas que envolvam cálculos estequiométricos, podemos seguir alguns
passos para executar o processo: 
1. Escrever a equação balanceada da reação química em estudo;
2. Converter o valor dos reagentes para número de mols;
3. Calcular o número de mol do produto formado utilizando a razão molar da equação balanceada;
4. Converter os mols dos compostos do produto em gramas.
Dessa forma, através dos cálculos estequiométricos, é possível descrever a reação química através de sua
equação química balanceada e, ainda, identificar quanto de reagente será necessário para a formação do
produto, ou quanto de produto será formado para uma dada quantidade de reagente.
 
Vamos Exercitar?
Relembrando o problema proposto inicialmente, você é o principal responsável por um processo químico e
está estudando o processo de produção de NaOH a partir da reação de NaCl e água, à pressão atmosférica
e temperatura ambiente. Esse processo químico é descrito por (15).
O primeiropasso consiste em verificar se a equação química está balanceada. Para isso, vamos aplicar o
método das tentativas. Para isso, precisamos começar a verificar o balanceamento pelo elemento metálico,
nesse caso, o sódio (Na). Olhando a equação química no processo (15), vemos que há um sódio no
reagente e um no produto, então esse elemento está balanceado.
Na próxima etapa, os elementos não metálicos devem ser verificados, nesse caso, o cloro (Cl). Assim,
vemos que há um átomo de cloro no reagente e dois átomos de cloro no produto (16). Ao ajustar o elemento
cloro (Cl), será necessário verificar novamente o sódio (Na) e ajustá-lo (17).
Por fim, olhar os átomos de hidrogênio (H) e oxigênio(O) e verificar as quantidades no reagente e no
produto, ajustando se necessário (18).
Agora, para identificar quanto de NaCl deve reagir para produzir 100kg de NaOH precisamos das massas
molares dos dois compostos. Com o auxílio da tabela periódica, temos que a massa molar do NaCl
NaCl(aq)  +  H2O(l)  → NaOH(aq)  +  H2(g) + Cl2(g)  
2NaCl(aq)  +  H2O(l) 
Reação não balanceada
NaOH(aq)  +  H2(g)   +  Cl2(g)2NaCl(aq)  +  H2O(l) 
Reação não balanceada
 −→−→
2NaCl(aq)  +  2H2O(l) 
Reação não balanceada
 2NaOH(aq)  +  H2(g)   +  Cl2(g)−→
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apresenta valor de 117g e a massa molar de NaOH apresenta valor de 80g. Assim, por uma regra de três
simples, teremos (20).
Isso significa que serão necessários 146,25kg de cloreto de sódio para produção de 100kg de hidróxido de
sódio.
Saiba Mais
Olá, Estudante!
Compreender como uma reação química ocorre, bem como a forma pela qual podemos descrevê-la através
das equações químicas balanceadas e dos cálculos estequiométricos, é de grande valia para analisar
processos químicos. Assim, para aprofundar o seu conhecimento na área, saiba mais sobre o assunto lendo
o capítulo 3 do livro Química, de Raymond Chang e Kenneth A. Goldsby. Estude os conceitos, veja os
exemplos e faça os exercícios.
CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. E-book. ISBN
9788580552560.
Referências Bibliográficas
ATKINS, Peter. Físico-Química - Fundamentos, 6ª edição. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2017. E-book. ISBN
9788521634577. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/. Acesso
em: 20 mar. 2024.
CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. E-book. ISBN
9788580552560. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/. Acesso
em: 20 mar. 2024.
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; TOWNSEND, John R.; ET.AL. Química Geral e Reações Químicas v.1.
São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2023. E-book. ISBN 9786555584516. Disponível em:
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/. Acesso em: 20 mar. 2024.
Aula 3
REAÇÕES EM SOLUÇÃO AQUOSA
Reações em solução aquosa
Olá, Estudante! Nessa videoaula iremos compreender quais os componentes de uma solução, bem como as
situações em que ocorrem a sua saturação. Feito isso, entender o que são substâncias do tipo ácido e base
e compreender como ocorre uma reação de neutralização, quais os reagentes e produtos que compõe esse
tipo de reação. Tudo isso, considerando o meio aquoso.
Tema importante para o desenvolvimento de sua prática pessoal e profissional, pois com esses conceitos
será possível entender e identificar, através da escala ph, quando uma solução é ácida e/ou básica, e como
torná-la neutra, se esse for o objetivo.
Pronto para neutralizar esses conteúdos e aprender sobre os conceitos indicados?!
117gNaCl
x
  =   80gNaOH
100 000g NaOH
  → x = 146250g NaOH  =  146, 25kg NaOH
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https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/.
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/.
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/.
Vamos lá!
Ponto de Partida
Olá, Estudante!
Nessa aula vamos abordar os conceitos relacionados a soluções, como soluto, solvente e solubilidade,
considerando o meio aquoso para análise das aplicações. Feito isso, entenderemos o que são substâncias
ácidas e básicas e como ocorrem as reações de neutralização, quais reagentes e produtos envolvidos no
processo, tudo isso considerando o meio aquoso.
E onde aplicar esses conceitos? Em quase tudo ao seu redor, pois soluções aquosas estão presentes em
diversos pontos de nossa vida, mesmo que não notamos. Por exemplo, em situações simples como fazer um
café, colocar sal no alimento, tomar um remédio em gotas, alguns tipos de pilhas utilizadas para gerar
energia, dentre muitas outras situações.
Considerando essa temática, considere a situação em que você é recém-contratado em uma empresa de
desenvolvimento de produtos altamente tecnológicos. Seu chefe solicitou a você que, em seu primeiro mês
na empresa, acompanhasse o trabalho e as pesquisas do pessoal que atua no laboratório de química,
entendendo os processos químicos e os conceitos envolvidos neles.
Em primeiro contato, o grupo de pesquisadores estava explicando a você que as soluções químicas são
utilizadas para montar uma reação química ou utilizar quantidades muito pequenas de um composto, ou para
evitar que reações ocorram violentamente (liberando muita energia) e que ocorram em grande extensão, de
maneira muito rápida, evitando acidentes. Nesse momento, eles estão voltados para a solução de bissulfito
de sódio (NaHSO3) e pediram que você os ajudasse, calculando a concentração e a molaridade dessa
solução que foi preparada adicionando 0,208 g em 100 mL de água.
Para que você possa realizar os cálculos solicitados, alguns conceitos precisam ser abordados. Vamos lá?!
Bons estudos!
Vamos Começar!
Soluto, solvente e solubilidade
24/10/2024, 21:27 Estudo de reações químicas
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Por definição solução química é descrita por misturas homogêneas de duas ou mais substâncias, e muitas
são as reações químicas que ocorrem em soluções. Nela, uma substância é dissolvida (soluto) em um meio
(solvente). O solvente mais utilizado para a formação de soluções é o composto água (H2O), por essa razão,
ele é conhecido como solvente universal. Quando a água é utilizada como solvente, temos o que chamamos
de solução aquosa.
Assim, para as soluções, os compostos (ou substâncias) que se encontram em maior quantidade são
denominadas de solvente. Já os compostos (ou substâncias) que se encontram em menor quantidade são
conhecidas como soluto. O solvente faz com que ocorra a separação das moléculas de soluto, impedindo
sua agregação, levando a formação de novos compostos (ou substâncias).
Importante ressaltar que nem sempre o solvente se dá na forma líquida. Por essa razão, o estado físico do
solvente irá definir se a reação acontecerá em uma solução líquida, sólida ou gasosa.
A quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvido no solvente, sem que haja separação de fases e
formação de precipitado, é denominada de solubilidade. A precipitação é definida por uma substância que se
separa de uma solução, formando uma fase sólida devido à supersaturação da solução.
Como exemplo, vamos considerar o sal de cozinha, denominado de cloreto de sódio (NaCl). Esse composto,
a 20 °C, apresenta solubilidade em água de 36g a cada 100g de água. Se colocar mais sal, nessa
quantidade de água a essa temperatura, não ocorrerá dissolução, e o sal não dissolvido se deposita no
fundo do recipiente. Esse sal não dissolvido é chamado de precipitado. Contudo, aumentando a temperatura,
ocorre um aumento da solubilidade, ou seja, mais sal poderá ser dissolvido na mesma quantidade de água.
Faça o teste em sua casa: pegue um copocom água em temperatura ambiente e vá acrescentando sal,
pouco a pouco, mexendo até a completa dissolução antes de acrescentar mais sal. Vai chegar um momento
que começará a formar o precipitado (ou seja, ocorreu a supersaturação). Nesse instante, com o precipitado
no fundo do copo, não acrescente mais sal, aqueça a solução por um minuto no micro-ondas (ou na panela
no fogão), mexa a solução e você verá que o precipitado terá se dissolvido. Isso acontece pelo aumento da
agitação térmica das moléculas, com o aumento da temperatura, permitindo que o limite de solubilidade
aumente.
Para descrever soluções aquosas, é comum utilizar algumas notações de concentração (C), como a
concentração de massa de soluto por volume de solução expressa em (1).
Como exemplo, vamos considerar uma solução de bicarbonato de sódio com concentração de 5g/L. Para
obter a quantidade desse sal em 500mL, podemos utilizar (1) para encontrar a massa do soluto. Esse cálculo
pode ser conferido em (2).
Caso não recorde a equação, esse resultado também pode ser obtido através de uma regra de três simples
(3).
Os valores de concentração são importantes para aplicar ou realizar cálculos estequiométricos. 
E ainda, além da unidade grama por litro ( ), a concentração de uma solução pode ser expressa como
mol/L ou mol/L-1 conhecida pelo nome de molaridade (M). Essa unidade é a mais utilizada para
concentração. Matematicamente, a molaridade (M) é dada pelo número de mols (n) e o volume (V), em
litros, (4).
(massasoluto) (V olumesolução)
C  =   massasoluto
V olumesolução
C  =   massasoluto
V olumesolução
  →   5g
L
  =   massasoluto
0,5L → massasoluto  =  2, 5g
5g
x
  =   1L
0,5L   →  x  =  2, 5g/L
g/L
M = nsoluto
Vsolução
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Como exemplo, vamos calcular a quantidade de sulfato de cobre (CuSO4), em gramas, contidos em 100mL
de solução com concentração de 0,45M. Para isso, iremos precisar da massa molar do sulfato de cobre,
dada por 159,6 g/mol. Aplicando (4), obtemos a quantidade de mol do sulfato de cobre por (5).
Assim, lembrando que a quantidade de mol (n) se relaciona com a massa (m) pela massa molar (MM)
por calculamos a massa do sulfato de cobre por (6).
 
Outro conceito importante para soluções aquosas é a saturação, definido pelo ponto em que uma solução
não consegue dissolver mais quantidade da substância e os montantes adicionais fazem surgir um
precipitado. Vamos entender essa definição através da análise da dissolução de um sal em água. Sabemos
que 36 g de cloreto de sódio (NaCl) é o máximo de sal que pode ser solúvel em 100 mL de água.
Assim, ao adicionarmos 1 g de sal em 100 mL de água pura, ele será solubilizado (dissolvido), apresentando
uma solução insaturada. Agora, ao adicionarmos 37 g de NaCl em 100 mL de água pura, 1 g permanecerá
precipitado já que a dissolução ocorre em apenas 36g, apresentando uma solução saturada. 
Importante lembrar que a solubilidade depende da temperatura. Por essa razão, ao aquecer a solução com
37 g de NaCl, será possível atingir uma temperatura em que teremos uma solução novamente. Ao baixar a
temperatura para 20 °C a solução ainda existe, mas instável, já que está acima do seu ponto de saturação,
ou seja, supersaturada.
Siga em Frente...
Ácidos e bases
Ao longo dos anos, muito foi estudado sobre as propriedades das estruturas químicas e as reações de
ácidos e bases, chegando a diferentes definições sobre esses termos: ácido e base. Dentre elas, a definição
mais comum para os termos foi proposta por Svante Arrhenius, por volta de 1884, em que ele afirma que os
ácidos e as bases se dissociam na água formando íons H+ e OH-.
Ácido é uma substância que apresenta gosto (sabor) azedo, condutividade elétrica em solução aquosa,
mudança de cor em certas substâncias e reação com as bases para formação sal e água. Já as bases são
substâncias adstringentes e, assim como os ácidos, também apresentam condutividade elétrica.
Muito além de sabor e outras propriedades, Arrnhenius definiu que os ácidos, quando dissolvidos em água,
liberam o cátion hidrogênio H+, aumentando a sua concentração na solução aquosa, como exemplifica a
reação dada em (7), sendo A um elemento químico genérico na formação do ácido.
Também definiu que as bases, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração do íon hidroxila,
OH-, na solução, como exemplifica a reação em (8), sendo B um elemento químico genérico na formação da
base.
Com relação à classificação, os ácidos podem ser agrupados em relação a volatilidade, estabilidade, grau de
oxigenação, grau de hidratação, grau de ionização e número de hidrogênios ionizáveis. Importante ressaltar
que é através do grau de ionização 
M   =   nsoluto
Vsoluto
  → nsoluto  =  MVsolução  =  (0, 45 mol
L
) (0, 1L)  =  0, 045 mol
n  =   m
MM
n  =   m
MM
  → m = nMM   =  0, 045 mol (159, 6 g/mol)  =  7, 18g
HA(g) 
H2O
 H+
(aq)  +  A−
(aq)−→
BOH(s)
H2O
 B+
(aq)  +  OH−
(aq)←→
(α   50%).
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Já a classificação das bases se dá com base no número de hidroxilas (OH-), solubilidade e grau de
dissociação. E ainda, a classificação considerando o número de hidroxilas pode ser:
1OH- (monobases). Como exemplo: NaOH
2OH- (dibases). Como exemplo: Ca(OH)2.
3OH- (tribases). Como exemplo: Al(OH)3
4OH- (tetrabases). Como exemplo: Pb(OH)4
Por fim, com relação à solubilidade, as bases podem ser classificadas como solúveis (formadas por metais
alcalinos), pouco solúveis (formadas por metais alcalinos terroso) e insolúveis (formadas por outros metais).
Importante ressaltar que essa classificação ocorre levando em consideração à solubilidade em água.
Reação de neutralização
A reação de neutralização ocorre através de um processo químico entre um ácido e uma base, nos
reagentes, formando sal e água como produto. Ou seja, podemos definir uma reação de neutralização como
aquela em que um ácido reage com uma base, produzindo sal e água. Nesse tipo de reação, H+ e OH- se
combinam para formar o composto água. Um exemplo da reação de neutralização pode ser observado em
(9), sendo A um elemento químico genérico na formação do ácido e B um elemento químico genérico na
formação da base.
Vejamos um exemplo aplicado de uma reação de neutralização entre o ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de
sódio (NaOH), em meio aquoso, dada em (10).
Olhando para a equação líquida, cancelando Na+ e Cl-, já que aparecem dos dois lados da equação,
dizemos que apenas a combinação dos íons H3O+ e OH- para formar a água (11).
Como exemplo, vejamos a reação de neutralização entre o ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de cálcio
[Ca(OH)2] para a formação do sal cloreto de cálcio (CaCl2). Essa reação é expressa por (12).
Dessa forma, as reações que ocorrem entre ácidos fortes e bases fortes são denominadas de reações de
neutralização pelo fato de que, a final do processo, a solução não será ácida e nem básica. 
Vale destacar que a acidez e a basicidade que uma solução aquosa apresenta dependem da quantidade de
íons H+ e OH- que estão presentes na solução. E, para medir o quanto uma solução é ácida ou básica, é
utilizado como medida o potencial hidrogeniônico (pH), que varia em uma escala de 0 a 14. 
Nessa escala, o ponto médio, indicando a neutralidade da solução, se dá no ponto 7, ou seja, ph 7. Como
exemplo, temos a água pura, que não é nem ácida nem básica pelo fato de que as concentrações de íons
H3O+ e OH- são iguais. 
Nessa escala, uma solução é considerada ácida quando apresenta ph menor que 7 (pois possui uma
concentração de íons H3O+ maior do que uma solução neutra) e ácida quando apresenta um ph maior que 7
HA(aq)  +  BOH(aq)  →  BA(aq)  +  H2O(l)
H3 O+
(aq)  +  Cl−(aq)
HCl(a)
  +  Na+
(aq)  +  OH−
(aq)
NaOH(aq)
  →  2H2O(l)  +  Na+
(aq)
sal
  
H3 O+
(aq)  +  OH−
(aq)  →  2H2O(l)
2HCl(aq)  +  Ca(OH)2(aq)   →  CaCl2(aq)   +  2H2O(l)
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(pois possui uma concentração de íons H3O+ menor do que uma solução neutra).
Vamos Exercitar?
Relembrando o problema proposto inicialmente, foi solicitado que você a concentração e a molaridade da
solução de bissulfito de sódio (NaHSO3) que foi preparada adicionando 0,208 g em 100 mL de água. 
Inicialmente, vamos calcular a concentração da solução. Para isso, devemos passar a quantidade de 0,208g
de NaHSO3 para litros, dada por (13).
Para o cálculo da molaridade, será necessário a massa molar do composto. Assim, com o auxílio da tabela
periódica, obtemos a massa atômica de cada elemento, podendo calcular a massa molar de NaHSO3 por
(14).
Assim, para molaridade, teremos (15).
Como essa é a massa em 1L, essa quantidade de mols será em 1L. Dessa forma, M=0,02 mol/L ou 0,02M.
Com esses dados, finalizamos os cálculos que foram pedidos, obtendo a concentração e a molaridade da
solução de bissulfito de sódio (NaHSO3), preparada adicionando 0,208 g em 100 mL de água.
Saiba Mais
Olá, Estudante!
Veja os conceitos na prática pela execução dos experimentos nos simuladores propostos abaixo, na
plataforma Phet:
Concentração.
Soluções ácido-base.
Escala de ph.
Bons estudos!
Referências Bibliográficas
ASKELAND, Donald R.; WRIGHT, Wendelin J. Ciência e engenharia dos materiais – Tradução da 4a
edição norte-americana. São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2019. E-book. ISBN 9788522128129.
Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522128129/. Acesso em: 02 mar. 2024.
ATKINS, Peter. Físico-Química - Fundamentos, 6ª edição. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2017. E-book. ISBN
9788521634577. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/. Acesso
em: 03 mar. 2024.
JR., William D C. Ciência e Engenharia de Materiais - Uma Introdução. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2020.
E-book. ISBN 9788521637325. Disponível em:
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521637325/. Acesso em: 02 mar. 2024.
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; TOWNSEND, John R.; ET.AL. Química Geral e Reações Químicas v.1.
São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2023. E-book. ISBN 9786555584516. Disponível em:
0,208g NaHS O3
x
  =   0,1L1L   → x  =  2, 8g?L
MMNaHSO 3 23  +  1  +  32  + (3x16)  =  104 g/mol
1 mol
x
= 104g
2,08g   →  x  =  0, 02 mol
24/10/2024, 21:27 Estudo de reações químicas
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https://phet.colorado.edu/pt_BR/simulations/concentration
https://phet.colorado.edu/pt_BR/simulations/acid-base-solutions
https://phet.colorado.edu/pt_BR/simulations/ph-scale
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522128129/.
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/.
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521637325/.
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/. Acesso em: 03 mar. 2024.
MAIA, D. J.; BIANCHI, J. C. de A. Química Geral e Fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007.
448 p. 
NEWELL, James. Fundamentos da Moderna Engenharia e Ciência dos Materiais. Rio de Janeiro: Grupo
GEN, 2010. E-book. ISBN 978-85-216-2490-5. Disponível em:
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/978-85-216-2490-5/. Acesso em: 02 mar. 2024.
SMITH, William F.; HASHEMI, Javad. Fundamentos de Engenharia e Ciência dos Materiais. Porto Alegre:
Grupo A, 2012. E-book. ISBN 9788580551150. Disponível em:
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580551150/. Acesso em: 02 mar. 2024.
Aula 4
ELETROQUÍMICA
Eletroquímica
Olá, Estudante! Nessa videoaula iremos compreender um pouco sobre a eletroquímica, entendendo
conceitos e aplicações que permeiam esse assunto.
Esse tema tem grande valia e muito importante para sua prática profissional pela ampla aplicação, em
diversos setores da ciência. Por exemplo, na criação de marcapassos, biossensores e outros tipos
dispositivos médicos, auxilia nos processos industriais com o objetivo de melhora na eficiência energética,
previne corrosão em máquinas e instalações elétricas, entre outras aplicações.
Vamos juntos entender melhor sobre essa parte tão importante para ciência e tecnologia?! Bons estudos!
Ponto de Partida
Olá, Estudante! Como está?!
24/10/2024, 21:27 Estudo de reações químicas
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https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/.
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/978-85-216-2490-5/.
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580551150/.
Nessa aula serão abordados conceitos que envolvem a eletroquímica, passando pela eletrólise, reações de
oxirredução e pilhas eletroquímica. Esses conceitos são importantes para seu desenvolvimento acadêmico e
profissional, pois podem ser utilizados e aplicados em análise de materiais e seu comportamento quando em
contato com outras substâncias, principalmente quando expostos ao ambiente. E, ainda, compreender
reações em que envolvam algum processo de energia.
Assim, considere uma situação em que você é atuante em um laboratório de tecnologia como analista e,
recentemente, chegou uma amostra de minério de ferro para ser verificada. Foi informado que o ferro pode
ser convertido em ferro (II) de maneira quantitativa, e você propôs analisar este cátion, uma vez que ele
pode ser novamente oxidado a ferro (III) pelo permanganato de potássio, segundo reação não balanceada
apresentada por .
Para que a análise possa ser realizada, foi informado a você que para uma amostra de 2,3g do minério de
ferro foram utilizados 60mL de permanganato de potássio (KMnO4) 0,021M para atingir o ponto de
equivalência (quando ocorre a neutralização). Sendo assim, será necessário balancear a equação e então
utilizar os conceitos de concentração e estequiometria para entregar o relatório de porcentagem de ferro na
amostra de minério.
Então, vamos conhecer os conceitos necessários para resolução do problema proposto? Bons estudos!
Vamos Começar!
Eletrólise e suas aplicações
É denominada eletrolise um processo em que há produção de substâncias através de reações de oxidação e
redução advindas de uma descarga elétrica. Ou seja, é um processo que utiliza energia elétrica, proveniente
de uma fonte qualquer, para provocar um processo químico resultando na produção de substâncias, simples
ou compostas, que não são encontradas em grandes quantidades em meio natural.
Nesse processo, no cátodo, ocorre a redução do cátion e no ânodo, a oxidação do ânion. Esse processo só
é possível devido a uma descarga elétrica proveniente de uma fonte externa, como uma pilha, por exemplo.
Por essa razão, esse é um processo não espontâneo de reação de oxidação e redução. A eletrólise pode
ocorrer de duas formas: ígnea e aquosa. Vamos entender cada uma separadamente.
Na eletrólise ígnea, uma substância iônica (do tipo XY) é submetida ao processo de fusão (1), sofrendo
dissociação (2).
Após o processo de dissociação, a fonte elétrica é acionada, cátion (X+) e ânion (Y-) são deslocados ao
cátodo d ânodo, respectivamente. Dessa forma, os cátions, contidos no cátodo, recebem elétrons (sofrendo
redução), transformando-se em uma substância X estável (3).
De forma semelhante, os ânions, no ânodo, cedem elétrons (sofrendo oxidação), transformando-se em uma
substância Y estável (4).
Um exemplo prático desse conceito é a eletrólise ígnea para o NaCl (cloreto de sódio). Nesse caso, quando
esse composto é submetido ao processo de fusão (5), ocorre a dissociação (6).
Mn−
4(aq)
  +  Fe2+(aq)  +  H+
(aq)  ⇌ Mn2+
(aq)  +  Fe3+(aq)  +  H2O(l)
XY(s) 
Δ
→ XY(l)XY(l)  → X+
(l)  +  Y −
(l)
X+
(l)  +  é  →  X
Y −
(l)   → Y   +  1 é
NaCl(s) 
Δ
→  NaCl(l)NaCl(l)→ Na+
(l)  +  Cl−(l)
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Com o deslocamento dos cátions e ânions para os cátodos e ânodos, respectivamente, os cátions sofrem
redução (7) e os ânions sofrem oxidação (8), se transformando em substâncias estáveis.
Dessa forma, ocorre a produção do sódio metálico (Na) e do gás cloro (Cl2) em uma eletrólise ígnea para o
cloreto de sódio. 
Já na eletrólise aquosa, a substância (XY) é dissolvida em água para provocar a dissociação dos íons (9). 
Nesse caso, há a existência dos íons oriundos da autoionização da água (10), produzindo um cátion hidrônio
(H+) e um ânion hidróxido (OH-), além dos íons advindos da dissociação da substância.
Nesse processo, há a existência de dois tipos cátions (um advindo da substância iônica e outro da água) e
dois ânions (um advindo da substância iônica e outro da água). Para identificar qual dos tipos de cátions irá
se deslocar ao cátodo e qual dos tipos de ânions irá se deslocar ao ânodo, é preciso saber a ordem de
descarga de cátions e ânions:
No caso dos cátions, essa ordem é dada por 
No caso dos ânions, essa ordem é dada
por 
Assim, continuando o processo, quando é fornecida energia elétrica, ou seja, quando a fonte é ligada, os
cátions se deslocam ao cátodo, sofrendo redução, e os ânions se deslocam ao ânodo, sofrendo oxidação. O
processo é semelhante ao da eletrólise ígnea, mas podemos ter o deslocamento do cátion/ânodo da
substância ou da água, dependendo da ordem de descarga dos elementos. 
Um exemplo prático desse conceito é a eletrólise aquosa para o NaCl (cloreto de sódio). Nesse caso, esse
composto é dissolvido em água, sofrendo o processo de dissociação (11).
E, além da dissociação do composto, ocorre o processo da autoionização da água (12).
Assim, teremos dois tipos de cátions (Na+ e H+), e dois tipos de ânions (OH- e Cl-). Ligando a fonte de
energia, considerando a ordem de descarga, no cátodo, os cátions H+ sofrem redução e se transformam em
uma substância estável, H2 (13).
Para o ânodo, os ânions Cl- sofrem oxidação, transformando em uma substância estável, Cl2 (14).
Dessa forma, ocorre a produção do gás hidrogênio (H2) e do gás cloro (Cl2) em uma eletrólise aquosa para o
cloreto de sódio.
 
Siga em Frente...
Na+
(l)  +  é  →  Na(s)2Cl
−
(l)  → 2é  +  Cl2(s)
XY(s)  +  H2O(l)  →  X+
(aq)  +  Y −
(aq)
H2O(l)  →  H+
(aq)+ OH
−
(aq)
metal  >  hidrogênio  >  elementos das famílias I A,  I I A ou I I I A
ánions não oxigenados e HSO4  >  OH  −   >  ânion oxigenado ou F−
NaCl(s)  +  H2O(l)  → Na+
(aq)  +  Cl−(aq)
H2O(l)  → H+
(aq)+ OH
−
(aq)
2H+
(aq)  +  2é  →  H2(g)
2Cl−(l)  → 2é  +  Cl2(g)
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Introdução a oxido-redução
Por definição óxidos são descritos por substâncias que são formadas por oxigênio juntamente com outros
elementos com eletronegatividade inferior a ele. Os óxidos, por apresentarem afinidade eletrônica elevada
do oxigênio, podem ser constituídos por metais (possuindo caráter mais iônico) ou por ametais (possuindo
caráter mais covalente).
E ainda, são substâncias classificadas com relação a estrutura que apresenta e comportamento químico.
Com relação à estrutura, podem ser normais e peróxidos. Já com relação ao comportamento químico,
podem ser ácidos, básicos, neutros, anfóteros, mistos e peróxidos.
Os óxidos ácidos são conhecidos assim por formarem um ácido quando estão em processo de reação
química com a água. Entretanto, alguns deles não necessariamente reagem diretamente com a água, mas
em reação com uma base produzem sal e água, indicando o comportamento de um ácido. Os compostos
desse tipo são formados, geralmente, por elementos químicos não metálicos, apresentando caráter
covalente. Como exemplo, podemos citar CO2, SO3, NO2 e B2O3.
Já os óxidos básicos são conhecidos assim por formarem uma base quando reagirem com água, ou em um
processo de transformação química de neutralização de um ácido, produzindo sal e água. Em sua grande
maioria, são formados por metais, apresentando caráter iônico. Como exemplo, podemos citar Na2O, Li2O,
CaO e BaO.
Com relação aos óxidos neutros, são conhecidos assim por não reagirem com água, ácidos ou bases. São
compostos formados por elementos químicos não metálicos, de carater covalente.Como exemplo, temos
N2O e NO.
Para os óxidos anfóteros, temos essa classificação pelo fato de que reagem com ácidos fortes e bases
fortes. Como exemplo, temos ZnO, Al2O3 e PbO. E ainda, os óxidos duplos (ou mistos) são aqueles
formados por dois óxidos de um mesmo elemento.
Por fim, os peróxidos, que possuem átomos de oxigênio ligados diretamente com propriedade de serem
agentes oxidantes do tipo forte. O exemplo mais conhecido é o peróxido de hidrogênio (H2O2), popularmente
conhecido como água oxigenada. Como outros exemplos, temos K2O2, Li2O2, BaO2 e CaO2.
Importante a definição dos compostos do tipo óxidos para que não ocorra nenhum tipo de confusão e/ou
conflito com relação aos conceitos das reações do tipo oxirredução. Isso pelo fato de que uma reação de
oxirredução é denominada assim devido a transferência de elétrons entre as espécies químicas envolvidas
devido à força eletromotriz. Elas ocorrem através da oxidação de uma espécie, que perde elétrons, e
redução de outra, que ganha elétrons.
Como exemplo de uma reação de oxirredução, vamos analisar a formação do ferro metálico, partindo do
óxido de ferro (Fe2O3) em reação com monóxido de carbono (C), obtendo ferro metálico (Fe) e gás
carbônico (CO2). Essa reação química é expressa em (15).
Nesse caso, o óxido de ferro é reduzido pela perda de um oxigênio, enquanto a espécie que ganha oxigênio
é aquela que sofreu oxidação. Importante ressaltar que nem toda reação de oxirredução envolve perda e
ganho de oxigênio, contudo estão associadas ao movimento de elétrons. 
Assim, é dito que quando uma substância (espécie) recebe elétrons, ela é reduzida pelo fato de diminuir a
carga positiva que possui. Já quando uma espécie cede elétrons, ela é oxidade, pelo fato de diminuir a carga
necativa que possui. 
Fe2O3(a)   +  3CO(g)  →  2Fe(s)  +  3CO2(g)
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Como exemplo, vejamos a reação entre os íons de prata e cobre metálico, em
que . Nesse caso, temos duas semirreações, expressas
por 
Na primeira , os íons de prata recebem elétrons e formam prata metálica, com
estado de oxidação 0. E na segunda , o cobre perde elétrons para o meio. 
Nesse caso, o agente redutor, aquele que doa elétrons, é expresso pelo cobre. Já o agente oxidante, aquele
que recebe elétrons, é expresso pela prata. Importante ressaltar que para que um composto se oxide, outro
composto precisa ser reduzido. 
Uma reação de oxirredução deve estar devidamente balanceada, para descrever corretamente como ocorre
o processo químico envolvido. Nesse caso, o balanceamento das equações de oxirredução deve ser feito
levando em conta o movimento de elétrons. 
Voltando às semiequações 
a prata (Ag) recebe apenas um elétron por átomo, enquanto o cobre (Cu) transfere dois elétrons por átomo.
Assim, a equação final deve apresentar dois mols de prata reagindo com um mol de cobre. 
Uma maneira fácil de realizar o balanceamento das reações de oxirredução, consiste em seguir a regra de
transferência de elétrons, apresentada pela Figura 1. 
 Figura 1. Transferência de elétrons em semiequações. Fonte: elaborada pela autora. 
É chamada de número de oxidação (NOX) a variação de carga negativa ou positiva de um átomo, em que,
para um elemento ou uma substância simples, o número de oxidação é zero, como no cobre metálico (Cu)
ou a molécula de I2. Isso ocorre pelo fato de que as substâncias simples são formadas por átomos de um
único elementoquímico, não havendo diferença de eletronegatividade entre os componentes do composto,
fazendo com que os átomos não ganhem e nem perdem elétrons (carga).
Para espécies do tipo monoatômicas, o NOX é igual à carga do íon: elementos do grupo I tendem a perder
um elétron, do grupo II perder dois elétrons, já o alumínio (elemento do grupo III) tende a perder três
elétrons. E ainda, para os halogênios, o flúor (halogênio mais eletronegativo) apresenta sempre NOX igual
-1. O bromo, cloro e iodo também apresentam NOX igual -1, exceto quando combinados com átomos de
oxigênio e flúor.
Já para o hidrogênio e oxigênio, os números de oxidação são comumente iguais a +1 e -2, respectivamente.
A exceção para o átomo de hidrogênio é quando o componente de um composto binário com não metais,
como o NaH, tem o NOX de hidrogênio com valor -1. Já a exceção para o oxigênio se dá pelos peróxidos,
quando assume o NOX -1, como em H2O2.
Importante ressaltar que a soma dos números de oxidação de um composto neutro deve ser zero, e em um
íon poliatômico, a soma deve ser igual à carga do íon. 
Por exemplo, para uma molécula de alumina (Al2O3) é necessário assumir um NOX de -2 para cada átomo
de O (oxigênio). Como temos três átomos dessa espécie, seu NOX apresenta valor de -6. Para um composto
neutro, essa deve ser a carga que os dois átomos de Al (alumínio) apresentam, resultando em um NOX de -3
para cada um deles. 
2Ag+(aq) + Cu(s) ⟶ 2Ag(s) + Cu2+
(aq)
Ag+(aq)  +  é  →  Ag(s) e Cu(s)  →  Cu2+
(aq)  +  é.
(Ag+(aq)  +  é  → Ag(s))
(Cu(s)  → Cu2+
(aq)  +  é)
(Ag+(aq)  +  é  → Ag(s) e Cu(s)  →  Cu2+
(aq)  +  é)
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Pilhas eletroquímica
Considerando as reações de oxirredução, algumas delas, como o processo de ferrugem (que se dá pela
oxidação do ferro e redução do oxigênio), ocorrem espontaneamente. Outro exemplo de reação de
oxirredução espontânea é a reação que ocorre entre o zinco e o cobre, ao colocar uma placa de zinco em
uma solução de cobre.
Na reação de zinco e cobre, os íons cobre recebem elétrons dos átomos de zinco, ocorrendo o depósito de
cobre (sólido vermelho) sobre a placa de zinco com o passar o tempo. Esse processo gera energia e,
embora a reação seja espontânea, a energia não está sendo aproveitada.
Assim, para que seja possível aproveitar a energia proveniente dessa reação, é necessário montar uma
pilha, como a pilha de Daniell (Figura 2). Em uma pilha, as reações químicas devem ocorrer em recipientes
separados, em que os elétrons provenientes da reação possam circulam por um fio externo, realizando
trabalho elétrico. Assim, com o passar do tempo, a concentração de cargas negativas (na redução) ou
positivas (na oxidação) aumenta, sendo que a ponte salina tem como função equilibrar estas cargas com o
deslocamento de cátions e ânions para as soluções deficientes em cargas positivas ou negativas,
respectivamente. E ainda, as semirreações de oxidação e redução ocorrem no ânodo e cátodo,
respectivamente, em uma pilha.
 
Figura 2. Pilha de Daniell
 
É possível identificar se uma reação ocorre espontaneamente ou não, consultando os potenciais padrões de
redução, os quais nos indicam a tendência em espécies de serem oxidadas ou reduzidas. Para isso, quanto
mais positivo esse valor, maior a tendência de a semirreação ocorrer como está escrita. Esses valores são
tabelados, podendo ser encontrados em bibliografias da área. Por exemplo, o valor do potencial padrão de
redução do ferro é - 0,44 eV, já o de redução da prata é 0,80 eV, esses dados indicam que a prata é reduzida
com maior facilidade, enquanto o ferro, neste processo, será oxidado.
 
Vamos Exercitar?
Relembrando o problema proposto inicialmente, você irá realizar uma análise em uma amostra de minério de
ferro. Para isso, foi disponibilizado a você a reação química não balanceada para esse processo químico,
dada por (16)
E ainda, foi informado que para uma amostra de 2,3g do minério de ferro foram utilizados 60mL de
permanganato de potássio (KMnO4) 0,021M para atingir o ponto de equivalência (quando ocorre a
Mn−
4(aq)
  +  Fe2+(aq)  +  H+
(aq)  ⇌ Mn2+
(aq)  +  Fe3+(aq)  +  H2O(l)
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neutralização).
Para balancear essa equação, será necessário considerar o movimento dos elétrons. Olhando para o
manganês no permanganato de potássio (KMnO4), observamos que ele está ligado a quatro átomos de
oxigênio. Nesse caso, o NOX para cada um apresenta valor de -2, como temos 4 em ligação, o NOX será -8.
Como a carga do íon era -1, o NOX do manganês (Mn) nos reagentes será +7, e no produto apresenta um
valor de +2, indicando que foi reduzido. Já o ferro passou de Fe (II) para Fe (III), indicando que foi oxidado.
Sendo assim, com essas informações, podemos escrever as semirreações para o Mn (17) e para o ferro
(18).
Agora, para determinar a quantidade de ferro, foi utilizado 60mL de uma solução de 0,021M de KMnO4. Para
encontrar o número de mols (n), a partir da molaridade, teremos (20).
Pela equação química, vemos que cada mol de permanganato reage com cinco mols de ferro (II). Assim,
usamos esse fator estequiométrico para poder determinar que tem na amostra 
. Assim, utilizando a massa molar do ferro, calculamos a
massa de ferro na amostra por (21).
Como foi informado que a massa de minério total era de 2,3g, a porcentagem massa/massa (m/m) de ferro
pode ser calculada por (22).
Dessa forma, obtemos que a quantidade de ferro que está presente na amostra que foi analisada possui
valor de 15,3%.
 
Saiba Mais
Olá, Estudante!
Compreender as reações químicas do tipo oxirredução são importantes para análise de diversos processos
químicos que ocorrem ao nosso redor. E ainda, compreender a relação interatômicas das mudanças
macroscópicas nos materiais devido a perda ou ganho de elétrons. Por isso, aprofunde seus conhecimentos
sobre reações de oxidação-redução lendo a sessão 4.4 do livro Química, de Raymond Chang e Kenneth A.
Goldsby. Veja os conceitos, olhe com atenção os exemplos e faça os exercícios.
CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. E-book. ISBN
9788580552560.
Bons estudos!
Referências Bibliográficas
ATKINS, Peter. Físico-Química - Fundamentos, 6ª edição. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2017. E-book. ISBN
9788521634577. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/. Acesso
em: 24 mar. 2024.
CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. E-book. ISBN
9788580552560. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/. Acesso
Mn−
4(aq)
  +  5é  +  8H+
(aq)  →  Mn2+
(aq)  +  4H2O(l)Fe
2+
(aq)  → Fe3+(aq)  +  5Fe3+(aq)  +  4H2O(l)
M   =   n
V
  →  n = MV   =  (0, 021 mol
L
) (0, 06L)  =  1, 26x10−3mol de KMn O4
5x1, 26x10−3  =  0, 0063 mol de KMn O4
1 mol Fe
0,0063 mol Fe   =   55,85g
x
→ x = 0, 352g Fe
2,3g
0,352g   =   100%
y
  →  y = 15, 3% ferro ( m
m
)
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https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/.
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/.
em: 24 mar. 2024.
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; TOWNSEND, John R.; ET.AL. Química Geral e Reações Químicas v.1.
São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2023. E-book. ISBN 9786555584516. Disponível em:
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/. Acesso em: 24 mar. 2024.
Encerramento da Unidade
ESTUDO DE REAÇÕES QUÍMICAS
Videoaula de Encerramento
Olá, estudante! Nessa videoaula você irá conhecer os principais conceitos que envolvem as reações
químicas. Compreenderá como realizar a descrição correta de uma