Reações Químicas e Grandezas

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Prof. Me. Marco Marcomini
UNIDADE II
Química Geral
Reações químicas
 As reações químicas transformam uma ou mais substâncias em outra ou outras 
substâncias com composição química totalmente diferente.
 Exemplo: queima da madeira, cozimento de alimento, queima de gasolina, 
metabolismos dos fármacos, dentre milhões de outros exemplos.
Grandezas Químicas
Equações químicas
 Uma equação química consiste na representação de uma reação química por meio 
de fórmulas das substâncias e símbolos dos elementos indicando o estado inicial e 
final da transformação química.
Queima da gasolina:
2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O
Reagentes Produto
Grandezas Químicas
Coeficiente 
estequiométrico
 É muito importante, tanto nas atividades em laboratório como nas indústrias, saber 
antecipadamente as quantidades de reagentes que devem ser usadas para se 
obter a quantidade desejada de produtos. 
 A previsão das quantidades só é possível através do cálculo das massas e dos 
volumes das substâncias envolvidas nas reações químicas.
Grandezas Químicas
Grandezas Químicas
Reagente Reagente Produto Produto
HCl NaOH → NaCl H2O
36,46 g 40,00 g 58,44 g 18,02 g
3,646 g 4,000 g 5,844 g 1,802 g
72,92 g 80,00 g 116,88 g 36,04 g
3,646 kg 4,000 kg 5,844 kg 1,802 kg
Grandezas Químicas
Reagente Reagente Produtos
2 H2 O2 → 2 H2O
4,04 g 32,00 g 36,04 g
44,8 litros 22,4 litros 44,8 litros
44,8 litros 22,4 litros 36,04 g
4,04 mg 32,00 mg 36,04 mg
 Átomos ou moléculas são entidades muito pequenas para terem sua massa 
determinada isoladamente, como pode ser observado para as espécies químicas 
abaixo, por isso torna-se impossível determinar as massas de átomos ou 
moléculas em equipamentos convencionais de laboratório.
H = 0,000000000000000000000001677 gramas
O = 0,00000000000000000000002656 gramas
H2O = 0,00000000000000000000002991 gramas
H = 1,677x10-24 gramas
O = 2,656 x 10-23 gramas
H2O = 2,991 x 10
-23 gramas
Grandezas Químicas
Grandezas Químicas
 Para medir as massas dos átomos, os químicos escolheram como padrão a massa 
de um outro átomo.
 Em 1961, durante o Congresso Internacional de Química, foi escolhido o átomo de 
Carbono-12 (12C).
C126
6 prótons
6 nêutrons
6 elétrons
Z = 6
A = 12
C126
A este átomo foi 
atribuída a massa 
12 unidades de 
massa atômica ou 
12 u
Grandezas Químicas
 O carbono-12 apresenta 6 prótons e 6 nêutrons, sendo constituído de 12 unidades 
nucleares, praticamente iguais em massa, que constituem sua massa total 
(lembre-se de que a massa dos elétrons é desprezível).
 Ao carbono foi atribuído um valor de massa igual a 12 unidades de massa 
atômica (12 u.m.a ou 12 u)
12 carbono do 
12
1
 1u.m.a. ou u 1 
 Massa Atômica de um Elemento Químico: Corresponde à massa do elemento 
expressa em unidades de massa atômica, ou seja, comparada com o Carbono-12.
H = 1 u
O = 16 u
Mg = 24 u
Fe = 56 u
Grandezas Químicas
H = 1,677x10-24 gramas
O = 2,656 x 10-23 gramas
C = 4,024x10-23 gramas
Fe = 9,273x10-23 gramas
Onde estão os valores de massas 
atômicas na tabela periódica?
Grandezas Químicas
Fonte: Adaptado de: https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/elementos-quimicos.htm
Número 
atômico
Nome
Símbolo
Massa 
atômica
Configuração eletrônica11 28
1
Na
Sódio
22.98976928
Um átomo de Mercúrio apresenta a massa igual a 204 u. A relação entre a massa 
deste átomo de Mercúrio e a massa do átomo de Carbono-12, utilizado como padrão 
para definir a unidade de massa atômica, é igual a:
a) 1
b) 6
c) 12
d) 17
e) 204
Interatividade
Um átomo de Mercúrio apresenta a massa igual a 204 u. A relação entre a massa 
deste átomo de Mercúrio e a massa do átomo de Carbono-12, utilizado como padrão 
para definir a unidade de massa atômica, é igual a:
a) 1
b) 6
c) 12
d) 17
e) 204
Resposta
Conclusão: O átomo de Mercúrio de massa 204 u é 17 
vezes mais pesado que o Carbono-12 utilizado como 
padrão para definir a unidade de massa atômica.
 Massa Molecular: Corresponde à massa da molécula expressa em unidade de 
massa atômica (u). Numericamente, a massa molecular é igual à soma das 
massas atômicas (encontradas na Tabela Periódica) de todos os átomos 
constituintes da estrutura da molécula.
Grandezas Químicas
Grandezas Químicas
Exemplo: Calcular a massa molecular do etanol (C2H6O):
2 átomos de Carbono, 6 átomos de Hidrogênio e 1 átomo de Oxigênio
somando as massas: 12u + 12u + 1u + 1u + 1u + 1u + 1u + 1u + 16 u = 46 u
Carbono Hidrogênio Oxigênio
A molécula do etanol tem massa molecular igual a 46 u.
Grandezas Químicas
Exemplo Calcular a massa molecular da glicose (C6H12O6):
6 átomos de Carbono, 12 átomos de Hidrogênio e 6 átomos de Oxigênio
somando as massas: (6 x 12u) + (12 x 1u) + (6 x 16u) = 72u + 12u + 96u = 180 u
Carbono Hidrogênio Oxigênio
A molécula da glicose tem massa molecular igual a 180 u.
Mol (n) e Constante de Avogadro
Observe a massa atômica dos seguintes elementos químicos:
He = 4 u  massa de 1 átomo de hélio
C = 12 u  massa de 1 átomo de carbono
Ca = 40 u  massa de 1 átomo de cálcio
Consideremos os mesmos números, em uma grandeza 
macroscópica, ou seja:
Quantos átomos há em 4 gramas de He?
Quantos átomos há em 12 gramas de C?
Quantos átomos há em 40 gramas de Ca?
Grandezas Químicas
Experimentalmente os químicos determinaram que a quantidade de átomos 
presentes nos três casos é exatamente a mesma:
4 g de He contém 6,02 x 1023 átomos de He
12 g de C contém 6,02 x 1023 átomos de C
40 g de Ca contém 6,02 x 1023 átomos de Ca
Assim a quantidade 6,02 x 1023 unidades foi denominada 
de 1 mol.
Grandezas Químicas
Dessa forma pode-se concluir que: um mol de qualquer espécie química contém 
6,02 x 1023 entidades elementares da referida espécie química.
 1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos
 1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas
 1 mol de íons = 6,02 x 1023 íons
O número 6,02 x 1023 é conhecido como constante 
de Avogadro.
6,02x1023 = 602 000 000 000 000 000 000 000 partículas
Grandezas Químicas
Massa Molar (MM): corresponde à massa contida em 1 mol (6,02x1023 unidades) de 
qualquer espécie química. A unidade mais usada para a massa molar é g/mol.
Grandezas Químicas
1 mol ------ 6,02x1023 unidades ----- massa molar
Por exemplo: massa atômica do Ca = 40 u
massa molar do Ca = 40 g/mol
massa molecular de H2O = 18 u
massa molar de H2O = 18 g/mol
Conclusão: 1 mol de moléculas de C12H22O11 = 6,02x10
23 moléculas= 342 g
1 mol de átomos de Ca = 6,02x1023 átomos = 40 g
1 mol de moléculas de H2O = 6,02x10
23 moléculas= 18 g
Grandezas Químicas
Exemplo: Calcular a quantidade em mol presente em 2 quilogramas de sacarose 
(açúcar caseiro).
n = ?
m = 2 kg = 2000 g
Sacarose C12H22O11
MM = 342 g/mol
Grandezas Químicas
1 mol ------ 6,02x1023 unidades ----- massa molar
1 mol C12H22O11 ------ 6,02x10
23 unidades ----- 342 g
n ---------------------------------------------2000 g
Exemplo: Calcular volume presente em 2,30 mol de etanol, considerando que a 
densidade do etanol é 0,80 g/mL.
V = ?
n = 2,30 mol
Etanol = C2H6O
MM = 46 g/mol
d = 0,80 g/mL
Grandezas Químicas
1 mol ------ 6,02x1023 unidades ----- massa molar
1 mol C2H6O ------ 6,02x10
23 unidades ----- 46 g
2,30 mol --------------------------------------------- m
Calcular a quantidade de moléculas presente em 500 gramas de água.
a) 3,34 x 1022 moléculas
b) 6,02 x 1023 moléculas
c) 1,08 x 1025 moléculas
d) 1,67 x 1025 moléculas
e) 3,01 x 1026 moléculas
Interatividade
Calcular a quantidade de moléculas presente em 500 gramas de água.
a) 3,34 x 1022 moléculas
b) 6,02 x 1023 moléculas
c) 1,08 x 1025 moléculas
d) 1,67 x 1025 moléculas
e) 3,01 x 1026 moléculas
Resposta
1 mol ------ 6,02x1023 unidades ----- massa molar
1 mol H2O ------ 6,02x10
23 moléculas ----- 18 g
x---------------------------500 g
x =
6,02x1023 x 500
18
→ x = 1,67 x 1025 moléculas
 Umareação de oxidorredução ou reação redox é caracterizada pela transferência 
de elétrons, em que um elemento recebe elétrons e outro perde elétrons.
 Para identificar uma reação de oxidorredução, deve-se calcular o estado de 
oxidação (número de oxidação) de cada elemento dos reagentes de uma equação 
química em comparação com o estado do mesmo elemento da oxidação nos 
produtos da reação química.
Reações de Oxidorredução
Número de oxidação
O número de oxidação (Nox) indica:
 a carga real que os elementos apresentam quando tomam parte da estrutura dos 
compostos iônicos.
 a carga aparente que os elementos apresentam quando 
tomam parte dos compostos moleculares.
Reações de Oxidorredução
Número de oxidação
1. O número de oxidação de cada átomo participante em uma substância simples é 
sempre igual a zero. Exemplos: F2, Cl2, O2, O3, Fe, Zn, Al.
2. Nas substâncias compostas, os elementos pertencentes aos metais alcalinos 
(família IA – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) e a prata (Ag) sempre apresentam número 
de oxidação igual a +1. Exemplos: NaCl, KBr, AgCl, Li2O, Na2S.
Reações de Oxidorredução
 Número de oxidação
3. Nas substâncias compostas, os elementos pertencentes aos metais alcalinos 
terrosos (família IIA – Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra), o zinco (Zn) e o cádmio (Cd) 
sempre apresentam número de oxidação igual a +2. Exemplos: CaCl2, MgBr2, 
ZnSO4, CaO, BaS.
4. Nas substâncias compostas, os elementos da família 
IIIA (B, Al, Ga, In) sempre apresentam número de 
oxidação igual a +3. Exemplos: AlCl3, Al2O3, BF3, Al(OH)3
Reações de Oxidorredução
 Número de oxidação
5. Nas substâncias compostas moleculares, o hidrogênio (H) sempre apresenta 
número de oxidação +1; enquanto que nos hidretos metálicos o hidrogênio 
sempre apresenta número de oxidação -1.
Exemplos: HCl, H2O, CH4, NH3, H2SO4 (H = +1)
Exemplos: NaH, KH, CaH2, AlH3 (H = -1)
6. Nas substâncias compostas, quando os halogênios
(família VIIA – F, Cl, Br, I) estão à direita da fórmula, 
eles sempre apresentarão número de oxidação igual a 
-1. Exemplos: NaCl, KBr, FeCl3, CaBr2, AlCI3, ZnI2
Reações de Oxidorredução
 Número de oxidação
7. Nas substâncias compostas moleculares, o oxigênio (O) normalmente apresenta 
número de oxidação -2. Exemplos: H2O, CaO, HNO3, CO2 (O = -2)
 Nos compostos denominados peróxidos, o oxigênio apresentará número de 
oxidação -1. Exemplos: H2O2 Na2O2 K2O2 CaO2 BaO2 (O = -1)
Reações de Oxidorredução
Os números de oxidação do cromo nos compostos Cr2O3, K2Cr2O7 e Na2CrO4
são respectivamente:
a) 2, 2, 1
b) 3, 4, 3
c) 6, 6, 3
d) 3, 6, 6
e) 6, 3, 6
Interatividade
Os números de oxidação do cromo nos compostos Cr2O3, K2Cr2O7 e Na2CrO4
são respectivamente:
a) 2, 2, 1
b) 3, 4, 3
c) 6, 6, 3
d) 3, 6, 6
e) 6, 3, 6
Resposta
Cr2O3 K2Cr2O7 Na2CrO4
+3 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2
+6 -6 +2 +12 -14 +2 +6 -8
 O elemento químico que ganha elétrons diminui seu número de oxidação –
processo de redução;
 O elemento químico que perde elétrons aumenta o seu número de oxidação –
processo de oxidação.
 Para identificar uma reação de oxidorredução, devemos 
olhar para o estado de oxidação de cada elemento no lado 
de reagente de uma equação química em comparação 
com o estado do mesmo elemento da oxidação no lado 
do produto.
Reações de Oxidorredução
 Reação de Oxidorredução
Exemplo: Indicar a oxidação e a redução na reação abaixo e indicar os agentes 
oxidante e redutor.
Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s)
0 0 +3 -2
Reações de Oxidorredução
oxidação 
redução
redutor oxidante
perde e
ganha e
Sobre a equação de oxidorredução: KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O, é 
correto afirmar que:
a) O manganês do KMnO4 sofre redução.
b) O hidrogênio do HCl sofre oxidação.
c) O oxigênio do KMnO4 sofre oxidação.
d) O cloro do HCl sofre redução.
e) Nenhum elemento químico da reação sofre oxidação ou redução.
Interatividade
Sobre a equação de oxidorredução: KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O, é 
correto afirmar que:
a) O manganês do KMnO4 sofre redução.
b) O hidrogênio do HCl sofre oxidação.
c) O oxigênio do KMnO4 sofre oxidação.
d) O cloro do HCl sofre redução.
e) Nenhum elemento químico da reação sofre oxidação ou redução.
Resposta
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
+1 +7 -2 +1 -1 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2
redução
oxidação
ATÉ A PRÓXIMA!