Aula 8 Reações Químicas

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Reações químicas 
 
Universidade Anhembi Morumbi 
Disciplina: Química Aplicada a Engenharias 
 
1 
Representação de uma reação química 
Usamos a Equação Química e as fórmulas químicas das 
substâncias; 
 
Reagentes → Produtos 
 
Informações QUALITATIVAS E QUANTITATIVAS das 
substâncias envolvidas; 
2 
Equação química 
Ex. 1: H2 + O2 → H2O 
Ex. 2: Na + H2O → NaOH + H2 
 
 Sem informações quantitativas e qualitativas!  
 
Coeficientes estequiométricos , estados físicos das 
substâncias envolvidas, temperatura... 
3 
Coeficientes Estequiométricos 
Estados Físicos das Substâncias: 
Ex. 1: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) 
Ex. 2: 2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) 
 
 
Ex. 1: 2 H2 + O2 → 2 H2O 
Ex. 2: 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 
 
 
4 
Usamos a letra grega Δ (delta) para indicar alta temperatura: 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) ; Ocorre a 800°C 
Δ 
Conhecida como reação de 
clinquerização ou 
descarbonatação. 
5 
Balanceando Equações Químicas 
6 
7 
Relações estequiométricas 
8 
Relações estequiométricas 
MÉTODO DAS TENTATIVAS 
Exemplo 1: Combustão completa do etanol
 CH3CH2OH(l) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g) 
N° átomos: H = 6, O = 3, C = 2 N° átomos: H = 2, O = 3, C = 1 
 1 CH3CH2OH(l) + 3 O2(g)  2 CO2(g) + 3 H2O(g) 
Equação química balanceada: 
Coeficientes estequiométricos da reação 
- Para cada 1 mol de etanol (CH3CH2OH) são necessários 3 mols de 
O2 para uma combustão completa; 
- Se agora você quiser queimar 2 mols de etanol será necessário 6 
mols de O2 (dobrar a receita) 
O propano, C3H8, é usado como combustível em diversos queimadores 
à gás como churrasqueiras e fornos. Nestes dispositivos o propano 
queima de forma controlada combinando-se com o oxigênio, formando 
o gás carbônico e água. 
Escreva a equação química balanceada para esta equação. 
C3H8(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) 
 
Método algébrico 
10 
3 4 5 1 
Atividade: 
Reatividade dos metais 
11 
Fe(s) + CuSO4(aq)  FeSO4(aq) + Cu(s) 
Cu(s) + FeSO4(aq)  essa reação ocorre? 
Fila de reatividade dos ametais 
 
 
 F > O > N > Cl > Br > I > S > C > H 
2KI(aq) + Cl2(g)  2KCl(aq) + I2(s) 
Reatividade: Cl > I  Cl desloca I 
Grandezas 
Químicas e 
Estequiometria 
Grandezas Químicas 
Grandeza é tudo aquilo que pode ser medido. 
 
Tempo: segundos, minutos, horas 
Volume: litros, metros cúbicos, mililitros 
Massa: gramas, toneladas, quilogramas 
Atualmente, o padrão 
escolhido é o átomo de 
carbono na forma de seu 
isótopo mais comum, 
com número de massa 
igual a 12 (12C), ao qual 
foi atribuída exatamente 
a massa de 12 unidades 
de massa atômica (u) 
 
 
Uma unidade de massa 
atômica 
O padrão de massa atômica escolhida foi o átomo do isótopo 12 do 
carbono: 
Unidade de Massa Atômica (u.m.a) 
A massa atômica de um elemento é a massa medida em unidades de massa 
atômica. 
Indica quantas vezes a massa de um átomo é maior que 1/12 da massa do 
carbono-12. 
Por exemplo: 
• Massa atômica de 1 átomo de Sódio (Na): 23 u. 
• Massa atômica de 1 átomo de fluor (F): 19 u. 
 
 
Balança imaginária 
Grandezas Químicas 
Massa atômica de um elemento químico 
Elemento químico hidrogênio 
1H 2H 3H 
Isótopos 
Massa atômica do hidrogênio = 1,008 u 
Embora os isótopos possuam propriedades químicas iguais, os núcleos atômicos 
podem apresentar diferentes quantidades de partículas. O que resulta em 
diferentes números de massa. 
Massa molecular 
C 12 u 
4 H 4 u 
CH4 16 u = 
Obs. : Para substâncias não moleculares é mais 
adequado usar a expressão massa fórmula. 
CH4 
Massa Molecular 
Exemplo 1: Massa molecular da molécula de H2O 
Massa Molecular 
Diz respeito à massa da molécula e é obtida somando-se a massa 
individual de cada átomo que a compõe. 
Exercícios: 
Exemplo 1: O aspartame (C14H18O5N2) é um composto que tem sido muito 
usado como adoçante, pois seu sabor é de cem a duzentas vezes mais doce 
que o do açúcar comum. Qual a massa molecular desse composto? 
14 átomo de C  massa = 14 x 12 u = 168 u 
18 átomos de H  massa = 18 x 1 u = 18 u 
5 átomos de O  massa = 5 x 16 u = 80 u 
2 átomos de N  massa = 2 x 14 u = 28 u 
Massa molecular do aspartame = 294 u 
Como determinar a porcentagem em massa a partir de fórmulas 
Exemplo 1. A glicose é um açúcar cuja fórmula molecular é C6H12O6. 
Qual a porcentagem em massa de cada elemento? 
Massa de 6 átomos de C = 6 x 12 u = 72 u 
Massa de 12 átomos de H = 12 x 1 u = 12 u 
Massa de 6 átomos de O = 6 x 16 u = 96 u 
Massa molecular da glicose = 180 u 
 
180 u ------ 100% 
72 u -------- x (%C) 
%C = 40,0 
 
180 u ------ 100% 
12 u --------- y (%H) 
%H = 6,67 
180 u ------ 100% 
96 u -------- z (%O) 
%O = 53,33 
Exemplo 2. A uréia é o principal componente orgânico da urina do ser 
humano, sua fórmula molecular é CH4ON2. Determine a porcentagem 
de cada elemento presente nessa molécula. 
Massa Molar (M) 
Definição de mol = quantidade de átomos/matéria equivalente a 
exatamente 12 g de Carbono-12 
 1 mol de C = 12 g 
1 mol número de átomos em 12 g de carbono12 
 
De onde veio esse número? 
Amostra de Al 
27 g de Al Quantos átomos? 
1 átomo de Al  27 u 
x átomos de Al  27 g Al 
Amostra de Fe 
56 g de Fe Quantos átomos? 
1 átomo de Fe  56 u 
y átomos de Fe  56 g Fe 
x = y = N = constante 
•As Massas atômicas de todos os elementos, quando 
expressas em gramas, contêm o mesmo número de 
átomos. 
Elemento MA Massa em gramas 
Mg 
S 
Fe 
24 u 
32 u 
56 u 
24 g 
32 g 
56 g 
átomos Massa de um 
átomo 
N átomos 
De onde veio esse número? 
MOL 
6,02 . 10 23 partículas 
Grandeza que indica uma determinada 
quantidade de matéria 
1 mol é a quantidade 
 de matéria que contém 
Elemento Massa Atômica Massa molar 
Mg 
S 
Fe 
24 u 
32 u 
56 u 
24 g/mol 
32 g/mol 
56 g/mol 
átomos Massa de um átomo Massa em gramas de 1 mol de 
átomos ( 6,02 .10 23) 
Molécula Massa Molecular Massa molar 
H2O 
H2SO4 
C6H12O6 
18 u 
98 u 
180 u 
18 g/mol 
98 g/mol 
180 g/mol 
Moléculas Massa de uma 
molécula 
Massa em gramas de 1 mol de 
moléculas ( 6,02 .10 23) 
Exemplo 1. Calcule o número de mols e o número de moléculas 
presentes em 81 g de água 
1 mol H2O ----- 18 g 
 X -------- 81 g 
X = 4,5 mols 
1 mol H2O ----- 6,022.10
23 moléculas H2O 
4,5 mols ----- X 
x = 2,7.1024 moléculas 
Exercícios 
1) Ao tomar um cafezinho, é comum a adição de açúcar. Suponha que para adoçar uma 
xícara de café foram colocadas 2 colheres de açúcar contendo, por colher, 3,5g. A 
quantidade em mol de açúcar nesse cafezinho é, aproximadamente, 
 
a) 1 . 10-2 
b) 2 . 10-2 
c) 3 . 10-2 
d) 4 . 10-2 
e) 5 . 10-2 
2) Quando bebemos 250 g de água (aproximadamente 250 mL), admitindo ser 
desprezível a presença de impurezas, podemos considerar correto dizer que estamos 
ingerindo aproximadamente: 
 
a) 13,88 mols de água? Sim ou não? 
b) 8,36 E24 moléculas? Sim ou não? 
Exercícios 
3) A composição química do grão de milho não é constante, podendo variar de acordo 
com o solo onde foi cultivado. O ferro é um dos minerais encontrados em sua 
composição química, na proporção de 56 mg/kg de milho. Admita que uma espiga de 
milho tenha 125 grãos rigorosamente iguais entre si e que pesam 62,5 g. Quantos 
átomosde ferro uma galinha que come um grão de milho, depois de digerido, acrescenta 
ao seu organismo aproximadamente? 
 
a) 2,8 x 10-5 
b) 3,0 x 1017 
c) 3,0 x 1023 
d) 1,5 x 1017 
 
Exercícios 
𝑛 = 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟
 = 
𝑚
𝑀𝑀
 𝑔
𝑔/𝑚𝑜𝑙
 → 𝑛 = 
𝑚
𝑀𝑀
 mol 
Considere uma amostra de massa igual a m (gr), de uma espécie química cuja massa 
molar é igual a M (g/mol). Com esses dados, pode-se determinar o nº de mol (n) que 
constituem essa espécie química: 
Conhecendo o nº de mol (n) de uma amostra (x), podemos também determinar o 
nº de partículas (átomos, moléculas, fórmulas, íons) existentes nessa amostra. 
DETERMINAÇÃO DA QUANTIDADE DE MATÉRIA = NÚMERO DE MOL 
 
Exercício 1: O ferro metálico é obtido a partir do minério de óxido de ferro(III) 
através de uma redução com o CO (equação não balanceada): 
 
Fe 2O 3 ( s ) + C O ( g )  Fe ( s ) + C O 2 ( g ) 
 
 Que massa de ferro será obtida a partir de 100 g do minério (Fe2O3)? 
 
1 mol Fe2O3 ----- 159,69 g 
 x ----- 100,00 g 
x = 0,63 mols Fe2O3 
1 mol Fe2O3 ----- 2 mols Fe 
0,63 mols ----- x 
x = 1,25 mols Fe 
 1 mol Fe2O3 ------------- 2 mols Fe 
E q u a ç ã o b a l a n c e a d a : 
F e 2 O 3 ( s ) + 3 C O ( g )  2 F e ( s ) + 3 C O 2 ( g ) 
 
 
 
 
 
 
Fe 2O 3( s ) + 3CO(g)  2Fe(s ) + 3CO 2(g ) 
 
 100 g de Fe2O3  69,81 g de Fe 
1 mol Fe ---------- 55, 85 g 
1,25 mols Fe ------------ x 
x = 69,81 g de Fe 
Exercício 2. Dada a equação química não-balanceada: 
Na2CO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O 
A massa de carbonato de sódio que reage completamente com 0,25 mol de 
ácido clorídrico é: Dado: Na2CO3 = 106 g/mol. 
a) 6,62g. 
b) 25,5g. 
c) 13,25g. 
d) 10,37g. 
e) 20,75g. 
Equação balanceada: 
 Na2CO3 + 2 HCl  2 NaCl + CO2 + H2O 
 1 mol Na2CO3 --------- 2 mol HCl 
 x ------------------0,25 mol HCl 
 x = 0,125 mol Na2CO3 
 
 1 mol Na2CO3 ------------ 106 g 
 0,125 mol Na2CO3 ------- y 
 y = 13,25 g 
 
 
 
Exercícios 3. A corrosão de um metal é a sua destruição ou deterioração, 
devida à reação com o meio ambiente. O enferrujamento é o nome dado à 
corrosão do ferro: 
Fe(s) + O2(g)  Fe2O3(s) 
Determine a massa de ferrugem (óxido férrico) que se forma quando 1 g 
de ferro é atacado pelo oxigênio do ar. 
 Dados: O = 16 g/mol; Fe = 56 g/mol. 
 Equação balanceada: 
 2 Fe + O2  Fe2O3 
 
1 mol Fe ---------- 55,85 g 
 x ---------------- 1 g 
 x = 0,018 mol Fe 
 
2 mols Fe ---------------- 1 mol Fe2O3 
0,018 mol Fe ----------- y 
 y = 0,009 mol Fe2O3 
 
 1 mol Fe2O3 ------------ 160 g 
0,009 mol Fe2O3 ------- z = 1,44 g 
 
 
 
 Equação balanceada: 
 2 Fe + O2  Fe2O3 
 
 112 g ----------- 160 g 
 1 g ---------------- x 
 x = 1,43 g 
 
 
 
 
 
OU 
Exercícios 4. O corpo humano necessita diariamente de 12 mg de ferro. 
Uma colher de feijão contêm aproximadamente 4,28 . 10-5 mol de ferro. 
Quantas colheres de feijão, no mínimo, serão necessárias para que se atinja 
a dose diária de ferro no organismo? 
(Dado: Massa atômico do ferro = 56 u) 
a) 1 
b) 3 
c) 5 
d) 7 
e) 9 
Exercícios 5. Na indústria, a amônia (NH3) é obtida pelo processo 
denominado Haber-Bosh, pela reação entre o nitrogênio e o hidrogênio na 
presença de um catalisador apropriado, conforme mostra a reação não 
balanceada: 
N2(g) + H2(g) → NH3(g) 
 
 Com base nessas informações e sabendo que as massas atômicas desses 
compostos são: N = 14 u e H = 2 u, responda: 
 
a) Balancear a reação de produção da amônia 
 
 
b) Calcule o número de moléculas de amônia formados a partir de 168 g de 
gás nitrogênio. 
 
Rendimento de uma reação 
química 
Exercícios 6. A obtenção de etanol (C2H5OH) a partir da fermentação a 
sacarose (C12H22O11) pode ser representada pela equação: 
 
C12H22O11 + H2O  4 C2H5OH + 4 CO2 
 
Admitindo-se que o processo tenha rendimento de 95% e que o etanol 
seja anidro (puro), calcule a massa (em kg) de açúcar necessário para 
produzir um volume de 50 L de etanol, suficiente para encher um tanque 
de um automóvel. 
 
Dados: 
d (etanol) = 0,8 g/cm3 
Massa molar (sacarose) = 342 g/mol 
Massa molecular (etanol) = 46 g/mol 
Exercício 8. O arsênio não reage rapidamente com a água. O risco da 
permanência do As em água é o seu depósito nos sedimentos. É a seguinte a 
reação do arsênio com NaOH: 
2 As + 6 NaOH  2 Na3AsO3 + 3 H2‚ 
75g de arsênio reagiram com NaOH suficiente, produzindo 25,2L de H2‚ nas 
CNTP. O rendimento percentual da reação foi de: 
(Dados: Massas atômicas: H=1u; O=16u; Na=23u; As=75u e Vm=22,4L) 
a) 75% 
b) 80% 
c) 85% 
d) 90% 
e) 95%