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Aula 10 – Reações
Químicas

1
Reações químicas
(transformações )
Como saber se uma reação ocorreu?
•

Mudança de cor

•

Formação de gases

•

Formação de sólidos

•

Alteração de temperatura
Principais reações químicas
–Digestão, leite,vinho,ferrugem,cozinha...
Principais fenômenos físicos
– Mudanças de estados físicos -
  Equação química
 
É a representação gráfica (no papel)
de uma reação química .
 

1HCl(l) + 1NaOH(l) → 1H2O(l) + 1NaCl(aq)
1° membro (reagentes)

2° membro (produtos)

Alguns símbolos importantes

↗,∆,λ, < > ,

(s),(l),(g),(aq),↓,

⇌
                 

 
E quais os 4 tipos
  de reações?
1.Síntese

2 ou + reagentes → 1 só produto
A + B → AB

,

S + O2 → SO2

Obs : Nesse tipo de reação pode ou não
ocorrer oxidorredução .  
2.Análise
1 produto → 2 ou + reagentes
AB → A+B ,

CaCO3 → CaO + CO2

Há 3 tipos de análise , conforme o agente
causador da reação .
Eletrólise – Corrente elétrica
Fotólise – Luz
Pirólise - Aquecimento
Obs : Esse tipo de reação pode ocorrer c/
ou s/ oxidorredução .
                    3.Simples troca 
 Onde uma substância simples +1 
substância composta reagem entre si 
deslocando , ou o cátion , ou o ânion da 
substância composta . 
                  A + BC → AC+ B 
             Ag°+ HgS→ AgS + Hg°
 
Obs : Esse tipo de reação sempre ocorre 
c/ oxidorredução .
Quando a substância simples  (C) é um metal, ela deverá ser mais reativa
(eletropositiva) que A, para poder deslocá-lo. Para isso, devemos nos basear
na fila de reatividade ou eletropositividade.
Reatividade ou eletropositividade aumenta
Cs  Li  Rb  K  Ba  Sr  Ca  Na  Mg  Be  Al  Mn  Zn  C r  Fe  Co  Ni  Sn  Pb  H  Sb  As  Bi  Cu  Ag  Hg  Pt  Au 

Um metal que vem antes na fila desloca um que vem depois.

2 Na     +     FeCl2     =>     2 NaCl    +     Fe
A reação ocorre pois o Na é mais reativo que o Fe.
Quando a substância simples é um não metal, a reação ocorre se o não
metal (C) for mais reativo (eletronegativo)  que o não metal B. Para isso,
devemos nos basear na fila de reatividade ou eletronegatividade.
Reatividade ou eletronegatividade aumenta
F     O     N     Cl     Br     I     S     C     P
Não metal que vem antes na fila é mais reativo (eletronegativo) e desloca um que vem
depois.

H2S     +     Cl2     =>     2 HCl     +     S
Obs : Pode-se prever a ocorrência 

,ou não, de uma reação de simples 
troca pela consulta de uma tabela de 
reatividade . 
Elementos + reativos conseguem 
deslocar elementos menos reativos . 
Diz-se que um metal é + reativo que 
outro , quando tem + facilidade p/ 
sofrer oxidação (perder elétrons).
4.Dupla Troca
 Troca-se cátion c/ cátion e ânion c/ ânion 
entre as substâncias compostas.
AB + CD → AD + CB
AgCl + NaNO3  →  AgNO3 + NaCl

Obs1:Nesse tipo de reação o meio   aquoso 
é fundamental p/ troca de íons. 
Obs3:Neutralização é uma “DT” especial.
Obs : Pode –se prever a ocorrência de 
uma reação de dupla troca pela :
 
•Formação de um sal insolúvel
•Formação de um gás
•Formação de um produto ↓ ionizável
•Se for uma neutralização
Nas reações químicas 
tanto o H2SO4 
concentrado quanto o 
P2O5 podem ser 
utilizados como 
agentes desidratantes
Outras reações importantes
CaC2+2H2O

Ca(OH)2+C2H2

C2H2+O2
CO2+H2O
CaCO3
CaO+CO2
Ca(OH)2+CO2
CaCO3
Na°+H2O
NaOH+H2
Tá,tá,tá,tá...
   
Vocês ainda não sabem
balancear uma
equação?
2 Na°(s)+ 2 H2O(l) → 2 NaOH(l) + 1H2(g)
Os números na frente das fórmulas
mostram a proporção em que as
substâncias reagem entre si (em n° de
mols) e se chamam Coeficientes .
Componentes de uma Equação Química:
Ele. isolados

Equação
Química
Numérica

Sub. simples

O2

Sub. compostas

Química

C

H2 O

índice
coeficiente

Simbólica

(s)- sólido
(l)- liquido
(g)- gasoso
(v)- vapor
(aq)- aquoso

- aquecimento
- luz
Eletr.- C. elétrica
MnO2-catalizador
 -formação de gás

2H2O
 - formação de 
precipitado
 - reversível
Balanceamento de equações (parte inicial)
Repetem cada elementos químicos de uma molécula

Índices

CO2

CaCO3

Al(OH)3

Al2(SO4)3

C =1
O=2

Ca=1
C=1
O=3

Al=1
O=3 (1x3)
H=3 (1x3)

Al=2
S=3 (3x1)
O=12 (4x3)

Coeficiente:

Repetem a molécula completa

Obs: elementos em 
perenteses devem 
ser multiplicados 
pelo índice que fica 
no lado de fora

3 H2O

2 Bi2O3

3 Cu(OH)2

4 Ca3(PO4)2

H =2x3 =6
O =1x3=3

Bi =2x2=4
O =3x2=6

Cu =1x3=3
O =2x3=6
H =2x3=6

Ca =3x4=12
P =2x4=8
O =4x2=8x4=32
Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
Em certas reações podemos encontrar átomos que ganham elétrons e outros que os
perdem. Quando um átomo perde elétrons, ele se oxida e o seu nox aumenta. Quando um
átomo ganha elétrons, ele se reduz e o seu nox diminui.
Os processos de oxidação e redução são sempre simultâneos. O átomo que se oxida, cede
seus elétrons para que outro se reduza. O átomo que se reduz recebe os elétrons de
quem se oxida. Assim ...

Agente redutor é o elemento que se oxida
Agente redutor é o elemento que se oxida
Agente oxidante é o elemento que se reduz
Agente oxidante é o elemento que se reduz

A base do balanceamento de reações pelo método de óxido-redução é
a igualdade na quantidade dos elétrons na redução e na oxidação .
Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
Regras para o balanceamento:
1º) Determinar, na equação química, qual espécie se oxida e qual se reduz.
2º) Escolher os produtos ou reagentes para iniciar o balanceamento.
3º) Encontrar os Δoxid e Δred :
Δoxid = número de elétrons perdidos x atomicidade do elemento
Δred = número de elétrons recebidos x atomicidade do elemento
As atomicidades são definidas no membro de partida (reagentes ou produtos).
4º) Se possível, os Δoxid e Δred podem ser simplificados. Exemplificando ...
Δoxid = 4         Δred = 2  
simplificando ...

Δoxid = 2         Δred = 1 
Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
5º) Para igualar os elétrons nos processos de oxidação e redução:
O Δoxid se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se reduz.
O Δred se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se oxida.
6º) Os coeficientes das demais substâncias são determinados por tentativas, baseando-se
na conservação dos átomos.

Os exemplos a seguir ajudarão à compreensão
Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
NaBr   +   MnO2   +   H2SO4   =>   MnSO4   +   Br2   +   H2O   +   NaHSO4
2
4
2
2
4
O Br oxida; vai de nox = -1 para nox = 0.
Esta oxidação envolve 1 elétron e a atomicidade do Br no NaBr é 1:
Δoxid = 1 x 1 = 1

O Mn reduz; vai de nox = +4 para nox = +2.
Esta redução envolve 2 elétrons e a atomicidade do Mn no MnO2 é 1:
Δred = 2 x 1 = 2

Invertendo os coeficientes obtidos, como manda o método, temos:
Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
2NaBr   +   1MnO2   +   H2SO4   =>   MnSO4   +   Br2   +   H2O   +   NaHSO4
2
2
4
4
2
2
4

Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa:

2NaBr + 1MnO2 + 3H2SO4  => 1MnSO4 + 1Br2 + 2H2O + 2NaHSO4

Mais Exemplos?
Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
Uma mesma substância contém os átomos que se oxidam e também os que se reduzem
NaOH   +   Cl2   =>   NaClO   +   NaCl   +   H2O
2
2
Os átomos de Cl no Cl2 tem nox igual a zero.
No segundo membro temos:
Cl com nox = +1 no NaClO
Cl com nox = -1 no NaCl.
Como a única fonte de Cl na reação é o Cl2, a reação pode ser reescrita:
NaOH   +   Cl2   + Cl2
2

=>   NaClO   +   NaCl   +   H2O
2

Como o Cl2 vai ser o elemento de partida tanto para a oxidação
quanto para a redução, a atomicidade nos dois processos será
igual a 2. A oxidação envolve mudança do nox do Cl no Cl2 de zero
para +1, ou seja, um elétron:
Δoxid = 1 x 2 = 2
Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
Na redução o nox do Cl no Cl2 vai de zero para -1, ou seja, um elétron.
Δred = 1 x 2 = 2
Neste caso podemos simplificar:
Δoxid = Δred = 1
NaOH   +   1Cl2   + 1Cl2

=>   NaClO   +   NaCl   +   H2O
2

Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa:
4NaOH  +  1Cl2   + 1Cl2
2
2

=>  2NaClO  +   2NaCl   +  2H2O
2

4NaOH  +  2Cl2 =>  2NaClO  +   2NaCl   +  2H2O
Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
A água oxigenada atuando como oxidante
FeCl2  +   H2O2 + HCl   =>   FeCl3   +   H2O
2
2 2
3
2
O oxigênio da água oxigenada tem nox = -1, no H2O, tem nox = -2. Reduziu envolvendo 1
elétron. A atomicidade do oxigênio na substância de partida (H 2O2) é igual a 2:
Δred = 2 x1 = 2
O ferro do FeCl2 tem nox = 2+, já no segundo membro, no FeCl3, tem nox = 3+. Oxidou
envolvendo 1 elétron. A atomicidade do ferro na substância de partida (FeCl 2) é igual a 1:
Δoxid = 1 x 1 = 1
Invertendo os coeficientes:
2FeCl2  +   1H2O2 + HCl   =>   FeCl3   +   H2O2
2
2 2
3
2 2
Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa:
2FeCl2  +   1H2O2 + HCl   =>   FeCl3   +   H2O2
2
2 2
2 2
Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
A água oxigenada atuando como redutor
KmnO4  +   H2O2 + H2SO4   =>   K2SO4   +   MnSO4 + H2O + O2
2 2
2
4
2
4
4
2
O Mn no MnO4, possui nox = 7+. No MnSO4, o Mn tem nox = a 2+. Reduziu envolvendo 5
elétrons. A atomicidade do Mn na substância de partida (KMnO 4) é igual a 1:
Δred = 5 x1 = 5
No primeiro membro temos o oxigênio com dois nox diferentes:
nox = 1- na água oxigenada e nox = 2 - no H2SO4 e KMnO4
Como o O2 é gerado a partir da água oxigenada, ela será a substância de
partida. O oxigênio, na água oxigenada tem nox = 1-. No O2 tem nox igual a
zero. Oxidou com variação de um elétron. A atomicidade do oxigênio na
substância de partida (H2O2) é igual a 2:
Δoxid = 1 x 2 = 2
Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
Invertendo os coeficientes:
2KmnO4  +   5H2O2 + H2SO4   =>  K2SO4   +   MnSO4 + H2O + O2
4
2 2
2
4
2
4
4
2
2
Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa:

2KmnO4  +   5H2O2 + 3H2SO4   => 1K2SO4   +   2MnSO4 + 8H2O + 5O2 
4
2 2
2
4
4
2
2
Ok,
eu me
rendo...
Acabou!

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