11_Reacoes_Quimicas

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REAÇÕES QUÍMICAS 
1. O conceito de Mol e o número de Avogadro 
• Todas as ideias a serem discutidas neste capítulo dependem do entendimento do conceito 
de mol. Se pudéssemos determinar a massa de um certo número de átomos, poderíamos 
usar esta informação para converter a massa de uma amostra de um elemento no número 
de átomos na amostra. 
• A unidade no SI que descreve a quantidade de substância relacionada ao número de 
partículas é chamado de mol. Um mol representa a quantidade de substância que contém 
o mesmo número de entidades elementares que existem em exatamente 12 g de carbono-
12 puro. Este número é conhecido como o número de Avogadro, NA. 
NA = 6,02214179x1023 mol-1 
• A unidade do número de Avogadro é mol-1 ou 1/mol que significa que a entidade a ser 
contada está presente em um mol. 
o Assim como 1 dúzia corresponde ao número 12; 
o 1 mol corresponde ao número 6,022 x 1023. 
• mol = número de partículas igual ao número de átomos presente em 12 g de 12C. 
o 1 átomo de 12C pesa exatamente 12 u. 
o 1 mol de 12C pesa exatamente 12 g. 
• 1 mol de átomos de C pesa 12,01 g e tem 6,022 x 1023 átomos 
o A massa atômica media do C é 12,01 u. 
§ 1 u = 1.6605389x10−27 kg. 
 
• A maioria dos elementos são compostos de misturas de dois ou mais isótopos de modo 
que os átomos em uma amostra de um elemento não são todos iguais mas estão 
presentes em suas proporções de ocorrência natural. Em um mol de carbono, a maioria 
são átomos de carbono 12 e alguns são átomo de carbono 13. O número de Avogadro foi 
escolhido propositalmente de modo que a massa de um mol de átomos de carbono-12 
(exatamente 12 g) teria o mesmo valor numérico que a massa de um único átomo de 
carbono (exatamente 12 u). 
• Para todos os elementos o valor numérico da massa em gramas de um mol de átomos e a 
média ponderada da massa atômica (massa atômica do elemento) em unidades de 
massa atômica são iguais. 
massa atômica = (abundância do isótopo i X massa do isotopo i)
i
n
∑ 
o A massa atômica do lítio é 6,941 u e a massa de um mol de átomos de lítio é igual 
a 6,941 g. 
• Estabelece-se que a massa molar, M, representa a massa de um mol de átomos. 
o Massa molar do lítio = 6,941 g/mol; 
• Uma vez que se conhece a fórmula do composto, pode-se determinar sua massa fórmula, 
MF, que representa a massa de uma unidade da fórmula em unidades de massa atômica. 
• Para o MgCl2: 
MF = massa atômica do Mg + 2(massa atômica do Cl) = 23,30 u + 2(35,45 u) = 94.20 u. 
• Para compostos moleculares, o termo massa fórmula deve ser substituído por massa 
molecular, MM, pois a unidade da fórmula é uma molécula. A massa molécular é a massa 
de uma molécula expressa em unidades de massa atômica (representa o somatório das 
massas atômicas de uma molécula). 
• Para o H2O: MM = 2(massa atômica do H) + (massa atômica do O) = 2(1,00 u) + (16,00u) 
= 18,00 u. 
• Um mol de um composto é a quantidade do composto contendo 6,022x1023 (número de 
Avogadro) unidades fórmula ou moléculas. A massa molar, M, de um composto é a massa 
de um mol do composto. 
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o Um mol de moléculas de um composto molecular ou um mol de unidades fórmula 
de um composto iônico. 
Composição percentual dos compostos 
• Quando os químicos acreditam ter sintetizado um novo composto, uma amostra é 
geralmente enviado para um laboratório de análises onde a sua composição percentual é 
determinada. Esta composição percentual determinada experimentalmente é, em seguida, 
comparada com a composição percentual calculada a partir da fórmula do composto 
esperado. 
 
• A composição percentual é a porcentagem em massa de cada elemento em um 
composto, em massa. 
• Obtida dividindo-se a massa de cada elemento existente em um mol de composto pela 
massa molar do composto multiplicando, em seguida, por 100 ou seguindo as seguintes 
etapas: 
1. Determine a massa molar do composto. Este é o denominador na equação acima 
2. Determinem a contribuição do elemento para a massa molar. É o produto do fórmula 
subscrito vezes a massa molar do elemento aparece no numerador da equação acima. 
3. Formular a razão entre a massa do elemento dado para a massa do composto como 
um todo. Esta é a razão entre o numerador da etapa 2 com o denominador da etapa 1. 
4. Multiplicar essa proporção de 100% para se obter a percentagem em massa do 
elemento. 
 
Ex: qual a composição percentual do C2HBrClF3 (halotano)? 
1 mol de C2HBrClF3 pesa 197,38g/mol 
 
As porcentagens dos elementos em um composto devem somar 100%. 
 
 
Composição percentual = n x massa molar do elementomassa molar do composto x100
 
% C =
2 mol C x 12,01g C
1 mol C
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
197,38g
x100% = 23,17% C
% H =
1 mol H x 1,01g H
1 mol H
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
197,38g
x100% = 0,51% H
% Br =
1 mol Br x 79,90g Br
1 mol Br
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
197,38g
x100% = 40,48% Br
% Cl =
1 mol Cl x 35,45g Cl
1 mol Cl
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
197,38g
x100% = 17,96% Cl
% F =
3 mol F x 19,00g F
1 mol F
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
197,38g
x100% = 28,88% F
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2. FÓRMULAS QUÍMICAS 
• Às vezes, um químico isola um composto químico, a partir de uma planta exótica tropical e 
não tem ideia do que é. O relatório de um laboratório de análises sobre a composição 
percentual do composto fornece dados necessários para determinar a sua fórmula. 
• Fórmula empírica ou fórmula mínima, fm, representa a menor razão de números inteiros 
dos átomos de um elemento em um composto. 
• A fórmula mínima pode ser obtida a partir da composição percentual; 
1. considerando para os cálculos 100g do composto de modo que as porcentagens 
representem numericamente as suas massas em gramas; 
2. converta a massa dos elementos em 100 g de composto em mols; 
3. escreva a pseudo-fórmula baseado no número de mols como subscritos; 
4. tente converter os subscritos para o menor número inteiro dividindo todos pelo menor 
deles; 
5. Se ainda assim não se obteve números inteiros, multiplique todos os subscritos por um 
número que o torne todos os números inteiros. 
• Uma vez que conhecemos a fórmula mínima, precisamos da MM para encontrarmos a 
fórmula molecular, Fm. Na verdade, a fórmula molecular deve ser obrigatoriamente um 
múltiplo da fórmula mínima. 
 
Ex: Succinato de butila é um repelente de insetos usado contra formigas domésticas e baratas. A 
sua composição é C 62,58%, H 9,63%, 27,79% e O. A sua massa molecular determinada 
experimentalmente é de 230 u. Quais são as fórmulas empíricas e moleculares do succinato de 
butila? 
1. Determine a massa de cada elemento em 100g do composto: 62,58 g C; 9,63 g H; 27,79g 
O 
2. Converta massa em mols: 
 
3. Escreva a pseudo-fórmula baseada no número de mols: C5,21H9,55O1,74 
4. Divida cada subscrito pelo menor deles: 
5. Multiplique os subscritos pelo menor número que os torne inteiro: 
 
6. Para determinar a fórmula molecular calcule a massa da fórmula mínima: 115 u 
7. A fórmula molecular será: 
 
 
Massa molar
Massa da Fórmula empírica = fator multiplicador, n
 
? mol C = 62,58g C x 1 mol C
12,01g
= 5,21 mol C
? mol H = 9,63g C x 1 mol H
1,01g
= 9,55 mol H
? mol O = 27,79g Ox 1 mol O
15,99g
= 1,74 mol C
 
C5,21
1,74
H9,55
1,74
O1,74
1,74
=C2,99H5,49O
 C2x2,99H2x5,49O2 =C6H11O2
 
230 u
115 u
x C6H11O2( ) = C12H22O4
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3. EQUAÇÕES QUÍMICAS 
• Uma reação química é o processo no qual um conjunto de substâncias, chamadas 
reagentes, é convertido para um novo conjunto de substâncias, chamadas produtos. 
• A reação química é o processo pelo qual uma mudança química ocorre. 
• Nem sempre acontece reação quando as substâncias são misturadas. Precisa-se de 
evidências antes de poder dizer que uma reação ocorreu. 
• Alguns dos tipos de evidências físicas são:: 
o uma mudança de cor; 
o formação de um sólido (precipitado) dentro de uma solução límpida; 
o evolução de um gás; 
o evolução ou a absorção de calor; 
• Embora as observações como estas geralmente significa que uma reação tenha ocorrido, 
a evidência conclusiva ainda requer uma análise química detalhada da mistura reacional 
para identificar todas as substâncias presentes. 
o uma análise química pode revelar que a reação química ocorreu mesmo na 
ausência de sinais físicos óbvios. 
Requisitos básicos para que ocorra uma reação 
1. Quebra de ligação/ligações química(s). 
2. Formação de nova(s) ligação/ligações. 
3. Processo que NÃO envolve criação ou destruição de matéria. 
Equações químicas 
• Assim como existem símbolos para elementos e fórmulas de compostos, há uma maneira 
simbólica, ou taquigráfica, de representar uma reação química, a equação química. 
• Em uma equação química, as fórmulas para os reagentes são escritos no lado esquerdo 
da equação e as fórmulas para os produtos são escritas no lado direito. Os dois lados da 
equação são unidas por uma seta (→). 
• Diz-se que os reagentes resultaram em produtos. 
• Em uma equação química estão contido: 
o Informações sobre a reação 
o Fórmulas de reagentes e produtos; 
o Estado físico dos reagentes e produtos; 
o Número relativo de moléculas reagentes e produtos que são requeridos pela 
reação. 
Símbolos usados nas equações químicas 
• Símbolos usados para indicar o estado físico 
o (g) = gás; (l) = líquido; (s) = sólido 
o (aq) = aquoso (dissolvido em água) 
• Símbolos de energia usado acima da seta para reações de decomposição 
o Δ = calor 
o hν = luz 
o elec = eletricidade 
• Uma equação química pode ser usada para determinar a massa de reagentes e de 
produtos que podem ser obtidos (rendimento). 
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) 
• CH4 e O2 são os reagentes, e CO2 e H2O são produtos 
• subscrito (g) após as fórmulas nos diz o estado físico dos compostos; 
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• número na frente de cada substância nos diz o número de moléculas que participam da 
reação 
o chamados de coeficientes estequiométricos; 
• Esta equação está balanceada, significando que há igual número de átomos de cada 
elemento no lado dos reagentes e produtos 
• Lei da conservação da massa: a matéria não pode ser perdida em nenhuma reação 
química. 
 
Balanceamento de equações químicas ( método da tentativa) 
1. Identifique todos os reagentes e produtos e escreva as fórmulas químicas corretas; 
2. Inicie o balanceamento com os elementos que aparecem apenas uma vez, e com igual 
número de átomos em cada lado da equação. 
3. Teste diferentes coeficientes até chegar ao mesmo número de átomos de cada lado da 
equação. 
4. Observe os elementos que que aparecem apenas uma vez mas com números de átomos 
diferentes em cada lado da equação; 
5. Efetue o balanceamento dos elementos que aparecem em duas ou mais fórmulas químicas 
de um mesmo lado da equação. 
Ex: O trietileno glicol líquido, C6H14O4, é usado como solvente e plastificante para plásticos vinílicos 
e poliuretanos. Escreva a equação química balanceada para a combustão completa deste 
composto. 
1. Equação química: 
C
6
H
14
O
4
 + O
2
 → CO
2
 + H
2
O 
2. Balancear C: 
C
6
H
14
O
4
 + O
2
 → 6CO
2
 + H
2
O 
3. Balancear H: 
C
6
H
14
O
4
 + O
2
 → 6CO
2
 + 7H
2
O 
4. Balancear O: 
C
6
H
14
O
4
 + 15/2 O
2
 → 6CO
2
 + 7H
2
O 
5. Multiplique tudo por 2: 
2 C
6
H
14
O
4
 + 15 O
2
 → 12 CO
2
 + 14 H
2
O 
• A equação balanceada fornece o número de moléculas que reagem para formar produtos. 
• Interpretação: a proporção da quantidade de matéria de reagente necessária para se 
chegar à proporção da quantidade de matéria do produto. 
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
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• Essas proporções são denominadas proporções estequiométricas. 
o As proporções estequiométricas são proporções ideais 
• A relação numérica entre as quantidades químicas em uma reação é chamado de 
estequiometria; 
• Os coeficientes em uma reação química balanceada especifica 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 
Reagentes limitantes e rendimento de reação 
• Para reações com múltiplos reagentes, é provável que um deles será usado 
completamente antes dos outros. 
o Quando esse reagente é usado, a reação cessa e nenhum produto é mais 
formado. 
• O reagente que limita a quantidade de produto formado é chamado de reagente limitante. 
o O reagente limitante é consumido completamente. 
• Os reagentes que não são consumidos totalmente são chamados de reagente excedente 
ou excesso. 
• A quantidade de produto que pode ser formada a partir do reagente limitante é chamado 
de rendimento teórico. 
• Muitas coisas podem acontecer durante o curso de uma reação que podem causar perda 
de produto; 
• A quantidade de produto obtido em uma reação é chamado de rendimento real; 
o É geralmente é menor do que o rendimento teórico, nunca maior! 
• A eficiência da recuperação do produto é normalmente dada como rendimento 
percentual. 
 
 
Rendimento percentual = rendimento realrendimento teórico x100
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• Uma maneira ilustrativa para se entender o calculo de um reagente limitante é ilustrado no 
fluxograma abaixo: 
 
Exemplo: 
Num recipiente foram colocados 15,0g de ferro e 4,8g de oxigênio. Qual a massa de Fe2O3, 
formada após um deles ter sido completamente consumido? 
2Fe (s) + 3/2O2 (g) → 1Fe2O3 (s) 
2 mols + 3/2 mol → 1mol 
112g + 48g → 160g 
Consideremos Fe = B e O2 = A pois 2 > 3/2, então 
converta massa de reagentes em mols de reagentes 
nFe = mFe/PMFe = 15 g/56 g = 0,27 mols de Fe 
nO2 = mO2/PMO2 = 4,8g/32g = 0,15 mols de O2 
Obtenha a razão nFe/nO2 
nFe /nO2 = 1,8 
A razão y/x é igual a 0,75 como a razão nFe/nO2 > y/x temos que o Fe(B) está em excesso e não 
deve ser usadono cálculo. O O2 (A) é o reagente limitante. 
 
 
xA + yB zAB 
Gramas de Aa Gramas de Bb
Converta para
 número de mols 
de A
Converta para
 número de mols 
de B
mols de A mols de B
Calcule a razão nB/nA
Se nB/nA < y/x, 
B é limitante
Se nB/nA > y/x
A é o limitanteConsiderando que y > x
 
? g Fe2O3= 4,8g O2x
1 mol O2
32g O2
x
1 mol Fe2O3
1,5 mol O2
x
160g Fe2O3
1 mol Fe2O3
= 16g Fe2O3
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Soluções em meio aquoso 
• A maioria das reações químicas ocorrem em meio aquoso; 
• Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias e é constituída de: 
o soluto é a substância que sofre mudança de estado e está presente em menor 
quantidade; 
o solvente é a substância mantém seu estado físico inalterado e está presente em 
maior quantidade. 
• Uma vez que as soluções são misturas, sua composição pode variar de uma amostra para 
outra; 
• Apenas as substâncias puras tem composição constante. 
• Para descrever soluções de maneira mais precisa, devemos descrever quanto de cada 
componente está presente na solução; 
o qualitativamente, soluções são normalmente descritas como diluídas e 
concentradas; 
§ 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. 
 
• Uma solução não pode ser preparado por adição de apenas a massa do reagente à 250,0 
ml de água. Em vez disso, (a) a quantidade pesada de reagente é adicionado à um balão 
volumétrico de 250 mL limpo e seco, (b) o reagente é dissolvido em menos do que 250 mL 
de água, e (c) o balão é cheio até à marca de referência 250,0 mL, por adição cuidadosa 
(gota a gota) da água restante. 
 
A natureza das soluções aquosas 
O que acontece quando um sólido se dissolve em água? 
• Existem forças atrativas entre as partículas do soluto que as mantém unidas; 
• Há também forças atrativas entre as partículas de soluto e as moléculas de solvente. 
• Quando mistura-se soluto com solvente, ocorre atração entre as partículas do soluto e as 
moléculas do solvente; 
• Se as atrações entre soluto e solvente forem suficientemente fortes, o soluto se dissolverá. 
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• Cada íon é atraído pelas moléculas de água que o circunda e removidos do retículo 
cristalino; 
• Quando os íons estão em solução, este é rodeado por moléculas de água, que o isola dos 
demais íons; 
• O resultado é uma solução com partículas carregadas se movendo livremente e capazes 
de conduzir eletricidade. 
 
Todo soluto em água pode ser: 
• Substância que se dissolvem em água formando uma solução que conduz eletricidade são 
chamados eletrólitos. 
• Substância que se dissolvem em água formando uma solução que não conduz eletricidade 
são chamados não-eletrólitos. 
Para conduzir eletricidade, um material deve apresentar partículas carregadas que sejam capazes 
de fluir; 
• Todas as soluções de eletrólitos contém íons dissolvidos em água; 
o compostos iônicos são eletrólitos por que se dissociam em seus íons quando 
dissolvidos 
• soluções de não-eletrólitos contém moléculas que não se dissociam em água 
o geralmente, compostos moleculares não se ionizam quando dissolvidos em água 
§ exceto os ácidos moleculares. 
Se o composto é um eletrólito ele pode ser forte ou fraco: 
• Composto Iônico e solúvel em água, eletrólito forte (provavelmente). 
• Composto solúvel em água e não-iônico, mas é um ácido (ou base) forte: eletrólito forte. 
• Composto solúvel em água e não-iônico, e é um ácido ou uma base fraca: eletrólito fraco. 
• Caso contrário, o composto é provavelmente um não-eletrólito. 
 
 
38
Interações em uma solução de NaClInterações solvente-soluto
Interações soluto-soluto
Interações solvente-soluto
Interações soluto-soluto
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Concentração de soluções 
• A composição de uma solução pode ser especificada em termos de molaridade (M), que é 
definida como a quantidade de soluto, em mols, por litro de solução: 
molaridade= quantidade de soluto (em mols)Volume de solvente (em litros) ou simplesmente M =
n
V 
• É usada pois descreve quantas moléculas de soluto encontram-se presentes em cada litro 
de solução; 
• Molaridade tem unidades de mols por litro (mol/L) e é dependente da temperatura, uma 
vez que volume e densidade são afetados pela temperatura. 
Exemplo: 
- Qual a molaridade de uma solução obtida pela dissolução de 2,355g de ácido sulfúrico (H2SO4) 
em água e diluindo o volume final para 50 mL? 
Resolução: 
Molaridade é o numero de mols de soluto por litro de solução. Assim é necessário encontrar o 
numero de mols de ácido em 2,355 g e dividir pelo volume da solução em L. 
MM H2SO4 = 98,1 g/mol; n = m(g)/PM = 0,0240 mol de H2SO4 
M = 
Como você prepararia 500 mL de solução 0,250 M partindo de uma solução de concentração 
1,0 M? 
 
retira-se uma alíquota de volume da solução (Vi) de concentração conhecida (Mi) e diluí-se até o 
volume do balão (Vf) e tem-se uma solução com nova concentração (Mf). 
 
 
 
0,0240 mol de H2SO4
0,05L = 0,480M
Mf × VfVi = Mi
Vi =
M f
Mi
Vf =
0,250M
1,000M x500mL = 125mL
Mi × Vi = ni
Mi × Vi
Mf × Vf
 = nf = Mf × Vf
Mi × ViMf = Vf
= Mi
Vi
Vf
M = 
n
V
solução inicial solução final
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4. TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS 
Reações de precipitação 
• Alguns sais de metal, tais como o NaCl, são bastante solúveis em água, enquanto que 
outros, tais como AgCl, não são muito solúveis. Na verdade, muito pouco AgCl se dissolve 
em água, de modo que este composto é geralmente considerado como sendo insolúvel. 
• Reações de precipitação ocorrem quando certos cátions e ânions se combinam para 
produzir um sólido insolúvel iônico 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) 
• A seta para baixo (↓) indica que a substância está 
precipitando; 
• Ocorre a formação de uma precipitado quando a substância 
excede a sua solubilidade em um dado volume de solvente. 
• No caso dos precipitados a quantidade de soluto necessário 
para atingir essa saturação é muito pequena. 
Equações moleculares e equações iônicas 
• 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+(aq) + 2OH-(aq) + Mg+2(aq) + 2NO3-(aq) → 2K+(aq) + 2NO3-1(aq) + Mg(OH)2(s) 
• Íons que são tanto reagentes quanto produtos são chamados de íons espectadores. 
o Estes íons não regem em meio aquoso para formar produto. 
2K+(aq) + 2OH-(aq) + Mg+2(aq) + 2NO3-(aq) → 2K+(aq) + 2NO3-1(aq) + Mg(OH)2(s) 
• Uma equação iônica na qual os íons espectadores são removidos restando apenas os 
íons participantes é chamada deuma equação iônica simplificada. 
2OH-(aq) + Mg+2(aq) → Mg(OH)2(s) 
 
• Suponha que se pergunte se ocorrerá uma reação de precipitação quando se mistura as 
seguintes soluções: 
AgNO3(aq) + KBr(aq) → ? 
• Uma boa maneira é reescrever a expressão na forma iônica: 
Ag+(aq) + NO-3(aq) + K+(aq) + Br-(aq) → ? 
• Para saber se haverá a formação de um precipitado é necessário saber a solubilidade das 
substâncias. 
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Solubilidade em água (25 oC e 1 atm) 
Solúveis (regra) Insolúveis (principais exceções à regra) 
Nitratos (NO3-) e acetatos (CH3COO-) nenhuma 
Sais de metais alcalinos e amônio (NH4+) Alguns sais de Li+ 
Cloretos (Cl-) e brometos (Br-) AgCl, PbCl2, Hg2Cl2, AgBr, PbBr2, Hg2Br2 
Iodetos (I-) AgI, PbI2, Hg2I2, HgI2 
Sulfatos (SO42-) CaSO4, SrSO4, BaSO4, PbSO4 
Insolúveis (regra) Solúveis (principais exceções à regra) 
Sulfetos (S2-); Carbonatos (CO32-); Fosfatos 
(PO43-); Hidróxidos (OH-); Óxidos (O2-) 
De metais do grupo 1A e 2A e amônio 
 
• Escreva a fórmula dos reagentes 
AgNO3(aq) + KBr(aq) → ? 
• Escreva a equação iônica e determine os possíveis produtos 
(a) Determine os íons presentes 
Ag+(aq) + NO-3(aq) + K+(aq) Br-(aq) → ? 
(b) Troque os íons: 
Ag+(aq) + NO-3(aq) + K+(aq) + Br-(aq) → Ag+(aq) + Br-(aq) + K+(aq) + NO-3(aq) 
(c) Escreva as fórmulas dos produtos 
AgNO3(aq) + KBr(aq) → AgBr + KNO3 
• Determine a solubilidade de cada produto com base na Tabela de solubilidade. 
KNO3 é solúvel 
AgBr é insolúvel 
• Se os dois forem solúveis a reação não ocorrerá. 
Neste caso a reação ocorre pois o NiCO3 é insolúvel. 
• Escreva o subscrito (aq) para os produtos solúveis e (s) para os produtos insolúveis 
AgNO3(aq) + KBr(aq) → AgBr(s) + KNO3(aq) 
 
Reações ácido-base 
• Talvez a propriedade mais importante de ácidos e bases é a capacidade de cada um para 
cancelar ou neutralizar as propriedades do outro. 
• Em uma reação de neutralização, um ácido e uma base de reagem de modo a formar 
água e uma solução aquosa de um composto iônico chamado de sal. 
• Assim, na forma molecular temos: 
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2 HNO3(aq) + Ca(OH)2(aq) → Ca(NO3)2(aq) + 2 H2O(l) 
• A equação iônica para a reação é: 
2H+(aq) + 2NO3-(aq) + Ca2+(aq) + 2OH-(aq) → Ca2+(Aq) +2NO3-(aq) + 2H2O(l) 
• A equação iônica simplificada para uma reação ácido-base é 
H+(aq) + OH−(aq) → H2O(l) 
• Observe que a estequiometria é de 1:1; 
o Para cada H+ advindo do ácido temos um OH- da base; 
§ Mas nem sempre é assim. 
Ex: Escreva a equação iônica, molecular e iônica reduzida para a reação do ácido nítrico aquoso 
com o hidróxido de cálcio aquoso. 
 
1. Escreva as fórmulas dos reagentes 
HNO3(aq) + Ca(OH)2(aq) → 
2. Determine os possíveis produtos 
(a) Determine os íons presentes quando cada reagente se dissocia 
(H+ + NO3-) + (Ca+2 + OH-) → 
b) Troque os íons, H+ combina-se com o OH- formando H2O(l) 
(H+ + NO3-) + (Ca+2 + OH-) → (Ca+2 + NO3-) + H2O(l) 
(c) Escreva a fórmula do sal e cruze as cargas 
(H+ + NO3-) + (Ca+2 + OH-) → Ca(NO3)2 + H2O(l) 
3. Determine a solubilidade do sal com base na tabela de solubilidade 
- Ca(NO3)2 é solúvel 
4. Escreva o subscrito (s) para os produtos solúveis e (aq) para os produtos solúveis 
HNO3(aq) + Ca(OH)2(aq) → Ca(NO3)2(aq) + H2O(l) 
5. Balanceie a equação 
2 HNO3(aq) + Ca(OH)2(aq) → Ca(NO3)2(aq) + 2 H2O(l) 
6. Dissocie todos os eletrólitos fortes 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 resumida 
2 H+(aq) + 2 OH-(aq) → 2 H2O(l) 
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ou 
H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) 
Na neutralização envolvendo uma base fraca como o NH3(aq), pode-se pensar no H+ do ácido 
combinando diretamente com a molécula de NH3 para formar NH4+. A reação pode ser 
representada por: 
H+(aq) + Cl-(aq) + NH3(aq) → NH4+(Aq) + Cl-(aq) 
A equação iônica simplificada é: 
H+(aq) + NH3(aq) → NH4+(Aq) 
 
Reações de oxidação-redução 
• Aplicações práticas de reações de redução e oxidação remontam milhares de anos para o 
período da cultura humana, quando as primeiras ferramentas de metal foram feitas. O 
metal necessária para fazer ferramentas foi obtido por aquecimento de cobre ou de 
minérios de ferro, tais como cuprita (Cu2O) ou hematita (Fe2O3), na presença de carbono. 
• Posteriormente o ferro foi obtido de modo semelhante, aquecendo o na presençaa de 
carbono: 
 
• Neste tipo de reação envolve a transferência de elétrons de um espécie para outra; 
• Estas são chamadas de reações de oxidação-redução, ou simplesmente reações redox; 
• Muitas envolvem a reação de uma substância com O2(g) 
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s) 
 
 
• Considere as seguintes reações: 
4 Na(s) + O2(g) → 2 Na2O(s) 
2 Na(s) + Cl2(g) → 2 NaCl(s) 
• A reação envolve um metal reagindo com um não metal 
• Além disso, ambas reações envolvem a conversão de um elemento livre em íons; 
4 Na(s) + O2(g) → 2 Na+2O–(s) 
 
Fe2O3(s) + 3CO(g)
Δ⎯ →⎯ 2Fe( l ) + 3CO2(g)
Combustão com Redox
2 H2(g) + O2(g) ! 2 H2O(g)
Redox sem Combustão
2 Na(s) + Cl2(g) ! 2 NaCl(s)
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2 Na(s) + Cl2(g) → 2 Na+Cl–(s) 
• Para converter um elemento livre em um íon, os átomos devem ganhar ou perder elétrons; 
o Naturalmente, se um átomo perder elétrons, outro átomo deve recebê-los; 
• Reações onde elétrons são transferidos de um átomo para outro são reações redox; 
• Os átomos que perdem elétrons são oxidados, os átomos que ganham elétrons são 
reduzidos. 
o Então, na reação: 
2 Na(s) + Cl2(g) → 2 Na+Cl–(s) 
Na → Na+ + 1 e– reação de oxidação 
Cl2 + 2 e– → 2 Cl– reação de redução 
• Para reações que não ocorrem entre metais e não-metais, ou não envolvem O2, necessita-
se de um método para determinar como os elétrons são transferidos. 
• Atribui-se um número a cada elemento em uma reação chamado de estado de oxidação 
(número de oxidação) que nos permite determinar a direção dos elétrons na reação; 
• O estado de oxidação refere-se ao número de elétrons que a espécie teria se houvesse 
transferência completa de elétrons; 
o estados de oxidação não correspondem às cargas dos íons. 
• Os estados de oxidação são cargas imaginárias atribuídas baseadas em um conjunto de 
regras 
o cargas dos íons são cargas reais, cargas mensuráveis. 
 
4.5.1. Regras para atribuir estados de oxidação 
1. o estado de oxidação de um elemento individual em um elemento livre (não combinado a 
outro elemento) é igual a zero. Ex: No Cl2 o E.O. do de cada átomo de Cl é zero. 
2. íons mono-atômicos tem estado de oxidação igual a sua carga 
3. (a) A soma dos E.O. de todos os átomos em um composto neutro é zero 
Na = +1 e Cl = -1 em NaCl, (+1) + (-1) = 0 
3. (b) A soma dos E.O. de todos os átomos em um íon poliatômico é igual a carga do íon 
N = +5 e O = -2 em NO3–, (+5) + 3(-2) = -1 
4. Nos compostos dos metais do grupo 1 tem E.O. +1 e nos dos metais do grupo 2 tem E.O. 
= 2 
Na = +1 em NaCl e Mg = +2 em MgCl2 
4. Em seus compostos, o E.O. dos fluoretos, cloretos, brometos e iodetos é -1; 
5. Em seuscompostos, o E.O. do hidrogênio é normalmente +1, exceto nos hidretos -1; 
6. Em seus compostos, E.O. do oxigênio é normalmente -2, exceto nos peróxidos -1, 
superóxidos –½; 
7. Em compostos binários com metais, elementos do grupo 7 tem E.O. -1, grupo 6 tem E.O. 
-1 e grupo 5 tem E.O. -3; 
Ex: Mg3P2 P3-, que tem E.O. = -3. 
• Note que valores fracionários de estados de oxidação também são permitidos. 
 
 
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Variação nos estados de oxidação 
• Suponha que se reescreva a equação de formação do ferro a partir do Fe2O3 indicando os 
estados de oxidação: 
 
 
 
• Oxidação ocorre quando o estado de oxidação de um átomo aumenta durante o curso 
de uma reação; 
o Redução ocorre quando o estado de oxidação de um átomo diminui durante o 
curso de uma reação; 
• Em algumas reações de oxidação-redução, chamadas de reações de 
desproporcionamento, a mesma substância é oxidada e reduzida. Um exemplo é a 
decomposição do peróxido de hidrogênio, H2O2, em H2O e O2: 
2H2O2(aq) → H2O(l) + O2(g) 
• Nesta reação, o estado de oxidação do oxigênio muda de -1 no H2O2 para -2 no H2O 
(redução) e para zero no O2 (oxidação). 
• Outro exemplo é a reação do S2O32- em meio ácido: 
S2O32-(aq) + 2H+(aq) → S(s) + SO2(g) + H2O(l) 
• Os E.O. do S são +2 em S2O32-, zero no S, e +4 em SO2. 
 
Agentes Oxidantes e redutores 
• Um agente oxidante: contém um elemento no qual o estado de oxidação diminui em 
uma reação redox. 
o O agente oxidante sofre redução. 
• Um agente redutor: contém um elemento no qual o estado de oxidação aumenta em 
uma reação redox. 
o O agente redutor sofre oxidação. 
2 Na(s) + Cl2(g) → 2 Na+Cl–(s) 
Na é oxidado, Cl é reduzido 
Na é o agente redutor, Cl2 é o agente oxidante 
 
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. oxiag. red
+4 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2
oxidação
redução
oxidação
redução 
ag. redag. ox
 Fe2
+3
O3
−2
+ 3C
+2
O
−2
Δ⎯ →⎯ 2Fe
0
+ 3C
+4
O
−2
2
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Balanceamento de equações de oxidação-redução (método íon-elétron) 
• Em uma reação química, os átomos não são nem criado, nem perdido, são simplesmente 
rearranjados tornando possível balancear as equações químicas por tentativa. 
• Em uma reação redox, elétrons são transferidos de uma substância para outra e por isso 
temos de manter o controle de elétrons e a carga que esses elétrons carregam. 
• Para balancear uma equação química para uma reação redox, deve-se considerar 
igualmente três fatores: 
1. O número de átomos de cada tipo, 
2. O número de elétrons transferidos, 
3. As cargas totais nos reagentes e produtos. 
• Ao se balancear a equação em relação ao número de átomos e o número de elétrons 
transferidos, automaticamente equilibra-se as cargas totais. 
 
Agente oxidante Produto quando reduzido
Agente redutor Produto quando oxidado
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- Meio ácido 
Cr2O72- + Fe2+ → Cr3+ + Fe3+ 
(1) Separe a reação em semi-reações (meias-reações) 
a) Cr2O72- → Cr3+ 
b) Fe2+ → Fe3+ 
(2) Balanceie os átomos diferentes de H e O: 
a) Cr2O72- → 2Cr3+ 
b) Fe2+ → Fe3+ 
(3) Balanceie oxigênio usando H2O ao lado que precisa de O. 
a) Cr2O72- → Cr3+ + 7H2O 
b) Fe2+ → Fe3+ 
(4) Balanceie hidrogênio usando H+ ao lado que precisa de H. 
a) Cr2O72- + 14H+ → Cr3+ + 7H2O 
b) Fe2+ → Fe3+ 
(5) Balanceie as cargas usando e-. 
(a) 
a diferença algébrica entre os dois lados representa a quantidade de elétrons que deve ser 
adicionado ao lado mais positivo (ou menos negativo). 
Cr2O72- + 14H+ + 6e- → Cr3+ + 7H2O 
b) Fe2+ → Fe3+ + e- 
 
(6) O número de elétrons ganho deve ser igual ao numero de elétrons perdidos. 
 
Na primeira etapa ganha-se seis elétrons mais apenas 1 elétron é perdido na segunda 
etapa. Multiplicando a segunda equação por 6 igualamos o numero de elétrons. 
(7) Cancele qualquer coisa que seja igual nos dois lados da equação. 
Em alguma reações apos somadas as duas semi-reações podemos ter termos iguais em 
ambos ou lados por exemplo H+ e H2O, cancele quanto você puder. 
Isto não ocorre neste exemplo. 
 
- Meio básico 
SO32- + MnO4- → SO42- + MnO2- 
• Trate a equação como se fosse em meio ácido. 
Seguindo as etapas 1-7 para reações ácidas obtemos: 
2H+ + 3SO32- + 2MnO4- → 3SO42- + 2MnO2- + H2O 
• Adicione a ambos os lados da equação a mesma quantidade de OH- e de H+ 
2OH- + 2H+ + 3SO32- + 2MnO4- → 3SO42- + 2MnO2- + H2O + 2OH- 
• Combine H+ e OH- para formar H2O. 
 
• Cancele quantas moléculas de H2O puder. 
 
Cr2O72- + 14H+
carga líquida 14(+) + 2(-) = 12(+)
   → Cr
3+ + 7H2O
carga líquida 2(3(+)) + 0 = 6(+)
  
Cr2O72- + 14H+ + 6e- → Cr3+ + 7H2O (x1)
Fe2+ → Fe3+ + e- (x6)
Cr2O72- + 14H+ + 6e- + 6Fe2+→ Cr3+ + 6Fe3+ + 6e- + 7H2O
 
2OH- + 2H+
2H2O
   + 3SO32- + 2MnO4- → 3SO42- + 2MnO2- + H2O + 2OH-
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2H2O + 3SO32- + 2MnO4- → 3SO42- + 2MnO2- + H2O + 2OH- 
H2O + 3SO32- + 2MnO4- → 3SO42- + 2MnO2- + 2OH- (equação balanceada) 
 
4.5.9. Prevendo reações redox – série de atividade 
• Uma maneira de se prever as reações de deslocamento de elétrons em um metal é 
consultar a série de atividades; 
• Um elemento que apresenta maior facilidade de ser oxidado deslocará outro que apresenta 
menor facilidade de ser oxidado de seus compostos; 
• Isto significa que um dado elemento será deslocado de seus compostos por qualquer metal 
posicionado acima dele na série. 
 
• Os metais posicionados acima do hidrogênio podem deslocá-lo de soluções contendo H+ 
formando H2; 
• assim, qualquer elemento mais elevado na série de reatividade irá reduzir o íon de 
qualquer elemento mais baixo da série de reatividade. 
• Os metais posicionados na parte superior da série são fortes agentes redutores; 
• Uma série semelhante resume o comportamento dos halogênios: F2 > Cl2 > Br2 > I2; 
 
 
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5. CLASSIFICANDO AS REAÇÕES QUÍMICAS 
• As reações químicas podem ser classificadas em umas das quatro categorias de acordo 
com acontece com os átomos. 
 
Reações de síntese 
• Substâncias mais simples combinam-se para formar substâncias mais complexas. 
A + B → AB 
• A substância mais simples pode tanto ser composto quanto elemento; 
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s) 
CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) 
Reações de decomposição 
• Substâncias complexas se decompõem para formar substâncias mais simples. 
AB → A + B 
• A substância mais simples pode tanto ser composto quanto elemento; 
2H2O(l) 2H2(g) + O2(g) 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 
• As reações de decomposição requerem energia para ocorrerem. 
 
Reações de deslocamento ou simples troca 
• Ocorre o deslocamento de um elemento por outro em um composto. 
A + BC → AC + B 
• A tabela de reatividade dos metais determina a ordem decrescente de reatividadedos 
metais; 
• Para que se possa afirmar se uma reação ocorre ou não, basta comparar-se a força reativa 
do metal e do íon metálico. 
o Caso o metal seja mais reativo do que o íon metálico, a reação ocorrerá 
espontaneamente. 
 
Tipos de Reações Equação Genérica
síntese
decomposição
deslocamento
deslocamento duplo
A + B ! AB
AB ! A + B
A + BC ! AC + B
AB + CD ! AD + CB
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o Assim, dada pela fila de reatividade: 
Cs > Rb > K > Na > Ba > Li > Sr > Ca > Mg > Al > Mn > Zn > Cr > Fe > Ni > Pb > H > Sb > Cu > 
Hg > Ag > Pt > Au 
• O manganês é mais reativo que o antimônio possibilitando a ocorrência da reação 
mostrada acima. 
Zn(s) + CuCl2(aq) → ZnCl2(aq) + Cu(s) 
Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) 
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) 
• O mesmo ocorre para os não metais. Assim, dada a fila de reatividade: 
F > O > N > Cl > Br > I > S > P > C. 
 
Reações de duplo deslocamento ou dupla troca 
• Dois elementos ou grupos de elementos em dois compostos diferentes trocam de posição 
para formar dois novos compostos. 
AB + CD → AD + CB 
HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq) 
2HCl(aq) + Na2CO3(aq) → H2CO3(aq) + 2NaCl(aq) 
2HCl(aq) + Na2CO3(aq) → H2O(l) + CO2(g) + 2NaCl(aq) 
Para que uma reação de dupla troca ocorra, torna-se necessário que um dos produtos da reação 
seja menos solúvel (formando um precipitado) ou mais volátil que os reagentes.