9º ANO - REAÇÕES QUÍMICAS (1)

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Aula 9 – Reações químicas
Simbologia
Classificação
Introdução
Todos os dias, o dia inteiro, ocorrem reações químicas, não só ao nosso redor mas também no nosso organismo, de tal maneira que se pode dizer que a manutenção da vida depende de uma série de reações.
Algumas delas são muito comuns:
Simbologia
Classificação de reações
Tipos de reações de decomposição
Classificação das reações
Estequiometria
Balanceamento por tentativa e erro
Balanceamento
Pela lei de Lavoisier, “A soma das massas das substâncias reagentes é igual à soma das massas dos produtos da reação”, logo o número de átomos presentes, em uma reação, nos reagentes deve ser igual à quantidade de átomos presentes nos produtos.
Balanceamento
A seguinte reação indica a síntese da água:
H2+O2→H2O
Essa reação diz que uma molécula de hidrogênio (formada por dois átomos) reage com uma molécula de oxigênio (com dois átomos) para formar uma molécula de água (com dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio). Porém, essa expressão contraria a lei de conservação das massas, pois podemos observar que antes da reação há 2 átomos de oxigênio e no produto existe apenas 1. Nesse caso, a equação deve ser balanceada para indicar a conservação dos átomos, que é o verificado experimentalmente. A equação, escrita corretamente, que representa a reação de síntese da água é:
2H2+O2→2H2O
Duas moléculas de hidrogênio reagem com uma molécula de oxigênio para formar duas moléculas de água.
O balanceamento de uma equação química consiste no acerto dos coeficientes das substâncias afim de indicar a quantidade certa de cada componente presente na reação.
Método das tentativas
Este método consiste em colocar os coeficientes, livremente, até atingir a igualdade no número de átomos dos dois lados da reação. Este método pode ser mais trabalhoso se levarmos em conta as tentativas e erros, porém podemos adotar uma sequência para facilitar a definição dos coeficientes.
Balanceamento de reações
Ordem de balanceamento:
Metal
Ametal
Carbono
Hidrogênio
Oxigênio
Método das tentativas
I – Inicialmente, atribuímos um coeficiente ao elemento que aparece uma só vez nos dois membros, observando a quantidade de átomos presentes no primeiro e no segundo membro.
II – Se mais de um elemento aparecer uma única vez, nos dois lados da reação, a preferência deve ser dada ao elemento com maior índice.
III – Para igualar o número de átomos, colocamos o índice de um como coeficiente do outro. 
IV – A transposição deve seguir com todos os elementos, dos índices de um membro para o outro, sendo usados como coeficientes, até que o balanceamento esteja finalizado.
Método das tentativas
A seguinte equação deve ser balanceada:
C2H6O+O2→CO2+H2O
Podemos observar que a quantidade de carbono nos reagentes é 2 e no produto é 1,  então devemos igualar essa quantidade, colocando o índice de um como coeficiente do outro:
C2H6O+O2→2CO2+H2O
Método das tentativas
A quantidade de hidrogênio no primeiro membro(reagentes) é 6 e no segundo membro (produtos) temos 2. Então, devemos multiplicar o H2O por 3, para que a quantidade de hidrogênio se iguale a 6:
C2H6O+O2→2CO2+3H2O
Método das tentativas
Em relação ao oxigênio, no primeiro membro temos 3 átomos e no segundo membro temos 7. Logo precisamos acertar o coeficiente do O2 para finalizar o balanceamento. Atribuindo o coeficiente 3 ao O2, teremos 6 átomos de oxigênio. Ao somar com o oxigênio presente em C2H6O, obtemos 7 átomos, igualando assim a quantidade presente no segundo membro:
C2H6O+3O2→2CO2+3H2O
Equação devidamente balanceada:
C2H6O+3O2→2CO2+3H2O
Método das tentativas
Note que o coeficiente 1 não precisa ser escrito antes da substância, pois ele fica subentendido.
Exercícios
Cada esquema abaixo representa um tipo de reação química (dupla troca, simples troca, decomposição, síntese) Identifique o tipo correspondente:
a) A+B ------> AB
b) A+ BC -------> AC + B
c) AB ----------> A + B
d) AB + CD --------> CB + AD
 Faça o balanceamento das equações químicas abaixo e indique o tipo de reação correspondente:
a)     Na   +   Cl2        ------->    NaCl
b)    CH4  +   O2     ------->    CO2   +   H2O
c)     KClO3  ------->    KCl  +   O2
d)    KOH    +   H3PO4   ----->   K3PO4   +   H2O 
Exercícios
Classifique as seguintes reações: 
A) 2NaI + Br2 -----> 2NaBr + I2 
B) NH4NO2 -----> N2 +2 H2O 
C) HCN + KHO -------> KCN + H2O 
D) CO2 + H2O -------> H2CO3 
E) 2NaHCO3 -------> Na2CO3 + CO2 + H2O
Faça o balanceamento das equações químicas indicadas a seguir:
A)        KBr        ------->       Br2    +       K
B)        N2   +       O2  ------->        NO
C)        N2     +      Ca   -------->      Ca3N2
D)        NCl3  -------->       N2    +        Cl2
E)        I2   +       P4    ------->       PI5
F)        CaCl2   +          Na2SO4   -------->         NaCl   +  CaSO4
G)        N2  +        H2     -------->         NH3
H)        Cl2   +         KI     ------->           KCl   +        I2
I)         Na   +          O2     -------->        Na2O
J)         HBr    ------>         H2   +         Br2
K)        H2  +        N2  ------->  NH3
Leis Ponderais
Lei de Lavoisier (Conservação das Massas)
Lei de Proust ( Proporções Definidas)
Lei de Conservação das Massas
A Lei de Lavoisier, postulada em 1785 pelo químico francês Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), corresponde à Lei da Conservação das Massas.
Considerado o Pai da Química Moderna, segundo ele:
“Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.
Lei de Conservação das Massas
Isso explica que as substâncias químicas quando reagem, não são perdidas. Ou seja, se transformam em outras, de forma que esses elementos ainda permanecem, no entanto, de forma diferente, pois seus átomos são rearranjados.
As equações químicas são uma forma gráfica de observar essa transformação, por exemplo, na formação do gás carbônico:
C + O → CO2
Resumo
A Lei da Conservação das Massas ou Lei de Conservação da Matéria proposta por Lavoisier postula que:
"A soma das massas das substâncias reagentes é igual à soma das massas dos produtos da reação."
Para chegar nessas conclusões, Lavoisier utilizou balanças precisas envolvendo diversos elementos em recipientes fechados. As massas totais dos elementos não variavam antes (reagentes) e depois da reação (produtos), permanecendo constantes.
Note que se ele realizasse suas experiências num ambiente aberto haveria uma perda de massa, posto que a substância reagiria com o ar.
Nesse caso, se observarmos um ferro que com o passar do tempo reage com o ar (resultando na ferrugem), notamos a variação em sua massa inicial. Ou seja, ela torna-se maior após o contato entre eles uma vez que apresenta a massa do ferro e a massa do ar.
Exemplo 01
Exemplo 02
EXERCÍCIOS 01
De acordo com a Lei de Lavoisier, quando fizermos reagir completamente, em ambiente fechado, 1,12 g de ferro com 0,64 g de enxofre, a massa, em g, de sulfeto de ferro obtida será de: (Fe = 56; S = 32)
a) 2,76.
b) 2,24.
c) 1,76.
d) 1,28.
e) 0,48
EXERCÍCIOS 02
Uma das alternativas para diminuir a quantidade de dióxido de carbono liberada para a atmosfera consiste em borbulhar esse gás em solução aquosa de hidróxido de sódio. A reação que ocorre pode ser representada da seguinte forma:
dióxido de carbono + hidróxido de sódio → carbonato de sódio + água
Sabendo que 44 g de dióxido de carbono reagem com o hidróxido de sódio, formando 106 g de carbonato de sódio e 18 g de água, qual é a massa de hidróxido de sódio necessária para que o gás carbônico seja totalmente consumido?
a) 20 g.
b) 62 g.
c) 80 g.
d) 106 g.
e) 112 g.
EXERCÍCIOS 03
Na reação de neutralização do ácido clorídrico pelo hidróxido de magnésio, sabe-se que 73 g do ácido reage com 58 g do hidróxido com formação de 36 g deágua. Baseado nessas informações e utilizando a Lei de Lavoisier, determine a massa do outro produto dessa reação, o cloreto de magnésio.
EXERCÍCIOS 04
 Duas substancias, uma com 15g de massa e outra com 13g, reagiram entre si num sistema fechado. Da reação surgiram dois produtos: um gasoso, outro sólido. Sabendo-se que o produto sólido tem massa de 10g, calcula a massa do gás que se desprendeu da reação.
Lei das proporções definidas
O químico francês Joseph Louis Proust observou que, em uma reação química, a relação entre as massas das substâncias participantes é sempre constante. A Lei de Proust ou a Lei das proporções definidas diz que dois ou mais elementos, ao se combinarem para formar substâncias, conservam entre si proporções definidas.
"Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na mesma proporção em massa".
Lei das proporções definidas
Observe: A massa de uma molécula de água é 18g e é resultado da soma das massas atômicas do hidrogênio e do oxigênio.
H2 – massa atômica = 1 → 2 x 1 = 2g
O – massa atômica = 16 → 1 x 16 = 16g
Então, 18g de água tem sempre 16g de oxigênio e 2g de hidrogênio. A molécula água esta na proporção 1:8.
As Leis de Lavoisier e de Proust são chamadas de Leis Ponderais porque estão relacionadas à massa dos elementos químicos nas reações químicas.
Lei das proporções definidas
Exercícios
Exercícios