AulaV Reações Químicas3 QGI

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11/07/2018
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QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
Reações Químicas em Meio Aquoso
As reações ácido-base podem ser:
Arrhenius Brønsted-Lowry Lewis
REAÇÕES ÁCIDO-BASE
Ácido:
é toda substância que
em solução aquosa
libera H+ ou H3O
+.
Base:
é toda substância que
em solução aquosa
libera o ânion OH-.
Ácido:
é uma espécie que tende
a doar um próton.
Base:
é uma espécie que tende
a receber um próton.
Par Conjugado Ácido-Base:
espécies químicas que 
diferem entre si por um H+.
Ácido:
receptor de par de
elétrons.
Base:
doador de par de
elétrons.
Precipitação;
Complexação.
REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
Nas reações de precipitação, ácido-base e de formação de 
gás envolvem troca de íons em solução;
• outros tipos de reações envolvem transferência de 
elétrons de um espécie para outra – Estas são chamadas de 
reações de oxidação-redução.
Reações Redox
REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
• Muitas envolvem a reação de uma substância com O2(g)
• A reação envolve um metal reagindo com um não-metal
Além disso, ambas reações envolvem a conversão de um 
elemento livre em íons.
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REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
Para converter um elemento livre em um íon, os átomos devem 
ganhar ou perder elétrons
- Naturalmente, se um átomo perder elétrons, outro átomo deve 
aceitá-los.
• Os átomos que perdem elétrons são oxidados,
os átomos que ganham elétrons são reduzidos
REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
Um agente oxidante: contém um elemento no qual o estado 
de oxidação diminui em uma reação redox. 
• O agente oxidante sofre redução.
• Um agente redutor: contém um elemento no qual o estado 
de oxidação aumenta em uma reação redox.
• O agente redutor sofre oxidação.
• Para reações que não ocorrem entre metais e não-metais, 
ou não envolvem O2, necessita-se de um método para 
determinar como os elétrons são transferidos.
• Atribue-se um número a cada elemento em uma reação 
chamado de estado de oxidação que nos permite determinar 
o fluxo de elétrons na reação.
• O estado de oxidação refere-se ao número de cargas que a 
espécie teria se houvesse transferência completa de elétrons; 
• estados de oxidação não são cargas dos íons!
"estados de oxidação são cargas imaginárias atribuídas 
baseadas em um conjunto de regras”
"cargas dos íons são cargas reais, cargas mensuráveis”
REGRAS PARA ATRIBUIR O ESTADO DE OXIDAÇÃO
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REGRAS PARA ATRIBUIR O ESTADO DE OXIDAÇÃO
(a) Metais do grupo I tem um estado de oxidação +1 
em todos os seus compostos
(b) Metais do grupo II tem um estado de oxidação +2 
em todos os seus compostos
REGRAS PARA ATRIBUIR O ESTADO DE OXIDAÇÃO
Em seus compostos, os não-metais tem estados de 
oxidação de acordo com a tabela abaixo
The Oxidation Numbers of Elements in their Compounds
LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
A massa total de uma reação química é constante. Os átomos não
são criados nem destruídos em uma reação química, simplesmente eles
rearranjam.
Como os átomos não são criados nem destruídos em uma reação
química, os químicos multiplicaram as fórmulas por fatores para mostrar o
mesmo número de átomo de cada elemento em cada lado da reação. Este
artifício matemático é conhecido como BALANCEAMENTO.
Na + H2O NaOH + H2
2Na + 2H2O 2NaOH + H2
EQUAÇÃO NÃO 
BALANCEADA
EQUAÇÃO 
BALANCEADA
COEFICIENTE 
ESTEQUIOMÉTRICO
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BALANCEAMENTO
Uma equação química balanceada simboliza as mudanças qualitativas
e quantitativas que ocorrem em uma reação química.
Os coeficientes estequiométricos nos dão os números relativos de
mols dos reagentes e produtos que fazem parte de uma reação.
As equações químicas podem ser balanceadas por dois
métodos:
- Método de balanceamento por tentativas ou direto: sem
transferência de elétrons.
- Método de balanceamento de equações de oxido-redução:
ocorre a transferência de elétrons.
É muito útil para as equações químicas simples, baseando-
se nas seguintes regras práticas:
1ª – Selecionar os elementos (ou radicais) que apareçam 
apenas uma vez no primeiro e segundo membros da 
equação química;
2ª - Caso vários elementos (ou radicais) satisfaçam a condição 
anterior, deve-se optar por aquele que possui os índices 
maiores;
Balanceamento por Tentativa
3ª – Após a seleção do elemento (ou radical), inverter os 
seus índices do primeiro para o segundo membro da 
equação e vice-versa, utilizando agora estes índices como 
coeficientes (escreva inclusive o coeficiente 1, apenas para 
lembrar que aquela parcela já foi ajustada);
4ª - Com a inversão feita, use os dois coeficientes para 
acertar os demais.
Balanceamento por Tentativa Balanceamento por Tentativa
C4H10(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(l)
Iniciar com a fórmula que tem o maior número de átomos ou maior número
de elementos diferentes.
C4H10(g) + O2(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l)
Os átomos de Oxigênio são os únicos que não estão balanceados a
esquerda da equação.
Exemplo: O butano (C4H10) é um dos ingrediente do gás natural. Ele queima
na presença de oxigênio (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) e água
(H2O).
Para montarmos a equação balanceada para esta reação, primeiro devemos
escrever a equação principal.
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C4H10(g) + 13/2 O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(l)
Para remover a fração basta multiplicar todos os coeficientes
estequiométricos por 2.
2 C4H10(g) + 13 O2(g) 8 CO2(g) + 10 H2O(l)
C4H10(g) + O2(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l)
Os átomos de Oxigênio são os únicos que não estão balanceados a
esquerda da equação.
Balanceando o Oxigênio temos: 13
Método de balanceamento de
equações de oxido-redução
Regras práticas para balanceamento de equações redox
1º – Determinar o número de oxidação dos elementos 
envolvidos na reação para facilitar os cálculos.
2º - Calcular o total de elétrons perdidos e recebidos pelos 
elementos que sofrem oxidação e redução. Isto é feito 
multiplicando a variação do NOX pela maior atomicidade 
com que o elemento aparece na equação.
3º - O total de elétrons perdidos será invertido com total de 
elétrons recebidos, isto é, o coeficiente do elemento que sofre 
oxidação será o total de elétrons recebidos, e o coeficiente de 
elemento que sofre redução será, respectivamente, o total de 
elétrons perdidos.
4º - Escolha do membro da equação em que o total de 
elétrons perdidos ou recebidos (coeficientes da equação) será 
colocado.
Os coeficientes invertidos, adquiridos da informação vinda do 
total de elétrons ganhos ou perdidos, devem ser colocados ao 
lado do elemento cujo NOX não se repete na equação, não 
importa o membro em que o elemento se encontre.
Método de balanceamento de
equações de oxido-redução
5º - Após determinar os coeficientes iniciais, o ajuste final é 
feito por tentativas.
Exemplo:
Método de balanceamento de
equações de oxido-redução
1º – Determinar o número de oxidação dos elementos envolvidos na 
reação para facilitar os cálculos.
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Método de balanceamento de
equações de oxido-redução
2º - Calcular o total de elétrons perdidos e recebidos pelos elementos que 
sofrem oxidação e redução. Isto é feito multiplicando a variação do NOX 
pela maior atomicidade com que o elemento aparece na equação.
Temos então que:
● Cl perdeu 1 elétron (oxidação); porém, como são 2 átomos de Cloro, o total 
de elétrons perdidos é 2.
● Mn recebe 5 elétrons (redução); como existe apenas 1 átomo de Manganês, 
não há multiplicação alguma, pois a maior atomicidade do Mn já é 1.
Método de balanceamento de
equações de oxido-redução
3º e 4º – Fazer o ajuste inicial dos coeficientes utilizando a regra 3. 
Devemos colocar o coeficiente sempre ao lado dos elementos que 
apresentaram variação no NOX.
Com esta primeira “etapa” do balanceamento a equaçãojá passou de:
para:
Note que o coeficiente 5 foi colocado ao lado do Cl2 e não ao lado do MnCl2.
Isto ocorreu porque, no caso do MnCl2, o NOX se manteve o mesmo e a 
regra é clara ao impor que o coeficiente DEVE ser colocado ao lado do 
elemento que teve variação no NOX.
5º – Agora basta finalizar o ajuste por tentativas. E teremos como resultado 
final a seguinte equação balanceada:
Método de balanceamento de
equações de oxido-redução
Exemplo: Realizar o balanceamento da equação abaixo.
H2C2O4 + KMnO4 CO2 + MnO + K2O + H2O
H2C2O4 + KMnO4 CO2 + MnO + K2O + H2OEtapa 1:
H2C2O4 + KMnO4 CO2 + MnO + K2O + H2OEtapa 2:
+1 +3 -2 +1 +7 -2 +4 -2 +2 -2 +1 -2 +1 -2
+3 +7 +4 +2 
Oxidação: cada C perde 1 e-
Redução: cada Mn ganha 5 e-
Método de balanceamento de
equações de oxido-redução
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H2C2O4 + KMnO4 CO2 + MnO + K2O + H2OEtapa 3:
+3 +7 +4 +2 
Como há dois átomos de C 
por unidade fórmula, cada 
H2C2O4 perde 2 x 1 ou 2 e
-
Cada KMnO4 ganha 5 e
-
5 H2C2O4 + 2 KMnO4 CO2 + MnO + K2O + H2OEtapa 4:
5 H2C2O4 + 2 KMnO4 10 CO2 + 2 MnO + K2O + 5 H2OEtapa 5:
Método de balanceamento de
equações de oxido-redução
Sugestões para o balanceamento de equações
Ao balancear as equações químicas, existem diversos fatores 
que precisam ser levados em consideração:
1. Você só pode colocar números como índices na frente das 
moléculas, nunca no meio da molécula alterando a 
composição do composto.
2. Faça o balanceamento de moléculas grandes e com muitos 
átomos primeiro. Adicionar índices à frente destas 
moléculas pode bagunçar o ajuste de outras; por isto utilize 
as moléculas menores para realizar ajustes finos.
3. Se você não quiser manter números fracionários como 
índices, você poderá multiplicar toda a equação por um mesmo 
valor, de forma a neutralizar a fração.
⅓H2O
4. Deixe as moléculas que representam elementos puros por 
último; assim, quando você balancear estas moléculas não irá 
causar o desajuste de outras moléculas já balanceadas.
Sugestões para o balanceamento de equações
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
Reações Químicas em Meio Aquoso
- Padronização de Soluções -
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• Na prática…
Concentrações de soluções
Preparar uma solução de NaOH 0,1 M
• Normalmente padroniza-se a solução de NaOH
por titulação com uma solução de ácido de
concentração conhecida com exatidão.
• O ácido monoprótico empregado é o
hidrogenoftalato de potássio (KHP) – KHC8H4O4
– M.M. = 204,2g.
• O KHP é um sólido branco, solúvel,
comercializado de forma altamente pura.
O número de mols do biftalato de potássio necessário 
para reagir com uma alíquota do NaOH 0,1M:
20 mL
? 1:1 m g do sal puro+
100mL
 20 mL
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• 3 Titulações com NaOH 0,1M
• 1ª alíquota:
Vi=X1 mL; Vf= X2 mL .·. 
Vg=X1 – X2 (mL)
• 2ª alíquota;
• 3ª alíquota.
Fc = Volume Teórico
Volume gasto
Concentração Real = Concentração Teórica x Fc
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
Reações Químicas em Meio Aquoso
4. Deixe as moléculas que representam elementos puros por último; 
assim, quando você balancear estas moléculas não irá causar o desajuste 
de outras moléculas já balanceadas.
Sugestões para o balanceamento de equações
RELAÇÕES ENTRE MOL, MASSA MOLAR, MOLÉCULAS, ÁTOMOS E VOLUME
Obs: CNTP = condições normais de temperatura e pressão (0°C e 1atm).
1mol 
- 6,02 x 1023
- Massa (g)
- Coeficiente
- 22,71 Litros (L)
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CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
Estequiometria - origem grega: stoikheion (elemento) e 
metriã (medida).
Estequiometria é um estudo das medidas dos elementos, ou 
seja, da fração que cada elemento participa em uma reação 
química.
Existem basicamente 10 formas diferentes de se utilizar o 
cálculo estequiométrico, elas são utilizadas conforme são 
requeridas.
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
1-Relações Molares (Mol – Mol);
2-Relações Mol – Massa;
3- Relações massa – massa;
4- Relações Massa – Volume;
5-Relações entre o número de moléculas (átomos) e massa, quantidade 
em mols ou volume;
6- Problemas Envolvendo mais de uma Reação;
7-Problemas Envolvendo a Lei de Gay-Lussac;
8- Problemas Envolvendo Reagentes em Excesso ou Reagente Limitante;
9-Sistema em que os reagentes são substâncias impuras;
10-Sistemas envolvendo rendimentos das reações.
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
1-Relações Molares (Mol – Mol)
Os dados da questão e as incógnitas pedidas são expressas 
em termos de mols.
Exemplo: Quantos mols de O2 reagem com 3,17 mols de Al?
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
2-Relações Mol – Massa
Os dados da questão são expressos em termos de mols (ou 
massa) e a incógnita é pedida em massa (ou quantidade em 
mols). Isto é facilmente resolvido aplicando-se um fator de 
conversão.
Exemplo: Quantos mols de ácido clorídrico são necessários 
para produzir 23,4 gramas de cloreto de sódio a partir da 
equação: (massas atômicas: Na = 23; Cl= 35,5)
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3- Relações massa – massa
As informações da questão e as incógnitas pedidas são 
expressas em termos de massa.
Exemplo: Qual a massa de água, dada em gramas, produzida 
a partir de 8g de hidrogênio gás?
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
4- Relações Massa – Volume
Os dados da questão são expressos em termos de massa e a 
incógnita é pedida em termos de volume.
Caso o sistema não se encontre nas CNTP, deve-se calcular 
a quantidade em mols do gás e, a seguir, através da equação 
de estado, determinar o volume correspondente.
Nas CPTP (273,15 K; 100 000 Pa) = 22,710 953 ± 0,000 021 L mol-1
Nas CNTP (273,15 K; 101 325 Pa) = 22,413 968 ± 0,000 020 L mol-1
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
Exemplo: Calcular o volume de CO2 produzido numa 
temperatura de 27° e pressão de 1 atm, na reação de 16 g de 
oxigênio com monóxido de carbono.
Dado: constante universal dos gases: 0,082 atm·L·mol–1·K–1
5-Relações entre o número de moléculas (átomos) e 
massa, quantidade em mols ou volume.
Os dados da questão são expressos em termos de número de 
moléculas ou número de átomos e a quantidade incógnita é 
pedida em massa, mols ou volume.
Exemplo: Quantas Moléculas de água são produzidas a partir 
de 16g de oxigênio gás?
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
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6- Problemas Envolvendo mais de uma Reação
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
Problemas que envolvem mais de uma reação devem ser 
escritas e balanceadas todas as reações envolvidas no 
problema.
Neste caso, nota-se que é possível efetuar a soma algébrica 
dessas reações, bastando, para isso, multiplicar ou dividir as 
reações a fim de cancelarmos as substâncias intermediárias e 
restar uma única reação.
1) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O 
2) 4NO + 2O2 → 4NO2
3) 4NO2 + 4/3H2O → 8/3HNO3 + 4/3NO
4NH3 + 7O2 → 14/3H2O + 8/3HNO3 + 4/3NO
12NH3 + 21O2 → 14H2O + 8HNO3 + 4NO
x 3
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
7-Problemas Envolvendo a Lei de Gay-Lussac 
“Os volumes das substâncias gasosas participantes de 
uma reação química, estando nas mesmas condições de 
temperatura e pressão, guardam entre si uma relação 
constante entre os menores números inteiros possíveis”.
Experiência
Volume 
decomposto de 
vapor d'água
Volume 
produzido de 
gás hidrogênio
Volume 
produzido de 
gás oxigênio
1º 1L 1L 0,5L
2º 2L 2L 1L
3º 4L 4L 2L
Vvapor d’água : Vhidrogênio : Voxigênio
2 : 2 : 1
CNTP (273,15 K; 100 000 Pa) = 22,710 953 ± 0,000 021 L mol−1
Exemplo: Se 20,0 litros de CO2 são produzidos durante a 
combustão do pentano, C5H12, quantos litros de O2 estavam 
presentes no inicio da reação?
(Volume molar de um gás nas CNTP = 22,71 L/mol)
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
8- Problemas Envolvendo Reagentes em Excesso ou 
Reagente Limitante
Quando são fornecidas quantidades (massa, volume, mols, 
etc.) de dois reagentes, devemos verificarse existe excesso 
de algum reagente.
As quantidades de substâncias que participam da reação 
química são sempre proporcionais aos coeficientes da 
equação.
Se a quantidade dos reagentes estiver fora da proporção 
indicada pelos coeficientes da equação, reagirá somente a 
parcela que se encontra de acordo com as proporções.
A parte que estiver em excessos não reage e é considerada 
excesso.
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
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Exemplo: (PUC/SP) - 10,00g de ácido sulfúrico são adicionados 
a 7,40g de hidróxido de cálcio. Sabe-se que um dos reagentes 
está em excesso. Após completar a reação, restarão:
O reagente detectado em excesso não pode ser levado em conta para o 
cálculo da massa pedida.
Ajustar as proporções x g
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
x = 9,8g de H2SO4
Na questão utiliza 
9-Sistema em que os reagentes são substâncias impuras
Nesta situação é importante calcular a massa referente à parte 
pura, arbitrando que as impurezas não participam da reação. O 
Grau de pureza ( p), é o quociente entre a massa da substância 
pura e a massa total da amostra (substância impura).
Exemplo: (U.E. MARINGÁ/SP) - A decomposição térmica do CaCO3, se dá 
de acordo coma equação. CaCO3→ CaO + CO2. Quantas toneladas de 
óxido de cálcio serão produzidas através da decomposição de 100 toneladas 
de carbonato de cálcio com 90% de pureza? (Ca = 40; O = 16; C= 12)
Parte 1 (calcular como se a pureza fosse 100%)
Parte 2 (Ajustar a pureza)
10-Sistemas envolvendo rendimentos das reações
Se uma reação química não gera as quantidades esperadas de 
produtos de acordo com a proporção da reação química, 
significa que o rendimento não foi total.
O rendimento de uma reação é o quociente entre a quantidade 
de produto realmente obtida e a quantidade esperada, de 
acordo com a proporção da equação química.
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
132g se o rendimento tivesse sido de 100%, 
mas a reação produziu apenas 118,8 g.
Para calcular o rendimento da reação, temos 
que equacionar o projetado com o obtido
Exemplo: A combustão de 36g de grafite (C) provocou a 
formação de 118,8g de gás carbônico.
Qual foi o rendimento da reação? (C = 12; O = 16) 
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO