REAÇÕES_QUÍMICAS

Prévia do material em texto

REAÇÕES QUÍMICAS
Profª Raquel Alves de Luna Dias
Fenômeno
1)Fenômeno: Qualquer mudança ou transformação que ocorre em um sistema em observação. Pode ser:
Fenômeno físico: A matéria mantém a sua identidade após o fenômeno ocorrer.
Ex: Qualquer mudança de fase de agregação
Fenômeno físico
Fio de cobre que passa corrente elétrica:
b) Fenômeno químico
 Ocorre transformação da matéria:
Ex: Queima de papel, ferrugem de prego, azedamento do leite.
 
b) Fenômeno químico
		Em toda reação química, evidencia-se a olho nu: mudança de cor, formação de precipitado (ppt) ou liberação de gás.
2) Fenômeno químico ou reações químicas
 		Os átomos das substâncias reagentes se reagrupam de nova maneira a formar as substâncias do produto. 
		Não há perda de átomos, nem a criação de átomos novos.
2H2(g) + O2(g) → 2H2O (l)
OBS: Misturas X Reações Químicas
	*** Misturas homogêneas e heterogêneas: Os componentes da mistura não reagem entre si. Assim, podem ser separados por método se separação apropriado.
*** Reações químicas: Não é possível mais obter a(s) substância(s) inicial(ais).
2.1) Equações químicas:
Forma de representar as reações: 
Reagentes → Produtos
Ex: N2(g) + H2(g) → NH3(g)
 (reagentes) (produto)
		Os reagentes são anotados do lado esquerdo e os produtos, do lado direito.
		A seta indica transformação.
As reações químicas fornecem:
Estado físico: (g) gás, (v) vapor, (l) líquido, (s) sólido;
Presença de moléculas ou íons em solução aquosa (aq);
↗ (despreendimento de gás), ↓ (formação de precipitado, ppt)
Sobre ou embaixo da seta:
 (calor ou aquecimento),  (luz), cat (catalisador), energia elétrica.
Equação química
Ex: Reação entre bicarbonato de sódio e vinagre
NaHCO3(s) + H3CCOOH(l) → H3CCOONa(s) + H2CO3 
 H2O(l) + CO2(g)↗
2.2) Balanceamento de uma equação química:
Em uma equação química, a quantidade de átomos de cada elemento participante deve ser igual nos reagentes e nos produtos.
	Para isto, ajustam-se os coeficientes estequiométricos, que devem ser os menores números inteiros.
2.2- Balanceamento de equação química
Método das Tentativas:
*** Nele atribuímos o coeficiente 1 à substância com maior número de átomos
*** A partir dessa substância determinamos os coeficientes das outras substâncias
*** Como os coeficientes devem ser números inteiros, se algum coeficiente obtido for fracionário, devemos multiplicar todos os coeficientes por um número apropriado para eliminar as frações.
 (NH4)2Cr2O7(s) → N2 (g) + Cr2O3(s) + 4 H2O (v)
 nitrogênio (N): 2 átomos → 2 átomos 
hidrogênio (H): 8 átomos → 8 átomos 
crômio (Cr): 2 átomos → 2 átomos 
oxigênio (O): 7 átomos → 7 átomos 
Balanceamento:
 
a) N2(g) + H2(g) → NH3(g) 
 
b) H2 (g) + O2 (g) → H2O (l)
 
c) CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l)
 
Exercícios
1) Balanceie as seguintes reações químicas, encontrando os coeficientes estequiométricos das substâncias:
a) C3H8(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(v) 
b) C2H6O(v) + O2(g) → CO2(g) + H2O(v) 
c) CH4O(v) + O2(g) → CO2(g) + H2O(v) 
d) C4H8O(v) + O2(g) → CO2(g) + H2O(v)
e) H2(g) + I2(s) → HI(g)
Exercícios
h) Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s)
i) Pb(s) + HCl(aq) → PbCl2(ppt) + H2(g)
j) HgSO4(aq) + Al(s) → Al2(SO4)3(aq) + Hg(s)
k) Fe2O3(s) + Al(s) → Al2O3(s) + Fe(s)
l) CaCO3 + HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2 + H2O
Óxidos de N:
NO
NO2
N2O
N2O3
N2O4
N2O5
3- Tipos de reações químicas
		De acordo com o número de substâncias que reagem e o número de substâncias produzidas, podemos ter:
3.1- Reação de síntese ou adição: A + B → C
3.2- Reação de análise ou decomposição: 
A → B + C
3.3- Reação de simples troca: A + XY → AX + Y ou A + XY → AY + X
 3.4 Reação de dupla troca: AB + XY → AY + XB
3.5- Reação de neutralização: Ácido + Base → Sal + água.
3.1) Reações de síntese ou adição: A + B → C 
		Quando dois ou mais reagentes se combinam para originar um único produto.
Ex: 2Mg(s) + 1 O2(g) → 2MgO(s)
 HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)
3- Tipos de reações químicas
3.2) Reações de análise ou decomposição: 
A → B + C
		Quando um único reagente se decompõe, originando dois ou mais produtos.
 
Ex: 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g)
3- Tipos de reações químicas
HgO : sólido de cor avermelhada
Hg : mercúrio líquido, cor prata.
3- Tipos de reações químicas
3.3) Reações de simples troca ou deslocamento:
 A + XY → AX + Y ou A + XY → AY + X
		Quando uma substância simples reage com uma composta, originando duas novas substâncias, uma simples e outra composta.
 
Ex: Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)↗
 
3.4) Reações de dupla-troca: 
AB + XY → AY + XB
		Quando duas substâncias compostas reagem entre si, trocando seus componentes e dando origem a duas novas substâncias compostas.
 
Ex: Na2SO4(aq) + BaCl2(aq) → BaSO4(s) + 2NaCl(aq)
Na2CO3(s) + 2HCl → 2NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) ↗
 H2CO3
3- Tipos de reações químicas
3.5 Reação de Neutralização
	São aquelas que ocorrem entre um ácido e uma base, produzindo sal e água:
HA + COH → CA + H2O
Ácido base sal água
 
OBS: yHxA + xC(OH)y → CxAy + x.yH2O
 
Ex: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O
2H3PO4(aq) + 3Ca(OH)2(aq) → Ca3(PO4)2(aq) + 6 H2O
 
		É um tipo de reação que sempre se realiza, independente de quais sejam os reagentes.
		Conforme a proporção de ácido e base que efetivamente reagir, obtém-se um determinado tipo de sal.
Pode ocorrer:
3.5.1) Neutralização total do ácido e da base
		Quando todos os hidrogênios ionizáveis do ácido reagem com todos os ânions OH- da base formando água e dando origem a um sal neutro. 
Produzindo sais simples: 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O
 
Produzindo sais duplos:
H2SO4(aq) + NaOH(aq) + KOH(aq) → NaK SO4(aq) + 2 H2O
HCl(aq) + HNO3(aq) + Mg(OH)2(aq) → Mg(NO3)Cl(aq) + 2 H2O
 
Exercícios:
1)Complete as reações abaixo indicando a fórmula dos produtos obtidos para uma reação de neutralização total. Dê os coeficientes que balanceiam corretamente as reações.
 
a) H2SO4(aq) + Ca(OH)2(aq) →
b) H2SO3(aq) + AgOH (aq) →
c) H4P2O7 (aq) + Pb(OH)4 (aq) →
d) H3PO4(aq) + HNO3 (aq) + Pb(OH)4 (aq) →
 e) H3PO4(aq) + NaOH(aq) + Mg(OH)2(aq) →
3.5.2) Neutralização parcial do ácido pela base produzindo sais ácidos 
		Os diácidos, triácidos ou tetrácidos sofrem ionização por etapas. Considere o H2SO4 (aq), por exemplo:
 
 
		Se a quantidade de base não for suficiente ou se as condições não forem energéticas o bastante, apenas o hidrogênio liberado na primeira ionização pode reagir com o OH- :
Ex: H2SO4 (aq) + NaOH(aq) → NaHSO4 (aq) + H2O
3.5.3) Neutralização parcial da base pelo ácido produzindo sais básicos
		As dibases, tribases e tetrabases também sofrem dissociação por etapas. Com isso, um ou mais ânions OH- poderão fazer parte da fórmula do sal.
Ex: HCl(aq) + Al(OH)3 (aq) → Al(OH)2Cl (aq) + H2O
2HCl(aq) + Al(OH)3 (aq) → Al(OH)Cl2(aq) + 2H2O 
1)Complete as equações a seguir de modo que só ocorra reação na proporção indicada nos reagentes:
a) 1H4P2O7 (aq) + 4KOH(aq) →
b) 1H4P2O7 (aq) + 3KOH(aq) →
c) 1H4P2O7 (aq) + 2KOH(aq) →
d) 1H4P2O7 (aq) + 1KOH(aq) →
 e) 4HBr(aq) + 1Ti(OH)4(aq) →
f) 3HBr(aq) + 1Ti(OH)4(aq) →
g) 2HBr(aq) + 1Ti(OH)4(aq) →
h) 1HBr(aq) + 1Ti(OH)4(aq) →
4.0 Ocorrência das reações
4) Ocorrência das reações:
	Para que a reação ocorra é necessário que um dos produtos, comparado aos reagentes, apresente no mínimo uma das características a seguir:
 
4.1) Pelo menos um produto menos ionizado ou dissociado (eletrólito mais fraco)
 
Ex: NaF(s) + HCl(aq) → NaCl(aq) + HF(aq) 
HCl: ácido forte, muito ionizado
HF: ácidosemiforte, pouco ionizado.
4.2) Pelo menos um produto mais volátil
Nesse caso temos: AB + XY → XB + AY
 
Ex: NaHCO3(s) + H3CCOOH(l) → H3CCOONa(s) + H2CO3 
 H2O(l) + CO2(g)↗
 
4) Ocorrência das reações:
4.3) Pelo menos um produto insolúvel (formação de precipitado)
 
6NaOH(aq) + Al2(SO4)3(aq) → 2Al(OH)3(s)↓ + 3Na2SO4(aq)
 ppt (precipitado)
4) Ocorrência das reações:
4.4) Depende da reatividade dos metais
		Quanto maior a reatividade, menor a nobreza do metal e maior a capacidade de deslocar o H de alguns ácidos
 
Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Pb, H, Cu, Ag, Pd, Pt, Au 
 
 OBS: Li: metal mais reativo; Au: metal menos reativo
 
 
EX: Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) ↗
Ou na forma iônica: 
Zn(s) + 2H+(aq) + 2Cl-(aq) → Zn2+(aq) + 2Cl-(aq) +H2(g) ↗
Como o cloreto Cl- não participa da reação, temos: 
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g) ↗
 
4.4) Depende da reatividade dos metais
O zinco é corroído pelo ácido clorídrico porque o zinco é mais reativo que o hidrogênio:
Au(s) + HCl(aq) → Não há reação
 Os metais menos reativos que o hidrogênio (H): Cu, Ag, Pd, Pt, Au são denominados de metais nobres. 
 
4.4) Depende da reatividade dos metais
 OBS: Única reação do Au com água régia 
 (3xHCl e 1xHNO3):
Au(s) + 3HNO3 (aq) + 4HCl (aq) → HAuCl4(aq) + 3H2O(l) + 3NO2(g)
4.4) Depende da reatividade dos metais
4.5) Reatividade dos metais com a água
		À temperatura ambiente, os metais alcalinos (1A) e alguns alcalinoterrosos (2A, Ca, Sr, Ba e Ra) reagem com água, produzindo gás hidrogênio e hidróxido correspondente.
Ex: 2Na(s) + 2HOH(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)
		
		Outros metais como Mg, Fe e Zn também reagem com água, mas a reação só ocorre com aquecimento, originando óxido do metal e liberando gás hidrogênio.
 
Mg(s) + H2O(v) → MgO(s) + H2(g)
3Fe(s) + 4H2O(v) → Fe3O4(s) + 4H2(g)
Zn (s) + H2O(v) → ZnO(s) + H2(g)
4.5) Reatividade dos metais com a água
4.6) Reatividade dos metais com bases
 Os metais Al, Zn, Pb e Sn também reagem com bases:
2Al(s) + 2NaOH(aq) + 2H2O → 2NaAlO2(aq) + 3H2(g) 
 Aluminato de sódio
Zn(s) + 2NaOH(aq) → Na2ZnO2(aq) + H2(g) 
 Zincato de sódio
4.7) Reatividade dos ametais
		A fila de reatividade para os ametais é a seguinte. Através dela, pode-se prever a ocorrência ou não das reações.
 
Ex: Cl2(aq) + 2KI(aq) → 2KCl(aq) + I2(aq)
 
Neste caso, o Cl por ser mais reativo que o I, deslocou-o do KI para formar o KCl.
4.8) Reação dos óxidos
 
4.8.1) Óxidos básicos reagem com água produzindo base
Ex: K2O + HOH → 2KOH(aq)
CaO + HOH → Ca(OH)2(aq)
 
4.8.2) Óxidos básicos reagem com ácidos produzindo sal e água
Ex: Na2O + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + 1HOH
1MgO + 1H2SO4(aq) → 1MgSO4(aq) + 1HOH
 
4.8.3) Óxidos ácidos reagem com água produzindo ácido
Ex: 1CO2(g) + 1HOH(l) → 1H2CO3(aq)
1SO3(g) + 1HOH(l) → 1H2SO4(aq)
Exercícios
1)Utilizando a fila de reatividade, complete as equações de reações que realmente ocorrem, representando-as também na forma iônica:
Exercícios
3)
4)
05)