O documento descreve três tipos de reações químicas: 1) Reações de síntese e análise, onde novas substâncias são formadas a partir de outras; 2) Reações de deslocamento ou troca simples, onde um elemento desloca outro de uma substância composta; 3) Reações de substituição ou dupla troca, onde duas novas substâncias compostas são formadas a partir de outras duas existentes.

1. Reações Químicas

2. Tipos de reações químicas
Reações de Síntese:
Duas ou mais substância originam somente uma como produto.
A + B => AB
H2 + S => H2S
C + O2 => CO2

3. Tipos de reações químicas
Reações de análise ou decomposição:
Formam-se duas ou mais substâncias a partir de uma outra
única.
AB => A + B
NaCl => Na + ½ Cl2
CaCO3 => CaO + CO2

4. Tipos de reações químicas
Reações de deslocamento ou simples troca:
Substância simples desloca um elemento de uma substância
composta, originando outra substância simples e outra composta.
AB + C => CB + A
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.

5. Tipos de reações químicas
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

6. Tipos de reações químicas
Reações de substituição ou dupla troca:
Duas substância compostas são formadas a partir de outras
duas. Substituem-se mutuamente cátions e ânions.
AB + CD => AD + CB
As reações de neutralização são exemplos característicos de rações de
dupla troca.
HCl + KOH => KCl + H 2O
Para a ocorrência das reações de dupla troca, deve ocorrer uma das
condições:
forma-se pelo menos um produto insolúvel
forma-se pelo menos um produto menos ionizado (mais fraco)
forma-se pelo menos um produto menos volátil.

7. 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 .

8. 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

9. 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

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

11. Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
2NaBr + 1MnO2 + H2SO4 => MnSO4 + Br2 + H2O + NaHSO4
2 4 4 2 4
Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa:
2NaBr + 1MnO2 + 3H2SO4 => 1MnSO4 + 1Br2 + 2H2O + 2NaHSO4
Mais Exemplos?

12. 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
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 +
2
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

13. 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

14. Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
A água oxigenada atuando como oxidante
FeCl2 + H2O2 +
2 2
HCl => FeCl3 + H2O
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 +
2 2 2
HCl => FeCl3 + H2O2
3 2 2
Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa:
2FeCl2 + 1H2O2 +
2 2 2
HCl => FeCl3 + H2O2
3 2 2

15. Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
A água oxigenada atuando como redutor
KmnO4 + H2O2 +
4 2 2
H2SO4 => K2SO4 + MnSO4
2 4 2 4 4
+ H2O
2
+ O2
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

16. Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
Invertendo os coeficientes:
2KmnO4 + 5H2O2 +
4 2 2
H2SO4 => K2SO4 + MnSO4
4 4
+ H2O
2
+ O2
2
Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa:
2KmnO4 + 5H2O2 +
4 2 2
3H2SO4 => 1K2SO4 + 2MnSO4
2 4 2 4 4
+ 8H2O
2
+ 5O2
2