Estudo Dirigido Reações Químicas(1) (2)

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PONTIFÍCIA UNIVERSIDADE CATÓLICA DO PARNÁ
LICENCIATURA EM QUÍMICA
COMPLEMENTOS DE QUÍMICA
Professor: Ricardo
 Padilha
 Vianna
 Fº
	NOME:
	
Estudo Dirigido – Reações Químicas
EQUAÇÃO QUÍMICA (definição completa):
	A reação química é um processo no qual duas substâncias ou mais, denominados reativos, pela ação de um fator energético, se convertem em outras substâncias designadas como produtos. Estas substâncias podem ser elementos químicos, matéria constituída por átomos da mesma classe, ou compostos químicos, substância que resulta da união de dois ou mais elementos da tabela periódica.
Numa equação química, o símbolo ↑ representa a formação de um gás e o símbolo ↓ representa a formação de um precipitado. A abreviação “(aq)” representa que a substância encontra-se em meio aquaso. As letras “(s)”, “(l)” e “(g)” representam que a substância encontra-se respectivamente nos estados sólido,líquido e gasoso.
TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS:
Reações de síntese ou adição:
São reações do tipo: 	A + B → AB
Exemplos (3 simbólicos + 1 submicroscópico + 1 macroscópico):
	H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
	NH3(g) + HCl(aq) NH4Cl(aq)
	CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s)
	
3H2(g) + N2(g) → 2 NH3(g)
	
2  Mg  + O2  →  2  MgO 
Reações de decomposição
São reações do tipo: 	AB → A + B
Exemplos (1 simbólico + 1 submicroscópico + 1 macroscópico):
	2 KBrO3 → 2 KBr + 3 O2
	
	
2 NaN3(s) →3 N2(g) + 2 Na(s)
Eletrólise (1 simbólico + 1 macroscópico):
	2H2O 2H2 + O2
	
Pirólise (1 simbólico + 1 macroscópico):
	 ∆
2 KClO3 2KCl + 3 O2
	
Fotólise (1 simbólico + 1 macroscópico):
	
	
Reações de simples troca ou deslocamento
São reações do tipo: 	A + BC → AC + B
A + BC → BA + C
Depende se a substância a ser deslocada é metal ou ametal.
Metal - Exemplos (1 simbólico + 1 submicroscópico + 1 macroscópico):
	Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
	
	
Cu + 2 AgNO3 Cu(NO3)2 + 2 Ag
Ametal - Exemplos (1 simbólico + 1 submicroscópico + 1 macroscópico):
	Cl2 + 2 NaI → 2 NaCl + 1 I2
	
	
Reações de dupla troca
São reações do tipo: 	AB + CD → AD + CB
Exemplos (1 simbólico + 1 submicroscópico + 1 macroscópico):
	Cl2 + 2 NaI → 2 NaCl + 1 I2
	
	
Condições para ocorrencia de reações
Para reações de simples troca.
“ O elemento deslocador deverá ser mais reativo que o elemento a ser deslocado.” Independente se metal ou não metal.
Exemplos de reaçôes que ocorrem: (2 simbólicos):
	2 Fe(s) + 6 HCl(aq) 2 FeCl3(s) + 3 H2(g)
	F2(aq) + CaBr2(aq) CaF2(s) + Br2(l)
Exemplos de reaçôes que não ocorrem: (2 simbólicos):
	Cu + HCl Não Ocorre.
	I2 + KCl Não Ocorre.
Para reações de dupla troca.
Teremos 3 condições:
1º - Haverá formação de produtos insolúveis.
Exemplos de reaçôes que não ocorrem: (2 simbólicos):
	AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s)↓ + NaNO3(aq)
	Pb(NO3)2 + H2SO4 2 HNO3 + PbSO4↓
2º - Haverá a formação de um produto mais fraco.
Exemplos de reaçôes que não ocorrem: (2 simbólicos):
	HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
	6 NaOH + 1 Al2(SO4)3  2 Al(OH)3 + 3 H2O
3º - Haverá formação de um produto mais volátil.
Exemplos de reaçôes que não ocorrem: (2 simbólicos):
	2H+(aq) + CO3-2(aq)  CO2(g) + H2O(l)
	NaHCO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O
OBS. Os ácidos são solúveis, as bases de metais alcalinos são solúveis, de metais alcalinos-terrosos são pouco solúveis e os sais de metais alcalinos, de amônio e nitratos são solúveis.
Reações de oxi-redução
São reações, nas quais ocorre transferência de elétrons.
Oxidação representa ganho de elétrons, caracterizando um agente redutor.
Redução representa perca de elétrons, caracterizando um agente oxidante.
Em uma reação de de oxi-redução, o total de elétrons cedidos é sempre igual ao total de elétrons recebidos.
Exemplo:
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
Semi-reação de oxidação (simbólico):
Semi-reação de redução (simbólico): Fe3+(aq)
Agente oxidante:			Agente redutor:
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES
1 - Pelo método das tentativas. Exemplos (balancear):
a) 	4Fe 	+ 	 3O2 	→	2Fe2 O3
b) 	2C3H6		+ 	 9O2	→	6CO2 	+ 	6H2O
c) 	2Ba(OH)2 	+ 	1H4P2O7 	→ 		1Ba2P2O7 	+ 	4H2O
d) 	Ca3(PO4)2 	+ 	3SiO2 	+ 	5C	→	3CaSiO3 	+ 	2P + 	5CO
2 – Pelo método de oxi-redução.
a – Determine o nox de todos os elementos que participam da reação.
b – Idemtifique quem sofreu oxidação e quem sofreu redução.
c – Calcule a variação de nox que cada elemento sofreu.
d – Calcule o ∆ dos elementos que sofreram oxidação e redução.
∆ = [variação do nox do elemento na equação] x [atomicidade do elemento (número de átomos desse elemento presente na fórmula)]
e – Use os ∆ como coeficientes do agente oxidante e do agente redutor trocando-os, e onde o elemento apresenta maior atomicidade.
f – Acerte os coeficientes dos demais elementos pelo método das tentativas.
Exemplos (balancear pelo método de oxi-redução indicando ∆):
KI + KMnO4 + H2O → I2 + MnO2 + KOH
Reduziu perdeu 
1
 elétrons 
Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Oxidou ganhou 
2
 elétrons
Casos especiais (Identificar a variação do NOX de cada elemento) 
1 – A mesma substância sofre oxidação e redução (balancear)
Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO3 + H2O
2 – Presença da água oxigenada ( 2H2O2 → 2H2O + O2)
Exemplos de reaçôes que não ocorrem: (2 simbólicos):
	Meio ácido: KMnO4 + H2SO4 +H2O2  K2SO4 + H2O + O2 + MnSO4
	Meio básico: CrCl3 + NaOH  + H2O2  → Na2CrO4 + NaCl +  H2O
3 – Equações escritas na forma iônica (SO3-2 + 3H2O → SO4-2 + 2H3O+1 + 2 e-)
Exemplos de reaçôes que não ocorrem: (2 simbólicos):
	H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(ℓ)
	Pb2+(aq) + 2 NO3-(aq) + 2 Na+(aq) + 2 I-(aq) PbI2(s) + 2 Na+(aq) + 2 NO3-(aq)