reações e balanceamento peb

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Reações Químicas
e
Balanceamento de reações 
Equação Química
x A-B + y C-D Ax’ - Dy’ + Cy’ - Dx’ 
X e y = são coeficientes X’ e y’ = são os índices 
produtoReagente
Reações reversíveis
H2 + I2 2HI
Reações irreversíveis
C + O2 CO2 
Reações Lentas
4Fe + 3O2 2Fe2O3 
Reações Rápidas
C8H18 + 25/2O2 8CO2 + 9H2O
Reações Endotérmicas Reações Exotérmicas
C + H2O CO + H2
∆ 2N2H4 + N2O4 3N2 + 4H2O
Reações sem oxi-redução Reações com oxi-redução 
NH3 + H2O NH4OH N2 + 3H2 2NH3
Tipos de Reações Químicas
Síntese 
ou adição
Análise ou 
decomposição
Simples 
troca
Dupla 
troca
Reação de síntese ou adição: Ocorre a formação de um 
único produto a partir por dois ou mais reagentes.
+
CrO3 + H2O H2CrO4
Cl2O5 + CaO Ca(ClO3)2
Mg + O2 MgO
(Na, K, Rb e Cs) + O2 Me2O2
Reação de análise ou decomposição: Ocorre a 
formação de dois ou mais produtos a partir de um 
reagente.
+
Hidróxidos Óxido + água
Carbonatos Óxido + CO2 (g) 
Cu(OH)2 CuO + H2O(v)
CaCO3 CaO + CO2
Nitratos Óxido + NO2 + O2
Fe(NO3)2 FeO + 2NO2(g) + ½ O2(g) 
Oxiácidos Óxido + H2O
H2SO3 SO2(g) + H2O(v)
OBs.: Na, K, Rb e Cs são 
termicamente estáveis.
(s) (l)
Reação de simples troca: Ocorre a substituição única de 
um elemento mais reativo por um menos reativo.
+ +
Ordem de Reatividade para os metais
Li, K, Na, Mg, Ca.......Zn, Fe, Ni, H,....., Cu, Ag, Pt, Au.
Ácidos + metal sal + H2(g) 
HCl + Na NaCl + ½ H2
Cu + H2SO4(dil) Não ocorre
Cu + H2SO4 (conc) CuSO4 + SO2(g) + H2O
Ordem crescente
Ordem de Reatividade para os ametais
F, O, N, Cl, Br, I, S, C.
2NaI + Br2 2NaBr + I2
2KBr + Cl2 2KCl + Br2
2LiCl + F2 2LiF + Cl2
Reação de dupla troca: Ocorre a substituição dupla de 
cátions e ânions.
+ +
Condições de ocorrência:
Formação de um produto insolúvel (precipitado);
Formação de um produto volátil (gás);
Formação de um produto pouco ionizável ou pouco dissociável 
(ácidos fracos, bases fracas ou água).
ácido 1 + sal 1 ácido 2 + sal 2
base 1 + sal 1 base 2 + sal 2
sal 1 + sal 2 sal 3 + sal 4
ácido + base sal + água
ácido + base sal ácido + água
HNO3 + CaCO3 H2CO3 + Ca(NO3)2
Mg(OH)2 + AlCl3 MgCl2 + Al(OH)3
NaCl + FeS Na2S + FeCl2
H3PO4 + Ba(OH)2 Ba3 (PO4)2 + H2O
ácido + base sal básico + água
H2S + KOH KHS + H2O
HClO4+ Ni(OH)2 Ni(OH)ClO4 + H2O
Reações 
óxido básico + água base
NaO + H₂O NaOH
CaO + H₂O Ca(OH)₂
óxido básico + ácido sal e água
MgO + H₂SO₄ MgSO₄ H₂O
BaO HCl BaCl₂ H₂O
K₂O + H3PO₄ K3PO₄ H₂O
Li₂O H₂S Li₂S H₂O
+
+
+
+
+
+
óxido básico + oxido ácido oxissal 
NaO + CO₂ Na₂CO3
CaO + SO3 CaSO₄
Óxido Anfótero + Ácido (forte) Sal + Água
Al₂O3 + HCl AlCl3 + H₂O
ZnO + H₂SiO3 ZnSiO3 + H₂O
PbO₂ + HBrO₄ Pb(BrO₄)₄ + H₂O
Óxido Anfótero + Base (forte) Sal + Água
Sb₂O5 + KOH K3SbO4 + H₂O
Al2O3 + NaOH NaAlO2 + H₂O
Óxido Ácido + Água Oxiácido
Mn₂O7 + H₂O HMnO4
CO₂ + H₂O H2CO3
P2O5 + H₂O HPO3
P2O5 + 2H₂O H4P2O7
P2O5 + 3H₂O H3PO4
Óxido Ácido + Base Sal + Água
SO3 + Al(OH) 3 Al2(SO4)3 + H₂O
N2O5 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + H₂O
Cl2O + LiOH LiClO + H₂O
Óxido duplo + ácido forte sal 1+ sal 2 + água
Fe3O4 + HCl FeCl2 + FeCl3 + H2O
Pb3O4 + H2SO4 PbSO4 + Pb(SO4)2 + H₂O 
Peróxido + ácido(dil) sal + água + gás oxigênio 
Na2O2 + HCl NaCl + H2O + ½ O2
K2O2 + H2SO3 K2SO3 + H2O + ½ O2
Peróxido + água base + gás oxigênio 
Na2O2 + H2O NaOH + ½ O2
CaO2 + H2O Ca(OH)2 + ½ O2
Superóxido + água base + peróxido de H + O2
2KO2 + 2H2O 2KOH + H2O2 + O2
BaO4 + 2H2O Ba(OH)2 + H2O2 + O2
Superóxido + ácido(dil) Sal + peróxido de H + O2
NaO2 + HBr 2NaBr + H2O2 + O2
CaO4 + HNO3 Ca(NO3)2 + H2O2 + O2
Óxido ácido misto + água ácido 1 + ácido 2
2NO2 + H2O HNO3 + HNO2
Óxido ácido misto + base sal 1 + sal 2 + água 
2NO2 + 2KOH KNO3 + KNO2 + H2O
Reações Iônicas:
 Ao se escreverem equações iônicas líquidas, deve-se
tomar o cuidado de se usar fórmulas somente para os
compostos ou íons que possuem existência química
verdadeira, como MnO2, H3AsO3 e HAsO4
2– . Mesmo em
solução, não existem as espécies Mn4+, As3+ e As5+. As
seguintes regras devem ser observadas:
 Ácidos forte, tais como HCl e HNO3, devem ser
escritos na forma ionizada, mas os ácidos fracos como
HNO2, H2S e HOAc, são sempre escritos na forma
molecular.
 As substâncias iônicas são escritas na forma iônica
somente se os íons estiverem separados uns dos outros no
meio em que ocorre a reação. Ou seja, se a substância
estiver sólida, ela deve ser representada na fórmula
molecular. Se estiver em solução aquosa, deve ser
representada por seus íons constituintes. Sais ou óxidos
pouco solúveis devem ser escritos na fórmula molecular.
3 H2S + 8 HCl + K2Cr2O7 3 S + 2 CrCl3 + 7 H2O + 2 KCl
escrever-se-á
3 H2S + 8 H
+ + Cr2O7
2– 3 S + 2 Cr + 7 H2O
 Baseado nas regras acima, escrever-se-ão sempre
equações iônicas líquidas, ou seja, ao invés de escrever-se
+3-2 +6 0
∆ = [(+6)-(+3)] x 2 = 6
∆ = [(0)-(-2)] = 2
∆ = [(Maior Nox) – (menor Nox)] x maior índice das espécies oxi-redutoras 
oxi-redução
S S = Sofreu Oxidação / Espécie Redutora / H2S- Ag. Redutor
-2 0
ESTUDO DAS REAÇÕES DO OXI-REDUÇÃO
Oxidação: Corresponde a perda de elétron(s) = espécie de maior 
potencial de oxidação ou menor potencial de redução. 
Redução: Corresponde ao ganho de elétron(s) = espécie de maior 
potencial de redução ou menor potencial de oxidação. 
Oxidação: É verificada pelo o aumento do número de oxidação (Nox).
Redução: É verificada pela diminuição do número de oxidação (Nox).
Agente Oxidante: É aquele que provoca a oxidação, ou seja, quem 
sofre redução. 
Agente Redutor: É aquele que provoca a Redução, ou seja, quem 
sofre oxidação. 
3 H2S + 8 HCl + K2Cr2O7 3 S + 2 CrCl3 + 7 H2O + 2 KCl
Cr Cr = Sofreu Redução / Espécie oxidante / K2Cr2O7 – Ag. Oxidante 
+6 +3
-2 +6 0 +3
Balanceamento de equações redox
Sem solvente
Em solução aquosa
Balanceamento de equações redox sem solvente: Método do nº de Oxidação
1º - Atribua os números de oxidação a todos os átomos; 
2º - Observe quais os átomos que parecem perder e quais os que parecem
ganhar elétrons e determine quantos elétrons são perdidos e ganhos;
3º - Se há mais de um átomo ganhando ou perdendo elétrons em uma
fórmula unitária, determine o total de número de elétrons perdidos ou
recebidos por fórmula unitária;
4º - Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ao da perda pelo
agente redutor, colocando o coeficiente apropriado antes da fórmula de
cada um, no lado esquerdo da equação;
5º - Complete o balanceamento da equação por tentativa. Inicialmente
balanceie os átomos que ganharam ou perderam elétrons; em segundo
lugar, todos os átomos, à exceção de O e H; em terceiro, os átomos O, e,
por último, os átomos de H.
Balanceie as seguintes equações:
H2C2O4 + KMnO4 CO2 + MnO + K2O + H2O
K2Cr2O7 + C6H12O6 Cr2O3 + K2O + CO2 + H2O
Balanceamento de equações redox sem solvente: Método do nº de Oxidação
Para reações que ocorrem em solução aquosa poderá ser-lhe
fornecido somente o esboço da equação, no qual são dados apenas os
reagentes e produtos principais. Especificamente, H2O, H
+ e OH- podem
não ser mostrados, e você os introduzirá quando necessário, como
parte do processo de balanceamento.
Dois métodos:
Método do nº de oxidação
Método da semi-reação
Método do número de oxidação
1- Atribua números deoxidação a todos os átomos;
2- Observe quais os átomos que parecem perder e quais os que parecem
ganhar elétrons e determine quantos elétrons são perdidos e ganhos;
3- Se há mais de um átomo ganhando ou perdendo elétrons em uma
fórmula unitária, determine o total de número de elétrons perdidos ou
recebidos por fórmula unitária;
4- Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ao da perda pelo agente
redutor, colocando o coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um,
no lado esquerdo da equação;
5- Balanceie os átomos que ganharam ou perderam elétrons adicionando
coeficientes apropriados à direita;
6- Balanceie todos os outros átomos, exceto O e H;
7- Balanceie a carga (a soma de todas as cargas iônicas) de maneira que
seja a mesma em ambos os lados, adicionando ou H+ ou OH- ;
(a)- Se a reação ocorre em solução ácida, adicionar íons H+ ao lado
deficiente em cargas positivas.
(b)- Se a reação ocorre em solução básica, adicionar íons OH- ao lado
deficiente em cargas negativas.
8- Balanceie os átomos de O adicionando H2O ao lado apropriado.
Verifique se os átomos de H estão balanceados agora.
Exemplos:
Cr2O7
-2 + Fe+2 Cr+3 + Fe+3
CrO4
-2 + Fe(OH)2 CrO2
- + Fe(OH)3
MnO4
- + I- MnO2 + IO3
-
Meio ácido
Meio básico
Meio básico
Método da Semi-Reação
Etapa 1- Separe o esboço da reação em duas semi-reações, uma de
oxidação e outra de redução.
Etapa 2- Balanceie cada semi-reação separadamente de acordo com esta 
sequência.
a) Balanceie todos os átomos, a exceção de H e O, por tentativa.
b) Balanceie os átomos de O, adicionando H2O ao lado apropriado.
c) Balanceie os átomos de H, a maneira disto der feito depende se a solução
e ácida ou básica.
* Em solução ácida, adicionar um número apropriado de íons H+ ao lado
deficiente de H.
* Em solução básica, em vez de adicionar íons H+, adicionar uma molécula
de água ao lado deficiente de H mais um íon OH- ao lado oposto, para cada
átomo de H necessário. ( Neste ponto você pode cancelar moléculas de
H2O que aparecem nos dois lados.)
Cancele qualquer coisa que apareça em ambos os lados (todos os elétrons
devem desaparecer nesta etapa).
Finalmente, verifique para ter certeza de que no estágio 1 o número de
átomos de cada elemento e no estágio 2 a soma das cargas iônicas são
iguais em ambos os lados da equação.
Multiplique cada semi-reação balanceada por um número apropriado a fim
de balancear a perda de elétrons com o ganho de elétrons. Em seguida,
somar as duas
semi-reações.
Cr2O7
2- + Fe2+ Cr3+ + Fe3+ Meio ácido
Exemplos:
CrO4
2- + Fe(OH)2 CrO2
- + Fe(OH)3 Meio básico
Definição ácido e base
ARRHENIUS (1884)
Ácidos são substâncias que em solução aquosa liberam como o único íon 
cátion, o H+.
Bases são substâncias que em solução aquosa liberam como o único íon 
ânion, o OH- (Hidroxila).
ERROS CONCEITUAIS
 Utilização de água como o único solvente capaz de interagir com ácidos e 
bases;
 Formação do íon H+. 
H2O + H2O H3O
+ + OH-
Definição Pelo Sistema Solvente
De acordo com esta definição, um ácido é uma substância que aumenta a
concentração de cátions relacionados com o solvente, e uma base é uma
substância que aumenta a concentração de ânions relacionados com o
solvente.
Logo em água:
Ácido: substância que produz íons H+ ou H3O
+.
Base: substância que produz íons (OH)-.
No solvente NH3:
Ácido: substância que produz íons NH4
+.
Base: substância que produz íons NH2
-.
2NH3 NH4
+ + NH2
-
Bronsted-Lowry (1923)
Ácidos são espécies que tendem a doar prótons.
Bases são espécies que tendem a receber prótons.
Definição Protônica
É uma definição mais ampla do que a proposta por Arrhenius pois envolve 
qualquer outro solvente.
HCl + H2O H3O
+ + Cl-
àcido1 àcido2
Base2 Base1
Ácido 
conjugado
Base 
conjugada
NH3 + H2O NH4
+ + OH-
Base1 àcido2 Base2àcido1
H2O + H2O H3O
+ + OH-
ácido1 Base2 àcido2 Base1
Quanto mais forte é um ácido, mais fraca será sua base conjugada.
Quanto mais forte é uma base, mais fraco será seu ácido conjugado.
Lewis (1923)
Ácidos são espécies com pelo menos um orbital vazio capaz de receber um 
par de elétrons. (Receptor de um par de elétrons)
Bases são espécies que podem doar um par de elétrons para formar uma 
ligação covalente coordenada. (Doador de par de elétrons) 
H+ O+ O
H
H
H
ácido base
-
Exercício:
Com relação aos processos químicos abaixo (meio aquoso), forneça
as equações iônicas balanceadas pelo método do íon-elétron.
(a) K2Cr2O7 + KI CrCl3 + I2 (meio ácido)
(b) Zn + KNO3 NH3 + K2ZnO2 (meio básico)
(c) KMnO4 + KCl MnCl2 + Cl2 (meio ácido)
(d) K[AuCl4] + H2O2 Au + Cl
– + O2 (meio ácido)
(e) PbS + H2O2 PbSO4 + H2O (meio básico)
(f) K2SO3 + H2O2 K2SO4 + H2O (meio básico)