Professor: José Tiago Pereira Barbosa

Professor: José Tiago Pereira Barbosa

Definição: As reações químicas são processos que transformam uma ou mais substâncias, chamados reagentes, em outras substâncias, chamadas produtos. Em uma linguagem mais acadêmica, dizemos que uma reação química promove mudança na estrutura da matéria. Essas reações são representadas por equações químicas que devem descrever o processo qualitativamente e quantitativamente. Respeitando a Lei de Conservação das Massas.

Cálculos com os coeficientes estequiométricos: NH3 Significa 1 átomo de nitrogênio 3 átomos de hidrogênio 2 x 1 = 2 átomos de nitrogênio 2 NH3 Significa 2 x 3 = 6 átomos de hidrogênio Tendo duas vezes H2O, teremos 4 átomos de H e dois de O 2H2O Significa 2 x 2 = 4 átomos de hidrogênio 2 x1 = 2 átomos de oxigênio

Cálculos com os coeficientes estequiométricos: 2 H + O 2 2 2 H 2 O

Regras para o balanceamento de equações químicas: 1ª) Raciocine inicialmente com elementos que aparecem em uma única substância, em cada membro; 2ª) Verificados esses elementos, escolha aquele que tenha maiores índices; 3ª) Escolhido o elemento, transfira seus índices de um membro para outro, usando-os como coeficientes; 4ª) Prossiga com o mesmo raciocínio até o término do balanceamento.

Exemplos para balanceamento de equações químicas: N 2 + 3 H 2 2 NH 3 Reagentes N = 2 x 1 = 2 H = 2 x 3 = 6 Produtos N = 1 x 2 = 2 H = 3 x 2 = 6

Exemplos para balanceamento de equações químicas: H 2 SO 4 + 2 KOH K 2 SO 4 + 2 H 2 O Reagentes S = 1 H = 2 + 1 x 2 = 4 O = 4 + 1 x 2 = 6 K = 1 x 2 = 2 Produtos S = 1 H = 2 x 2 = 4 O = 4 + 1 x 2 = 6 K = 2

Exemplos para balanceamento de equações químicas: 2 3 6 H 3 PO 4 + Mg(OH) 2 Mg 3 (PO 4 ) 2 + H 2 O Reagentes P = 1 x 2 = 2 H = 3 x 2 + 1 x 2 x 3 = 12 O = 4 x 2 + 1 x 2 x 3 = 14 Mg = 1 x 3 = 3 Produtos P = 1 x 2 = 2 H = 2 x 6 = 12 O = 4 x 2 + 1 x 6 = 14 Mg = 3

Exercícios Efetue o balanceamento para as equações químicas: Al 2 S 3 + H 2 O Al(OH) 3 + H 2 S H 2 S + Fe(OH) 3 Fe 2 S 3 + H 2 O HNO 3 + Fe(OH) 2 Fe(NO 3 ) 2 + H 2 O H 2 S + Br 2 HBr + S K 2 Cr 2 O 7 + KOH K 2 CrO 4 + H 2 O C 2 H 5 OH + O 2 CO 2 + H 2 O

Reações de oxirredução são reações químicas em que átomos de elementos químicos sofrem oxidação e redução. OXIDAÇÃO...? REDUÇÃO...?

Ao balancearmos uma equação química de oxirredução, além de procurarmos equilibrar as quantidades de átomos de elementos químicos existentes nos reagentes e produtos, devemos também, balancear as quantidades de elétrons perdidos e ganhos.

Antes de aprender a efetuar este balanceamento, é necessário se conhecer as regras para a determinação do número de oxidação (NOX) de cada átomo envolvido na reação!

Regras para determinação do número de oxidação (NOX): 1. Os metais alcalinos e a Ag, apresentam NOX = +1. 2. Os metais alcalinos terrosos e o Zn, apresentam NOX = +2. 3. O Alumínio possui NOX = +3. 4. O Hidrogênio possui NOX = +1, exceto quando se liga a um metal, onde apresentará NOX = -1.

Regras para determinação do número de oxidação (NOX): 5. O Oxigênio apresenta NOX = -2, exceto nos peróxidos onde apresenta NOX = -1. 6. Os Halogênios apresentam NOX = -1.

Regras para determinação do número de oxidação (NOX). Observações: Em um composto, a soma dos números de oxidação de seus átomos equivale a ZERO. Nas substâncias simples, os átomos tem NOX = 0.

Exemplos: +1-2 0 +1-2 +1 +6-2 +1-1 H 2 S + Br 2 + H 2 O H 2 SO 4 + HBr O primeiro passo é calcular todos os NOX.

Exemplos: -2 0 +6-1 H 2 S + Br 2 + H 2 O H 2 SO 4 + HBr Em seguida, verifique quais elementos apresentam variação de NOX do reagente para o produto.

Pode-se, então, verificar que: S passa de nox -2 para nox +6 Houve um aumento: ΔNOX = 8 Ocorreu uma oxidação (perda de elétrons) Br passa de nox 0 para nox 1 Houve uma diminuição: ΔNOX = 1 Ocorreu uma redução (ganho de elétrons)

Verifica-se a atomicidade dos elementos que sofreram oxidação e redução: Existe 1 átomo de S na substância H 2 S Atomicidade = 1 Existem 2 átomos de Br na substância Br 2 Atomicidade = 2

Mutiplica-se a atomicidade dos elementos que sofreram oxidação e redução pelo seu respectivo ΔNOX: S: ΔNOX = 8 atomicidade = 1 8 x 1 = 8 este será o coeficiente do Br Br: ΔNOX = 1 atomicidade = 2 1 x 2 = 2 este será o coeficiente do S

Exemplos: 2 8 8 2 16 H 2 S + Br 2 + H 2 O H 2 SO 4 + HBr Em seguida, colocam-se os respectivos coeficientes na substância onde o átomo do elemento que sofreu oxidação ou redução apresente maior índice. E se procede com a determinação dos demais coeficientes.

Como o S sofreu oxidação (perda de 8 elétrons) e temos 2 átomos de S em cada membro da equação, temos: 8 x 2 = 16 elétrons perdidos Como o Br sofreu redução (ganho de 1 elétron) e temos 16 átomos de Br em cada membro da equação, temos: 16 x 1 = 16 elétrons ganhos Assim, houve a transferência de 16 elétrons do S para o Br.

O elemento que se oxida provoca a redução de outro. Nesse caso o S (que se oxidou) provocou a redução do Br. Então a substância em que o S está presente é chamada de AGENTE REDUTOR H 2 S O elemento que se reduz provoca a oxidação de outro. Nesse caso o Br (que se reduziu) provocou a oxidação do S. Então a substância em que o Br está presente é chamada de AGENTE OXIDANTE Br 2

Exercícios: o Ag + HNO 3 AgNO 3 + H 2 O + NO o MnO 2 + HBr MnBr 2 + Br 2 + H 2 O o C + HNO 3 CO 2 + NO 2 + H 2 O

Bom Estudo!