aula 12 Reações Químicas Aspectos qualitativos[1]

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Reações químicas: 
aspectos qualitativos 
Reações químicas: aspectos qualitativos 
As reações químicas são compreendidas 
como aquelas transformações em que 
substâncias são destruídas (REAGENTES) 
e outras novas são formadas (PRODUTOS) 
Equação química: representação da 
reação química 
 
• Partes de uma equação química: 
reagentes e produtos 
 
2H2 + O2  2H2O 
Reações químicas: aspectos qualitativos 
A equação química para a formação da água pode ser 
visualizada como 2n moléculas de hidrogênio reagindo 
com n moléculas de oxigênio para formar 2n moléculas 
de água: 
2H2 + O2  2H2O 
 
Reações químicas: aspectos qualitativos 
• Lavoisier: a massa é 
conservada em uma 
reação química 
 
Leis das transformações químicas 
Lei da conservação da massa: 
matéria não pode ser criada, nem destruída, em 
qualquer reação química 
Leis das transformações químicas 
Reações de neutralização 
 
Reações de oxi-redução 
Padrões de reatividade química 
A neutralização ocorre na reação entre um ácido e 
uma base 
 
HCl(aq) + NaOH(aq)  H2O(l) + Na
+Cl-(aq) 
 
• Sal: composto iônico formado pela ligação do 
cátion de uma base e o ânion de um ácido 
Reações de neutralização 
Reações ácido-base 
1) HCl(g) + H2O(l)  H
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
 KOH(s) + H2O(l)  K
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
2) HCl(g) + NH3(g)  NH4
+Cl-(s) (NH4
+ + Cl-) 
1 
Arrhenius 
2 
Brönsted-Lowry 
Ácido Aumenta [H+] 
(meio aquoso) 
Transfere H+ 
(qualquer meio) 
Base Aumenta [OH-] 
(meio aquoso) 
Recebe H+ 
(qualquer meio) 
Classificação de ácido e base 
Iônico em água 
• solúvel  eletrólito forte 
 
• insolúvel  não-eletrólito 
 
Não-iônico em água 
• solúvel: ácido (ou base) forte  eletrólito forte 
 
• solúvel: ácido (ou base) fraco  eletrólito fraco 
 
• insolúvel  não-eletrólito 
Eletrólitos 
Ácidos e bases fortes (eletrólitos) fortes 
• ionização total em solução aquosa 
 
Ácidos e bases fracas (eletrólitos) fracos 
• ionização parcial em solução aquosa 
Eletrólitos 
CaCl2 (aq) + Na2CO3(aq)  CaCO3(s) + 2NaCl(aq) 
Formação de precipitado 
 Ca2+(aq) + CO3
2-
(aq)  CaCO3(s) 
2HCl(aq) + Na2CO3 (aq)  2NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
Formação de produto gasoso 
2H+(aq) + CO3
2-
(aq)  CO2 (g) + H2O 
Reações de oxi-redução 
Reações de oxi-redução 
Oxidação: átomo, molécula ou íon torna-se 
carregado mais positivamente 
– Oxidação é a perda de elétrons 
 
Redução: átomo, molécula ou íon torna-se 
carregado menos positivamente 
– Redução é o ganho de elétrons 
Reações oxi-redução 
O material metálico ao perder elétrons, forma cátions 
(corrosão) 
Ca(s) + 2H
+
(aq)  Ca
2+
(aq) + H2(g) 
Número de oxidação (Nox) 
Algumas regras: 
1. Substância na forma elementar: Nox = 0 (Cl2, H2, 
P4) 
2. Íon monoatômico: Nox = carga do íon 
3. Soma dos Nox no composto = 0 
4. Soma dos Nox no íon poliatômico = carga do íon 
5. Não-metais normalmente formam Nox negativos: 
– oxigênio geralmente é –2 (íon óxido) 
– íon peróxido (O2
2-), oxigênio tem Nox = –1 
– hidrogênio: Nox = +1 (não-metais) e –1 (metais dos 
grupos 1 e 2) 
– flúor: Nox = –1 
Reações oxi-redução 
Balanceamento de equações 
1. Identificar as espécies que sofrem oxidação ou redução pelos Nox 
2. Escrever as semi-reações (incompletas) de oxidação e redução 
3. Escolher cada semi-reação e balancear os átomos, exceto H e O 
4. Para solução ácida, balancear átomos de O com H2O, depois 
balancear H com H+(meio ácido); para solução básica, balancear O 
com H2O, depois H com H2O (se necessário) e com OH
- 
5. Adicionar elétron(s) no lado esquerdo da semi-reação de redução e 
no lado direito da semi-reação de oxidação 
6. Multiplicar por número inteiro todas as espécies de modo que iguale 
o número de elétrons; somar duas semi-reações e simplificar as 
espécies em ambos membros da equação; e conferir o total dos 
átomos e a carga total em cada membro da equação 
 MnO4
-
(aq) + H2C2O4(aq) + H
+ Mn2+(aq) + H2O + CO2(g) 
Balanceamento de equações 
2MnO4
-
(aq)
 + 5H2C2O4(aq) + 6H
+
(aq)  2Mn
2+
(aq) + 8H2O(l) + 
10CO2(g) 
Redução Oxidação 
1 Mn: Nox de +7  +2 C: Nox de +3  +4 
2 MnO4
-  Mn2+ H2C2O4  CO2 
3 MnO4
-  Mn2+ H2C2O4  2CO2 
4 MnO4
-  Mn2+ + 4H2O 
MnO4
- + 8H+  Mn2+ + 4H2O 
H2C2O4  2CO2 
H2C2O4  2CO2 + 2H
+ 
5 MnO4
- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4H2O H2C2O4  2CO2 + 2H
+ + 2e- 
6 2MnO4
-+ 16H++ 10e-  2Mn2++ 8H2O 5H2C2O4  10CO2 + 10H
+ + 10e- 
Reação em meio ácido do MnO4
- com H2C2O4 
Reações químicas: 
aspectos quantitativos 
Estequiometria 
estudo da composição quantitativa de substâncias 
químicas e de mudanças quantitativas que 
ocorrem com as substâncias durante uma reação 
química 
Aspectos quantitativos 
Estequiometria: medir os constituintes elementares 
Coeficientes estequiométricos: são os números na 
frente das fórmulas químicas; fornecem a 
proporção de reagentes e produtos 
 
• As proporções estequiométricas são proporções 
ideais 
• As proporções ideais de R e P no laboratório devem ser 
medidas em gramas e convertidas para mols 
• A estequiometria envolve o estudo da quantidade de 
matéria (quantidade de átomos, moléculas ou íons) 
Aspectos quantitativos 
Massa molar 
• Massa molar relativa: massa por unidade de quantidade 
de matéria (unidades g/mol, g.mol-1) 
• Massa de 1 mol de 12C = 12g 
• Massa atômica (ou molecular) relativa do elemento ou 
substância é obtida na tabela periódica 
• Conversões: 
O mol 
Se os reagentes não estão presentes em 
quantidades estequiométricas, ao final da reação 
alguns reagentes ainda estarão presentes (em 
excesso) 
Reagente limitante: componente que é consumido 
Reagente limitante 
Quantidade de produto prevista a partir da 
estequiometria considerando os reagentes 
limitantes 
 
Rendimento percentual relaciona o rendimento real 
(quantidade produzida de material) ao rendimento 
teórico: 
Rendimento teórico