Resumão com exemplos e exercícios de reações químicas

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REVISANDO 
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) 
 reagentes produtos 
 
05/08/2013 1 
REAÇÕES QUÍMICAS 
Zn(s) + 2HCl(aq)  ZnCl2(aq) + H2(g) 
 
05/08/2013 2 
LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS 
05/08/2013 3 
 Balanceamento das equações 
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 Reação de Síntese ou Combinação: 
 
Reação de Análise ou decomposição: 
 2NaN3(s) → 2Na(s) + 3N2(g) (airbag) 
 Reação de Deslocamento ou simples troca: 
 
Reação de Dupla troca: 
 
Reação de combustão: 
 
 
 
05/08/2013 4 
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) 
 Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) 
 KCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + KNO3(aq) 
C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(g) 
 
05/08/2013 5 
BALANCEAMENTO DAS REAÇÕES 
a) Método por tentativa: 
 
 
b) Método Redox: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1o Passo: Saber se há ou não transferência de elétrons: 
Quanto à transferência de elétrons: 
a) Reações sem transferência de elétrons 
- reações que formam uma nova fase (reações 
de precipitação): Ba2+(aq) + SO42-(aq) → BaSO4(s) 
- Reações de neutralização: 
 HCl (aq) + Ba(OH)2→ BaCl2(aq) + H2O(l) (não-balanceada) 
 b) Reações com transferência de elétrons 
(reações de oxidação-redução ou redox): 
 
05/08/2013 6 
05/08/2013 7 
REAÇÕES E BALANCEAMENTO REDOX 
1) Número de oxidação dos elementos e 
substâncias; 
 
2) Agente oxidante e redutor; 
 
3) Reações redox; 
 
4) Métodos de balanceamento redox: 
 a) Sem solvente 
 b) Em solução aquosa 
 - método do número de oxidação 
 - método da semi-reação 
 
 
 
ATRIBUIÇÃO DE NÚMEROS DE OXIDAÇÃO 
05/08/2013 
8 
05/08/2013 9 
a) Substâncias elementares tem nox zero. 
Ex. H2, O2, C, Na 
 
b) O átomo mais eletronegativo, tem nox negativo e o 
menos eletronegativo tem nox positivo. 
 Ex. CCl4 
 
c) A soma dos nox de todos os elementos é igual à 
carga total da espécie. 
Ex. NH4
+ 
 
 
 
d) Os MA tem nox +1 e os MAT +2. 
Ex. KCl, CaF2 
 
e) Em geral: H, nox +1 (exceto nos hidretos metálicos, 
como NaH). 
Ex. H2O, H2SO4, NaHSO4 
 
f) Em geral: O, nox -2 (H2O)(exceto nos peróxidos, 
como H2O2,e superóxidos como KO2, ). 
05/08/2013 10 
OXIDAÇÃO E REDUÇÃO 
+ 
Substância 
oxidada 
(perdeu 
elétron) 
íon positivo 
cátion 
- 
Substância 
reduzida 
(ganhou 
elétron) 
íon negativo 
ânion 
05/08/2013 11 
 Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) 
 oxidou reduziu 
ag. redutor ag. Oxidante 
 
 
 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) 
 oxidou reduziu 
05/08/2013 12 
As reações de análise, decomposição, simples-troca e 
dupla troca devem ser analisadas para serem 
enquadradas como reação de oxidação-redução. 
 
 
Reações de Síntese: 
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) não Redox 
N2(g) + H2(g) → 2NH3(g) Redox 
 
Reação de Decomposição: 
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) Não Redox 
2HgO(s) →
 2Hg(l) + O2(g) Redox 
 
 
 
05/08/2013 13 
Balanceamento de equações de 
reações redox 
Algumas vezes se consegue por tentativas, 
mas nem sempre. 
 
Procedimento sistemático divide as reações 
em dois grupos: 
 
 Reações que ocorrem sem solvente; 
 Reações que ocorrem em solução aquosa. 
05/08/2013 14 
REAÇÕES REDOX SEM SOLVENTE 
1) Atribua nox para todos os átomos. 
 
2) Determine quais átomos ganham/perdem elétrons e o 
número de elétrons envolvidos. 
 
3) Se há mais de um átomo ganhando ou perdendo 
elétrons em uma fórmula unitária, determine o 
número total de elétrons perdidos ou recebidos por 
fórmula unitária. 
 
4) Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ao da 
perda de elétrons pelo agente redutor, colocando o 
coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um, 
no lado esquerdo da equação. 
05/08/2013 15 
Continuação.... 
5) Complete o balanceamento por tentativa. 
Inicialmente balanceie os átomos que 
ganharam ou perderam elétrons. Em segundo 
lugar, todos os outros átomos, à exceção do O 
e H. Em terceiro, os átomos de O e por último, 
os átomos de H. 
 
 VERIFIQUE QUE O NÚMERO DE ÁTOMOS DE 
CADA ELEMENTO É O MESMO EM AMBOS OS 
LADOS DA EQUAÇÃO. 
05/08/2013 16 
Exemplo: 
 
+4 -2 +1 +5 -2 +1 -2 +1 +6 +2 +1 -1 +1 -2 
MnO2(s) + KClO3(s) + KOH(s) → K2MnO4(s) + KCl(s) + H2O(l) 
 
Oxidação: Mn perde 2e- 
Redução: Cl ganha 6e- 
Etapas 3 e 4: 3 MnO2 (cada Mn 2e
- x 3 = 6e- ) 
 
Etapa 5: Balanceando os átomos 
 Mn e Cl: 3 MnO2 : 3 K2MnO4 
 Outros átomos (exceto O e H): 6 KOH 
 O: 3 H2O 
 H: ok. 
Equação balanceada: 
3 MnO2(s) + KClO3(s) + 6 KOH(s) → 3 K2MnO4(s) + KCl(s) + 3 H2O(l) 
05/08/2013 17 
+1 +3 -2 +1 +7 -2 +4 -2 +2 -2 +1 -2 +1 -2 
H2C2O4 + KMnO4 → CO2 + MnO + K2O + H2O 
 
 
 
 
 
Oxidação: C perde 1e- 
Redução: Mn 
ganha 5e- 
 
 Para igualar no. de e- : 
 
 C perde 1e- x 2 átomos= 2e- x 5 
 Mn ganha 5e- = 5e- x 2 
 
Equação balanceada: 
5 H2C2O4 + 2 KMnO4 → 10 CO2 + 2 MnO + K2O + 5 H2O 
05/08/2013 18 
K2Cr2O7 + C6H12O6 → Cr2O3 + K2O + CO2 + H2O 
EXERCÍCIO 
 
Balancear a seguinte equação: 
05/08/2013 19 
K2Cr2O7 + C6H12O6 → Cr2O3 + K2O + CO2 + H2O 
+1 +6 -2 0 +1 -2 +3 -2 +1 -2 +4 -2 +1 -2 
Oxidação: C perde 4e- 
Redução: Cr ganha 3e- 
 Para igualar no. de e- : 
 
 C perde 4e- x 6 átomos= 24e- 
 Cr ganha 3e- x 2 átomos= 6e- x 4 
4 K2Cr2O7 + C6H12O6 → 4 Cr2O3 + 4 K2O + 6 CO2 + 6 H2O 
Equação balanceada: 
05/08/2013 20 
REAÇÕES REDOX EM SOLUÇÃO 
AQUOSA 
• Para conseguir balancear pode ser necessário 
introduzir H2O, H
+ e OH-. 
 
• Dois métodos: 
a) Método do número de oxidação 
b) Método da semi-reação 
05/08/2013 21 
MÉTODO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO 
1) Atribua nox para todos os átomos. 
2) Determine quais átomos ganham/perdem elétrons e o 
número de elétrons envolvidos. 
3) Se há mais de um átomo ganhando ou perdendo 
elétrons em uma fórmula unitária, determine o 
número total de elétrons perdidos ou recebidos por 
fórmula unitária. 
4) Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ao da 
perde de elétrons pelo agente redutor, colocando o 
coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um, 
no lado esquerdo da equação. 
 
05/08/2013 22 
5) Balanceie os átomos que ganharam ou perderam 
elétrons, adicionando coeficientes apropriados à 
direita 
6) Balanceie todos outros átomos, exceto O e H 
7) Balanceie a carga (a soma das cargas iônicas) de 
modo que seja a mesma em ambos os lados, 
adicionando H+ ou OH- 
a- Solução ácida: adicionar H+ do lado deficiente em 
cargas positivas 
b- Solução básica: adicionar OH- do lado deficiente em 
cargas negativas 
8) Balanceie os átomos de O, adcionando H2O do lado 
apropriado. Verifique o balanceamento dos H. 
05/08/2013 23 
Exemplo: 
Cr2O7
2-
 +6 Fe
2+ → 2 Cr3+ + 6 Fe3+ 
 +6 -2 +2 +3 +3 
Oxidação: Fe perde 1e- 
Redução: Cr ganha 3e- 
 Para igualar no. de e- : 
 Fe perde 1e- x 1 átomo= 1e- x 6 
 Cr ganha 3e- x 2 átomos= 6e- 
Equilibrando o no. de átomos: 2 Cr e 6 Fe do lado direito 
Carga total á esquerda: -2 + (6.2) = +10 
Carga total á direita: (2.3) + (6.3) = +24 
 
Adicionar H+ do 
lado esquerdo 
Equilibrando no. átomos de “O”: 7 do lado esquerdo 
Adicionar 7 H2O do lado direito 
Solução 
ácida 
05/08/2013 24 
Equação balanceada: 
Cr2O7
2-
 + 6 Fe
2+ + 14 H+ → 2 Cr3+ + 6 Fe3+ 
+ 7 H2O 
05/08/2013 25 
CrO4
2-
 + Fe(OH)2
 → CrO2
- + Fe(OH)3 
Solução 
básica 
Oxidação: Fe perde 1e- 
Redução: Cr ganha 3e- 
 +6 -2 +2 -2 +1 +3 -2 +3 -2 +1 
Para igualar no. de e- : 
 Fe perde 1e- x 1 átomo= 1e- x 3 
 Cr ganha 3e- x 1 átomo= 3e- 
 No. de átomos já equilibrado. 
Carga total á esquerda: -2 
Carga total á direita: -1 
 
Adicionar OH
-
 do 
lado direito 
No. átomos de “O”: 10 do lado esquerdo e 12 do lado direito 
Adicionar 2 H2O do lado esquerdo 
No. átomos de “H” já equilibrado. 
05/08/2013 26 
Equação balanceada: 
 CrO4
2-
 + 3 Fe(OH)2
 + 2 H2O 
 → CrO2
- + 3 Fe(OH)3 + OH
- 
05/08/2013 27 
MnO4
-
 + Cl
- → Mn2+ + Cl2 
EXERCÍCIO 
 
Balancear as seguintes equações: 
Solução 
ácida 
MnO4
-
 + I
- → MnO2
 + IO3
- Solução 
básica 
05/08/2013 28 
MÉTODO DA SEMI-REAÇÃO 
1) Separar em 2 semi-reações 
2) Balancear cada uma separadamente: 
a- balanceie todos os átomos (exceto O e H) 
b- balanceie os átomos de O, adicionando H2O do lado 
apropriado 
c- balanceie os átomos de H: 
Solução ácida: adicionar H+ do lado deficiente em H 
Solução básica: adicionar uma molécula de H2O do 
lado deficiente de H mais um OH- do lado oposto 
para cada H necessário. 
d- balanceie a carga adicionando elétrons do lado 
deficiente em carga negativa. 
05/08/2013 29 
3) Multiplicar 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. 
4) Subtrair (cancelar) qualquer coisa que 
apareça dos dois lados (todos os elétrons 
devem desaparecer nesta etapa) 
05/08/2013 30 
Cr2O7
2-
 + Fe
2+ → Cr3+ + Fe3+ 
Exemplo: 
1) Separar em 2 semi-reações 
Cr2O7
2- → Cr3+ Fe
2+ → Fe3+ 
2) Balancear cada uma separadamente: 
a- balanceie todos os átomos (exceto O e H) 
 
 
 
b- balanceie os átomos de O, adicionando H2O do lado 
apropriado 
 
 
Cr2O7
2- → 2 Cr3+ Fe2+ → Fe3+ 
Cr2O7
2- → 2 Cr3+ + 7 H2O 
Solução 
 ácida 
05/08/2013 31 
c- balanceie os átomos de H: 
Solução ácida: adicionar H+ do lado deficiente em H 
 
 
 
 
d- balanceie a carga adicionando elétrons do lado 
deficiente em carga negativa. 
14 H+ + Cr2O7
2- → 2 Cr3+ + 7 H2O 
14 H+ + Cr2O7
2- + 6e- → 2 Cr3+ + 7 H2O 
Fe2+ → Fe3+ + e- 
05/08/2013 32 
3) Multiplicar 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. 
 
 
 
 
 
14 H+ + Cr2O7
2- + 6e- + 6 Fe2+ → 
 2 Cr3+ + 7 H2O + 6 Fe
3+ + 6e- 
 
4) Subtrair (cancelar) qualquer coisa que apareça dos dois 
lados (todos os elétrons devem desaparecer nesta etapa) 
 
14 H+ + Cr2O7
2- + 6 Fe2+ → 2 Cr3+ + 7 H2O + 6 Fe
3+ 
 
14 H+ + Cr2O7
2- + 6e- → 2 Cr3+ + 7 H2O 
Fe2+ → Fe3+ + e- (X 6) 
05/08/2013 33 
CrO4
2-
 + Fe(OH)2
 → CrO2
- + Fe(OH)3 
Solução 
 básica 
1) Separar em 2 semi-reações 
2) Balancear cada uma separadamente: 
a- balanceie todos os átomos (exceto O e H) 
 
 
b- balanceie os átomos de O, adicionando H2O do lado 
apropriado 
 
 
CrO4
2-
 → CrO2
- Fe(OH)2
 → Fe(OH)3 
CrO4
2-
 → CrO2
- Fe(OH)2
 → Fe(OH)3 
CrO4
2-
 → CrO2
- + 2 H2O 
Fe(OH)2
 → Fe(OH)3 H2O + 
05/08/2013 34 
c- balanceie os átomos de H: 
Solução básica: adicionar uma molécula de H2O do lado 
deficiente de H mais um OH- do lado oposto para 
cada H necessário até balancear. 
 
 
 
 
 
d- balanceie a carga adicionando elétrons do lado 
deficiente em carga negativa. 
CrO4
2-
 → CrO2
- + 2 H2O + 4 OH
- 
Fe(OH)2
 → Fe(OH)3 OH
- + H2O + 
4 H2O + 
+ H2O 
4 H2O + CrO4
2-
 → CrO2
- + 2 H2O + 4 OH
- + 3e- 
 OH- + H2O + Fe(OH)2
 → Fe(OH)3 + H2O + e
- 
05/08/2013 35 
3) Multiplicar 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. 
 
 
 
 
 
 
 
 
4) Subtrair (cancelar) qualquer coisa que apareça dos dois 
lados (todos os elétrons devem desaparecer nesta etapa) 
 
 
4 H2O + CrO4
2-
 → CrO2
- + 2 H2O + 4 OH
- + 3e- 
 OH- + H2O + Fe(OH)2
 → Fe(OH)3 + H2O + e
- (X 3)
 
CrO4
2-
 + 3 Fe(OH)2 → CrO2
- + 
 3 Fe(OH)3 + 4 OH
- 
 + 7 H2O + 3 OH
- 
+ 5 H2O 
 + 3 e- 
+ 3 e- 
CrO4
2-
 + 3 Fe(OH)2 → CrO2
- + 3 Fe(OH)3 + OH
- + 2H2O 
05/08/2013 36 
EXERCÍCIO 
 
Balancear as seguintes equações: 
MnO4
-
 + Cl
- → Mn2+ + Cl2 
MnO4
-
 + I
- → MnO2
 + IO3
- 
Solução 
ácida 
Solução 
básica 
05/08/2013 37 
EXERCÍCIOS SELECIONADOS DO 
CAP. 12 -RUSSELL 
05/08/2013 38 
05/08/2013 39 
05/08/2013 40