Reções químicas

1. REAÇÕES QUÍMICAS:
ESTUDO QUALITATIVO
8
CAPÍTULO
CAPÍTULO
Reações químicas: estudo qualitativo
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CAPÍTULO 8

2. Representação de transformações químicas
• As transformações químicas podem ser representadas por equações
químicas.
2 H2O(l)
eletrólise
(água)
reagente
(1o
membro)
2 H2(g) +
(hidrogênio)
O2(g)
(oxigênio)
produtos
(2o
membro)
• Os componentes presentes nas equações químicas são:
• Fórmulas químicas das substâncias reagentes e dos produtos.
• Seta da equação, que indica o sentido da transformação.
• Coeficientes estequiométricos, que indicam a proporção entre moléculas
ou conjuntos iônicos de cada substância participante da reação.
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3. Balanceamento de equações
• O método das tentativas é a forma mais usada de acertar os coeficientes
de uma equação.
• Considerando a combustão do propano (C3
H8
) formando gás carbônico e
água, vamos examinar como balancear a equação:
• 1º passo: Escrever as fórmulas das substâncias envolvidas na reação.
C3
H8
(g) + O2
(g) CO2
(g) + H2
O(g)
• 2º passo: Escolher um elemento ou grupo que faça parte de apenas um
reagente e um produto.
C3
H8
(g) + O2
(g) CO2
(g) + H2
O(g)
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4. Balanceamento de equações
• 3º passo: Colocar um número na frente das fórmulas que contêm o
elemento escolhido de forma a balanceá-lo em ambos os lados da
equação.
1 C3
H8
(g) + O2
(g) CO2
(g) + 4 H2
O(g)
• 4º passo: Verificar que outros coeficientes podem ser determinados com
base nos coeficientes já estabelecidos e continuar o balanceamento.
1 C3
H8
(g) + O2
(g) 3 CO2
(g) + 4 H2
O(g)
• 5º passo: Determinar o coeficiente da espécie química a ser completado.
1 C3
H8
(g) + 5 O2
(g) 3 CO2
(g) + 4 H2
O(g)
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5. Alguns tipos de reação
Reações de decomposição ou análise
• Nas reações de decomposição ou análise, uma substância reagente origina
dois ou mais produtos.
• Exemplo:
2 NaN3
(s) 2 Na(s) + 3 N2
(g)
• As reações de decomposição podem ocorrer por aquecimento (pirólise), por
ação da luz (fotólise) e da eletricidade (eletrólise).
• Exemplos:
+
CaCO3(s) CaO(s)
S
CO2(g)
carbonato
de cálcio
óxido de
cálcio
dióxido de
carbono
+
AgCl(aq) Ag0
(s)
pirólise ou
decomposição térmica
luz
+
2 H2O(l) 2 H2(g) O2(g)
eletricidade
Cl2(g) (fotólise)
(eletrólise)
1
2
cloreto de
prata
prata cloro
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6. Reações de síntese ou adição
• Nas reações de síntese ou adição, duas ou mais substâncias reagentes
originam um único produto.
• Exemplos:
síntese do cloreto de hidrogênio
H2
(g) + Cl2
(g) 2 HCl(g)
hidrogênio cloro cloreto de hidrogênio
reação de combustão do hidrogênio ou síntese da água
2 H2
(g) + O2
(g) 2 H2
O(g)
hidrogênio oxigênio água
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7. Reações envolvendo ácidos, bases e sais: reações de neutralização
• Ácidos e bases reagem entre si, produzindo sal e água.
Al2(SO4)(aq)
2 Al(OH)3(s)
hidróxido de
alumínio
6 OH-
3 H2SO4(aq)
+
ácido sulfúrico
6 H 6 H2
O
+
6 H2O(l)
+
água
sulfato de
alumínio
(sal normal)
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8. Reações de precipitação
• Duas soluções contendo íons podem reagir sempre que a interação desses íons
origina uma base ou sal menos solúvel.
Pb
(1)
(2)
2+
(aq) + 2 NO3
-
(aq)
+
+
+
Pb2+
(aq)
Pb(NO3)2(aq)
nitrato de chumbo(II)
(sal solúvel)
2 K+
(aq) + 2 I-
(aq)
2 I-
(aq)
PbI2(s)
PbI2(s)
2 KI(aq)
iodeto de potássio
(sal solúvel)
+
PbI2(s)
iodeto de chumbo
(sal precipitado)
2 KNO3(aq)
nitrato de potássio
(sal solúvel)
+ +
2 K+
(aq) 2 NO3
-
(aq)
(1) Dissociação iônica
(2) Equação iônica
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9. • A reação de precipitação pode ser prevista pela consulta a uma tabela de
solubilidade.
Tabela resumida da solubilidade de sais em água (a 25 o
C)
Compostos solúveis Exceções
Quase todos os sais de Na+
, K+
, NH4
+
Haletos: sais de Cl-
, Br-
e I- Haletos de Ag+
, Hg2
2+
e Pb2+
Fluoretos Fluoretos de Mg2+
, Ca2+
, Sr2+
, Ba2+
, Pb2+
Nitratos: NO3
-
Sulfatos Sulfatos de Sr2+
, Ba2+
, Pb2+
, Ca2+
Ácidos inorgânicos
Tabela resumida da solubilidade de sais em água (a 25 o
C)
Compostos insolúveis Exceções
Sais de CO3
2-
, PO4
3-
, C2
O4
2-
e CrO4
2-
Sais de NH4
+
e de cátions de metais alcalinos
Sulfetos Sais de NH4
+
, Ca2+
, Sr2+
e de cátions de
metais alcalinos
Hidróxidos e óxidos metálicos Hidróxidos e óxidos de Ca2+
, Sr2+
, Ba2+
e dos
cátions de metais alcalinos
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10. Reações com formação de um eletrólito mais fraco
• Uma condição para duas ou mais soluções iônicas reagirem é a formação de
um eletrólito mais fraco (ácido ou uma base mais fraca).
• Exemplo: o produto é um ácido mais fraco, ou seja, um eletrólito fraco.
ácido1
+ sal1
ácido2
+ sal2
(forte) (fraco)
2 HClO4
(aq) + Na2
S(aq) H2
S(aq) + 2 NaClO4
(aq)
ácido perclórico sulfeto de sódio ácido sulfídrico perclorato de sódio
(ácido forte) (ácido fraco)
• Exemplo: o produto é uma base mais fraca, ou seja, um eletrólito fraco.
base1
+ sal1
base2
+ sal2
(forte) (fraca)
KOH(aq) + NH4
Cl(aq) NH4
OH(aq) + KCl(aq)
hidróxido de cloreto de hidróxido de cloreto
potássio amônio amônio de potássio
(eletrólito forte) (eletrólito fraco)
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11. Reações com formação de um produto mais volátil
• Uma transformação química pode ocorrer quando a interação de duas ou
mais substâncias forma um produto mais volátil.
• Ácidos voláteis: são os que possuem baixa temperatura de ebulição.
Exemplos: ácido acético, ácido nítrico, ácido clorídrico e ácido sulfídrico.
• Ácidos fixos: são os que possuem alta temperatura de ebulição; por isso
não se vaporizam a baixa temperatura e pressão ambiente. Exemplos: ácido
sulfúrico, ácido fosfórico.
• A reação entre um ácido fixo e um sal ocorre se gerar um ácido volátil e outro
sal.
• Exemplo:
+
H3PO4(l)
ácido
fosfórico
(ácido fixo)
S
3 NaCl(s)
cloreto de
sódio
+
3 HCl(g)
cloreto de
hidrogênio
(ácido volátil)
Na3PO4(s)
fosfato de
sódio
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12. Reações de ácidos com carbonatos e hidrogenocarbonatos
• Ácidos reagem com carbonatos e hidrogenocarbonatos. Nessa reação
ocorre a formação de ácido carbônico (H2
CO3
), que se decompõe
rapidamente em gás carbônico (CO2
) e água (H2
O).
+ +
+
K2CO3(s) 2 HCl(aq) H2O(l) CO2(g)
<H2CO3>(aq)
água dióxido de
carbono
ácido carbônico
carbonato
de potássio
ácido
clorídrico
2 KCl(aq)
cloreto de
potássio
HCO3
-
(aq) + H+
(aq) H2
O(l) + CO2
(g)
íons íons água dióxido de
hidrogenocarbonato hidrogênio carbono
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