Reações Químicas

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Tópico 07
Química Geral e Inorgânica
Reações Químicas
1. Introdução
A Química é a ciência da transformação. Boa parte da atividade
dos químicos consiste em estudar as propriedades das
substâncias e as transformações químicas (reações químicas) das
quais elas podem (ou não) tomar parte.
Esse módulo oferece a você uma visão geral dos principais tipos
de reações químicas envolvendo substâncias inorgânicas.
É importante lembrar que:
Uma reação química (ou transformação química) é um
acontecimento em que uma ou mais substâncias se transformam
em uma ou mais novas substâncias.
Equação química é a representação gráfica de uma reação
química.
Lembre-se também que:
Para escrever corretamente uma equação química, devemos,
primeiramente, escrever as fórmulas dos reagentes (antes da
seta) e dos produtos (depois da seta). Tais fórmulas devem
conter os índices de atomicidade corretos. Finalmente,
devemos fazer o balanceamento da equação, que consiste em
colocar os coeficientes da equação de tal modo que o número
de átomos de certo elemento seja igual em ambos os membros.
2. Tipos de reação
Adição ou síntese
Os flashes fotográficos usados nos primórdios da fotografia
envolviam a combustão do magnésio. Neles, uma chama
desencadeava a reação entre pó de magnésio metálico e gás
oxigênio, que produz óxido de magnésio. Simultaneamente, é
produzida intensa luz branca, usada para iluminar a cena
fotografada.
2 Mg (s) + O (g) → 2 MgO
Uma reação que apresente dois ou mais reagentes e apenas um
produto é denominada reação de adição ou síntese.
Decomposição ou análise
Ao aquecer o dicromato de amônio, (NH ) Cr O sólido, ele se
transforma em gás nitrogênio, trióxido de dicrômio sólido e
vapor de água. É liberada uma luz alaranjada característica, que,
por lembrar a erupção de um vulcão, fez com que essa
experiência ficasse conhecida como o “vulcãozinho de
dicromato”.
Nota:
Em uma equação química:
(s) indica sólido; (l) indica líquido; (g) indica gasoso;
(aq) indica aquoso

2
4 2 2 7
A reação em questão pode ser representada pela seguinte
equação química:
(NH ) Cr O (s) → N (g) + Cr O (s) + 4 H O (g)
Uma reação que apresente um só reagente e dois ou mais
produtos é classificada como reação de
decomposição ou análise.
Deslocamento ou simples troca
Adicionando um pedaço de ferro em um tubo de ensaio com
solução aquosa de HCl, verifica-se a liberação de bolhas de gás
hidrogênio e a gradual corrosão do ferro, que vai
“desaparecendo”.
Esse processo pode ser equacionado da seguinte maneira:
Em uma reação de deslocamento ou simples troca, há dois
reagentes e dois produtos. Entre os dois reagentes, um é
substância inorgânica simples e o outro é uma substância
inorgânica composta; com os produtos acontece o mesmo.
Dupla troca
Ao misturar uma solução aquosa de nitrato de chumbo (II),
Pb(NO ) , e uma de iodeto de potássio, KI, ambas incolores,
ocorre a reação equacionada a seguir:
4 2 2 7 2 2 3 2
3 2
Diz-se que uma reação é de dupla troca quando há dois
reagentes e dois produtos, todos substâncias inorgânicas
compostas, e ocorre uma espécie de “troca”, conforme indicam
as setas na equação do exemplo anterior.
Classificando as reações da chuva ácida
Considere um grande centro urbano. A chuva nesses locais
contém ácidos, que aparecem como consequência da poluição de
veículos automotores e de indústrias. Um desses ácidos é o
sulfúrico (H SO ), que se forma a partir da queima de carvão
mineral ou dos derivados do petróleo.
A presença de H SO na chuva pode causar inúmeros
problemas, entre os quais a corrosão do ferro e do mármore. Tal
corrosão se deve às reações do ácido com o ferro metálico (Fe) e
com o carbonato de cálcio (CaCO ), principal constituinte do
mármore.
Finalmente, o ácido carbônico produzido nesta última reação,
que é instável, sofre decomposição.
2 4
2 4
3
3. Condições de ocorrência de
reações de deslocamento
envolvendo metais
É possível observar reações químicas entre o ácido clorídrico e o
zinco e entre o ácido clorídrico e o ferro (esquerda).
Tais reações não ocorrem com os metais cobre e ouro (direita).
Condições de ocorrência de reações de deslocamento envolvendo
metais.
A análise microscópica dos experimentos à esquerda indica a
ocorrência de uma reação de deslocamento (simples troca).
Nos experimentos à direita, não ocorre reação de deslocamento.
Por que o cobre e o ouro não conseguem deslocar o hidrogênio
do ácido?
A resposta está na baixa reatividade do cobre e do ouro quando
comparada com a reatividade do hidrogênio.
Vamos chamar de reatividade de um elemento a capacidade que
ele possui para deslocar outro em uma reação de deslocamento.
Por meio de muitas experiências desse tipo, os químicos
puderam construir uma fila de reatividade envolvendo os metais
e o hidrogênio.
Podemos dizer, então, que a condição para que ocorra uma
reação de deslocamento é que seja obedecida a fila de
reatividade. Por exemplo:
Zn + NiSO  → Ni + ZnSO Reatividade: Zn > Ni
Zn + CuSO  → Cu + ZnSO Reatividade: Zn > Cu
Ni + ZnSO  → Não ocorre Reatividade: Ni < Zn
Ni + CuSO  → Cu + NiSO Reatividade: Ni > Cu
Cu + ZnSO  → Não ocorre Reatividade: Cu < Zn
Cu + NiSO  → Não ocorre Reatividade: Cu < Ni
4. Condições de ocorrência de
reações de deslocamento
envolvendo não – metais
O cloro (Cl ) é uma substância amarelo-esverdeada gasosa nas
condições ambientes. Sua solução, de coloração amarelo-clara, é
chamada de água de cloro.
4 4
4 4
4
4 4
4
4
2
O bromo (Br ) é uma substância castanha, líquida nas condições
ambientes. Sua solução aquosa, de cor alaranjada, é
denominada água de bromo.
Observe os experimentos a seguir.
1º experimento:
Dissolveu-se o sólido branco brometo de sódio em água,
obtendo-se uma solução incolor. A ela, adicionou-se água de
cloro. Observou-se o aparecimento de uma coloração alaranjada.
Uma análise química detalhada revelou que o cloro foi
consumido e que bromo foi formado.
Condições de ocorrência de reações de deslocamento envolvendo
não – metais.
A interpretação dada pelos químicos é de que o cloro desloca o
bromo, numa reação que pode ser assim equacionada:
2
A ocorrência de reação indica que o cloro é mais reativo que o
bromo.
2º experimento:
Dissolveu-se o sólido branco cloreto de sódio em água, obtendo-
se uma solução incolor. A ela, adicionou-se água de bromo.
Nenhuma evidência de reação foi observada e, de fato, uma
análise química revela que não ocorreu nenhuma transformação
química.
Nenhuma evidência de reação foi observada.
A não ocorrência de reação indica que o bromo é menos reativo
que o cloro.
Fundamentados em experiências como as apresentadas, os
químicos construíram uma fila de reatividade para os não –
metais.
Resumindo
As leis que regem as reações de deslocamento se resumem em
duas filas de reatividade: a dos metais e a dos não – metais.
Lembre-se de que:
Um membro de uma dessas filas, se for mais reativo,
desloca outro elemento, membro da mesma fila.
Um membro de uma fila nunca deslocará um
membro da outra.
Reações relevantes envolvendo a fila de reatividade dos metais
são dos tipos:
Metal 1 + sal 1 → metal 2 + sal 2
Metal + ácido → H + sal
Reações relevantes envolvendo a fila dos não-metais são do tipo:
Não-metal 1 + sal 1 → não-metal 2 + sal 2
Metais que reagem com água
Os metais alcalinos e alcalinos terrosos (exceto o Mg) reagem
rapidamente com a água, à temperatura ambiente, produzindo
hidrogênio gasoso e liberando muito calor:
2
O magnésio e os metais mais comuns em nosso cotidiano (o
zinco e o ferro, por exemplo), aquecidos, reagem com o vapor de
água, formando óxido e liberando hidrogênio.
Mg (s) + H O (g) → MgO (s) + H (g)
Zn (s) + H O (g) → ZnO (s) + H (g)
3 Fe (s) + 4 H O → Fe O (s) + 4 H (g)
Metais nobres, como o ouro, por exemplo, não reagem com a
água nem quando aquecidos.
5. Condições de ocorrência de
reações de dupla troca
Ocorrem em três circunstâncias:
Reagentes solúveis formando,ao menos, um produto
insolúvel.
Reagentes não voláteis formando, ao menos, um produto
volátil.
Reagentes muito dissociados/ionizados formando, ao menos,
um produto pouco dissociado/ionizado.
Reações de dupla troca com precipitação
1º experimento:
Ao adicionarmos uma solução aquosa de AgNO , que é incolor, a
uma solução aquosa de NaCl, que também é incolor, a
observação macroscópica que se faz é que ocorre uma
precipitação, isto é, a formação de uma substância insolúvel.
2 2
2 2
2 3 4 2
3
Essa substância é branca e uma análise de sua composição
química revela que se trata do cloreto de prata.
Uma maneira de equacionar a reação química ocorrida é
mostrada a seguir. O NaNO é um composto solúvel em água e o
AgCl, um composto insolúvel em água. Este último é o
precipitado observado, o que se indica com ↓.
Nessa reação de dupla troca, ocorre precipitação de AgCl.
Outra maneira de se escrever a equação, mais completa, é com a
indicação dos estados físicos:
AgNO (aq) + NaCl (aq) → NaNO (aq) + AgCl (s)
2º experimento:
Repetindo o procedimento do experimento anterior, porém
utilizando uma solução aquosa de KNO no lugar de AgNO , a
observação macroscópica que se faz é de que não ocorre
precipitação, ou seja, não se forma produto insolúvel. O que se
vê é simplesmente que dois líquidos incolores são misturados e,
ao final, tem-se um único líquido incolor. Uma análise química
mais detalhada revela que nenhuma nova substância foi
formada, ou seja, não ocorreu reação química.
Nesse segundo caso, a reação de dupla troca não acontece,
porque, entre os possíveis produtos, nenhum é insolúvel, ou seja,
nenhum precipita.
Uma reação de dupla troca pode acontecer desde que tenhamos
reagentes solúveis e, ao menos, um produto insolúvel.
3
3 3
3 3
Precipitados mais comuns
Nas questões envolvendo reações de dupla troca, alguns dos
precipitados mais comuns são:
Agl
AgBr
AgCl
Al(OH)
BaCO
BaSO
CaCO
CaSO
Mg(OH)
PbBr
PbCl
Pbl
Hidróxidos de metais de transição
Linhas gerais (e bem simplificadas) da solubilidade de sais
em água
São geralmente solúveis os
sais contendo o ânion
Exceções importantes
(insolúveis)
NO (nitrato) _
CH COO   (acetato) _
Cl   (cloreto) Se o cátion for Ag ,
Hg  ou Pb
Br   (brometo) Se o cátion for Ag ,
Hg  ou Pb
I   (iodeto) Se o cátion for Ag ,
Hg  ou Pb
SO  (sulfato) Se o cátion for Ca , Sr ,
Ba , Hg  ou Pb
3
3
4
3
4
2
2
2
2
3
– 
3
–
– +
2
2+ 2+
– +
2
2+ 2+
– +
2
2+ 2+
4
2- 2+ 2+
2+
2
2+ 2+
Linhas gerais (e bem simplificadas) da solubilidade de sais
em água
São geralmente insolúveis os
sais contendo
Exceções importantes
(solúveis)
S  (sulfeto) Se o cátion for NH ,
alcalino ou alcalino-terroso
CO  (carbonato) Se o cátion for NH  ou
alcalino
PO (fosfato) Se o cátion for NH  ou
alcalino
 
Reações de dupla troca com formação de
substância volátil
Adicionando uma solução aquosa de ácido sulfúrico diluído a
uma de carbonato de sódio, observa-se imediatamente que se
inicia a liberação de bolhas de gás, ou seja, começa uma
efervescência, que prossegue por alguns segundos.
Ao misturar as soluções, os íons H  se combinam com os íons CO  ,
formando ácido carbônico, H CO , que, sendo instável, se decompõe
em gás carbônico e água.
Ao misturar as soluções, os íons H se combinam com os íons
CO , formando ácido carbônico, H CO , que, sendo instável,
se decompõe em gás carbônico e água.
A reação de dupla troca pode ser assim equacionada:
2-
4
+
3
2-
4
+
4
3- 
4
+
+
3
2-
2 3
+
3
2-
2 3
E a decomposição do ácido carbônico:
em que o símbolo ↑ indica saída da substância na fase gasosa.
Assim, o processo total pode ser representado, de uma maneira
mais completa, pela equação:
H2SO4 (aq) + Na2CO3 (aq) → Na2SO4 (aq) + H2O (l) + CO2 (g)
O exemplo discutido ilustra a seguinte generalização:
Uma reação de dupla troca pode acontecer mesmo sem haver
precipitação. Para isso, basta que tenhamos reagentes não-
voláteis e, ao menos, um produto
Substâncias voláteis importantes que você
precisa conhecer
H S (g)
CO (g) – Se uma reação produz H CO , substitua-o
por H O (l) + CO (g).
HCN (g)
SO (g) – Se uma reação produz H SO , substitua-o
por H O (l) + SO (g).
NH (g) – Se uma reação produz NH OH, substitua-
o por NH (g) + H O (l).

2
2 2 3
2 2
2 2 3
2 2
3 4
3 2
Reações de dupla troca com formação de
produto menos dissociado
Há uma terceira situação em que também é possível ocorrer uma
reação de dupla troca. No entanto, essa situação é mais difícil de
entender que as duas anteriores, pois não apresenta evidência
macroscópica visual de que tenha ocorrido reação.
Considere a reação entre soluções de ácido clorídrico, HCl, e
acetato de sódio, Na(CH COO).
Na reação, os íons H+ e CH COO   se combinam formando um ácido
fraco CH COOH, pouco ionizado.
O processo pode ser assim equacionado:
Representando com os estados físicos, temos:
HCl (aq) + Na(CH COO) (aq) → NaCl (aq) + CH COOH (aq)
Apesar de não haver nenhuma evidência visual de que tenha
ocorrido reação química, pode-se demonstrar que realmente ela
aconteceu utilizando medidas de condutividade elétrica, pois,
como você deve estar lembrado, um ácido forte (no caso, o HCl)
em solução conduz melhor a corrente elétrica do que um ácido
fraco (no caso, o CH COOH).
Esse exemplo ilustra que:
3
3
–
3
3 3
3
Uma reação de dupla troca também pode ocorrer se, entre os
produtos, figurar um eletrólito mais fraco que os reagentes, isto
é, um ácido mais fraco ou uma base mais fraca.
Utilidades do bicarbonato de sódio (NaHCO ) estão
relacionadas com as reações de dupla troca
Quando o bicarbonato de sódio reage com um ácido, ocorre a
liberação de gás carbônico (efervescência):
Você mesmo pode observar a efervescência adicionando
bicarbonato de sódio sólido (adquirido em farmácias) a uma
porção de vinagre ou suco de limão.
A reação com ácidos explica por que o NaHCO pode ser usado
em fermentos, extintores de incêndio e como antiácido
estomacal.
Antiácido estomacal: ao ser ingerido, o NaHCO reage com o
HCl presente no estômago, combatendo a acidez estomacal e
a azia.
Fermento para massas: além do NaHCO contém também
outro composto, de características ácidas. Na reação entre
ambos, que ocorre quando dissolvemos o fermento em água
ou leite, ocorre liberação de CO , que faz a massa se expandir
e ficar fofa.
Extintor de incêndio de “espuma química”: quando o extintor
é virado de cabeça para baixo, o H SO contido num
recipiente em seu interior entra em contato com o NaHCO ,
produzindo CO . O CO não é combustível e sai misturado
com a solução, formando uma espuma, que é usada para
apagar o fogo. A espuma contém íons dissolvidos, portanto,
3
3
3 
3,
2
2 4
3
2 2
conduz a corrente elétrica. Assim, esse tipo de extintor não
pode ser usado em equipamentos ligados à rede elétrica.
6. Reações de neutralização
Reações de neutralização total
Vamos considerar o cloreto de sódio (sal) como primeiro
exemplo. Em laboratório, verifica-se que é possível produzi-lo
por meio da reação química entre uma solução aquosa de HCl e
outra de NaOH.
Ao misturar ambas as soluções, também se verifica que,
dependendo das quantidades de HCl e NaOH presentes nas
soluções misturadas, a solução resultante pode ser ácida, básica
ou neutra.
Neste momento, vamos nos ater a uma dessas três situações.
Imagine que a quantidade de moléculas de HCl presentes numa
dessas soluções misturadas seja exatamente igual à
quantidade de partículas de NaOH presentes na outra. Nesse
caso, verifica-se que a solução resultante é neutra. Mais do que
isso, se deixarmos a água evaporar completamente,
verificaremos que restará um resíduo sólido branco no
recipiente. Uma análise química desse resíduo mostra que se
trata de cloreto de sódio.
Uma análise química desse resíduo mostra que se trata de cloreto de
sódio.
Quando misturamos as duas soluções conforme descrito acima,
ocorre uma reação entre os íons H eOH , formando água. Essa
reação é chamada de neutralização:
Como você pode perceber, a neutralização faz com que os íons
H+ e OH- presentes em solução se transformem em água e,
dessa forma, permaneçam em solução apenas os íons Na+ e Cl-.
A reação em questão pode ser representada pela seguinte
equação química:
Se, após a mistura das soluções, evaporarmos completamente a
água, restará no fundo do recipiente um sólido branco, cuja
fórmula é NaCl. Esse composto pertence ao grupo de substâncias
chamadas de sais.
Outros exemplos de neutralização total podem ser assim
equacionados:
Reação entre ácido sulfúrico e hidróxido de sódio na proporção 1 : 2  .
+ –
Reação entre ácido clorídrico e hidróxido de cálcio na proporção 2 : 1 .
Em uma neutralização total ácido-base, todos os
H provenientes do ácido e todas as OH provenientes da base
reagem formando H O.
Reações de neutralização parcial
As reações de neutralização que discutimos até aqui são
chamadas de reações de neutralização total. No entanto, há
também outras, que denominaremos reações de
neutralização parcial.
Na neutralização parcial, nem todos os hidrogênios
ionizáveis do ácido ou nem todas as hidroxilas da base são
neutralizadas.
Neutralização parcial do ácido
Como já vimos, para ocorrer a neutralização total, deve haver
uma proporção adequada entre a quantidade dos participantes,
proporção que é indicada pelos coeficientes da equação química
corretamente balanceada.
Quando o H SO e NaOH tomam parte em uma reação de
neutralização total e a água é evaporada da solução final, obtém-
se um sólido cristalino, o sulfato de sódio, Na SO . Se esse
processo for repetido, porém reduzindo-se à metade a
+ –
2
2 4
2 4
quantidade de NaOH inicialmente presente na solução básica,
verifica-se que o resíduo sólido final tem fórmula NaHSO .
Reação entre ácido sulfúrico e hidróxido de sódio na proporção na
proporção 1 : 1.
Quando H2SO4 e NaOH reagem na proporção 1 : 1, há
neutralização parcial do ácido, que forma um hidrogeno-sal.
Veja outros exemplos:
Neutralização parcial do H2CO3 pelo NaOH:
H2CO3 (aq) + NaOH (aq) → NaHCO3 (aq) + H2O (l)
Neutralização parcial do H3PO4 pelo KOH:
H3PO4 (aq) + KOH (aq) → KH2PO4 (aq) + H2O (l)
Então, após esses exemplos, podemos conceituar:
Na neutralização parcial de um ácido por uma base, nem
todos os hidrogênios ionizáveis reagem com OH . O sal
formado, um hidrogeno-sal, conterá hidrogênio (s) ionizável (is).
Neutralização parcial da base
Se realizarmos a reação de neutralização total entre HCl e
Ca(OH) e, ao final, evaporarmos a água da solução, obteremos o
sólido cloreto de cálcio, CaCl . Porém, repetindo esse
4
–
2
2
procedimento com metade da quantidade de ácido, verifica-se
que o sólido cristalino obtido tem composição Ca(OH)Cl.
Reação entre ácido clorídrico e hidróxido de cálcio na proporção 1 : 1.
Quando HCl e Ca(OH) reagem na proporção de 1 : 1,
há neutralização parcial da base, que forma um hidroxi-sal.
Assim, podemos dizer que:
Na neutralização parcial de uma base por uma ácido, nem
todas as hidroxilas reagem com H . O sal formado, um hidroxi-
sal, conterá hidroxila (s).
7. Reações de oxirredução
Uma maneira simples de obter hidrogênio em laboratório é por
meio da reação entre zinco metálico e uma solução aquosa e
ácido clorídrico.
Nessa reação, a corrosão do zinco ocorre porque átomos desse
metal, presentes no sólido, ao perderem elétrons para os íons
H (aq), transformam-se em íons Zn (aq), que deixam o sólido
e migram para a solução, provocando a corrosão da lâmina.
2
+
+ 2+
O conceito de oxidação e o de redução
Denomina-se redução o ganho de elétrons por uma espécie
química.
Por exemplo, cada íon H (aq) ganha 1 elétron:
2 H (aq) + 2 e → H (g)
Em Química, há vários processos que, como o equacionado
anteriormente, envolvem a transferência de elétrons.
Denomina-se oxidação a perda de elétrons por uma espécie
química.
Por exemplo, na reação com H+, cada átomo de zinco perde 2
elétrons;
Zn (s) → Zn (aq) + 2 e
Já o processo oposto ao da oxidação é denominado redução.
Denomina-se redução o ganho de elétrons por uma espécie
química.
Por exemplo, cada íon H (aq) ganha 1 elétron:
2 H (aq) + 2 e → H (g)
Oxidação (agente redutor)
A entidade química que perde elétrons sofre oxidação e o valor
do seu Nox se torna maior. Uma vez que essa entidade química
doa os seus elétrons para outra, ela provoca uma redução e, por
isso, a substância em que ela se encontra é um agente redutor ou
substância redutora.
Redução (agente oxidante)
+
+ –
2
2+ –
+
+ –
2
A entidade química que ganha elétrons sofre redução e o valor
do seu Nox se torna menor. Uma vez que essa entidade química
recebe elétrons de outra, ela provoca uma oxidação e, por isso, a
substância em que ela se encontra é considerada um agente
oxidante ou substância oxidante.
1º exemplo:
Tome nota
Oxidação e redução ocorrem ao mesmo tempo, não existindo
uma sem a outra, pois o total de elétrons perdidos por uma
espécie química deve ser igual ao total de elétrons ganhos por
outra espécie, ou seja, o número de elétrons permanece
inalterado.
2° exemplo:
3º exemplo:
Auto – oxirredução ou desproporcionamento
Reações em que uma mesma entidade de determinada
substância sofre, em parte, oxidação e, em parte, redução.
Exemplo:
O Cl perdeu elétrons, logo, sofreu oxidação;
O Cl ganhou elétrons, logo, sofreu redução;
O KClO3 é o agente redutor ou substância redutora, pois
provocou a redução;
O KClO3 é o agente oxidante ou substância oxidante, pois
provocou a oxidação.
Método redox de balanceamento de
equações químicas
Esse método, também chamado método de variação do número
de oxidação, baseia-se no seguinte princípio:
Tome nota
O número de elétrons perdidos pelo agente redutor é igual
ao número de elétrons ganhos pelo agente oxidante.
Às vezes, aparecem equações iônicas. Nesse caso, o
procedimento é o mesmo. Ao final do balanceamento,
poderão ser utilizadas as cargas dos íons, as quais serão úteis
para conferir se a carga do 1º membro está igual à carga do 2º
membro (Princípio da Conservação da Carga), ou mesmo
para determinar algum coeficiente.
Algumas vezes, ocorrem equações de autorredox. Nesse caso,
só serão tomadas as substâncias do 2º membro, ou seja, o
cálculo do Δt será feito no produto oxidado e no produto
reduzido.
Se, na equação, átomos de um mesmo elemento aparecem
“fora da linha de redox”, deverá ser calculado o Δt somente
naquele átomo que apresentar Nox diferente dos demais
átomos desse elemento.
Procedimentos para o balanceamento:
Em primeiro lugar, observar os elementos cujos átomos
apresentam variação do Nox;
Em seguida, calcular a variação total do Nox (Δt) do átomo do
elemento oxidado ou reduzido. Use a fórmula seguinte:
Fixados os coeficientes por redox, isto é, pelos valores dos Δt
encontrados, prosseguir o balanceamento, usando o “método
das tentativas” até o seu final.
Exemplo 1:
1- Primeiramente, determinamos a variação do Nox dos
elementos que sofreram oxidação e redução do 1º para o 2º
membro.
2- Multiplicamos o Δ de cada um deles pela
atomicidade (nesse caso igual a 1):
3- Invertemos e colocamos o Δt do enxofre como coeficiente do
nitrogênio e o Δt do nitrogênio como coeficiente do enxofre.
4- Usando o “método das tentativas”,
efetuamos o balanceamento, inicialmente dos
elementos que sofreram oxidação e redução
e, posteriormente, dos demais elementos.
Exemplo 2:
1- Primeiramente, determinamos a variação do Nox dos
elementos que sofreram oxidação e redução do 1º para o 2º
membro.
2- Multiplicamos o Δ de cada um deles pela atomicidade.
Δt = 8 x 1 = 8
Δt = 3 x 1 = 3
3- Invertemos e colocamos o Δt do cobre como coeficiente do
nitrogênio e o Δt do nitrogênio como coeficiente do cobre.
4- Usando o “método das tentativas”, efetuamos o
balanceamento, inicialmente, dos elementos que sofreram
oxidação e redução e, posteriormente, dos demais
elementos.
S
NEntenda:
8. Conclusão
As Reações Químicas são o resultado de ações entre
substâncias que, geralmente, formam outras substâncias.
Assim, as moléculas presentes nessas substâncias sofrem
alterações, gerando novas moléculas. Por sua vez, os átomos dos
elementos permanecem inalterados.
As reações químicas (com presença de
substâncias reagentes e resultantes) são classificadas de
quatro maneiras, a saber:
Reações de Síntese ou Adição (A+B → AB): corresponde
à reação entre duas substâncias reagentes, gerando uma mais
complexa, por exemplo: C + O → CO .
Reações de Análise ou de Decomposição (AB → A+B):
corresponde à reação onde uma substância reagente se divide
em duas ou mais substâncias simples, por exemplo: 2HGO →
2HG + O . Essa decomposição pode ocorrer de três
maneiras: pirólise (decomposição do
calor), fotólise (decomposição da luz)
e eletrólise (decomposição da eletricidade).
2 2
2
Reações de Deslocamento ou de Substituição ou de
Simples Troca (AB+C → AC+B ou AB+C → CB+A):
corresponde à reação entre uma substância simples e outra
composta, levando à transformação da substância composta
em simples, por exemplo: Fe + 2HCl → H + FeCl .
Reações de Dupla-Troca ou de Dupla
Substituição (AB+CD → AD+CB): correspondem às reações
entre duas substâncias compostas que permutam entre si os
elementos químicos, gerando duas novas substâncias
compostas, por exemplo: NaCl + AgNO → AgCl + NaNO .
Tem especial relevância no cotidiano também, as reações de
neutralização e as reações que envolvem transferência de
elétrons.
9. Referências
1. ATKINS, P. W.; JONES, Loretta. Princípios de
química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed.
Porto Alegre: Bookman, 2013 e edições anteriores. xxii, [110], 922
p.
2. BROWN, T. L.; LeMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência
central. 9.ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2012 e edições
anteriores. 972p
3. KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. Química geral e reações químicas. Vol. 1.
9.ed. São Paulo: Cengage Learning, 2015 e edições anteriores.
4. KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. Química geral e reações químicas. Vol. 2.
9.ed. São Paulo: Cengage Learning, 2015 e edições anteriores
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