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  1. 1. Reações Químicas
  2. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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

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