Este documento descreve vários tipos de reações químicas, incluindo: 1) Reações de combustão ocorrem quando um combustível reage com um comburente como o oxigênio, liberando energia. 2) Reações ácido-base ocorrem quando ácidos e bases se neutralizam, formando água e sais. 3) Reações de precipitação ocorrem quando sais insolúveis se formam ao se misturarem sais solúveis em solução.

1. TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS

2. Tipos de reações químicas
• Como detetar reações químicas
• Reações de combustão
• Caráter químico de uma reação e escala de pH
• Reações ácido-base
• Reações de precipitação

3. COMO DETETAR REAÇÕES QUÍMICAS

4. Como detetar reações químicas
Uma reação química ocorre sempre que uma ou mais substâncias
entram em contacto dando origem a substâncias diferentes.
Queima de
combustíveis
Corrosão
do ferro
Cozinhar de
alimentos
Respiração

5. Uma maçã oxida quando em contacto com o
oxigénio presente no ar atmosférico.
Ocorre um rápido aquecimento quando se
mistura cal com água.
A esferovite no estado sólido é eliminada por
adição de acetona.
Forma-se um sólido amarelo ao adicionar iodeto
de potássio e nitrato de chumbo em solução.
A queima de combustíveis fósseis leva à
libertação de gases como o dióxido de carbono.
A reação do oxigénio e do hidrogénio para
originar vapor de água ocorre com contração de
volume
A ocorrência de uma reação química pode ser detetada sempre
que...
Como detetar reações químicas
• Há alteração de cor das substâncias.
• Há variação de temperatura do sistema.
• Há variação de volume do sistema.
• Há libertação de um gás.
• Há aparecimento de um sólido.
• Há desaparecimento de um sólido.

6. REAÇÕES DE COMBUSTÃO

7. Uma reação de combustão ocorre pela combinação entre:
• uma substância que arde — o combustível.
• uma substância que reage com o combustível — o comburente
(geralmente o oxigénio).
Reações de combustão
carbono (s)
+
oxigénio(g) dióxido de carbono (g)
C(s) O2(g) CO2(g)
Exemplo: queima de carvão

8. Reações de combustão
Numa reação de combustão:
• Há formação de óxidos, razão pela qual estas reações se designam
por reações de oxidação-redução;
• Para que a reação ocorra, é necessário fornecer uma energia de
ativação.

9. Os combustíveis fósseis
É da queima de combustíveis fósseis que se obtém grande parte da
energia necessária à sociedade. Utilizam-se...
... nas centrais térmicas. ... nos meios de transporte. ... nas nossas casas.
Através da queima de
combustíveis fósseis as centrais
térmicas geram energia elétrica.
Automóveis, motociclos, aviões e
barcos… a maioria utiliza
combustíveis fósseis.
O gás natural, o propano e o
butano são utilizados para
cozinhar ou para aquecimento.
A queima de combustíveis fósseis, como o petróleo e o carvão,
origina substâncias que podem ser prejudiciais.

10. Efeitos da queima de combustíveis fósseis
Dióxido de carbono
O excesso de dióxido de carbono na atmosfera leva ao
aumento da temperatura do planeta, provocando:
• o aumento do degelo nas calotas polares e
consequente subida do nível médio das águas do mar;
• desequilíbrios nos ecossistemas;
• o aumento da área de deserto e do número de
furacões e ciclones.
Monóxido de carbono
O monóxido de carbono forma-se quando a combustão
ocorre num meio com pouco oxigénio. Este gás:
• é incolor e inodoro (e por isso impercetível aos
sentidos);
• é extremamente tóxico, podendo levar à morte por
asfixia.

11. Efeitos da queima de combustíveis fósseis
Óxidos de enxofre
A libertação de óxidos de enxofre para a atmosfera
provoca a ocorrência de chuvas ácidas, prejudiciais:
• à agricultura e às florestas;
• aos ecossistemas aquáticos;
• a monumentos e outras construções.
Óxidos de nitrogénio
A libertação de óxidos de azoto para a atmosfera tem
como consequências:
• a formação de chuvas ácidas;
• a formação de nevoeiro fotoquímico (smog).
Nos automóveis pode reduzir-se a emissão de óxidos de
nitrogénio através da utilização de catalisadores.

12. Respiração celular
A respiração que ocorre nas células de animais e plantas é uma
reação de combustão?
Glicose
Oxigénio
Dióxido de
carbono
Água
Energia
glicose(s) + oxigénio(g) dióxido de
carbono(g)
Combustível Comburente Óxidos
+ água(g) energia
+

13. Corrosão
A corrosão do ferro e de outros metais é um exemplo de uma
reação de combustão que ocorre sem libertação de chama.
ferro(s) + oxigénio(g) óxido de ferro hidratado(s)
2Fe(s) O2(g) 2Fe(OH)2(s)
Combustível Comburente Óxido
Água(g)
H2O(g)
+
+
+
De forma a prevenir a corrosão de alguns
metais, é habitual recorrer-se à pintura
para evitar o contacto do metal com o
oxigénio.

14. Tipos de reação de combustão
As reações de combustão classificam-se em:
Não há formação de chama;
São reações muito demoradas.
Combustões lentas Combustões vivas Combustões explosivas
Há formação de chama e
produção de calor;
São reações rápidas.
Há formação de chama, calor
e ruído;
São reações muito rápidas e
violentas.

15. CARÁTER QUÍMICO DE UMA
SOLUÇÃO E ESCALA DE pH

16. Caráter químico de uma solução e escala
de pH
Na natureza, é possível encontrar hortênsias cor-de-rosa e hortênsias
azuis, pois as hortênsias possuem um corante que muda de cor
consoante as propriedades do meio em que se encontram.
- Não há formação de chama;
- São reações muito demoradas
O corante torna-se azul quando o solo é
ácido.
O corante torna-se cor-de-rosa quando o
solo é básico ou alcalino.

17. Soluções ácidas
São exemplos de soluções ácidas:
• o sumo de limão ou laranja
• o vinagre
• o sumo de uva
• o sumo de maçã
• a solução das baterias de automóveis
• a cola
Ácido cítrico
Ácido acético
Ácido tartárico
Ácido málico
Ácido sulfúrico
Ácido fosfórico

18. Soluções básicas ou alcalinas
São exemplos de soluções básicas ou alcalinas:
• a água com sabão
• a pasta dos dentes
• a solução de medicamentos para a azia
• a lixívia
• os detergentes amoniacais
• os desentupidores de canos
Hidróxido de sódio ou
hidróxido de potássio
Carbonato de cálcio e
hidrocarbonato de sódio
Carbonato de sódio e
carbonato de magnésio
Hipoclorito de sódio
Amoníaco
Hidróxido de sódio

19. Soluções neutras
Quando uma solução não é ácida nem básica, diz-se que é neutra. São
exemplos de soluções neutras:
• A água destilada (água pura).
• Uma solução aquosa de açúcar.
• O soro fisiológico.

20. Indicadores ácido-base
Um indicador ácido-base é uma substância que muda de cor consoante o
carácter químico do meio em que se encontra. É útil para determinar se
um material tem características ácidas, básicas ou neutras.
No laboratório, utilizam-se vários indicadores, sendo muito importantes...
Azul de tornesol Fenolftaleína

21. Azul de tornesol
O azul de tornesol é um indicador ácido-base de cor azul-arroxeada.
O que será que acontece ao adicionar azul de tornesol a soluções com diferente caráter
químico?
Sumo de limão
Solução ácida
Água com açúcar
Solução neutra
O indicador permanece azul em
contacto com soluções neutras.
O indicador permanece azul em
contacto com soluções básicas.
O indicador torna-se vermelho em
contacto com soluções ácidas.
Lixívia
Solução básica

22. Solução alcoólica de fenolftaleína
A solução alcoólica de fenolftaleína é um indicador ácido-base incolor.
O que será que acontece ao adicionar solução alcoólica de fenolftaleína a soluções com
diferente carácter químico?
Sumo de limão
Solução ácida
Água com açúcar
Solução neutra
O indicador permanece incolor em
contacto com soluções neutras.
O indicador torna-se rosa carmim em
contacto com soluções básicas.
O indicador permanece incolor em
contacto com soluções ácidas.
Lixívia
Solução básica

23. Indicadores ácido-base
Outros indicadores muito comuns no laboratório são:
• o alaranjado de metilo;
• o azul de bromotimol.
Indicador ácida neutra básica
Solução
Azul de tornesol
Sol. alcoólica de
fenolftaleína
azul-arroxeado
incolor
O indicador
permanece
incolor.
O indicador
permanece
incolor.
O indicador
torna-se
rosa carmim.
O indicador
torna-se
vermelho.
O indicador
permanece azul-
-arroxeado.
O indicador
permanece
azul-arroxeado.
É apenas no indicador que ocorre a mudança de cor. A mudança de cor do indicador não é
uma reação química, pois não há formação de novas substâncias.

24. Indicador universal e escala de pH
No laboratório, a maior parte das substâncias utilizadas são muito perigosas e por
isso não as podemos provar. Para comparar a acidez ou basicidade de duas ou
mais soluções, utiliza-se com frequência um indicador universal.
Quanto mais avermelhado ficar o
indicador universal, mais ácida é a
solução.
Quanto mais azulado ficar o indicador
universal, mais básica é a solução.

25. Indicador universal e escala de pH
A maior acidez ou basicidade de uma solução é medida numa escala numérica — a
escala de Sorensen ou escala de pH. A 25 oC, os valores desta escala variam entre 0
e 14. Estes estão relacionados com as diferentes cores obtidas pelo indicador
universal:
Ácido Básico
Neutro
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
- Para um valor de pH menor do que 7, a solução é ácida, a 25 oC.
- Para um valor de pH igual a 7, a solução é neutra, a 25 oC.
- Para um valor de pH maior do que 7, a solução é básica, a 25 oC.
- Quanto menor o pH, mais ácida é a solução.
- Quanto maior o pH, mais básica é a solução.

26. Indicador universal e escala de pH
Utilizando o indicador universal, é possível determinar o pH de qualquer
solução. Eis alguns exemplos:
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Suco
gástrico
Sumo de
limão
Sumo de
laranja
Sumo de
tomate
Chuva
ácida
Água da
chuva
Água
pura
Sangue
humano
Água do
mar
Sabão
em pó
Solução diluída
de hidróxido de
sódio
Solução
concentrada
de hidróxido
de sódio
Amoníaco
doméstico

27. REAÇÕES ÁCIDO-BASE

28. Reações ácido-base ou de neutralização
Uma reação ácido-base ocorre entre um ácido e uma base e é frequentemente
designada por reação de neutralização.
Um exemplo comum é o da utilização de antiácidos para combater a azia do
sistema digestivo:
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
O pH deste
estômago varia
entre 1 e 2.
O pH do antiácido
dissolvido em água é
aproximadamente 9.
Ao tomar o antiácido dissolvido em água, o pH sobe para valores entre 3 e 4.

29. Reações ácido-base ou de neutralização
Base
Ácido Água Sal
Por exemplo:
Hidróxido de
potássio(aq)
Ácido
nítrico(aq)
Água(l) Nitrato de
potássio(aq)
KOH(aq)
HNO3(aq) H2O(l) KNO3(aq)
+
Geralmente o nome de um ácido começa pela palavra «ácido». Quanto às
bases, é habitual terem no nome a palavra «hidróxido».
Uma reação ácido-base ocorre segundo a equação geral:
+
+
+
+
+

30. Algumas reações ácido-base importantes
A dor provocada pela picada de uma vespa pode ser tratada com uma
solução ácida como o vinagre, pois a ferroada deste inseto contém uma
solução básica.
O organismo humano possui um mecanismo de compensação do pH do
sangue, pois através de reações ácido-base o pH deste mantém-se
sempre entre 7,35 e 7,45.
O pH dos solos é por vezes corrigido para se adaptar às culturas, através
da adição de substâncias básicas (para aumentar o pH) ou de
substâncias ácidas (para diminuir o pH).

31. REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO

32. Solubilidade de sais em água
As reações ácido-base levam à formação de sais, segundo a equação
geral:
Base
Ácido Água Sal
+
+
São sais solúveis (que se dissolvem
em água):
• Nitrato de potássio
• Cloreto de sódio (sal de cozinha)
• Sulfato de cobre
• Dicromato de potássio
São sais pouco solúveis ou
insolúveis (que não se dissolvem em
água):
• Carbonato de cobre
• Dicromato de chumbo
• Iodeto de chumbo
• Cloreto de prata

33. O que é uma reação de precipitação?
Uma reação de precipitação ocorre quando dois sais em solução aquosa
entram em contacto, originando um sal pouco solúvel ou insolúvel. A
este sal insolúvel formado dá-se o nome de precipitado.
+
Nitrato de
chumbo(aq)
Pb(NO3)2(aq)
Iodeto de
potássio(aq)
KI(aq)
Nitrato de
potássio(aq)
KNO3(aq)
Iodeto de
chumbo(s)
PbI(s)
+
Desta reação química originou-se um sal insolúvel,
o iodeto de chumbo, de cor amarela.
Esta reação química é uma reação de precipitação,
e o precipitado formado é o iodeto de chumbo.

34. Reações de precipitação na Natureza
Na Natureza ocorrem algumas reações de precipitação curiosas, como
por exemplo...
... a formação de estalactites e estalagmites.
... a formação de corais, conchas de moluscos e
cascas de ovos.
Quando a água das chuvas, se infiltra em solos calcários,
reage com o carbonato de cálcio existente e origina
hidrogenocarbonato de cálcio, solúvel em água. Este
processo leva à corrosão do calcário e à formação de
cavernas.
À medida que a solução de hidrogenocarbonato de cálcio
escorre pelas paredes da gruta, a água evapora e surgem
condições para que o carbonato de cálcio precipite,
formando estalactites e estalagmites.
Os corais, as conchas de moluscos e as cascas de
ovos são estruturas calcárias.
A formação destas estruturas ocorre também
devido à precipitação do carbonato de cálcio

35. Dureza da água
A água de rios e lagos, a água da torneira e a engarrafada não são puras, têm sais
minerais dissolvidos (substâncias iónicas). A concentração de iões cálcio (Ca2+) e
magnésio (Mg2+) em solução permite-nos concluir sobre a dureza da água.
Quando a concentração de
iões cálcio e magnésio em
solução é reduzida, a água é
considerada macia (ou mole),
e é típica dos solos calcários.
Quando a concentração de
iões cálcio e magnésio em
solução é elevada, a água é
considerada dura, e é típica
dos solos graníticos ou
basálticos.

36. Diferenças entre uma água macia e uma
água dura
Uma água dura apresenta desvantagens em relação a uma água macia, como
por exemplo:
Dificuldade em formar espuma de sabão
Uma água dura é menos eficaz na lavagem com sabão,
pois a quantidade de espuma produzida é menor.
Acumulação de calcário na resistência de máquinas
de lavar
Uma água dura leva ao aparecimento de depósitos de
calcário indesejáveis, que precipitam, depositando-se
junto à resistência de aquecimento de máquinas de lavar e
ferros de engomar.
Esta acumulação de calcário na resistência impede o
correto aquecimento da água.