Reações Químicas. Profª Dra Cristiane de Abreu Dias

Transcrição

1 Reações Químicas Profª Dra Cristiane de Abreu Dias

2 O que são Reações Químicas? São as transformações de uma ou várias substâncias em relação a seu estado inicial (reagentes), dando origem a substâncias diferentes, que aparecem com outras características no estado final (produtos).

3 Como representamos as Reações Químicas? As reações químicas são representadas por equações químicas. Esquematicamente: reagentes produtos

4 Como representamos as Equações Químicas? Nas equações químicas as substâncias são representadas por fórmulas, que indicam os elementos constituintes através de símbolos e as quantidades de átomos através de índices. 2 Na(s) + 2 H 2 O(l) 2 NaOH(aq) + H 2 (g) Símbolo de estado Índice de atomicidade

5 Principais Símbolos de Estado: (s): sólido (l): líquido (g): gás (aq): solução aquosa

6 Outras Informações que as Equações Químicas Podem nos Oferecer: V 2 O 5

7 Equação Química Esqueleto: Resumo Qualitativo Mostra a identidade dos reagentes e dos produtos em termos de fórmulas químicas. H 2 + O 2 H 2 O Reagentes Produtos H 2 2 O 2 1

8 Lei da Conservação das Massas Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.

9 Coeficiente Estequiométrico São os números que multiplicam todos os índices de atomicidade das fórmulas. São escritos na frente de cada fórmula. 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(l)

10 Equação Química Balanceada: Resumo Qualitativo e Quantitativo 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(l) Reagentes Produtos H 4 4 O mol de gás hidrogênio reagem com 1 mol de gás oxigênio produzindo 2 mol de água.

11 Lembrete Os coeficientes são normalmente os menores números inteiros possíveis!!!

12 Balanceamento de Equações Químicas: Método das Tentativas

13 Orientações Gerais para se Balancear Equações pelo Método das Tentativas: Etapa 1: Escolhe-se, entre reagentes ou produtos, o elemento que possui a maior quantidade de átomos. Este elemento deve aparecer em uma única fórmula em cada lado da equação. Se acontecer estas condições para mais de um elemento escolhe-se aquele em cuja fórmula há o maior número de átomos. Etapa 2: Coloca-se o coeficiente 1 na frente da fórmula que contém o elemento escolhido. Iguala-se o número de átomos do elemento escolhido em ambos os lados da equação. Etapa 3: A seguir, iguala-se os números de átomos dos demais elementos.

14 Exercícios: Balanceamento de equações químicas pelo método das tentativas

15 Mol* e Massa Molar * O nome mol vem da palavra latina para pilha muito grande.

16 O que é mol? É a unidade utilizada para medir a propriedade física formalmente chamada de quantidade de substância, n.

17 Como foi definido mol: 1 átomo de 12 C= 1,9926 x g Se medirmos exatamente 12 g de carbono 12, então teremos exatamente 1 mol de átomos de carbono 12.

18 Constante de Avogadro (N A ) Esta constante tem como valor aceito atualmente: Em uma massa em gramas numericamente igual à massa atômica, para qualquer elemento, existem 6,02 x átomos. Em uma massa em gramas numericamente igual à massa molecular, para qualquer substância molecular, existem 6,02 x moléculas.

19 Mol versus Objetos 1 mol de objetos corresponde a 6,02 x objetos.

20 As quantidades de átomos, íons ou moléculas de uma amostra são expressas em mol e a constante de Avogadro, N A, é utilizada para a conversão entre o número de partículas e o número de mol.

21 Exercícios: Conversão de número de átomos a mol

22 Massa Molar A massa molar de um elemento é a massa por mol de seus átomos; a massa molar de um composto molecular é a massa por mol de suas moléculas e a massa molar de um composto iônico é a massa por mol de suas fórmulas unitárias. A unidade de massa molar é sempre gramas por mol (g/mol ou g.mol -1 )

23 Cada amostra tem um mol de átomos do elemento. No sentido horário, a partir da direita, acima, estão 32 g de enxofre, 201 g de mercúrio, 207 g de chumbo, 64 g de cobre e 12 g de carbono.

24 Exercício: Cálculo da quantidade de átomos de uma amostra

25 Cada amostra contém 1 mol de fórmulas unitárias de um composto iônico, da esquerda para a direita temos 58 g de cloreto de sódio (NaCl), 100 g de carbonato de cálcio (CaCO 3 ), 278 g de sulfato de ferro (II) hepta-hidratado (FeSO 4.7H 2 O e 78 g de peróxido de sódio (Na 2 O 2 ).

26 Usa-se a massa molar de um composto, isto é, a massa por mol de suas moléculas ou fórmulas unitárias, para a conversão entre a massa de uma amostra e o número de moléculas ou fórmulas unitárias que ela contém.

27 Exercícios: Calcular as massas molares dos compostos moleculares e iônicos.

28 Exercício: Calcular o número de mols a partir da massa molar

29 Exercício: Calcular a massa a partir do número de mols

30 Número de Oxidação de Compostos Iônicos Nos compostos iônicos, o Nox corresponde a própria carga do íon.

31 Número de Oxidação de Compostos Moleculares Nos compostos moleculares, o Nox corresponde à carga elétrica que o átomo iria adquirir se a ligação fosse rompida.

32 Número de Oxidação (Nox) Na notação para o Nox, o sinal (negativo ou positivo) precede o número, como por exemplo: Fe +3. A notação do número precedendo o sinal é específica para indicar a carga de um íon, por exemplo: Fe 3+ (aq)

33 Observações: O Nox deve ser determinado para cada átomo, isoladamente. Nos compostos iônicos binários, o Nox é a própria carga de cada íon. Nos compostos moleculares, o Nox é uma carga imaginária e o Nox negativo é atribuído ao átomo de maior eletronegatividade.

34 Regras para atribuir números de oxidação 1) O número de oxidação de um elemento não combinado com outro elemento é zero. 2) O número de oxidação de um íon monoatômico é a sua própria carga. 3) A soma dos números de oxidação de todos os átomos em uma espécie é igual a sua carga total.

35 Valores fixos de NOX em compostos O número de oxidação do hidrogênio é +1 quando combinado com não metais e -1 em combinação com metais. O número de oxidação dos elementos dos Grupos 1 e 2 é igual ao número do seu grupo. O número de oxidação de todos os halogênios é -1, exceto quando o halogênio está combinado com o oxigênio ou outro halogênio mais alto do grupo. O número de oxidação do flúor é -1 em todos os seus compostos. O número de oxidação do oxigênio é -2 na maior parte de seus compostos. As exceções são seus compostos com flúor (caso em que vale a regra anterior) e peróxidos (O 2 2- ), superóxidos (O 2- ) e ozonídeos (O 3- ), nos quais valem as duas primeiras regras.

36 Como Atribuir os Números de Oxidação BASE CONCEITUAL Para atribuir um número de oxidação a um elemento, imaginamos que os átomos de uma molécula, fórmula unitária ou íon poliatômico estão na forma iônica (mesmo que não seja o caso). O número de oxidação é, então, a carga de cada íon. O ânion é usualmente oxigênio como O 2- ou o elemento mais a direita da Tabela Periódica (na verdade, o elemento mais eletronegativo). Depois, então, atribuímos aos outros átomos cargas que balanceiam a carga dos ânions.

37 Reações de Óxido-Redução (Redox) OXIDAÇÃO é a PERDA de elétrons REDUÇÃO é o GANHO de elétrons São as reações que envolvem perda e ganho de elétrons.

38 Reações Redox Todas as reações redox envolvem transferência de elétrons.

39 Exemplos de Reações Redox Fotossíntese Metabolismo dos alimentos

40 Exemplos de Reações Redox Corrosão Combustão

41 Reações Redox e o Número de Oxidação A OXIDAÇÃO corresponde ao AUMENTO do Nox A REDUÇÃO corresponde a DIMINUIÇÃO do Nox

42 Exemplo Clássico de Reação de Oxidação:

43 Outros Exemplos de Reação de Oxidação:

44 Exemplo de Reação de Redução:

45 Outro Exemplo de Reação de Redução:

46 Como Identificar o Agente Oxidante? O agente oxidante é a espécie que contém o elemento cujo Nox diminui.

47 Como Identificar o Agente Redutor? O agente redutor é a espécie que contém o elemento cujo Nox aumenta.

48 Reações de Neutralização

49 Ácidos e Bases: Primeiras Definições sabor azedo gosto de sabão

50 Sugadores para Reagentes P.A

51 Armazenamento de Reagentes P.A

52 Reagentes controlados ados.pdf

53 Diluição de Ácidos

54 Indicadores de ph

55 Medição de ph através do extrato de repolho roxo

56 phmetros

57 Hortênsias e o ph do solo ÁCIDO BÁSICO

58 Ácidos e Bases Definição de Bronsted-Lowry: Um ácido é um doador de prótons. Uma base é um aceitador de prótons.

59 Exemplos de Ácido de BrØnsted:

60 Exemplos de Bases de BrØnsted:

61 Ácidos e Bases Fortes e Fracos Um ácido forte está completamente desprotonado em solução. Um ácido fraco está incompletamente desprotonado em solução. Uma base forte está completamente protonada em solução. Uma base fraca esta incompletamente protonada em solução.

62 Ácidos Fortes em Água:

63 Exaustor para manipulação de reagentes voláteis

64 Ácidos Carboxílicos: Todos os ácidos carboxílicos são ácidos fracos em água.

65 Bases Fortes em Água:

66 Bases Fracas: Aminas

67 Reação de Neutralização A reação entre um ácido e uma base é chamada de reação de neutralização e o composto iônico produzido na reação é chamado de sal. Ácido + base sal + água

68 Outro exemplo de Reação de Neutralização:

69 Referência: ATKINS, Peter. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, p e 77-97