Reações Quimicas

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Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA GERAL IC-348
REAÇÕES QUÍMICAS
11
Massa atômica
Por definição:
 1 átomo 12C “pesa” 12 u
1 uma = 1.661 x 10−27 kg.
1H = 1.008 u
 16O = 16.00 u
A massa de um átomo é chamada de massa atômica 
A massa atômica permite contar átomos medindo a massa 
de uma amostra;
Massa atômica
• Quantos átomos de C há em 3,5 × 108 u?
• Qual é a massa (em u) de 2,33 × 1016 átomos de 
H?
2.35 ×1016 u
Massas atômicas: C=12,0107 u; H=1,00794 u
2.9 ×107 u
• 1.66×10-27 kg = 1 u
• 6.0223×1023 u = 1 g 
Massa atômica
• Quantas u de Na estão presentes em 55,2 kg de Na?
• Quantos g de Na estão presentes em 3,2 x 1015 u de Na?
5.3×10-9 g
3.32×1028 u
• Nem todos os átomos de um elemento tem a mesma 
massa - isótopos; 
• A massa atômica média representa uma média de todas as 
massas dos isótopos de ocorrencia natural de um elemento;
Massa atômica
massa atômica = (abundância do isótopo i X massa do isotopo i)
i
n
∑
• Ex: O Zn tem massa atômica MA = 65,39 u e tem cinco 
isótopos naturais: 64Zn (48,63% - 63,929 u), 66Zn 
(27,90% - ? u), 67Zn (4,10% - 66,927 u), 68Zn (18,75% - 
67,925 u) e 70Zn (0,62% - 69,925 u). Qual a massa do 
isótopo 66Zn?
Massa atômica
65,39u = (63,929x48,63%) + (66,927x4,1) + (69,925x0,62%) + (
66Znx27,9%) + (67,925x18,75%)
100%
66Zn = 65,913
• A unidade no SI que descreve a quantidade de 
substância relacionada ao número de partículas é 
chamado de mol. 
• O mol representa o número de partículas igual ao 
número de átomos presente em 12 g de 12C.
– 1 átomo de 12C pesa exatamente 12 uma
– 1 mol de 12C pesa exatamente 12 g.
• O número de partículas em um 1 mol é chamado de 
Número de Avogadro, NA = 6,022 x 1023 
– 1 mol de átomos de 12C = 12,01 g, 6,022 x 1023 
átomos;
– 1 mol = 6,022 x 1023 unidades
Contando átomos - O conceito de Mol
• A masssa de um mol de átomos é chamada de 
massa molar.
• A massa molar de uma substância tem o mesmo 
valor numérico de sua formula massa (em g/mol).
– Quanto mais leve o átomo, mais átomos haverá 
em 1 g do elemento;
– vice-versa
Relação entre mol e massa
Massa do
elemento (m)
Número de
mols do elemento 
(n)
Número de
átomos do 
elemento (n)
Mole massa molar
Ex: Dada a massa molar do CO2 = 44,0098 g/mol
• Qual a massa de CO2 existente em 1,55 mols?
• Quantos mols de CO2 estão presentes em 10 g?
0.2 mol
68.2 g
• A massa molecular é a massa de uma molécula individual;
• Somatório das massas de todos os átomos de uma molécula.
2(1,01 u de H) + 16,00 u de O = 18,02 u (massa molecular H2O).
• uma vez que 1 mol de H2O contém 2 mol de H e 1 mol de O
massa molar H2O = 2(1,01 g de H) + 16,00 g de O = 18,02 g/mol
Massa molecular
Para qualquer molécula
 massa molecular (u) = massa molar (gramas)
Para composos iônicos
 massa formula (u) = massa molar (gramas)
Espectrometria de massas
P
es
ad
o
P
es
ad
o
Le
ve
Le
ve
Espectro de massa do Ne
Composição percentual
% = n x massa molar do elementomassa molar do composto x 100%
n é o número de mols do elemento em 1 mol do composto
C2H6O
%C = 2 x (12,01 g)46,07 g x 100% = 52,14%
%H = 6 x (1,008 g)46,07 g x 100% = 13,13%
%O = 1 x (16,00 g)46,07 g x 100% = 34,73%
52,14% + 13,13% + 34,73% = 100,0%
• A composição percentual é a porcentagem em massa de 
cada elemento em um composto.
• Representa a menor razão de números inteiros dos 
átomos de um elemento em um composto.
• Pode ser obtida através da análise elementar
•Massas de elementos formada quando um composto reage 
ou se decompõe;
•Análise por combustão
•Composição percentual
Fórmula empírica
Fórmula empírica
(1) converta as porcentagens em gramas
i) assuma que partiu de 100 g do composto;
(2) converta gramas para mols
i) Use a massa molar de cada elemento
(3) Escreva uma pseudofórmula usando mols como subscritos
(4) divida todos pelo menor valor de número de mols
i) Se o resultado estiver a ∓ 0,2 de um número inteiro, arrendonde para 
o inteiro mais próximo;
(5) multiplique todos as razões molares por um número para 
tornálos números inteiros
i) Se a razão for _,5, multiplique todos por 2; Se a razão for de _,33 ou 
_,67, multiplique todos por 3; Se a razão for 0,25 ou 0,75 multipique 
todos por 4; etc. 
ii) Pule esta etapa se todos já forem números inteiros.
Fórmula empírica
• Ex: Uma análise da aspirina determinou a seguinte 
composição percentual em massa , C60,0%H4,48%O35,53%. 
Determine a fórmula empírica da aspirina.
Em 100 g de aspirina há: 60,00 g C, 4,48 g H e 35,53 g O 
g
C, H, O
mol
C, H, O
razão
molar
fórmula
empírica
Fórmula empírica
• Ex: Uma análise da aspirina determinou a seguinte 
composição percentual em massa , C60,0%H4,48%O35,53%. 
Determine a fórmula empírica da aspirina.
Escrevendo a pseudofórmula 
C4.996H4.44O2.220
• Dividindo pelo menor valor
• multiplicando os subscritos por um fator para torná-los inteiros
{C2.25H2O1} x 4
C9H8O4
Percentual 
em Massa
Mols de
cada elemento
Razão molar
dos elementos
Fórmula 
empírica
Converta para gramas e 
divida pela massa molar
Divida pelo menor 
número de mols
Encontre valores inteiros 
para os subscritos
• Uma vez que conhecemos a fórmula mínima, precisamos da 
da massa molar para encontrarmos a fórmula molecular.
• Na verdade, a fórmula molecular deve ser obrigatoriamente 
um múltiplo da fórmula mínima.
Massa molar
Massa da Fórmula empírica = fator multiplicador, n
Fórmula molecular
Fórmula molecular
Ex: Benzopireno tem uma massa molar de 252 g/mol e 
fórmula empírica de C5H3. Qual a fórmula molecular? (C 
= 12,01 e H=1,01)
C5 = 5(12.01 g) = 60.05 g
H3 = 3(1.01 g) = 3.03 g
C5H3 = 63.08 g
Formula molecular = (C5H3) x 4 = C20H12
As fórmulas empíricas podem ser determinadas pela análise 
por combustão:
Fórmula empírica
Composto desconhecido
é queimado em O2
A H2O e o CO2 produzidos
são isolados e pesados
A massa de ou t r a s 
s u b s t â n c i a s n ã o 
absorvidas pode ser 
determinada subtraindo-
se as massas de C e H.
Forno 
com amostra
Absorvedor de H2O Absorvedor de CO2
O2
• Reação Química: processo através do qual substâncias são 
transformadas em novas substâncias através de mudanças 
químicas na matéria.
• Ocorrerá uma reação se:
1. Um precipitado (produto insolúvel) se formar a partir de 
reagentes solúveis;
2. Um ácido reagir com uma base;
3. Um eletrólito fraco é formado a partir de um reagentes que 
são eletrólitos fortes;
4. Uma gás é formado a partir de uma mistura de reagentes;
Reações Químicas
Reagentes → Produtos
• Equações químicas representa o modo mais fácil de 
representar uma reação química.
• Fornece informações sobre a reação
• Fórmulas de reagentes e produtos;
• Estado físico dos reagentes e produtos;
• Número relativo de moléculas reagentes e produtos que 
são requeridos pela reação
• Pode ser usado para determinar o peso de reagentes e de 
produtos que podem ser obtidos
Equações Químicas
• CH4 e O2 são os reagentes, e CO2 e H2O são produtos
• O (g) após as fórmulas nos diz o estado físico dos 
compostos;
• O número na frente de cada substância nos diz o numero de 
moléculas na reação
• chamados de coeficientes
• Esta equação está balanceada, significando que há igual 
número de átomos de cada elemento no lado dos reagentes e 
produtos
• Para saber o número de átomos de um elemento, multiplica-se o 
subscrito pelo coeficiente.
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)
Equações Químicas
Equações Químicas
Como “ler” Equações Químicas
2 Mg + O2 2 MgO
2 átomos Mg + 1 molécula O2 forma 2 unidades fórmula de MgO2 mols Mg + 1 mole O2 forma 2 mols MgO
48,6 gramas Mg + 32,0 gramas O2 forma 80,6 gramas MgO
NUNCA
2 gramas de Mg + 1 gramas de O2 forma 2 gramas de MgO
• Lei da conservação da massa: Em uma reação química, a 
massa dos reagentes (material de partida) será igual a massa 
dos produtos resultantes da reação;
✴A reação envolve apenas a reorganização dos átomos;
H
H
C
H
H
+
O
O
C +
OO
OO
+
O
H H
O
H H
+
1 C + 4 H + 4 O 1 C + 4 H + 4 O
Equações Químicas
Balanceamento de equações químicas
1. Escreva as fórmulas corretas para os reagentes no lado 
esquerdo e as formulas corretas para os produtos no lado 
direito da equação.
Etano rege com oxigênio para formar dióxido de carbono e água:
C2H6(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)
2. Mude os números na frente das fórmulas (coeficientes) para 
tornar o número de átomos de cada elemento igual nos dois 
lados da equação. Não mude os subscritos.
2C2H6 NUNCA C4H12
Balanceamento de equações químicas
3. Começe balanceando aqueles elementos que aparecem em 
apenas um reagente e em um produto.
C2H6 + O2 CO2 + H2O Começe pelo C ou H e não pelo O
2 carbonos
na esquerda
1 carbono
na direita
multiplique CO2 por 2
C2H6 + O2 2CO2 + H2O
6 hidrogênios
na esquerda
2 hidrogênios
na direita multiplique H2O por 3
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O
Balanceamento de equações químicas
4. Balancear aqueles elementos que aparecem em dois ou mais 
reagentes ou produtos. 
2 oxigênios
na esquerda
4 oxigênios
(2x2)
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O
+ 3 oxigênios
(3x1)
multiplique O2 by 
7
2
= 7 oxigênios
na direita
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O
7
2
remova a fração multiplicando os dois lados por 2
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O
5. Confira para assegurar que existe o mesmo número de cada 
átomo nos dois lados da equação.
• A relação numérica entre as quantidades químicas em 
uma reação é chamado de estequiometria;
– Fornece as quantidades relativas, em mol, de cada 
substância envolvida na reação
2 C8H18(l) + 25 O2(g) → 16 CO2(g) + 18 H2O(g)
2 moléculas de C8H18 reagem com 25 moléculas de O2 para 
formar 16 moléculas de CO2 e 18 moléculas de H2O
2 mols de C8H18 reagem com 25 mols de O2 para formar 16 
mols de CO2 e 18 mols de H2O
2 mol C8H18 : 25 mol O2 : 16 mol CO2 : 18 mol H2O
Relações Estequiométricas
Quantidades de reagentes e produtos
1. Escreva a equação balanceada;
2. Converta quantidades das substâncias conhecidas para mols;
3. Use os coeficientes na equação balanceada para calcular o número de 
mols da quantidade solicitada;
4. Converta mols da quantidade solicitada para a unidade desejada.
massa (g)
de composto A
mols
de composto A
massa (g)
de composto B
mols
de composto A
Use a massa
molar (g/mol)
de composto A
Use a massa
molar (g/mol)
de composto B
Use a razão molar
de A e B
da equação balanceada
Quantidades de reagentes e produtos
• Para a reação N2 + 3 H2 → 2NH3, Quantos mols de N2 são 
usados quando 2,3 mols de NH3 são produzidos?
• Se 0,575 mol de CO2 é produzido pela combustão de propano, 
C3H8, quantos mols de oxigênio são consumidos? A equação 
balanceada é C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
0.958 mol O2
1.2 mol N2
Reagente limitante
• Considere a reação de N2 com H2 para formar NH3: 
• N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
• A estequiometria sugere que para cada mol de N2 
precisaríamos de 3 mols de H2 para formar 2 mols de NH3.
• O que aconteceria se essas proporções não fossem atendidas? 
A reação ocorreria, usando um dos reagentes (o reagente 
limitante) e não usaria todo a quantidade do outro reagente 
(que está em excesso).
• Reagente limitante: limita a quantidade de produto formado 
em uma reação 
• É consumido completamente.
• Reagente excedente ou excesso: não é consumido 
totalmente.
Determinando o reagente limitante
Ex: Uréia [(NH2)2CO] é preparada pela reação de amônia com dióxido de 
carbono:
No processo, 637,2 g de NH3 são tratadas com 1142 g de CO2. 
(a) Qual dos dois reagentes é o limitante?
(b) Calcule a massa de(NH2)2CO formada. 
(c) Qual a massa (em gramas) de reagente excedente permanece ao final da 
reação?
Determinando o reagente limitante
(a) Solução: Primeiro, partindo de 637,2 g de NH3, calcula-se o número de 
mols de (NH2)2CO que seria produzido se toda o NH3 reagisse:
Segundo, calcula-se o número de mols de (NH2)2CO que seria produzido se 
1142 g de CO2 reagisse:
Portanto, o NH3 deve ser o limitante pois produz uma menor quantidade de 
(NH2)2CO.
Determinando o reagente limitante
(b) Solução: A massa molar de (NH2)2CO é 60,06 g. Usamos isso como um 
fator de conversão para converter de mols de (NH2)2CO para gramas 
de(NH2)2CO:
(c) Solução: Começando com 18,71 mols de (NH2)2CO, podemos determinar 
a massa de CO2 que reage usando a razão molar da equação balanceada e a 
massa de CO2.
A quantidade de CO2 em excesso é a diferença entre a quantidade inicial 
(1142 g) e a quantidade reagida (823,4 g):
massa de CO2 excesso = 1142 g − 823,4 g = 318,6 g
Rendimento
Rendimento teórico representa a quantidade de produto que seria 
obtido se todo o reagente limitante reagisse.
Rendimento real é a quantidade de produto que realmente se obtém 
de uma reação.
% Rendimento = 
Rendimento real
Rendimento teórico
x 100%
• Nem sempre se obtém a quantidade esperada de produto devido a 
erros, contaminações e reações paralelas.
Rendimento
Ex: Quando 28,6 kg de C reage com 88,2 kg de TiO2 obtém-se 
42,8 kg de Ti. Encontre o reagente limitante, o rendimento 
teórico e o rendimento percentual.
TiO2(s) + 2 C(s) � Ti(s) + 2 CO(g)
• Estratégia: 
kg
TiO2
kg
C
mol
C
mol
TiO2
mol
Ti
mol
Ti
}Menores quantidadessão a partir
do reagente 
limitante
g
TiO2
g
C
menor
mol Ti g Ti
% Rendimentokg Ti
T.Y.
Rendimento
• Aplicando a estratégia:
menor mols de Ti
Reagente limitante
Rendimento teórico
% Rendimento =
• A maioria das reações químicas ocorrem em meio aquoso;
• Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais 
substâncias;
• Uma solução é constituída de:
– soluto é a substância que sofre mudança de estado e está 
presente em menor quantidade;
– solvente é a substância mantém seu estado físico inalterado e 
está presente em maior quantidade.
• A composição de uma solução pode variar de uma amostra 
para outra; 
– Apenas as substâncias puras tem composição constante.
Soluções
Eletrólitos versus não-eletrólitos
Um eletrólito é uma substância que, quando dissolvida em água, 
resulta em uma solução que pode conduzir eletricidade.
Um não-eletrólito é uma substância que, quando dissolvida em 
água, resulta em uma solução que não conduz eletricidade.
Eletrólito forte – solução eletrolítica no qual o soluto está 100% 
dissociado em íons;
Eletrólito fraco – solução eletrolítica que conduz fracamente 
eletricidade devido à baixa ionização.
Não-eletrólito Eletrólito forteEletrólito fraco
Tipos de eletrólitos
• Todas as soluções de eletrólitos contém íons dissolvidos em 
água
!Compostos ionicos são eletrólitos por que se dissociam em seus íons 
quando dissolvidos;
!Alguns compostos moléculares geram soluções eletrolíticas;
• soluções de não-eletrólitos contém moléculas que não se 
dissociam em água
!Geralmente, compostos moleculares não se ionizam quando 
dissolvidos em água
! exceto os ácidos moleculares
Eletrólitos em equações químicas
• Quanto à quantidade de cada componente presente a 
solução pode ser:
• soluções diluídas apresentam pequenas quantidade de 
soluto comparado ao solvente
• soluções concentradas apresentam uma grande 
quantidade de soluto comparado ao solvente
• de modo quantitativo, a quantidade relativa de soluto em uma 
solução é chamado de concentração.
Concentraçãode soluções
pese e adicione 
1 mol de NaCl
adicione água até o 
sólido se dissolver. 
Então adicione água 
até a marca do 
balão.
Preparo de soluções
• Mols de soluto por litro de solução (mol/L).
• usada pois descreve quantas moléculas de soluto em 
cada litro de solução
• molaridade mostra a relação entre mols do soluto e 
litros de solução
Molaridade, M = quantidade de soluto, em molsvolume de solução, em litros
Concentração molar
M = V
 n 
Concentração molar
• Qual a molaridade de uma solução preparada dissolvendo-se 
10,2g KNO3 em água suficiente para fazer 350 mL de solução?
• Qual a massa de KNO3 presente em 25,33 mL de solução 
0.0500M de KNO3?
0.128 g
0.29 M
• Normalmente, as soluções são armazendas na forma de 
soluções estoque concentradas
• Para obter soluções com concentrações mais baixas a partir 
dessas soluções estoques, mais solvente deve ser adicionado
• A quantidade de soluto não muda, apenas o volume da solução
mols de soluto na solução 1 = mols de soluto na soluçao 2
• A concentrações e volumes da solução estoque e da nova 
solução são inversamente proporcionais
n1 = n2
M1·V1 = M2·V2
Diluição de soluções
Diluição de soluções
Mi × Vi = ni
Mi × Vi Mf × Vf
 = nf = Mf × Vf
M = 
n
V
Mi × ViMf = Vf
= Mi
Vi
Vf
Solução inicial Solução final
Diluição de soluções
• Quantos mL de solução 12,1M de HCl são necessários para 
preparar 250 mL de solução 3,2 M de HCl?
• 25 mL de solução 6 M de HCl são diluídos para 500 mL com 
água. Qual a molaridade da solução resultante?
= 0.3 M
= 66 mL
• Alguns compostos iônicos, como o NaCl, se dissolve muito 
bem em água a temperatura ambiente;
• outros compostos iônicos, como o AgCl, é praticamente 
insolúvel em água a temperatura ambiente;
• compostos que se dissolvem em um solvente são ditos 
serem solúveis, enquanto aqueles que não se dissolvem são 
ditos serem insolúveis
• NaCl é solúvel em água, AgCl é insolúvel em água
• O grau de solubilidade depende da temperatura
• Mesmo compostos insolúveis se dissolvem, porém a quantidade 
dissolvida não é significante.
Solubilidade de compostos iônicos
Solubilidade de compostos iônicos
• Solubilidade - Representa a quantidade de soluto que pode se 
dissolver em uma quantidade específica de solvente a uma dada 
temperatura (normalmente g soluto/100 g solvente ou mols 
soluto/L solução)
• Saturada – Nada mais do soluto pode ser dissolvido e, 
quantidade de solvente indicada em uma dada temperatura.
• Insaturada - Tem menos soluto do que a solubilidade permite.
• supersaturada - Tem mais soluto do que a solubilidade prevê.
• A maioria dos solutos sólidos são mais solúveis em 
temperaturaas mais altas.
• Resfriando cuidadosamente uma solução saturada pode 
resultar em uma solução supersaturada.
Compostos contendo os 
seguintes íons são em geral 
solúveis
Exceções
(quando combinados com estes 
íons são insolúveis)
Na+, K+, NH4+ nenhum
NO3–, C2H3O2– nenhum
Cl–, Br–, I– Ag+, Hg22+, Pb2+
SO42– Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+
Solubilidade de compostos iônicos
Compostos contendo os 
seguintes íons são em geral 
insolúveis
Exceções
(quando combinados com estes 
íons são solúveis ou levemente 
solúveis)
OH– Li+, Na+, K+, NH4+,
Ca2+, Sr2+, Ba2+
S2– Li+, Na+, K+, NH4+,
Ca2+, Sr2+, Ba2+
CO32–, PO43– Li+, Na+, K+, NH4+
Solubilidade de compostos iônicos
Reação de Metátese 
(deslocamento duplo)
• Do tipo:
AB + CD → AD + CB
• Os cátions trocam os pares;
• Não há mudança nas cargas dos íons;
• As fórmulas dos produtos são determinadas pela carga dos 
íons reagentes;
• Reações de metátese só ocorrerão se houver a formação de 
um eletrólito fraco ou um não elétrólito como produto (caso 
contrário, todos os íons são íons espectadores)
• Compreendem as reações de precipitação e reações de 
neutralização;
• Uma reação entre soluções aquosas de compostos 
iônicos para produzir um composto iônico que é 
insolúvel em água é chamada de reação de 
precipitação e o produto insolúvel é chamado de 
precipitado;
• um precipitado é um sólido insolúvel que se separa da 
solução;
2 KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) → PbI2(s) + 2 KNO3(aq)
Reações de precipitação
Reações de precipitação
Reações de precipitação
CdS PbS Ni(OH)2 Al(OH)3
• Equação molecular: todas as espécies listadas como 
moléculas:
HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq)
• Equação iônica: utilizada para realçar a reação entre íons.
• Equação iônica completa: lista todos os íons como se todas 
as espécies participassem da reação:
2K+1(aq) + 2OH-1(aq) + Mg+2(aq) + 2NO3-1(aq) ® 2K+1(aq) + 2NO3-1(aq) + Mg(OH)2(s)
Equações moleculares e iônicas
• Íons que aparecem tanto como reagentes quanto produtos são 
chamados de íons espectadores
2K+1(aq) + 2OH-1(aq) + Mg+2(aq) + 2NO3-1(aq) → 2K+1(aq) + 2NO3-1(aq) + Mg(OH)2(s)
 
• Uma equação iônica na qual os íons espectadores são 
removidos é chamada de equação iônica simplificada
 2OH-1(aq) + Mg+2(aq) → Mg(OH)2(s)
Equações moleculares e iônicas
Equações iônicas simplificadas
1. Escreva a equação molecular balanceada.
2. Escreva a equação iônica mostrando os eletrólitos 
forte completamente dissociados em cátions e 
ânions.
3. Remova os íons espectadores nos dois lados da 
equação iônica.
4. Confira se as cargas e o número de átomos estão 
balanceados na equação iônica simplificada.
Prevendo precipitação
1. Escreva as fórmulas dos reagentes
K2CO3(aq) + NiCl2(aq) →
2. Determine os possíveis produtos
a) Determine os íons presentes
(K+ + CO32-) + (Ni2+ + Cl-) →
b) Troque os íons
(K+ + CO32-) + (Ni2+ + Cl-) → (K+ + Cl-) + (Ni2+ + CO32-) 
c) Escreva as fórmulas dos produtos
K2CO3(aq) + NiCl2(aq) → KCl + NiCO3
3. Determine a solubilidade de cada produto
KCl é solúvel
NiCO3 é insolúvel
4. Se os todos os produtos são solúveis, não houve 
reação
não se aplica pois NiCO3 é insolúvel
5. Escreva (aq) para produtos solúveis e (s) para os 
produtos insolúveis
K2CO3(aq) + NiCl2(aq) → KCl(aq) + NiCO3(s)
6. Balancear a equação
K2CO3(aq) + NiCl2(aq) → 2 KCl(aq) + NiCO3(s)
Prevendo precipitação
Reação de precipitação
Ca2+ (aq) + 2HCO3 (aq) CaCO3 (s) + CO2 (aq) + H2O (l)-
Uma reação de precipitação indesejável
∆
• Também chamada de reação de neutralização pois 
o ácido e a base neutralizam suas propriedades
2 HNO3(aq) + Ca(OH)2(aq) → Ca(NO3)2(aq) + 2 H2O(l)
• A equação iônica simplificada para uma reação 
ácido-base é
H+(aq) + OH−(aq) → H2O(l)
• Contanto que o sal que se forma seja solúvel em água.
Reações ácido-base
Prevendo reações ácido-base
1. Escreva as fórmulas dos reagentes
HNO3(aq) + Ca(OH)2(aq) →
2. Determine os possíveis produtos
a) Determine os íons presentes após a ionização do ácido e a dissociação 
da base
(H+ + NO3-) + (Ca+2 + OH-) →
b) troque os íons, combine H+ com OH- formando H2O(l)
(H+ + NO3-) + (Ca+2 + OH-) → (Ca+2 + NO3-) + H2O(l)
c) Escreva a fórmula do sal
• cruze as cargas 
(H+ + NO3-) + (Ca+2 + OH-) → Ca(NO3)2 + H2O(l)
3. Determine a solubilidade do sal
Ca(NO3)2 é solúvel
Prevendo reações ácido-base
4. Escreva (s) nos produtos insolúveis e (aq) para os produtos 
solúveis
HNO3(aq) + Ca(OH)2(aq) → Ca(NO3)2(aq) + H2O(l)
5. Balancear a equação
2 HNO3(aq) + Ca(OH)2(aq) → Ca(NO3)2(aq) + 2 H2O(l)
6. Dissocie todos os eletrólitos fortes aquosos para obter a equação 
iônica completa.
• menos H2O
2 H+(aq) + 2 NO3-(aq) + Ca+2(aq) + 2 OH-(aq) → Ca+2(aq) + 2 NO3-
(aq) + H2O(l)
7. Elimine os íons espectadores para obter a equação iônica 
simplificada
2 H+1(aq) + 2 OH-1(aq) → 2 H2O(l)
H+1(aq) + OH-1(aq) → H2O(l)
• Algumas reações formam um gás diretamente da troca do íon
K2S(aq) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + H2S(g)
• Outras reações formamum gás pela decomposição de um dos 
íons formando gás e água
K2SO3(aq) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + H2SO3(aq)
H2SO3 → H2O(l) + SO2(g)
Reações de evolução de gás
Reações de evolução de gás
Reações de neutralização que produzem um gás
acido + base sal + água + CO2
2HCl (aq) + Na2CO3 (aq) 2NaCl (aq) + H2O +CO2
2H+ + 2Cl- + 2Na+ + CO32- 2Na+ + 2Cl- + H2O + CO2
2H+ + CO32- H2O + CO2
Reações de Redução-oxidação
(Reações de transferência de elétrons)
2Mg 2Mg2+ + 4e-
O2 + 4e- 2O2-
semi-reação oxidação (perde elétrons)
semi-reação redução (ganha elétrons)
2Mg + O2 + 4e- 2Mg2+ + 2O2- + 4e-
2Mg + O2 2MgO 
Combustão com Redox
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
Reações de Redução-oxidação
Redox sem Combustão
2 Na(s) + Cl2(g) → 2 NaCl(s)
Reações de Redução-oxidação
Reações de Redução-oxidação
• São reações que envolvem dois processos:
• Oxidação – perda de elétrons
• Redução – ganho de elétrons
Ca(s) + 2 H2O(l) → Ca(OH)2(s) + H2(g)
• Agente oxidante = recebe os elétrons
• sofre redução;
• Agente redutor = doa os elétrons
• sofre oxidação;
Reações de Redução-oxidação
• Oxidação e redução sempre ocorrem simultaneamente;
• o número total de elétrons perdidos por uma substância 
(oxidado) é o sempre igual ao número de elétrons recebidos pela 
outra substância (reduzido);
• Para que ocorra uma reação redox, Alguém deve receber os 
elétrons perdidos por outra substância;
Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s)
Zn é oxidadoZn Zn2+ + 2e-
Cu2+ é reduzidoCu2+ + 2e- Cu
Zn é o agente redutor
Cu2+ é o agente oxidante
• Para reações que não ocorrem entre metais e nao metais, ou 
não envolvem O2, necessita-se de um método para 
determinar como os elétrons são transferidos.
• Atribue-se um número a cada elemento em uma reação 
chamado de estado de oxidação que nos permite determinar 
o fluxo de elétrons na reação.
• O estado de oxidação refere-se ao número de cargas que a 
espécie teria se houvesse transferência completa de elétrons;
• estados de oxidação não são cargas dos íons!
• estados de oxidação são cargas imaginárias atribuídas baseadas em um 
conjunto de regras
• cargas dos íons são cargas reais, cargas mensuráveis
Reações de Redução-oxidação
Estados de oxidação - NOx
A carga que o átomo teria em uma molécula (ou em um composto iônico) 
se os elétrons fossem completamente transferidos.
1. Elementos livre (estado não comninado) tem número de oxidação igual 
a zero.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2. Em íons monatômicos, o número de oxidation é igual à carga do íon.
Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
3. O Número de oxidação do oxigênio é normalmente –2. No H2O2 e O22- 
é –1. 
Estados de oxidação - NOx
4. O número de oxidação do hidrogênio é +1 exceto quando este está 
ligado a um metal em compostos binários. Neste caso, seu número de 
oxidação é –1.
6. A soma dos números de oxidação para todos os átomos em uma molécula 
ou íon é igual à carga da molécula ou íon.
5. Metais do grupo 1 tem número de oxidação +1, metais do grupo 2 tem 
NOx +2 e o flúor, sempre –1.
7. Números de oxidação podem ser fracionários. O número de oxidação do 
oxigênio no íon peróxido, O2-, é –½.
números de oxidação dos elementos e seus compostos
Oxidação-redução
• Oxidação ocorre quando o número de oxidação de um 
átomo aumenta durante a reação;
• Redução ocorre quando o número de oxidação de um 
átomo diminui durante a reação;
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
-4 +1 0 +4 –2 +1 -2
oxidação
redução
Oxidação-redução
3 H2S + 2 NO3– + 2 H+ → 3 S + 2 NO + 4 H2O
MnO2 + 4 HBr → MnBr2 + Br2 + 2 H2O
Oxidação-redução
3 H2S + 2 NO3– + 2 H+ → 3 S + 2 NO + 4 H2O
MnO2 + 4 HBr → MnBr2 + Br2 + 2 H2O
+1 -2 +5 -2 +1 0 +2 -2 +1 -2
ag oxag red
+4 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2
oxidação
redução
oxidação
redução
ag redag ox
Balanceamento de equações redox
1. Escreva a reação não balanceada na forma iônica.
A oxidação de Fe2+ a Fe3+ pelo Cr2O72- em solução ácida.
Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+
2. Separe a equação em duas semi-reações.
Oxidação:
Cr2O72- Cr3+
+6 +3
Redução:
Fe2+ Fe3+
+2 +3
3. Balancear os átomos diferentes de O e H em cada semi-reação.
Cr2O72- 2Cr3+
Balanceamento de equações redox
4. Para reações em meio ácido, adicione H2O para balancear os átomos de 
O e H+ para balancear os átomos de H.
Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
5. Adicione elétrons em um lado de cada semi reação semi-reação para 
balancear as cargas na semi-reação.
Fe2+ Fe3+ + 1e-
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
6. Se necessário, iguale o número de elétrons nas duas semi-reações 
multiplicando as semi-reações por coeficientes apropriados.
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
Balanceamento de equações redox
7. Some as duas semi-reações cancelando qualquer coisa que esteja igual 
nos dois lados da equação. O número de elétrons nos dois lados deve 
ser cancelados.
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-Oxidação:
Redução:
14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
8. Verifique que o número de elétrons e as cargas estão balanceados.
14x1 – 2 + 6 x 2 = 24 = 6 x 3 + 2 x 3
9. Para reações em meio básico, adicione a ambos os lados da equação a 
mesma quantidade OH- e de H+. Em seguida combine H+ e OH- para 
formar H2O. Em seguida cancele quantas moléculas de H2O puder.
Tipos de reações de oxidação e redução
Reações de síntese ou combinação
A + B C
2Al + 3Br2 2AlBr3
Reações de decomposição
2KClO3 2KCl + 3O2
C A + B
0 0 +3 -1
+1 +5 -2 +1 -1 0
Tipos de reações de oxidação e redução
Reação de combustão
A + O2 B
S + O2 SO2
0 0 +4 -2
2Mg + O2 2MgO
0 0 +2 -2
Tipos de reações de oxidação e redução
Reação de deslocamento
A + BC AC + B
Sr + 2H2O Sr(OH)2 + H2
TiCl4 + 2Mg Ti + 2MgCl2
Cl2 + 2KBr 2KCl + Br2
Deslocamento de hidrogênio
Deslocamento de metal
Deslocamento de halogênio
+1 +2 0
0 0 +2
-1 -1 0
Tipos de reações de oxidação e redução
• Metais podem ser deslocados de um composto pelo íon 
hidrogênio, H+, quando reagem com ácido.
• Neste cado, H+ é reduzido e o metal é oxidado.
• Somente metais mais ativos do que o H+ podem sofrer este tipo 
de reação de deslocamento.
• Cu(s) + H+ → Sem reação
• Fe(s) + 2H+(aq) → Fe2+(aq) + H2(g)
• Um metal A pode substituir um metal B se ele é mais ativo do 
que B;
• Um não-metal A pode substituir um não-metal C se ele for 
mais ativo do que C.
• Uma série de atividade ordena os metais de acordo com aus 
facilidade de oxidação.
O elemento que se encontra 
na parte superior da tabela 
tem maior possibilidade de 
ser oxidado.
assim, qualquer elemento 
mais elevado na série de 
reatividade irá reduzir o íon 
de qualquer elemento mais 
baixo da série de reatividade.
Série de atividade
Série de atividade
A série de atividade para os Halogênios
Reação de deslocamento de halogênios
Cl2 + 2KBr 2KCl + Br2
0 -1 -1 0
F2 > Cl2 > Br2 > I2
I2 + 2KBr 2KI + Br2
Tipos de reações de oxidação e redução
Preveja os produtos das seguintes reações:
• Zn + CuSO4→
• Cu + ZnSO4 →
• AgNO3(aq) + Cu(s) →
• magnésio sólido e cloreto de ferro(III) aquoso
• Níquel sólido e cloreto de sódio aquoso
NR
NR
Cu(s) + ZnSO4(aq)
Ag(s) + Cu(NO3)2 (aq)
Nis) + NaCl(aq)→
MgCl2(aq) + Fe(s)Mg(s) + FeCl3(aq)→Tipos de reações de oxidação e redução
O mesmo elemento é simultaneamente oxidado e reduzido.
Ex:
Reações de Disproporcionamento
Cl2 + 2OH- ClO- + Cl- + H2O
+1 -1
Oxidado
Reduzido
2 H2O2(aq) → H2O(l) + O2(g)
2 S2O3(aq) + H+(aq) → S(s) + SO2(g) + H2O(l) 
Reações com oxigênio
Oxigênio reage com muitas substâncias.
O produto depende, em parte, de quanto oxigênio está disponível.
• Reação de combustão de hidrocarbonetos
• O2 abundante; CH4 + 2O2→ CO2 + 2H2O
• O2 limitado: 2CH4 + 3O2 → CO + 4H2O
• O2 escasso: CH4 + O2 → C + 2H2O
• Compostos orgânicos que tem O também produzem dióxido de 
carbono e água;
• C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
• Compostos orgânicos que tem S produzem dióxido de enxofre
• 2C2H5SH + 9O2 →4CO2 + 6H2O + 2 SO2
Reações com oxigênio
• Muitos metais corroem ou escurecem quando 
expostos ao oxigênio:
• 4Fe + 3O2 →2Fe2O3
• 4Ag + O2 →2Ag2O
• A maioria dos não-metais reage diretamente com 
oxigênio:
• Abundante: C + O2 →CO2
• Limitado: 2C + O2 →CO
Reações com oxigênio
• Alumínio metálico e oxigênio gasoso forma o óxido de alumínio 
sólido.
• Enxofre sólido (S8) queima em oxigênio gasoso formando o 
trióxido de enxofre gasoso.
• Cobre metálico é aquecido na presença de oxigênio formando o 
óxido de cobre(II) sólido que é preto.
S8 (s) + 12 O2(g) →8SO3(g)
2Cu(s) + O2(g) →2CuO(s)
4Al(s) + 3O2(g) →2Al2O3(s)
Química em ação: Bafômetro
3CH3COOH + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 11H2O
3CH3CH2OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 
+6
+3
hálito
Solução 
de K2Cr2O7
Filtro Fotocélula
detetora
Medidor