Estequiometria e Reações Químicas 2018

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Universidade Federal do Paraná - UFPR 
Campus Palotina 
 
2018/1 
Disciplina: Química Geral 
 
Aula 2 - Reações Químicas e Estequiometria 
 
Prof. André L. Rüdiger, D.Sc., M.Sc. 
Reações Químicas 
Processo no qual uma substância (ou substâncias) se transforma 
em uma ou mais substâncias novas. 
 
 
Representação gráfica, informando os aspectos qualitativos e 
quantitativos, de uma Reação Química. 
 
 
 
 
 
 
 Exemplo: Oxidação do Fe  formação da ferrugem 
Equações Químicas 
Reações de Precipitação 
Envolve a formação de um precipitado 
 Ex.: 
 
 
 
 
 
 
 
Equações Iônicas: 
 
 
 
𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑞) + 2𝐾𝐼(𝑎𝑞) → 𝑃𝑏𝐼2(𝑠) + 2𝐾𝑁𝑂3(𝑎𝑞) 
𝑃𝑏2+(𝑎𝑞) + 2𝑁𝑂3
−
(𝑎𝑞) + 2𝐾
+
(𝑎𝑞) + 2𝐼
−
(𝑎𝑞) → 𝑃𝑏𝐼2(𝑠) + 2𝐾
+
(𝑎𝑞) + 2𝑁𝑂3
−
(𝑎𝑞) 
PbI2 sendo formado
 Cristais filtrados de PbI2 após síntese
 
Solubilidade de Compostos Iônicos 
Leitura sugerida: 
 
POR QUE TODOS OS 
NITRATOS SÃO SOLÚVEIS? 
http://www.scielo.br/pdf/
qn/v27n6/22295.pdf 
 
Regras Gerais de Solubilidade de Alguns Compostos em Água 
1. Todos os ácidos inorgânicos são solúveis. 
 
2. Todos os compostos de metais alcalinos são solúveis, exceto alguns compostos 
de lítio. 
 
3. Todos os nitratos (NO3
-) são solúveis. 
 
4. A maioria dos acetatos (C2H3O2
-) são solúveis, exceto AgC2H3O2 e 
Hg2(C2H3O2)2. 
 
5. A maioria dos sulfatos (SO4
2-) são solúveis, exceto CaSO4, SrSO4, BaSO4, 
PbSO4, Ag2SO4 e Hg2SO4. 
 
6. A maioria dos haletos comuns são solúveis, exceto cloretos, brometos e iodetos 
de Ag(I), Pb(II) e Hg(II); HgI2; fluoretos de Mg, Ca, Sr, Ba e Pb(II). 
 
7. A maioria dos carbonatos (CO3
2-), cromatos (CrO4
2-), oxalatos (C2O4
2-) e 
fosfatos (PO4
3-) são insolúveis. Exceto itens 1 e 2 acima. 
 
8. A maioria dos hidróxidos são solúveis, exceto LiOH, que é insolúvel e Sr(OH)2 
e Ba(OH)2 que são parcialmente solúveis. 
Reações Ácido-Base 
 Muitos ácidos e bases são substâncias industriais ou domésticas. 
Ácidos e bases são eletrólitos comuns. 
 
 Ácidos  substâncias que se ionizam para formar H+ em solução 
(exemplo, HCl, HNO3, CH3CO2H, limão, lima, vitamina C). 
 
 Ácidos com 1 próton ácido são chamados monopróticos (HCl). 
 
 Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos 
(H2SO4). 
 
 Ácidos com muitos prótons ácidos são chamados polipróticos. 
 
Reações Ácido-Base 
 Bases  substâncias que reagem com os íons H+ formados por 
ácidos (NaOH, KOH, Ca(OH)2, NH3, Leite de Magnésia™). 
 
 Produzem íons hidróxido (OH-) quando dissolvidos em água 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Reações Ácido-Base 
 Reações de Neutralização 
 
HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq) 
Equação molecular completa 
 
 A neutralização entre um ácido e um hidróxido metálico produz 
água e um sal. 
 
H+ (aq) + Cl
- 
(aq) + Na
+
(aq) + OH
-
(aq) → H2O(l) + Na
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
Equação iônica completa 
 
H+ (aq) + OH
-
(aq) → H2O(l) 
Equação iônica simplificada 
 
Teoria de Ácido-Base de Arrhenius 
• Teoria de Arrhenius são limitadas, Teoria aplica-se apenas para ácidos e 
bases em soluções aquosas. 
 
 
 
 
 
• Ácido: Toda substância que produz íons H+ em solução. 
𝐻𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− 
 
• Base: Toda substância que produz íons OH- em solução. 
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− 
𝐻+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙
−
(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎
+
(𝑎𝑞)
+ 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎
+
(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙
−
(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) 
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂 (𝑙) 
Limitada ao comportamento em soluções 
aquosas! 
Teoria Ácido-Base de Brønsted-Lowry 
• Na teoria de Brøsted-Lowry, um ácido é um doador de protons e uma base 
é um receptor de prótons (Ácidos e bases não necessitam estar em solução 
aquosa). 
 
• Ácido: Toda substância que tende a doar um próton (H+) quando em 
solução. 
𝐻𝐶𝑙(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− 
 
 
• Base: Toda substância que tende a aceitar um próton (H+) quando em 
solução. 
𝑁𝐻3(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− 
Reações Ácido-Base Segundo Bronsted & Lowry 
Reação Ácido-Base segundo Bronsted-Lowry 
 
Envolve a competição de um próton entre duas bases. 
 
• Introduz o conceito de pares conjugados. 
• Se o ácido é forte, a base conjugada é fraca. Se a base é forte, o 
ácido conjugado é fraco. 
 
𝐻𝐶𝑙(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− 
 
𝑁𝐻3(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− 
 
Um ácido tem comportamento ácido independente do 
solvente, e uma base tem comportamento básico 
independente do solvente. 
 
 
Base Forte 
Base Conjugada Fraca 
Ácido conjugado fraco 
Ácido forte 
 Brønsted-Lowry: Força relativa de Ácidos e Bases 
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 100% 
ionizado 
em H2O 
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protonado 
em H2O 
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Reações Ácido-Base  Lewis 
Definição de Lewis 
 
• Ácido: Toda substância receptora de par de elétrons. 
• Base: Toda substância doadora de par de elétrons. 
 
 
B
H
H H
N
H H
H
+
B N
H
H
H
H
H
H
Ácido Base Formação de uma nova ligação
 covalente coordenada
Reações Ácido-Base  Lewis 
 Reação Ácido-Base segundo Lewis 
 
 Toda reação entre um ácido e uma base de Lewis envolve a formação 
de um nova ligação covalente coordenada. 
 
É uma teoria mais abrangente. 
 
• Não se limita a H+ como único íon/elemento com comportamento 
ácido. 
Reações de Oxirredução 
Principais tipos de reações de Oxirredução 
– Reação de Combinação 
– Reação de Decomposição 
– Reação de Combustão 
– Reações de Deslocamento 
• Deslocamento de Hidrogênio 
• Deslocamento de Halogênio 
• Deslocamento de Metal 
É a combinação de uma reação de oxidação e uma 
reação de redução. Reações como a combustão, a 
corrosão, a fotossíntese, o metabolismo do alimento e a 
extração dos metais dos minérios são reações de 
oxirredução. 
Número de Oxidação (Nox): É 
o número que designa a carga 
elétrica, real ou aparente, de 
um átomo em função da 
diferença de 
eletronegatividade entre ele e 
seus ligantes. 
Reações de Combinação e Decomposição 
• Reação de Combinação é aquela em que 
duas ou mais substâncias se combinam para 
formar um único produto. 
 
𝑆 𝑠
0 + 𝑂2 𝑔
0 → 𝑆4+𝑂2 𝑔
2− 
 
• Reação de Decomposição é aquela em que 
uma substância se quebra de modo a formar 
dois ou mais compostos. 
 
2𝐻𝑔2+𝑂 𝑠
2− → 2𝐻𝑔 𝑙
0 + 𝑂2 𝑔
0 
Nem todas as reações 
de combinação são 
reações de 
oxirredução, bem 
como nem toda reação 
de Decomposição é 
uma reação de 
oxirredução. 
Reações de Combustão 
• Reação de Combustão é aquela na qual uma substânciareage 
com oxigênio liberando geralmente calor e luz, produzindo 
uma chama. 
 
 
𝐶3𝐻8 𝑔 + 5𝑂2(𝑔) → 3𝐶𝑂2(𝑔) + 4𝐻2𝑂(𝑙) 
 
2𝑀𝑔(𝑠) + 𝑂2(𝑔) → 2𝑀𝑔𝑂(𝑠) 
Reações de Deslocamento 
Em uma Reação de Deslocamento, um íon (ou átomo) em um 
composto é substituído por um íon (ou átomo) de um outro elemento. 
 
– Deslocamento de Hidrogênio 
2𝑁𝑎(𝑠) + 2𝐻2𝑂(𝑙) → 2𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔) 
 
 
– Deslocamento de Halogênio 
𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝐾𝐵𝑟(𝑎𝑞) → 𝐾𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐵𝑟2(𝑙) 
 
 
– Deslocamento de Metal 
𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑞) → 𝑍𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑠) 
 
 
 
Determinação do Numero de Oxidação (Nox) 
1. O NOX de cada átomo em uma substância simples é sempre zero. 
 Ex.: O2, O3, P4, S8 etc. 
 Nox: 0, 0, 0, 0, etc. 
 
2. O NOX de um íon simples é sempre igual à sua própria carga. 
 
 
 
 
3. Nas substâncias compostas: 
 
 
 
• NOX do H é igual a +1. 
 Exceção: Hidretos Metálicos em que o Nox do H é igual a -1 
 
 
Numero de Oxidação do Elementos 
4. Existem 
elementos 
que 
apresentam 
NOX que 
tendem a ser 
fixo em seus 
compostos. 
 
Determinação do Numero de Oxidação (Nox) 
5. A soma dos NOX de todos os átomos constituintes de um composto 
molecular é sempre zero. 
 
 
– Exemplo: H3PO4 
 
 
 
6. Em um íon composto, o somatório dos NOX é igual à carga do íon. 
 
 
 
– Exemplo: MnO4
- 
 
 
 
 
 
 
 
 
1- Flúor nos seus compostos apresenta sempre número de oxidação -1; 
2- Oxigênio nos seus compostos possui número de oxidação -2; 
Exceções: 
a. Peróxido e Superóxidos: Estes compostos contém ligações O – O. O número de oxidação peróxido é -1 e nos superóxido é ½; 
b. Fluoreto de Oxigênio: A regra 1 sempre tem preferência. Em OF2 e O2F2 os números de oxidação de cada oxigênio são +2 e +1, 
respectivamente; 
3- Hidrogênio: na maioria dos compostos o número de oxidação é +1; 
Exceções: Nos hidretos metálicos o valor é -1; 
4- Compostos de elemento do grupo periódico I (metais alcalinos) e II (metais alcalinos terrosos): Este elementos tem seus números de 
oxidação +1 e +2, respectivamente; 
Elementos do Grupo III A, quando combinados, geralmente possuem número de oxidação +3; 
5- Na fórmula da substância ou espécie (íon, átomo, molécula), a soma dos números de oxidação de todos os elementos é igual à carga 
elétrica que aparece com a formula; 
a. Um átomo de qualquer elemento no estado livre (não combinado) tem número de oxidação igual a zero (0); 
b. Qualquer íon simples (monoatômico) tem número de oxidação igual a sua carga. 
c. A soma dos números de oxidação de todos os átomos da fórmula (empírica ou moleculares) para um composto inteiro é igual a 
zero (0); 
d. A soma dos números de oxidação de todos os átomos que aparecem na fórmula para um íon poliatômico ou complexo é igual à 
carga elétrica do íon. 
 
Determinação do Nox – Resumo das Regras 
Definição de Termos 
 ÓXIDORREDUÇÃO: Transferência de elétrons e variação do Nox; 
 
 OXIDAÇÃO: Perder elétrons e aumentar o Nox; 
 
 REDUÇÃO: Ganhar elétrons e diminuir o Nox; 
 
 AGENTE OXIDANTE: Elemento que sofre redução e provoca oxidação; 
 
 AGENTE REDUTOR: Elemento que sofre oxidação e provoca redução; 
 
 NÚMERO DE OXIDAÇÃO: É a carga que o elementos tem ou adquire 
durante a reação; 
 
Estequiometria de Reações 
• Leis Ponderais 
 
• Balanceamento 
 
• Cálculos de rendimento 
 
• Cálculos de reagentes limitantes e reagentes 
em excesso. 
 As Leis Ponderais 
• Lei de Conservação das Massas (Antoine L. Lavoisier; 1760) 
• “Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma”. 
• “Em uma reação química feita em recipiente fechado, a soma das 
massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.” 
m(reagentes) = m(produtos) 
 
• Lei das Proporções Constantes (Joseph L. Proust; 1797) 
• A composição química de uma substância composta é sempre 
constante não importando sua origem. 
• A proporção dos reagentes em uma reação química é também 
constante. 
proporção(reagentes) = proporção(produtos) 
 
• Lei das proporções múltiplas (John Dalton; 1803) 
• Propôs que os átomos se arranjavam para produzir novas 
combinações químicas 
n(reagentes) = n(produtos) 
 
Equações químicas - balanceamento 
• O balanceamento de equações químicas são 
possíveis por meio de 4 métodos. 
 
– Balanceamento por tentativa; 
– Balanceamento pelo método algébrico; 
– Balanceamento pelo número de oxidação (REDOX); 
– Balanceamento íon-elétron (REDOX); 
Balanceamento pelo Método de Tentativa 
 ?? Al + ?? O2 → ?? Al2O3 
 
– Procedimento para Balanceamento por Tentativa 
 
1º - Para ter certeza dos coeficientes a serem balanceados é necessário ter as 
Fórmulas corretas  reagentes e os produtos; 
 
2º - Balancear individualmente cada átomo; 
 
3º - Tentar balancear os elementos que aparecem 1º nos reagentes e depois nos 
produtos; 
 
4º - Buscar balancear os elemento que possua índices maiores; 
 
5º - Nos elementos  transpor seus índices de um membro para outro, 
usando-os como coeficientes; 
 
6º - Prosseguir com os outros elementos, usando o mesmo raciocínio, até o 
final do balanceamento. 
 
 
Balanceamento por Tentativa e Algébrico 
Exercício: Realize o acerto dos coeficientes das equações 
químicas abaixo pelo método por tentativa até igualar as 
atomicidades: 
 
1º) CaO + P2O5 Ca3(PO4)2 
2º) Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O 
3º) C2H5OH + O2 
 CO2
 + H2O 
4º) C2H6O + O2 CO2 + H2O 
5º) Na2CO3 + HCl NaCl + H2O + CO2 
6º) C6H12O6 C2H6O + CO2 
7º) C4H10 + O2 CO2 + H2O 
 
 
Balanceamento pelo Método Algébrico 
Utiliza-se de um conjunto de equações, onde as variáveis são os coeficientes 
estequiométricos, sendo que, essas equações podem ser solucionadas por 
substituição, escalonamento ou por matrizes (através de determinantes). 
 
Exemplo: NH4NO3 → N2O + H2O 
 
– Passo 1: 
• aNH4NO3 → bN2O + cH2O 
 
– Passo 2: igualar atomicidades 
• N -> 2a = 2b 
• O -> 3a = b + c 
• H -> 4a = 2c 
 
– Passo 3: resolver sistemas de equação, 
 
– Passo 4: substituir os valores na equação original 
 
 
 
Balanceamento pelo Algébrico 
Exercício: Realize o acerto dos coeficientes das equações 
químicas abaixo pelo método de oxirredução e íon-elétron 
até igualar as atomicidades: 
 
1º FeCl3 + Na2CO3 Fe2(CO3)3 + NaCl 
2º NH4Cl + Ba(OH)2 BaCl2 + NH3 + H2O 
3º Ca(OH)2 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + H2O 
4º Fe2(CO3)3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + H2O + CO2 
5º Na2O + (NH4)2SO4 Na2SO4 + H2O + NH3 
6º NH3 + O2 NO + H2O 
7º CS2 + O2 CO2 + SO2 
8º H3PO4 + CaO Ca3(PO4)2 + H2O 
 
 
Balanceamento por Oxirredução 
Exemplo: Formação de Ácido Sulfúrico e Ácido Brômico 
 
 
 
• 1º Passo: Encontrar o Nox 
 
 +1 -2 0 +1 -2 +1 X -2 +1 -1 
• 2º Passo: Identificar o agente oxidante e o redutor e Determinar a ∆ Nox 
 + 2- 0 + 2- + 6+ 2- + - 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
HBrSOHOHBrSH  42222
HBrSOHOHBrSH  42222
HBrSOHOHBrSH  42222
ΔNOX = -8e
- 
ΔNOX = +1e
- 
Oxidou (agente redutor) 
Reduziu (Agente oxidante) 
• 3º Passo: Inverter o valor do ∆Nox x ÍndiceRealizar o balanceamento primeiramente para os REAGENTES 
 
 
 
 
 
 Repetir o procedimento para os PRODUTOS 
 
 
 
 
• 4º Passo: Determinar por tentativa os demais 
 
 
 
HBrSOHOHBrSH  42222 82
HBrSOHOHBrSH  42222
HBrSOHOHBrSH  42222 41
HBrSOHOxHBrSH 84 42222 
Multiplicar o ∆Nox do 
redutor pelo seu índice e e 
transferir o valor para o 
coeficiente do oxidante 
Reagentes: 8 x 1 = 8Br2 
Produtos: 8 x 1 = 8HBr 
Multiplicar o ∆Nox do 
oxidante pelo seu índice e e 
transferir o valor para o 
coeficiente do redutor. 
Reagentes: 1 x 2 = 2H2S 
Produtos: 1 x 1 = 1H2SO4 
HBrSOHOHBrSH 8141 42222  HBrSOHOHBrSH 8141 42222 
Balanceamento pelo Método REDOX 
Exercício: Realize o acerto dos coeficientes das equações químicas 
abaixo pelo método de oxirredução até igualar as atomicidades: 
 
1º FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 
2º KMnO4 + H2SO4 Mn2O7 + K2SO4 + H2O 
3º KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 
4º Na + KNO3 Na2O + K2O + N2 
5º Ni(CO)4 Ni + CO 
6º Al + Cu2+ Al3+ + Cu 
7º Cr2O7
2- + Fe2+ + H+ Cr3+ + Fe3+ + H2O 
8º P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO 
 
Método Íon-Elétron 
• Baseia-se na divisão da reação global de oxirredução 
em duas semi-equações. Sendo que, para a semi-
equação de redução deve-se acrescentar os elétrons no 
lado dos reagentes e o ânion no lado dos produtos. De 
forma análoga, para a semi-equação de oxidação, 
deve-se adicionar os elétrons no lado dos produtos 
junto à espécie oxidada, enquanto que no lado de 
reagentes deve estar a espécie mais reduzida. 
Exemplo: CuSO4 + Ni → NiSO4 + Cu 
Método Íon-Elétron 
CuSO4 + Ni → NiSO4 + Cu 
 
• Passo 1: Identificar as espécies que sofrem oxidação e redução 
– Redução: CuSO4, o cobre possui Nox +2 e transforma-se em cobre puro 
com Nox 0. 
– Oxidação: O Níquel puro passa do estado 0 para o estado de oxidação 
+2. 
 
• Passo 2: Escrever as semi-equações 
– Cu2+ + 2e → Cu 
– Ni → Ni2+ + 2e 
 
• Passo 3: Somar as semi-equações de modo a balanceá-las e cancelar os 
elétrons cedidos com os ganhos 
Cu2+ + Ni → Ni2+ + Cu => CuSO4 + Ni → NiSO4 + Cu 
Balanceamento pelo Método REDOX 
Exercício: Realize o acerto dos coeficientes das equações químicas 
abaixo pelo método íon-elétron até igualar as atomicidades: 
 
1º FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 
2º Na + KNO3 Na2O + K2O + N2 
3º Ni(CO)4 Ni + CO 
4º Al + Cu2+ Al3+ + Cu 
5º Cr2O7
2- + Fe2+ + H+ Cr3+ + Fe3+ + H2O 
 
Reagentes Limitantes 
 
Em uma reação o reagente limitante é aquele que limita 
a quantidade de produto que pode ser produzido na 
reação. Isso significa que quando o reagente limitante é 
totalmente consumido, a reação para, mesmo tendo 
ainda outros reagentes. Todos os outros reagentes que 
sobrarem são considerados reagentes em excesso. 
Rendimento 
• A quantidade de reagente limitante presente no início de uma 
reação determina o Rendimento Teórico dessa reação, ou 
seja, é a quantidade de produto formado se todo o reagente 
limitante for consumido durante a reação. 
 
• O Rendimento Real é a quantidade de produto obtido ao final 
da reação química 
 
% 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 =
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
× 100%