1A-Slides - Reações químicas e estequiometria simplificado para impressão p&b

Prévia do material em texto

21/01/2014 
1 
REAÇÕES QUÍMICAS 
 Reações químicas 
– Equação química 
– Elementos da equação química 
– Símbolos e fórmulas químicas 
– Balanceamento de equações químicas 
– Estequiometria 
1/25 
REAÇÕES QUÍMICAS 
 As reações químicas podem ser representadas, descritas 
ou simbolizadas por meio de equações químicas: 
 
2Na(s) + 2H2O(l)  2Na
+
(aq) + 2OH
-
(aq) + H2(g) 
(s) = sólido 
(l) = líguido 
(g) = gás 
(aq) solução aquosa 
Reagentes → produtos (reação irreversível) 
Reagentes ↔ produtos (reação reversível) 
Reação química 
Equação química 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 
2/25 
EQUAÇÃO QUÍMICA 
 
A equação química para a formação da água 
pode ser visualizada como duas moléculas de 
hidrogênio reagindo com uma molécula de oxigênio 
para formar duas moléculas de água: 
2H2 + O2 2H2O 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 3/25 
EQUAÇÃO QUÍMICA 
 
Quando queremos realçar que uma reação requer 
alta temperaturas para acontecer, inserimos o símbolo 
delta (∆) na equação. 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)) 
 ∆ 
Catalisadores e outras condições devem ser 
expressas na equação da reação. 
 
C6H12O6(aq) 2 C2H5OH(aq) + 2 CO2(g) 
levedura 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 
4/25 
ELEMENTOS DA EQUAÇÃO QUÍMICA 
 
• Símbolos e índices: Representam, respectivamente, os 
elementos químicos e a proporção dos mesmos na 
constituição das substâncias. Ex.: H2SO4 
 
• Fórmulas: proporção na qual átomos dos elementos estão 
quimicamente combinados formando substâncias. 
Representam espécies moleculares e iônicas. Ex.: H2O, CaCl2 
 
• Subscritos: indicativo dos estados físicos: (s), (l), (g); de 
excesso: (exc); que está em solução aquosa: (aq); hidratado: 
(hid) ou solvatado: (sol). Ex.: NaCl(aq) 
 
• Sobrescritos: indicativo das cargas, quando é o caso. 
Ex.: Na+, Cl – 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 5/25 
ELEMENTOS DA EQUAÇÃO QUÍMICA 
 • Coeficientes estequiométricos: são os números na frente das 
fórmulas químicas; fornecem a proporção de reagentes e 
produtos; não confundir com índices! 
 Ex.: 2 HCl + Ba(OH)2 BaCl2 + 2 H2O 
 
• Setas horizontais: indicativas do sentido da reação direta (→) e 
de reversibilidade (⇆). 
 Ex.: 3 H2 + N2 2 NH3 
 
• Setas verticais: indicativas da formação de precipitados (↓) e 
eliminação de gases (↑). 
 Ex.: HCl + CaCO3 CaCl2 + H2O + CO2 ↑ 
 
• Outras informações: Energia, catalisadores, temperatura, etc. 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 
21/01/2014 
2 
6/25 
ESTEQUIOMETRIA 
• A equação balanceada fornece o número de moléculas 
que reagem para formar produtos, isto é, a proporção 
ideal da quantidade de matéria reagente necessária para 
produzir uma quantidade determinada do produto. 
• Essas proporções são denominadas proporções 
estequiométricas (do grego stoikheion = elemento, e 
metriā = medida, de metron). 
• As proproções ideais de reagentes e produtos no 
laboratório devem ser medidas em gramas e convertidas 
para mols. 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 7/25 
ESTEQUIOMETRIA 
• Se os reagentes não estão presentes em quantidades 
estequiométricas, ao final da reação alguns reagentes 
ainda estarão presentes (em excesso). 
• Reagente limitante: reagente em menor proporção e que 
é totalmente consumido na reação. Limita a formação de 
produtos. 
• A quantidade de produto prevista a partir da 
estequiometria considerando os reagentes limitantes é 
chamada de rendimento teórico. 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 
8/25 
ESTEQUIOMETRIA 
• O rendimento percentual relaciona o rendimento real ao 
rendimento teórico através da quantidade de material 
obtida no experimento em laboratório. 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 9/25 
EXERCÍCIOS 
1. Qual a quantidade (em grama e em número de moles) de 
alumínio presente em 10,20 g de Al2O3? 
Dados: (O = 16; Al = 27 g/mol) 
1. O ácido clorídrico é vendido comercialmente como uma solução 
aquosa cuja pureza é de 36 % m/m, e densidade 1,19 g/mL. 
Qual a massa de HCl e o número de moles presentes em 
50,0 mL do produto comercial? Dado: (HCl =36,5 g/mol) 
2. Hidrogênio e oxigênio, em condições adequadas, reagem 
formando água. 10 mols de hidrogênio são colocados em 
contato com 7 mols de oxigênio. Determine: 
a) o reagente limitante; 
b) a quantidade de água formada; 
c) a quantidade do reagente em excesso após a reação. 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 
10/25 
EXERCÍCIOS 
4. O ferro pode ser obtido através da redução do óxido de 
ferro(III) com alumínio em altas temperaturas. Quais as massas 
mínimas de Al e Fe2O3 são necessárias para a obtenção de 
140 g de ferro? 
Dados: O = 16; Al = 27; Fe = 56 g/mol. 
 
5. Suponha que uma solução contendo 6,56 g de Na3PO4 é 
misturada com uma solução contendo 7,83 g de Ba(NO3)2. 
Quantos gramas de Ba3(PO4)2 podem ser formados no máximo 
de acordo com a reação abaixo? 
2 Na3PO4(aq) + 3 Ba(NO3)2(aq) Ba3(PO4)2(s) + 6 NaNO3(aq) 
Dados: Na3PO4 = 164; Ba(NO3)2 = 261; Ba3(PO4)2 = 602 g/mol 
Resposta: 6,02 g de Ba3(PO4)2 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 11/25 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS 
 MÉTODO DAS TENTATIVAS: 
 Iniciar com a espécie que aparece apenas uma vez no 
1º e no 2º membros. 
 Preferir a espécie que apresentar maior índice. 
 Escolhida a espécie, transpor seus índices de um 
membro para outro, usando-os como coeficientes. 
 Prosseguir com as demais espécies usando o mesmo 
raciocínio até o final do balanceamento. 
 
 Al + O2 Al2O3 
Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O 
 Fe2O3 + Al Al2O3 + Fe 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 
21/01/2014 
3 
12/25 
EXERCÍCIOS 
1. Escrever a equação balanceada para a combustão do 
etanol, C2H5OH. 
2. Escreva as equações químicas balanceadas para os 
seguintes processos: 
a) A decomposição do pentóxido de dinitrogênio em 
dióxido de nitrogênio e oxigênio; 
b) Obtenção da amônia a partir do processo Haber-
Bosch, em que os gases nitrogênio e hidrogênio 
reagem à 500 oC na presença de ferro como 
catalisador; 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 13/25 
EXERCÍCIOS 
c) A produção de gás hidrogênio pelos processos de: 
i) reforma do metano, em que este gás se combina 
com vapor d´água; 
ii) ação de ácido sobre metal, como por exemplo, 
ácido clorídrico e zinco. 
d) A conversão da glicose em etanol e dióxido de 
carbono, pela ação de leveduras; 
e) A neutralização do ácido clorídrico pela ação do 
hidróxido de cálcio; 
f) Ação de ácidos sobre carbonatos. 
 Prof. Joacy B. Lima - UFMA 
14/25 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS 
 MÉTODO ALGÉBRICO: 
 
Utiliza-se de um conjunto de equações, onde as variáveis são os 
coeficientes estequiométricos. Sendo que, essas equações podem ser resolvidas 
por substituição, escalonamento ou por matrizes (através de determinantes). 
 
Ex: NH4NO3 → N2O + H2O 
 
Passo 1: Adicionar os coeficientes: 
a NH4NO3 → b N2O + c H2O 
 
Passo 2: Determinar as equações, igualando as atomicidades de cada elemento 
respeitando a regra da proporção atômica. Assim, deve-se multiplicar a 
atomicidade de cada elemento da molécula pelo coeficiente estequiométrico 
identificado anteriormente. 
Para o N: 2a = 2b Para o H: 4a = 2c Para o O: 3a = b + c 
 
Ou seja, o número de átomos de cada elemento deve ser igual no lado dos 
reagentes e no lado dos produtos. 
 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 15/25 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS 
 Passo 3: Resolver o sistema de equações: 
 
Se: 2a = 2b, tem-seque a = b. 
Se: 4a = 2c, tem-se que 2a = c. 
 
Portanto, atribuindo-se o valor arbitrário 1 para o coeficiente a, tem-se: 
a = 1, b = 1, c = 2. 
 
Passo 4: Substituir os valores obtidos na equação original 
NH4NO3 → N2O + 2 H2O 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 
16/25 
EXERCÍCIOS 
1. Faça o balanceamento das seguintes equações: 
Na2CO3 + H3PO4 → Na3PO4 + H2O + CO2 
NH4Cl + Ba(OH)2 → BaCl2 + NH3 + H2O 
 
2. O óxido nítrico, ou monóxido de nitrogênio pode ser 
preparado no laboratório a partir da reação entre ácido 
nítrico e cobre metálico. A água também é formada neste 
processo. Represente a reação química através de uma 
equação devidamente balanceada. 
Cu(s) + HNO3(aq) → 
 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 17/25 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS 
MÉTODO REDOX: 
Em determinadas reações há transferência de 
elétrons entre as espécies combinantes. Tais reações são 
denominadas de reações redox, ou reações de redução e 
oxidação. 
 
Oxidação = Quando um átomo perde elétrons, e o seu 
nox aumenta; 
Redução = Quando um átomo ganha elétrons e o seu 
nox diminui. 
 
Mas, o que é nox? número de oxidação 
 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 
21/01/2014 
4 
18/25 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO – NOX 
Para compostos iônicos, o nox é a própria carga do 
íon. Ex.: Na+ = +1, Cl– = -1. 
Para compostos moleculares, o nox é a carga elétrica 
teórica que o átomo iria adquirir se houvesse a quebra da 
ligação covalente, ficando os elétrons com o átomo mais 
eletronegativo. Ex.: H2O, nox(H) = +1 e o nox(O) = -2. 
 
Regras para o estabelecimento do Nox 
 
1. O estado de oxidação dos elementos puros, em 
qualquer estado de agregação é zero; 
2. O estado de oxidação do oxigênio é -2 para os óxidos; 
-1 para os peróxidos (O2
2-) e -1/2 para os superóxidos 
(O2
-); 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 19/25 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO – NOX 
Regras para o estabelecimento do Nox 
 
3. Para o H o estado de oxidação é +1, exceto quando 
combinado formando hidretos salinos e intersticiais (ligado 
a metais); 
4. O nox dos metais alcalinos é sempre +1; 
5. O nox dos metais alcalinos terrosos é sempre +2; 
6. O nox do alumínio é sempre +3; 
7. O nox do flúor é sempre -1; 
8. Para os demais elementos, calcula-se o nox de tal forma 
que a soma algébrica dos estados de oxidação dos 
mesmos seja igual à carga do íon ou igual a zero em uma 
molécula. 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 
20/25 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO – NOX 
CÁLCULO DO NOX 
 
Exemplo: 
1. Calcule o nox do cromo no dicromato de potássio, 
K2Cr2O7. 
 
 2(+1) + 2x + 7(– 2) = 0 2 + 2x – 14 = 0 
 2x = 14 – 2 2x = 12 x = 
12
2
 x = +6 
 
2. Calcule o nox do manganês no permanganato de 
potássio, KMnO4. 
 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 21/25 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS 
MÉTODO REDOX: 
 
• Passo 1. Identificar as espécies oxidante e redutora. 
• Cu(s) + HNO3(aq) → Cu(NO3)(aq) + NO(g) + H2O(l) 
 
• Passo 2. Escrever as semi-reações de oxidação e 
redução, considerando o balanço de massa e de carga. 
Cu(s) → Cu
2+
(aq) + 2e
- 
NO3
-
 (aq) + 3e
- + 4H+ (aq) → NO(g) + 2H2O(l) 
 
Observação: 
O balanço de massa e carga, empregar as espécies: 
1. H+ (aq) e H2O(l) para o meio ácido; 
2. OH- (aq) e H2O(l) para o meio básico. 
 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 
22/25 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS 
MÉTODO REDOX: 
 
• Passo 3. Igualar os elétrons nos processos de oxidação e 
redução. 
3∗[Cu(s) → Cu
2+
(aq) + 2e
- ] 
2∗[NO3
-
 (aq) + 3e
- + 4H+ (aq) → NO(g) + 2H2O(l)] 
 
• Passo 4. Somar as duas semi-reações 
3Cu(s) → 3Cu
2+
(aq) + 6e
- 
2NO3
-
 (aq) + 6e
- + 8H+ (aq) → 2NO(g) + 4H2O(l) 
 
 3Cu(s) + 2NO3
-
(aq) + 8H
+
(aq) → 3Cu
2+
(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l) 
 
 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 23/25 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS 
Para completar a reação, pode-se adicionar os íons 
expectadores. Neste caso, há apenas um que é o nitrato. 
Observar que esta etapa poderia ter sido feita durante o 
balanceamento das semi-equações! 
Como a fonte dos íons NO3
-
 (aq) e H
+
 (aq) é o HNO3 (aq), e 
o contra-íon do Cu2+ é o NO3
-
 (aq), portanto: 
 
3Cu(s) + 2NO3
-
 (aq) + 8H
+
 (aq) → 3Cu
2+
(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l) 
 
3Cu(s) + 8HNO3 (aq) → 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l) 
 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 
21/01/2014 
5 
24/25 
EXERCÍCIOS 
BALANCEAR AS EQUAÇÕES QUÍMICAS ABAIXO: 
 
a) KMnO4 + H2SO3 MnSO4 + K2SO4 + H2SO4 + H2O 
b) Cu2S + HNO3 Cu(NO3)2 + S8 + NO + H2O 
c) Co2+ + BrO – + H+ Co3+ + Br2 + H2O 
d) Zn + NO3
– + H+ Zn2+ + NH4
+ + H2O 
e) Cr(OH)3 + IO3
– + OH – CrO4
2– + I – + H2O 
f) Cl2 + OH 
– Cl – + ClO3
– + H2O 
g) NO3
– + I2 + H
+ IO3
– + NO2 + H2O 
h) Cr2O7
2– + Cl – + H+ Cr3+ + Cl2 + H2O 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA 25/25 
EXERCÍCIOS 
BALANCEAR AS EQUAÇÕES QUÍMICAS ABAIXO: 
 
i) MnO4
– + SO3
2– + H+ Mn2+ + SO4
2– + H2O 
j) MnO4
– + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O 
k) MnO4
– + C2O4
2– + H+ Mn2+ + CO2 + H2O 
l) KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O 
m) Cu + H2SO4 CuSO4 + SO2 + H2O 
n) HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + H2O 
o) Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO2 + H2O 
Prof. Joacy B. Lima - UFMA