Prof. Luiz Carlos Martins das Neves

Transcrição

1 Reações Químicas Aspectos Quantitativos da Química Cálculo Estequiométrico Reações de Oxirredução Balanceamento de Reações Prof. Luiz Carlos Martins das Neves

2 Reações Químicas Todos os dias, o dia inteiro, ocorrem reações químicas, não só ao nosso redor mas também no nosso organismo, de tal maneira que se pode dizer que a manutenção da vida depende de uma série de reações. Algumas delas são muito comuns:

3 Reações Químicas As reações podem ser representadas por equações químicas, as quais envolvem reagentes e produtos, que, por sua vez, são representados por fórmulas.

4 Equações Químicas As equações químicas podem nos fornecer outras informações, tais como: gás (g) vapor (v) líquido (l) sólido (s) cristal (c)

5 Equações Químicas presença de moléculas ou íons em solução aquosa (aq) desprendimento de gás formação de precipitado necessidade de aquecimento ( ) presença de luz (λ) ocorrência de reações reversíveis

6 Classificação das Reações Químicas Há várias maneiras de classificar as reações. Uma delas relaciona o número de substâncias que reagem e o número de substâncias produzidas. De acordo com esse critério, podemos ter os seguintes tipos de reação. Reações de Síntese ou Adição. Reações de Analise ou Decomposição. Reações de Simples Troca ou Deslocamento. Reações de Dupla Troca. Reações de Neutralização.

7 Reações de Síntese ou Adição Reações de síntese ou adição Quando duas ou mais substâncias originam um único produto. Ex. O magnésio reage com o oxigênio do ar, produzindo óxido de magnésio: Essa reação é utilizada em flashes fotográficos descartáveis e foguetes sinalizadores.

8 Reações de Análise ou Decomposição Quando uma única substância origina dois ou mais produtos. Exemplo: Um composto de sódio (NaN 3 (s)) é utilizado nos air-bags dispositivos de segurança presentes em muitos automóveis. Quando esses dispositivos são acionados, a rápida decomposição do NaN 3 (s) origina N 2 (g), e esse gás infla os air-bags.

9 Reações de Simples Troca ou Deslocamento Quando uma substância simples reage com uma composta, originando uma nova substância simples e outra composta. Ex:Quando introduzimos uma lâmina de zinco numa solução aquosa de ácido clorídrico, ocorre a formação de cloreto de zinco e a liberação do gás hidrogênio: Dizemos, então, que o zinco deslocou o hidrogênio.

10 Reações de Dupla Troca Quando duas substâncias compostas reagem, originando duas novas substâncias compostas. Ex:O ácido sulfúrico reage com o hidróxido de bário, produzindo água e sulfato de bário, que é um sal branco insolúvel:

11 Reações de Neutralização Uma das reações de dupla troca mais comuns são as neutralizações, que ocorrem entre ácidos e bases: Ácido + Base = Sal + Água

12 Interatividade No filme fotográfico,quando exposto à luz,ocorre a reação: 2 AgBr 2 Ag + Br 2 Essa reação pode ser classificada como: a) pirólise. b) eletrólise. c) fotólise. d) síntese. e) simples troca.

13 Resposta No filme fotográfico,quando exposto à luz,ocorre a reação: 2 AgBr 2 Ag + Br 2 Essa reação pode ser classificada como: a) pirólise. b) eletrólise. c) fotólise. d) síntese. e) simples troca.

14 Massa Atômica Mundo Micro (átomos e moléculas) Mundo Macro (gramas) Massa atómica é a massa de um átomo em unidades de massa atômica (u). Por definição: 1 átomo 12C «pesa» 12 u Nesta escala: 1H = 1,008 u 16O = 16,00 u

15 Massa Molar Massa molar é a massa de 1 mole de em gramas. 1 mole átomos 12 C = 6, átomos =12,00 g 1 átomo 12 C = 12,00 u 1 mole átomos 12 C = 12,00 g 12 C Para qualquer elemento massa atômica (u) = massa molar (gramas)

16 Massa Molecular Massa molecular (ou peso molecular) é a soma das massas atômicas (em u) dos átomos da molécula. 1N 3H NH 3 14,01 u + 3 1,008 u 17,03 u

17 Massa Molecular massas atômicas: H = 1 u O = 16 u Ex. H 2 O 2 x 1 = x 16 = 16 Massa Molecular do H 2 O = 18 u

18 Constante de Avogadro Como contar a quantidade de grãos de arroz existentes num saco de 5 kg? Existe uma maneira mais prática do que contar os grãos um por um. Inicialmente contamos certa quantidade de grãos e determinamos sua massa. A seguir estabelecemos uma relação entre a massa dessa quantidade fixa e a massa do arroz contida no saco. amostra =...grãos... g Saco x g

19 Constante de Avogadro Vamos supor que 100 grãos de arroz tenham massa de 2 g. Usando a relação entre massa e número de grãos, temos: 100 grãos...2g X g X= 100 x 5000 / 2 = grãos Um procedimento semelhante nos permite descobrir o número de partículas numa amostra.

20 Constante de Avogadro Número de Avogadro 6, ou 6, ou ainda 6, Em 342 g de sacarose há 6, moléculas desta substância.

21 Mol Uma (mol) é a quantidade de substância que contém 6, entidades elementares (átomos, moléculas ou outras partículas) (tantas quantas existem em, exatamente, 12 g de 12C) 1 mol = 6, Número de Avogadro

22 Mol Mol é a quantidade de substância que contém 6, entidades.

23 Mol Um mol de : C S Hg Cu Fe

24 Cálculo do Número de Mol Quantos átomos existem em 0,551 g de potássio (K)? K = 39,10 g.mol -1 sendo: n - nº moles de K (mol) m - massa de K (g) M - massa molar (g mol 1 ) n = m M = 0,551 g K 39,10 g mol -1 K = 1, mol K

25 Cálculo do Número de Mol 1 mol K 6, átomos K 1, mol K x átomos K x = 6, átomos K 1 mol K 1, mol K x = 8, átomos K

26 Interatividade Considere um copo contendo 90 ml de água. Qual é o número de moléculas de água: Dados: H = 1, O = 16, densidade da água = 1g/ml. a) 3, moléculas de água. b) 3, moléculas de água. c) 3, moléculas de água. d) 3, moléculas de água. e) 3, moléculas de água.

27 Resposta Considere um copo contendo 90 ml de água. Qual é o número de moléculas de água: Dados: H = 1, O = 16, densidade da água = 1g/ml. a) 3, moléculas de água. b) 3, moléculas de água. c) 3, moléculas de água. d) 3, moléculas de água. e) 3, moléculas de água.

28 Cálculo Estequiométrico O cálculo das quantidades das substâncias envolvidas numa reação química é chamado estequiometria palavra derivada do grego stoicheia = partes mais simples e metreim = medida. Para efetuarmos os cálculos estequiométricos, devemos conhecer as proporções existentes entre os elementos que formam as diferentes substâncias.

29 Tipos de Fórmulas Fórmula percentual: indica a porcentagem,em massa, de cada elemento que constitui a substância. Por exemplo, sabendo que a fórmula molecular do metano é CH 4 e que as massas atômicas do carbono e do hidrogênio são, respectivamente, 12 e 1, temos: C = = 12 + H = 1. 4 = 4 MM do CH 4 = 16

30 Fórmula Percentual Assim, na massa molecular igual a 16, o carbono participa com 12 e o hidrogênio com 4. Logo: C % 12.. X X=75% de carbono H % 4. X X=25% de hidrogênio Desse modo, temos: C 75% H 25%

31 Fórmula Mínima ou Empírica Fórmula mínima: indica a menor proporção,em números inteiros de mol,dos átomos dos elementos que constituem uma substância. Ao determinar a fórmula mínima, devemos: a) calcular o número de mol de átomos de cada elemento; b) dividir os resultados pelo menor valor encontrado.

32 Fórmula Mínima ou Empírica Uma amostra contém 2,4 g de carbono e 0,6 g de hidrogênio (Dados: massas atômicas: C = 12, H = 1). Para determinar a fórmula mínima do composto, devemos inicialmente calcular o número de mol (n) de átomos de cada elemento. C 2,4g/12g/mol = 0,2 mol H 0,6g/1g/mol = 0,6 mol Relação entre o nº de mol 0,2mol /0,2 = 1 e 0,6mol/0,2 = 3 A fórmula mínima é CH 3

33 Estequiometria das Reações Químicas Leis das Combinações Químicas. Essas leis foram divididas em dois grupos: Leis ponderais: relacionam as massas dos participantes de uma reação. Lei volumétrica: relaciona os volumes dos participantes de uma reação.

34 Leis Ponderais Lei da conservação das massas Essa lei foi proposta, por volta de 1775, por Antoine Laurent Lavoisier e é popularmente enunciada da seguinte maneira: Na natureza,nada se cria, nada se perde, tudo se transforma. Lavoisier também conclui que num sistema fechado,a massa total dosreagentes é igual à massa total dos produtos.

35 Leis Ponderais Exemplo numérico

36 Lei das Proporções Constantes Em 1799, Joseph Louis Proust, analisando várias substâncias, descobriu que a proporção com que cada elemento entra na formação de determinada substância ou composição em massa era constante, independentemente de seu processo de obtenção.

37 Lei das Proporções Constantes Proust enunciou a seguinte lei ponderal conhecida como lei das proporções constantes: Toda substância apresenta uma proporção em massa constante na sua composição.

38 Lei Volumétrica de Gay-Lussac Uma das maiores contribuições de Gay- Lussac à Química foi sua Lei da Combinação de Volumes, publicada em 1808, e baseada numa série de experimentos. Um deles envolvia a reação entre o gás hidrogênio e o gás oxigênio, cujo produto é a água. Lei de Gay-Lussac: Nas mesmas condições de pressão e temperatura,os volumes dos gases participantes de uma reação química têm entre si uma relação de números inteiros e pequenos.

39 Lei Volumétrica de Gay-Lussac

40 Interatividade Um composto encerra 40% de C e tem massa molar igual a 90 g/mol. Quantos átomos de C contém a molécula desse composto? a)1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 5.

41 Resposta Um composto encerra 40% de C e tem massa molar igual a 90 g/mol. Quantos átomos de C contém a molécula desse composto? a)1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 5.

42 Oxido Redução As reações que envolvem perda e ganho de elétrons são denominadas reações de óxido-redução. Algumas delas são muito importantes no mundo que nos cerca e estão presentes nos processos que permitem a manutenção da vida.

43 Reações de Oxido Redução A fotossíntese é um exemplo de reação de óxido-redução. As moléculas de clorofila utilizam energia luminosa para produzir o gás oxigênio: 6 CO H 2 O C 6 H 12 O O 2 Todas as reações de óxido-redução ocorrem com a transferência de elétrons.

44 Reações de oxido redução São 2 reações interdependentes; Ocorrem por transferência de elétrons; 1 oxidação e 1 redução; Oxidação - Perde elétrons (e ); - Aumenta o Nox; - Agente redutor; Redução - Ganha elétrons (e ); - Diminui o Nox; - Agente oxidante;

45 Reações de Oxido Redução Ao introduzirmos um fio de cobre (Cu) numa solução aquosa de nitrato de prata (AgNO 3 ), verificamos, após certo tempo, que ocorre a formação de um depósito de prata e que a solução adquire a cor azul, característica dos íons Cu 2+. As reações envolvidas podem ser representadas pelas equações: Cu 0 Cu e perda de elétrons 2 Ag e 2 Ag 0 ganho de elétrons

46 Variação do Nox nas Reações de Oxido Redução Retomando o exemplo da reação entre o cobre e a solução aquosa de nitrato de prata e associando-o ao conceito de Nox, temos:

47 Agente Oxidante e Agente Redutor Neste exemplo, o cobre (Cu) sofre oxidação e é denominado agente redutor, pois, ao ceder elétrons aos íons prata (Ag + ), provoca sua redução. Os íons prata (Ag + ) sofrem redução e agem como agente oxidante, pois, ao receberem elétrons do cobre (Cu), provocam sua oxidação.

48 Agente Oxidante e Agente Redutor Para esta reação, temos: Cu: perde elétrons sofre oxidação agente redutor Ag + : ganha elétrons sofre redução agente oxidante

49 Balanceamento da Equações Químicas Existem várias maneiras de fazermos o balanceamento de uma equação química. Geralmente, a maneira mais usada de determinar os coeficientes de uma equação é o método das tentativas.

50 Balanceamento das Equações Químicas Como exemplo, a reação de combustão completa do gás metano CH 4. Essa reação é representada pela equação a seguir: O número de átomos dos reagentes não é igual ao dos produtos.

51 Acerto de Coeficientes Acertando os coeficientes:

52 Balanceamento pelo Método das Tentativas Sem Balancear Mg + O 2 MgO Acertando os coeficientes: 2 Mg + 1 O 2 2 MgO

53 Balanceamento pelo Método das Tentativas Sem Balancear Cl 2 + NaBr NaCl + Br 2 Acertando os coeficientes: 1Cl NaBr 2 NaCl + 1 Br 2

54 Interatividade Quando alumínio é fundido e aquecido com óxido de bário sólido, ocorre reação vigorosa e bário elementar fundido e óxido de alumínio sólido se forma. A equação química balanceada corretamente que representa esta reação é: a) 2 Al (s) + 3BaO (s) Al 2 O 3(s) + Ba (l) b) 2 Al (s) + 3 BaO (s) Al 2 O 3(s) + 3 Ba (l) c) Al (s) + BaO (s) Al 2 O 3(s) + Ba (l) d) 2 Al (s) + BaO (s) Al 2 O 3(s) + Ba (l) e) Al (s) + 3 BaO (s) Al 2 O 3(s) + 3 Ba (l)

55 Resposta Quando alumínio é fundido e aquecido com óxido de bário sólido, ocorre reação vigorosa e bário elementar fundido e óxido de alumínio sólido se forma. A equação química balanceada corretamente que representa esta reação é: a) 2 Al (s) + 3BaO (s) Al 2 O 3(s) + Ba (l) b) 2 Al (s) + 3 BaO (s) Al 2 O 3(s) + 3 Ba (l) c) Al (s) + BaO (s) Al 2 O 3(s) + Ba (l) d) 2 Al (s) + BaO (s) Al 2 O 3(s) + Ba (l) e) Al (s) + 3 BaO (s) Al 2 O 3(s) + 3 Ba (l)

56 ATÉ A PRÓXIMA!