Manual de Química geral II - 1ª unidade-Reações quimicas

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Manual de Química Geral II
Fernando Nobre Furtado
UAB/UECE
2008
SUMÁRIO
1ª Unidade - Reações Químicas
2ª Unidade - Cálculos Estequiométricos
3ª Unidade - Soluções
4ª Unidade - Cinética Química
5ª Unidade - Equilíbrio Químico
6ª Unidade - Gases
7ª Unidade - Eletroquímica
1ª Unidade: Estudo das Reações Químicas
Introdução: No manual de Química Geral I, estudamos o átomo e as ligações químicas visando entender a estrutura da matéria.
Objetivos: Conhecer, nesta unidade, as transformações químicas da matéria, que são as reações químicas, no que se refere aos seguintes aspectos:
a) a maneira de representar as reações químicas; 
b) as condições em que as reações acontecem; 
c) o balanceamento da equação com determinação de seus coeficientes;
d) os principais tipos de reações químicas.
Reação química: Mergulhando uma lâmina de zinco em uma solução de sulfato de cobre, observamos que, após o tempo de dez a quinze minutos, existe um material escuro depositado sobre a lâmina de zinco e parte dele já sedimentada no fundo do recipiente. O fenômeno observado é uma reação química. Os materiais iniciais - zinco e sulfato de cobre - reagem e se transformam em cobre e sulfato de zinco.
(I) Como representar a reação química?
A simbologia usada para representar a reação química é chamada de equação química. A equação química deve conter informações que permitam a qualquer outro estudioso do assunto reproduzir a reação. Vejamos algumas informações que devem estar na equação química.
a) Reagentes e produtos
A equação representa um fenômeno dinâmico; logo deve mostrar um sentido de fluxo. O fluxo dinâmico tem sentido normal dos reagentes para os produtos; logo podemos chamar o reagente de estado inicial (1); e o produto, de estado final (2). Essa definição será útil quando estivermos estudando a variação de energia da reação. A seta que dá o sentido de fluxo vai dos reagentes para os produtos.
Reagentes Produtos
 (1) (2)
As substâncias, tanto os reagentes como os produtos, serão representadas pelas suas fórmulas químicas.
b) Estado físico das substâncias
As substâncias sólidas terão, do lado direito de sua fórmula, a letra s, entre parênteses; os líquidos, a letra l; os gases, a letra g; as soluções aquosas, as letras aq; no desprendimento gasoso, seta para cima; e no precipitado, seta para baixo.
c) As quantidades de cada substância
As quantidades serão expressas em número de mols, usando-se de preferência números inteiros na frente da fórmula química, como coeficiente da fórmula, significando o número de mols usado como reagente ou obtido como produto. O número de mols pode ser transformado em massa, usando-se a relação n = m/ MM, em que n é o número de mols; m é a massa; e MM é a massa molar da substância. No caso de substâncias gasosas, supondo-se condições não muito severas, podemos considerar o gás com comportamento ideal e usar a equação dos gases ideais, fazendo n = (PV)/(RT), em que n é igual ao produto da pressão pelo volume, dividido pelo produto da constante dos gases ideais pela temperatura absoluta. Quando temos a equação sem os coeficientes, dizemos que a equação é qualitativa. Quando temos a equação com os coeficientes, dizemos que a equação é quantitativa e está ajustada. A determinação dos coeficientes é chamada de balanceamento, pois usa leis experimentais, como a conservação da matéria ou a conservação das cargas elétricas.
Dependendo do tipo de reação, os métodos de balanceamento mais utilizados são:
(1) o método das tentativas – a partir da equação qualitativa, deve-se utilizar a lei da conservação da matéria para igualar a quantidade de um elemento químico como reagente à quantidade dele como produto. Este é o método mais usado e adequado para todos os tipos de reação.
Ex: Dada a equação qualitativa a seguir, determine seus coeficientes.
Al(OH)3 (s) + H2SO4 (aq) Al2(SO4)3 (aq) + H2O (l)
Para facilitar o uso do método, vamos estabelecer algumas regras:
I. Dar preferência ao elemento ou radical (grupo de átomos que ficam juntos como reagente e como produto) que está presente apenas uma vez em cada membro da equação;
II. No caso de dois ou mais casos que satisfaçam a primeira regra, nossa preferência deve ser pelo que tem maiores índices;
III. Selecionado o elemento ou radical, transpor o índice de um membro para ser coeficiente no outro membro, tornando igual o número de átomos do elemento ou radical nos dois termos da equação (conforme a lei da conservação da matéria).
No exemplo, o Al e o SO4 atendem a primeira regra. Não mencionamos o S porque estaríamos rompendo o radical. De acordo com a segunda regra, devemos escolher o SO4, com os índices 1 e 3, que são maiores que os índices 1 e 2 do Al. Na execução, o índice 3 do radical SO4 vai ser coeficiente do ácido sulfúrico, e o índice 1 do SO4 vai ser coeficiente do sulfato de alumínio. O enxofre já fica ajustado, pois está incluído no radical sulfato. O próximo elemento será o alumínio, que já tem sua quantidade fixada como produto. Colocamos, então, o coeficiente 2 no hidróxido de alumínio.
O coeficiente da água pode ser calculado pelas quantidades de hidrogênio ou de oxigênio, no termo dos reagentes. Usando o hidrogênio, temos 12H como reagente; logo o coeficiente da água deve ser 6, pois 6 x 2 = 12. Usando o oxigênio e excluindo o oxigênio do sulfato, que já está balanceado, temos 6 O no hidróxido de alumínio; logo teremos de ter 6 como coeficiente da água. A equação ajustada fica: 
2 Al(OH)3 (s) + 3 H2SO4 (aq) Al2(SO4)3 (aq) + 6 H2O (l)
(2) o método algébrico – usa-se a lei da conservação da matéria e forma-se uma equação algébrica para cada elemento ou radical, empregando a igualdade de quantidade do elemento ou radical como reagente e como produto. As incógnitas são os coeficientes da equação química. É o método dos que gostam de Álgebra.
Ex: Dada a equação qualitativa a seguir, determine seus coeficientes.
Cr2O3 (s)+ HNO3 (aq) Cr(NO3)3 (aq) + H2O (l).
Adotaremos os seguintes coeficientes: x para o óxido de cromo; y para o ácido nítrico; z para o nitrato de cromo, e h para o coeficiente da água. Cada elemento ou radical vai fornecer uma equação algébrica. Vamos desprezar o uso do NO3- como radical, pois o nitrogênio e o oxigênio serão utilizados separadamente. O fato não muda o número de equações algébricas. Cada elemento químico produz uma equação e o sistema de equações fica com 4 incógnitas e 4 equações:
Para o cromo: 2x = z
Para o oxigênio: 3x + 3y = 9z + h
Para o hidrogênio: y = 2h
Para o nitrogênio: y = 3z 
Verificamos ser o sistema indeterminado, pois possui várias soluções. O melhor modo, então, é arbitrar valor para uma das incógnitas, fixando, deste modo, uma solução. A escolha da incógnita e o valor a ser arbitrado devem ocorrer onde outra incógnita possa ser de imediato calculada e, se possível, com valor inteiro. No nosso exemplo, vamos fixar z = 1. Com esse valor, teremos y = 3; com y, podemos calcular h = 3/2 e, finalmente, x = ½. Multiplicando-se os valores por 2, obteremos valores inteiros que, substituindo-se na equação, resultará em:
Cr2O3 (s) + 6 HNO3 (aq) 2 Cr(NO3)3 (aq) + 3 H2O (l)
(3) o método do número de oxidação – usa-se a lei da conservação das cargas elétricas no inicio do balanceamento e conclui-se com a lei da conservação da matéria. O método só pode ser usado quando ocorre oxidação e redução.
Para que este método e o seguinte sejam bem entendidos, devemos revisar conceitos estudados no primeiro manual de Química Geral sobre oque seja oxidação e redução.
Oxidação é o fenômeno no qual um elemento químico, representado por seu átomo, perde elétrons;
Redução é o fenômeno no qual um elemento químico, representado por seu átomo, ganha elétrons;
Número de oxidação é a quantidade de carga do elemento químico, após ter realizado oxidação ou redução. Por exemplo: o átomo que perdeu dois elétrons ficou com duas cargas positivas em excesso; logo seu número de oxidação é +2; 
Oxidante é o elemento ou substância que provoca oxidações através de sua redução;
Redutor é o elemento ou substância que provoca reduções através de sua oxidação.
Regras para o cálculo do número de oxidação
O número de oxidação de um elemento químico isolado ou substância simples é zero;
O número de oxidação do oxigênio é -2, exceto nos peróxidos (O2)-2 onde é -1 e nos superóxidos (O2)-1 onde é ½;
O número de oxidação do hidrogênio é +1, exceto nos hidretos onde é -1;
O número de oxidação dos metais alcalinos (grupo 1) é +1; dos metais alcalinos – terrosos (grupo 2) é +2; e dos halogênios em compostos binários é -1;
Em uma molécula neutra, a soma dos números de oxidação dos elementos multiplicados pelos índices é sempre igual a zero. Por exemplo: H3PO4 (ácido fosfórico), então ∑ NOX = (+1x3) + (+5x1) + (-2x4) = 0;
Em um íon ou radical, a soma dos números de oxidação dos elementos multiplicados pelos índices é sempre igual à carga do íon ou radical. Por exemplo: (NO3)- radical nitrato, então ∑ NOX = (+5x1) + (-2x3) = -1;
Nas ligações covalentes, o número de oxidação é calculado como a carga com que o átomo ficaria, se as ligações fossem desfeitas e os elétrons ficassem com o elemento mais eletronegativo.
Por exemplo: O
 H O – Cl O 
 
 O 
Os valores da eletronegatividade são : Cl = 3,0; O = 3,5. Como o oxigênio é o mais eletronegativo, teremos o cálculo do NOX do Cl = 3x (+2) + 1x (+1)= +7.
Com os conceitos de oxidação e redução bem conhecidos, podemos entender o método do número de oxidação.
Ex: Dada a equação qualitativa:
P(s) + HNO3 (aq) + H2O (l) H3PO4 (aq) + NO (g), determine os coeficientes pelo método do número de oxidação.
O primeiro passo é verificar se na reação ocorreram oxidação e redução de elementos químicos. Verificamos a existência de oxidação ou redução, através da variação do número de oxidação de cada elemento como reagente e como produto.
Aplicando as regras, teremos:
0 +1 +5 -2 -1 -2 +1 +5 -2 +2 -2
P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO
Os números em cima das fórmulas representam o número de oxidação de cada elemento. Verificamos a variação do número de oxidação do P e do N. No caso de não existir variação do número de oxidação, não podemos aplicar o método, devendo ser usado o método das tentativas ou o método algébrico.
O segundo passo é calcular a oxidação e a redução ocorrida. O elemento P perdeu elétrons, e o N ganhou elétrons. A perda de elétrons é calculada multiplicando-se a variação do número de oxidação pelo número de átomos; logo teremos: ∆ NOX = 5, número de átomos = 1, resultando oxidação = 5x1 = 5. O ganho de elétrons é calculado do mesmo modo; logo teremos: ∆ NOX = 3, número de átomos = 1, resultando redução = 3x1 = 3.
O terceiro passo é usar a conservação das cargas para fazer a igualdade entre as cargas ganhas e as cargas perdidas. Para que o número de cargas ganhas seja igual ao número de cargas perdidas, devemos achar o mínimo múltiplo comum de 3 e 5, que se obtém multiplicando-se 3 por 5 e 5 por 3, o que corresponde a colocar o número cinco como coeficiente da substância em que ocorreu ganho de cargas (HNO3) e colocar o número três como coeficiente da substância em que ocorreu perda de cargas (P). A conservação das cargas determina os coeficientes do P e do HNO3.
O quarto passo é usar a conservação da matéria para determinar os outros coeficientes. Como temos 5 N nos reagentes, deveremos ter também 5 N nos produtos; logo o coeficiente do NO será 5; como temos 3 P nos reagentes, deveremos ter também 3 P nos produtos, logo o coeficiente do H3PO4 será 3. Resta calcularmos o coeficiente da água, que pode ser feito pela igualdade de átomos de H ou de O. Vamos usar os dois caminhos para fixar o conhecimento de que o resultado será sempre o mesmo. Como os produtos estão definidos, temos 9H no total; logo, para que possamos ter nove H nos reagentes, o coeficiente da água deve ser 2. Usando o O, verificamos a existência de 3x4 + 5x1 = 17 O nos produtos; logo, para ter 17 O nos reagentes, devemos ter o coeficiente 2 na água (15 + x = 17). A equação ajustada fica:
3. P(s) + 5. HNO3 (aq) + 2. H2O(l) 3. H3PO4 (aq) + 5. NO(l).
(4) o método do íon – elétron – usa-se a igualdade de cargas, desta vez, carga existente nos íons e radicais. Antes, devemos consolidar conceitos já estudados sobre íons e suas soluções. Uma substância é chamada de eletrólito quando se dissolve e produz uma solução que conduz uma corrente elétrica. Como a corrente é um fluxo de cargas, somente a solução que contém íons conduz a eletricidade. Quando o solvente é a água, os eletrólitos são sais, ácidos e outras substâncias que, em água, se dissociam em íons. 
A solubilidade, que está ligada ao conceito de interações entre soluto e solvente, terá seu estudo feito na 3ª unidade. Então, a análise da solubilidade ou da precipitação não será feita neste momento. A solubilidade será conhecida como dado do exercício. A solução de um eletrólito é chamada de solução eletrolítica. Muitas reações são realizadas em solução eletrolítica. Elas são chamadas de reações iônicas e sua representação é feita por uma equação iônica. Para reações em solução aquosa, a equação iônica deve ser balanceada pelo método do íon-elétron, também conhecido como método da semirreação. No método, a equação iônica é separada em duas semirreações, uma de oxidação e outra de redução. A diferença deste método para o da oxidação e redução é que este método não usa a variação do número de oxidação para realizar a igualdade de cargas. O método é mais lento, mas é mais seguro para evitar erros.
Ex: Dada a reação entre o KMnO4 e o H2SO3 em meio ácido, representada por sua equação qualitativa:
KMnO4 (aq) + H2SO3 (aq) K2SO4 (aq) + MnSO4 (aq) +H2SO4 (aq) + H2O (l), utilize o método na equação iônica e reescreva a equação molecular no final do balanceamento.
A equação iônica simplificada visa retirar as espécies que não participam da reação, são apenas espectadoras da reação iônica:
MnO4 – (aq) + H2SO3 (aq) SO4 2- (aq) + Mn 2+ (aq)
O H2SO3 aparece na forma molecular dando a informação do meio ácido.
O primeiro passo é identificar as duas semirreações de oxidação e redução e ajustar os átomos que oxidaram ou reduziram.
Redução: MnO4 - Mn²+ (Mn de +7 passou para +2).
Oxidação: H2SO3 SO4²- (S de +4 passou para +6).
O segundo passo é balancear o oxigênio de cada semirreação, adicionando H2O:
 MnO4- Mn²+ + 4 H2O
 H2SO3 + H2O SO4²- 
O terceiro passo é balancear o hidrogênio de cada semirreação, adicionando H+;
 MnO4- + 8H+ Mn²+ + 4 H2O 
 H2SO3 + H2O SO4²- + 4 H+ 
O quarto passo é balancear as cargas de cada semirreação, adicionando elétrons onde existir excesso de cargas positivas.
Na semirreação de redução, temos sete cargas positivas no 1º membro e apenas duas cargas positivasno 2º membro. Para obter a igualdade de cargas, colocamos cinco elétrons no 1º membro:
 MnO4- + 8H+ + 5e- Mn²+ + 4 H2O
Na semirreação de oxidação, temos duas cargas positivas sobrando no 2º membro. Para obter a igualdade de cargas, colocamos dois elétrons no 2º membro:
 H2SO3 + H2O SO4²- + 4 H+ + 2 e- 
O quinto passo é igualar o número de elétrons adicionado nos dois membros das semirreações, pois, como no método da oxidação e redução, o número de elétrons perdidos deve ser igual ao número de elétrons ganhos. No 1º membro, adicionamos 5 elétrons e, no 2º membro, adicionamos 2 elétrons. O mínimo múltiplo comum entre 2 e 5 é 10; logo devemos multiplicar a semirreação dos dois elétrons por 5 e a dos cinco elétrons por 2;
 2 MnO4- + 16 H+ + 10e- 2 Mn²+ + 8 H2O
 5 H2SO3 + 5 H2O 5 SO4²- + 20H+ + 10e- 
O sexto passo é somar as duas semirreações para obter a equação iônica balanceada e simplificada. Simplificar significa cortar as espécies que aparecem nos dois membros.
2. MnO4- + 5. H2SO3 2. Mn²+ + 5. SO4²- + 4. H+ + 3. H2O;
Para facilitar o entendimento, reescrevemos a equação na forma molecular:
2KMnO4 (aq) + 5H2SO3 (aq) K2SO4 (aq) + 2MnSO4 (aq) + 2H2SO4 (aq) + 3H2O (l)
Quando a reação acontece em meio básico, podemos seguir o mesmo roteiro, desde que o H+ que aparece seja neutralizado por igual número de OH-, lançado nos dois membros da equação.
Ex: Para melhor entendimento do novo caso, vamos utilizar um exemplo.
Determine os coeficientes da equação que representa a reação do CN- com o CrO4²- em meio básico.
KCN (aq) + K2CrO4 (aq) KCNO (aq) + KCr(OH)4 (aq) + KOH (aq).
O potássio é um íon espectador; o hidróxido, o íon que informa o meio básico.
Usando a equação iônica simplificada, podemos fazer:
CN - + CrO4 2- CNO - + Cr(OH)4
O primeiro passo é identificar as duas semirreações de oxidação e redução e ajustar os átomos que oxidaram ou reduziram.
Oxidação: CN- CNO- (N de -5 passou para -3 no íon cianato)
Redução: CrO4²- Cr(OH)4- (Cr de +6 passou para +3).
O segundo passo é balancear o oxigênio de cada semirreação, usando água.
 CN- + H2O CNO- 
 CrO4²- Cr(OH)4- 
O terceiro passo é balancear o hidrogênio de cada semirreação, usando H+:
CN- + H2O CNO- + 2H+
Para evitar a presença do H+, vamos usar a equação de ionização da água, que ocorre normalmente em meio aquoso: 2 H+ + 2 OH- 2 H2O.
Somando e simplificando, teremos: 
 ______________________________________
 CN- + 2 OH- CNO- + H2O 
Observe que a ionização da água aparece com os íons no primeiro membro para, na simplificação, o termo 2H+ desaparecer.
Adotando o mesmo procedimento para a outra semirreação, teremos:
 CrO4²- + 4 H+ Cr(OH)4- 
 4 H2O 4 H+ + 4 OH-
Somando e simplificando:
 _________________________________________
 CrO4²- + 4 H2O Cr(OH)4- + 4 OH- 
O quarto passo é balancear as cargas de cada semirreação, adicionando elétrons onde existir excesso de cargas positivas.
 CN- + 2 OH- CNO- + H2O + 2e-
 CrO4²- + 4 H2O + 3e- Cr(OH)4- + 4 OH- 
O quinto passo é igualar o número de elétrons nos dois membros das semirrreações. Do mesmo modo, o número de elétrons perdidos deve ser igual ao de elétrons ganhos. No segundo membro da 1ª semirreação, adicionamos 2 elétrons e, no primeiro membro da segunda semirreação, adicionamos 3 elétrons. O MMC entre 2 e 3 é seis; logo devemos multiplicar a 1ª por 3 e a 2ª por 2:
 3 CN- + 6 OH- 3 CNO- + 3 H2O + 6 e- 
 2 CrO4²- + 8 H2O + 6 e- 2 Cr(OH)4- + 8 OH- 
O sexto passo é somar as duas semirreações e obter a equação iônica balanceada e simplificada:
3 CN- + 2 CrO4²- + 5 H2O 3 CNO- + 2 Cr(OH)4- + 2 OH-
Vamos reescrever a equação na forma molecular:
3KCN(aq) + 2K2CrO4(aq) + 5H2O 3KCNO(aq) + 2KCr(OH)4(aq) + 2KOH(aq).
d) As condições em que ocorre a reação: para reproduzir a reação em qualquer outro local, devemos ter conhecimento das condições em que ela foi realizada. Essas condições essenciais devem ser informadas na própria equação química usando-se certas convenções:
O aquecimento sem controle efetivo de temperatura: para informar a necessidade de aquecimento, usamos o símbolo ∆, sobre a seta que separa os dois membros da equação;
A temperatura: determinadas reações ocorrem com temperatura bem definida; nestes casos, uma temperatura menor ou maior pode impedir a realização da reação. A temperatura deve ser esclarecida em graus centígrados ou em graus Kelvin, abaixo da seta da equação química;
A pressão: pelas mesmas razões da temperatura, a pressão deve ser esclarecida em atmosferas, abaixo da seta da equação química;
O meio ácido: o meio ácido tem efeito semelhante ao catalisador. O ácido pode ser representado pelo H+, em cima da seta da equação química;
O meio básico: o meio básico pode ser representado pelo OH-, em cima da seta da equação química;
O catalisador: as reações lentas podem ocorrer de modo mais rápido com o uso do catalisador. Esse deve ser representado por seu símbolo ou sua fórmula química, em cima da seta da equação química;
A energia envolvida: o calor da reação é expresso pela variação de energia ∆E, ou pela variação de entalpia ∆H, seja a reação realizada em volume ou pressão constantes. Quando o calor é negativo, a reação é exotérmica e indica que o calor foi liberado ou, ainda, que a energia dos produtos é menor que a energia dos reagentes. Quando o calor é positivo, a reação é endotérmica (necessita de calor para ocorrer) e indica que o calor foi absorvido ou, ainda, que a energia dos produtos é maior que a energia dos reagentes. Essa informação é vital para decidir se o reator, onde a reação vai ocorrer, deve ser refrigerado ou aquecido. A variação é expressa em KJ (quilo joule) ou Kcal (quilo caloria) logo após a equação;
A reação reversível: na realização da reação, medimos o seu rendimento; quando esse é muito baixo, em torno de 50%, já temos um indicativo de que a reação não se completa, ou seja, produtos são formados e reagem entre si retornando à situação de reagentes, até que seja atingido um equilíbrio em que a velocidade de formação dos produtos se torna igual à velocidade de formação dos reagentes. Na equação, esse equilíbrio é representado por dupla seta; 
A reação fotoquímica: certas reações são aceleradas ou promovidas pela ação da luz. A fotossíntese, que é uma importante reação, necessita de luz e clorofila para ocorrer. Para representar, usamos o símbolo λ em cima da seta da equação química.
Exemplo de reação química e a representação por sua equação química:
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l); ∆H = -890 KJ
 T = 298K
 P = 1atm
(II) Principais tipos de reações químicas
Como existem milhões de substâncias conhecidas, elas podem reagir entre si em milhões de reações químicas. Nesse momento, seria conveniente organizar as reações em seus tipos principais para facilitar o entendimento dos que iniciam o estudo das reações químicas.
Vamos dividir as reações em tipos do seguinte modo:
reações de síntese ou combinação: quando duas substânciasse combinam para formar uma terceira, o produto é uma única substância.
Ex: CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s)
Obs: Algumas reações podem pertencer a mais de um tipo descrito, como é o caso a seguir: 2 Na(s) + Cl2(g) 2 NaCl(s), que é uma reação de síntese e também de oxidação e redução, como vamos ver em seguida. O fato não torna inválido o estudo por tipo, pois o objetivo de facilitar o entendimento continua válido, e podemos dizer que o enquadramento ocorre no tipo principal.
reações de análise ou decomposição: quando um único reagente dá origem a dois ou mais produtos. 
∆
Ex: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 
reações de troca simples ou deslocamento simples: em geral, ocorrem quando um elemento ou substância simples reage com uma substância composta e desloca o elemento menos reativo que estava combinado.
O tipo deve ser estudado em dois casos:
1º caso: o elemento é um metal e, nesse caso, o metal mais reativo desloca o menos reativo. A escala de reatividade dos metais será mais bem entendida no estudo da Eletroquímica, através dos potenciais de eletrodos. No presente estudo, a reatividade deve ser entendida como uma possibilidade de reação com um ácido binário produzindo hidrogênio. Começando pelos mais ativos, teremos os metais alcalinos e alcalinos terrosos; metais de transição simples; o hidrogênio; os metais nobres (que são menos reativos que o hidrogênio).
Retomemos o exemplo dado no início da unidade:
Ex: Zn(s) + Cu(SO4)(aq) Zn(SO4)(aq) + Cu(s).
A reação acontece, pois o zinco é mais reativo que o cobre, ocorrendo a troca simples ou o deslocamento simples.
2º caso: a substância simples é formada por um não-metal e, nesse caso, o não-metal mais reativo desloca o não-metal da substância composta. A escala de reatividade dos não-metais está ligada à escala de eletronegatividade em que quanto mais eletronegativo, mais reativo.
Ex: Cl2(g) + H2S(g) 2 HCl(g) + S(s).
A reação acontece, pois o cloro é mais eletronegativo (mais reativo) que o enxofre, ocorrendo a troca simples ou o deslocamento simples.
reações de troca dupla ou deslocamento duplo: é o caso em que duas substâncias compostas, em geral sais em solução aquosa, trocam ânions e cátions, formando novas substâncias com formação de precipitado. Essa é uma reação que pode ser chamada de reação em solução aquosa, reação de precipitação ou reação iônica.
Ex: CaCl2(aq) + Na2CO3(aq) CaCO3 + 2. NaCl(aq).
A reação iônica pode ser representada pela equação iônica simplificada:
 Ca 2+(aq) + CO3 2-(aq) CaCO(s)
reações ácidas – base, de neutralização ou em solução aquosa: a reação envolve transferência de próton entre os reagentes.
Ex: HCN (aq) + KOH(aq) KCN(aq) + H2O(l).
A reação ocorre com a neutralização do ácido pela base e pode ser chamada de reação de neutralização. Nesse tipo, a reação iônica simplificada diz como ocorre a neutralização. Considerando o ácido totalmente dissociado, podemos fazer:
 H + (aq) + OH – (aq) H2O (l). 
reações de oxidação – redução: a reação envolve a transferência de elétrons entre as substâncias envolvidas.
 ∆
Exemplo: 2 KClO3(s) 2 KCl(s) + 3 O2(g).
 MnO2 
reações de combustão: é a reação em que um dos reagentes é chamado de combustível, sendo o fornecedor de carbono, hidrogênio ou outros, e o outro reagente é chamado de comburente, sendo o fornecedor de oxigênio. A reação é sempre exotérmica e libera energia térmica.
Ex: CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g). ∆H = - 802,3 KJ.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Verifique seu entendimento do assunto, observando os exercícios resolvidos. Em seguida, resolva os que agora são propostos:
1) Exercício resolvido:
Dada a equação qualitativa da reação do Cr2O7 2- com o Fe 2+ em meio ácido:
H2Cr2O7(aq) + FeCl2(aq) + HCl(aq) CrCl3(aq) + FeCl3(aq), determine os coeficientes pelo método do íon – elétron.
Solução: Os íons Cl – e H + são espectadores, logo a equação iônica fica:
Cr2O7 2- + Fe 2+ Cr 3+ + Fe 3+
1º passo: Identificar as semirreações de oxidação e redução e igualar os átomos envolvidos.
Redução: Cr2O7 2- 2 Cr 3+ (dois átomos de cromo em cada lado);
Oxidação: Fe 2+ Fe 3+
2º passo: Balancear o oxigênio de cada semirreação, adicionando H2O.
 Cr2O7 2- 2 Cr 3+ + 7 H2O;
 Fe 2+ Fe 3+
3º passo: Balancear o hidrogênio, adicionando H +.
 Cr2O7 2- + 14 H + 2 Cr 3+ + 7 H2O;
 Fe 2+ Fe 3+
4º passo: Balancear as cargas, adicionando elétrons.
 Cr2O7 2- + 14 H + + 6e - 2 Cr 3+ + 7H2O
 Fe 2+ Fe 3+ + 1e -
5º passo: Balancear os elétrons adicionados.
 Cr2O7 2- + 14 H + + 6e - 2 Cr 3+ + 7H2O;
 6 Fe 2+ 6 Fe 3+ + 6e -
6º passo: Somando-se as duas semirreações, temos:
 Cr2O7 2- + 14 H + + 6 Fe 2+ 2 Cr 3+ + 6 Fe 3+ + 7H2O;
Voltando para a equação molecular, temos:
H2Cr2O7(aq) + 6FeCl2(aq) + 12HCl(aq) 2CrCl3(aq) + 6 FeCl3(aq) + 7 H2O(l)
2) Exercício resolvido:
Dada a equação qualitativa da reação do MnO4 - com o SO3 2-, em meio básico, determine os coeficientes pelo método do íon – elétron.
Verifique a possibilidade de realizar o cálculo dos coeficientes, de forma mais rápida, utilizando o método da oxidação e redução.
KMnO4 (aq) + K2SO3 (aq) MnO2 (s) + K2SO4 (aq) + KOH (aq).
Solução: Passando para a forma de equação iônica, temos:
 MnO4 – (aq) + SO3 2- (aq) MnO2 (s) + SO4 2- (aq). 
Obs: A reação envolve a precipitação do óxido de manganês. 
1º passo: Definir as espécies que oxidaram e reduziram, balanceando o número de átomos.
 MnO4 - MnO2 (Mn de +7 passou para +4)
 SO3 2- SO4 2- (S de +4 passou para +6)
2º passo: Balancear o oxigênio, adicionando H2O.
 MnO4 - MnO2 + 2 H2O
 SO3 2- + H2O SO4 2-
3º passo: Balancear o hidrogênio, adicionando H+, e neutralizar com OH- nos dois membros da semirreação.
 MnO4 - + 4 H+ + 4OH- MnO2 + 2H2O + 4 OH-
 SO3 2- + H2O + 2OH- SO4 2- + 2 H+ + 2OH-
4º passo: Balancear as cargas de cada semirreação, adicionando elétrons.
 MnO4 - + 2H2O + 3e- MnO2 + 4OH -
 SO3 2- + 2OH- SO4 2- + H2O + 2e-
5º passo: Balancear os elétrons nos dois membros das semirreações.
 2 MnO4 - + 4H2O + 6e- 2MnO2 + 8OH -
 3 SO3 2- + 6OH- 3SO4 2- +3 H2O + 6e -
6º passo: Somando-se as duas semirreações, obtemos a equação balanceada:
2 KMnO4 (aq) + 3 K2SO3 (aq) + H2O(l) 2 MnO2(s) + 3 K2SO4 (aq) + 2 KOH(aq).
Vamos realizar o cálculo dos coeficientes, usando o método da oxidação e redução.
KMnO4 (aq) + K2SO3(aq) MnO2 (s) + K2SO4 (aq) + KOH (aq).
O método do íon-elétron adiciona água, hidrogênio e hidróxido, conforme a necessidade. O método da oxidação e redução deve iniciar com todas as espécies participantes. Devemos então colocar água (não podemos usar o H+, pois o meio é básico) no primeiro membro da equação para explicar a ocorrência de hidrogênio no segundo membro. Com a adição de água, a equação fica:
KMnO4 (aq) + K2SO3 (aq) + H2O(l) MnO2 (s) + K2SO4 (aq) + KOH (aq).
1º passo: Verificar se ocorreu variação do número de oxidação dos elementos.
 +7 +4 +4 +6
KMnO4 (aq) + K2SO3 (aq) + H2O(l) MnO2 (s) + K2SO4 (aq) + KOH (aq)
O NOX do Mn passou de +7 para +4, ocorrendo redução, e o NOX do S passou de +4 para +6, ocorrendo oxidação.
2º passo: Calcular a oxidação e a redução ocorrida. A oxidação é calculada multiplicando-se a variação do NOX pelo número de átomos. Do mesmo modo, calculamos a redução.
 Oxidação: 2x1=2 
 Redução: 3x1=3
3º passo: Para que o número de cargas ganhas seja igual ao número de cargas perdidas, devemos achar o mínimo múltiplo comum de 2 e 3. No caso, o número de cargas perdidas 2 (oxidação) será usado como coeficiente da substância onde ocorreu redução (cargas ganhas), e o 3 será usado como coeficiente da substância onde ocorreu oxidação (cargas perdidas).
2KMnO4 (aq) + 3 K2SO3 (aq) + H2O(l) MnO2 (s) + K2SO4 (aq) + KOH (aq)
Devemos terminar o balanceamento pelo método das tentativas, que é baseado na lei da conservação da matéria. Como nos reagentes temos dois Mn, devemos ter dois Mn também nos produtos; logo o coeficiente do MnO2 é 2. O mesmo raciocínio deve ser usado para o enxofre, que leva o coeficiente 3 para o sulfato de potássio. Resta usar o potássio para concluirmos que o coeficiente do KOH é 2, e usar o número de hidrogênio nos produtos para concluir que o coeficiente da água é 1. A equação balanceada fica:
2KMnO4 (aq) + 3 K2SO3 (aq) + H2O(l) 2 MnO2 (s) + 3 K2SO4 (aq) + 2KOH (aq)
Qual foi a melhor opção de método?
Cada método tem suas vantagens e desvantagens, por isso devemos limitar nossas conclusões aos seguintes pontos:
a) Quando a reação é iônica, o método mais indicado é do íon-elétron, que, como o próprio nome indica, envolve íons e elétrons;
b) O método do íon-elétron é apropriado na Eletroquímica, disciplina na qual vamos estudar as semirreações de eletrodo;
c) O método da oxidação e redução mostrou ser mais abrangente, pois pode ser usado nos dois casos, desde que tenhamos todas as informações necessárias, como o meio ácido ou básico;
d) Quando os reagentes são gases, líquidos ou sólidos, o método mais indicado é o da oxidação e redução.
Resolva os exercícios:
1) Exercício proposto:
Dada a equação qualitativa abaixo
Cl2 (g) + NaOH (aq) NaCl (aq) + NaClO3 (s) + H2O (l), atenda ao que se pede:
a) Em qual tipo principal a reação se enquadra?
b) Determine seus coeficientes, transformando-a em equação quantitativa.
2) Exercício proposto:
Dada a equação qualitativa abaixo
AgNO3 (aq) + KBr (aq) AgBr (s) + KNO3 (aq), atenda ao que se pede:
a) Em qual tipo principal a equação se enquadra?
b) Verifique a possibilidade de representar a equação simplificada.
c) Quais são os íons espectadores?
d) Determine seus coeficientes, transformando-a em equação quantitativa.
Referências bibliográficas:
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química. Questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Editora Bookman, 2001. 914 p.
BROWN, Theodore L.; LEMAY JÚNIOR, H. Eugene; BURSTEN, Bruce Edward. Química. A ciência central. São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2005. 972 p.
EBBING, Darrell D. Química Geral. Volume 1, 5ª ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos Editora S. A., 1998, 569 p.
KOTZ, John C.; TREICHEL JÚNIOR, Paul M. Química Geral e reações químicas. Volume 1. São Paulo: Editora Thomson, 2005.; 671 p.
RUSSEL, John Blair. Química Geral. Volume 1, 2ª ed. São Paulo: Makron Books, 1994; 621 p.
Figura nº. 01 - Reação do zinco com o sulfato de cobre. O zinco, mais reativo que o cobre, desloca-o do sulfato, ficando o zinco combinado e o cobre na forma de metal. O fenômeno é uma reação química, pois a matéria muda em sua estrutura.