Estudo de reações químicas_c2

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<p>ESTUDO DE REAÇÕES QUÍMICAS</p><p>Aula 1</p><p>EQUAÇÕES QUÍMICAS</p><p>Equações Químicas</p><p>Olá, Estudante! Nessa videoaula serão abordados os conceitos relacionados à constituição de uma equação</p><p>química e às Leis Ponderais, com o foco nas leis de Lavoisier e Proust.</p><p>Esses conceitos e definições são importantes para sua prática profissional para compreender a forma pela</p><p>qual um material, composto ou substância se forma, e entender que a formação dos materiais não precisa ser</p><p>estudada apenas pelas ligações químicas entre os elementos, mas também pode ser avaliada pela reação</p><p>química que ocorre, através de sua equação química.</p><p>Olhando para equação química, muitas são as informações que podem ser obtidas sobre o produto obtido. E</p><p>compreender as Leis Ponderais, ajudará muito nesse processo.</p><p>Vamos juntos compreender os conceitos relacionados a esse tema tão importante?!</p><p>Bons estudos!!!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Olá, Estudante! Nessa aula compreenderemos que uma reação química é descrita por uma equação que</p><p>contém todas as informações necessárias sobre o processo químico atuante para a formação de um produto</p><p>(composto). E mais, falaremos como as Leis Ponderais auxiliam a compreensão desse processo químico,</p><p>facilitando a análise das reações e, consequentemente, das equações químicas.</p><p>E por que esse assunto é tão importante? Simplesmente pelo fato de que tudo que ocorre ao nosso redor, e</p><p>em nós, é devido às reações químicas. E tudo, significa TUDO! Todos os processos, seja relacionado à vida ou</p><p>à materiais, se dá por reações químicas! E nesse processo, em cada processo químico, existem proporções de</p><p>massa relacionadas a eles.</p><p>Visando a aplicação desses conceitos, você é recém-contratado em uma indústria que desenvolve pesquisas</p><p>na área de novos compostos com aplicações diversas. Nesse momento, você está acompanhando o</p><p>desenvolvimento de alguns produtos e revendo conceitos para se integrar nos assuntos que são tratados.</p><p>Você se deparou com uma equipe que está trabalhando com a reação de formação da amônia (NH3), um</p><p>composto bastante empregado na indústria de fertilizantes. A sua produção ocorre, via síntese de</p><p>HaberBosch, pela reação do gás nitrogênio (N2) com o gás hidrogênio (H2). Assim, você foi questionado sobre</p><p>a proporção de gás nitrogênio e gás hidrogênio para a formação da amônia e como seria a equação química</p><p>dessa reação.</p><p>Continuando a visitar o desenvolvimento de outros produtos, você foi novamente questionado sobre a</p><p>proporção dos elementos em uma reação química e como escrever a equação química. Dessa vez, o</p><p>questionamento veio do pessoal que está trabalhando com o hexafluoreto de enxofre (SF6), que é utilizado</p><p>como gás inerte principalmente na indústria de eletrônicos. Ele é formado pela queima de enxofre (S) com gás</p><p>flúor (F2).</p><p>Sendo assim, descreva as equações químicas para os dois compostos, pensando nas proporções dos</p><p>elementos químicos para a formação das substâncias, utilizando as Leis Ponderais para garantir que o</p><p>resultado obtido esteja correto.</p><p>Vamos conhecer os conceitos necessários para resolução do problema proposto?</p><p>Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Definição de equações químicas</p><p>Podemos definir por reações químicas os rearranjos de agrupamentos de átomos, dando origem a novos</p><p>compostos. Ou seja, a transformação de moléculas em outras. Essa transformação pode ser descrita por uma</p><p>equação, contendo as informações necessárias do processo químico ocorrido, chamada de equação química.</p><p>As equações químicas são construídas através da representação simbólica dos processos químicos. Nela, os</p><p>compostos iniciais, chamados de reagentes, são colocados à esquerda e o resultado após ocorrer a reação</p><p>(produto), colocado à direita.  Uma seta indica a direção do processo químico que está ocorrendo. Uma</p><p>representação genérica de equação química é dada</p><p>por</p><p>Na equação, os símbolos químicos são utilizados para indicar os participantes da reação e as condições</p><p>específicas para que ela ocorra. Já os números são utilizados para representar quantidade de matéria</p><p>(chamado coeficiente estequiométrico).</p><p>O estado físico que a matéria está no momento da reação (reagente) ou na formação do novo composto</p><p>(produto) é representado na equação química por:</p><p>(g) para compostos na fase gasosa;</p><p>(l) para compostos na fase líquida;</p><p>Lado esquerdo :  Reagentes  →  Lado direito :  Produtos.</p><p>(s) para compostos na fase sólida;</p><p>(aq) para compostos que estão dissolvidos em solução aquosa.</p><p>As setas da equação indicam a direção do processo e se há, ou não, a possibilidade de ser reversível. Ou seja:</p><p>: indica que a reação só ocorre do sentido da esquerda para direita.</p><p>: indica a reversibilidade da reação. Esse símbolo é utilizado para situações de equilíbrio químico.</p><p>E ainda, sobre a seta, nas equações, é possível utilizar símbolos que indicam as condições pelas quais a</p><p>reação ocorreu. Os mais comuns são:</p><p>cat: indica a utilização de catalizador;</p><p>Δ: indica a utilização de calor;</p><p>H+ ou OH-: indica o meio ao qual a reação ocorre</p><p>Como exemplo de equação química, a Figura 1 apresenta a equação química que descreve a reação do gás</p><p>metano (CH4) com o gás oxigênio (O2), ormando gás carbônico (CO2) e água (H2O), bem como a</p><p>representação molecular dos compostos reagentes e produtos.</p><p>Figura 1: Formação do gás carbônico (CO2). Fonte: adaptada de Istock.</p><p>Para que a descrição do processo químico de uma reação seja completa e representada por sua equação</p><p>química, deve-se avaliar e informar todas as características envolvidas, inclusive a quantidade de moléculas de</p><p>cada composto.</p><p>As reações químicas, e consequentemente suas representações através das equações químicas, foram muito</p><p>observadas ao longo do tempo até chegar aos conceitos e definições que temos hoje. Isso só foi possível</p><p>devido às leis e postulados que foram descobertos e publicados como resultado dos estudos meticulosos e</p><p>experiências cuidadosas para compreender como os compostos se comportavam quando as reações</p><p>ocorriam e se isso acontecia de modo regular e de forma geral.</p><p>Dentre elas, as duas mais importantes são conhecidas por: Lei de Lavoisier (também chamada de Lei da</p><p>Conservação das Massas) e Lei de Proust (também chamada de Lei das Proporções Constantes). Essas leis</p><p>foram criadas, respectivamente, por Antoine Laurent de Lavoisier (1743 – 1794) e por Joseph Louis Proust</p><p>(1754 – 1826).</p><p>Siga em Frente...</p><p>Lei da conservação de massa</p><p>Por volta de 1774, como resultado de seus estudos, Antoine Laurent de Lavoisier postulou uma lei, conhecida</p><p>como Lei da Conservação das Massas ou Lei de Lavoisier, afirmando que em uma reação química feita em</p><p>recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. Ou seja, a</p><p>massa dos reagentes, mesmo após a reação, permanece no produto obtido, mesmo que em formação de</p><p>→</p><p>⇌</p><p>compostos diferentes, mas a quantidade total é será mesma, indicando que há conservação de massa no</p><p>processo químico.</p><p>Essa lei foi fundamentada após um experimento, desenvolvido por esse cientista, que envolvia a calcinação do</p><p>mercúrio metálico em um recipiente fechado. Assim, ao fim da reação, foi observado que a massa no</p><p>recipiente fechado não havia sido alterada, embora os compostos iniciais (reagentes) houvessem sido</p><p>transformados em compostos diferentes (produtos).</p><p>Com esse experimento, Lavoisier chegou à conclusão que, em uma reação química, pesando as massas dos</p><p>reagentes e as massas dos produtos, é verificado que a soma das massas dos reagentes é igual à soma das</p><p>massas dos produtos (1), em que “i” informa o número dos compostos ou substâncias.</p><p>É consequência dessa lei a famosa frase de Lavoisier, que diz que na natureza nada se cria e nada se perde,</p><p>mas tudo se transforma. Sendo assim, nas reações químicas não apenas a massa das substâncias envolvidas</p><p>se conserva, mas a massa dos elementos contidos nas substâncias também permanece constante. A</p><p>Tabela 1 apresenta dois exemplos da aplicação dessa lei. Fonte: elaborada pela autora.</p><p>Vejamos outro exemplo: a formação</p><p>química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes</p><p>é igual à soma das massas dos produtos. Olhando para os átomos presentes na reação, os átomos que</p><p>estão nos reagentes estarão nos produtos, na mesma quantidade de número e tipo, mas em ligações</p><p>diferentes. Matematicamente é dada por (2).</p><p>Lado esquerdo :  Reagentes  → Lado direito :  Produtos</p><p>∑</p><p>Reagentes</p><p>m</p><p>i</p><p>=  ∑</p><p>Produtos</p><p>m</p><p>i</p><p>Lei das Proporções Definidas: a proporção, em massa, das substâncias que reagem e que são</p><p>produzidas numa reação é fixa, constante e invariável. Isso acontece pelo fato de que as massas dos</p><p>reagentes e produtos envolvidos em uma reação química seguem sempre uma proporção constante (3).</p><p>Compreendendo o que são reações químicas e que elas são descritas por uma equação, podemos analisar os</p><p>tipos de reações químicas através da classificação que apresentam. Uma reação química pode ser</p><p>classificada de diversas maneiras, mas a principal delas se dá pela análise das substâncias presentes, ou seja,</p><p>através da análise dos reagentes e produtos que compõe a reação. Assim, elas podem ser:</p><p>Compreendendo o que são reações químicas e que elas são descritas por uma equação, podemos analisar os</p><p>tipos de reações químicas através da classificação que apresentam. Uma reação química pode ser</p><p>classificada de diversas maneiras, mas a principal delas se dá pela análise das substâncias presentes, ou seja,</p><p>através da análise dos reagentes e produtos que compõe a reação. Assim, elas podem ser:</p><p>Reações químicas de síntese ou adição: dois ou mais reagentes se combinam para formar um produto.</p><p>Podemos representar por A+B⟶AB</p><p>Reações químicas de análise ou decomposição: reagentes se dividem em duas ou mais substâncias</p><p>simples para a formação dos produtos. Podemos representar por AB⟶A+B</p><p>Reações químicas de simples troca, ou deslocamento: um elemento ocupa o lugar de outro num</p><p>composto. Sua representação pode ser dada por dois tipos: AB+C→AC+B ou AB+C→CB+A.</p><p>Reações químicas de dupla troca: os dois reagentes trocam íons para formar dois novos compostos.</p><p>Podemos representar por</p><p>Como dito acima, para que a equação química represente corretamente uma reação, ela deva estar</p><p>devidamente balanceada, obedecendo as Leis. Assim, em uma equação química balanceada, os átomos dos</p><p>compostos devem ser conservados, implicando no fato de que a quantidade e qualidade dos átomos</p><p>presentes no reagente estarem contido no produto. Para isso, números (chamados de coeficientes</p><p>estequiométricos) são utilizados na frente dos compostos indicando a quantidade dos elementos presentes.</p><p>Há alguns métodos para o balanceamento de uma equação química, mas o método das tentativas é o mais</p><p>utilizado por ser um processo mais assertivo e a maioria das equações poderem ser balanceadas</p><p>corretamente pela aplicação dele. Esse método consiste em:</p><p>Inicialmente ajustar os átomos dos metais;</p><p>Próximo passo, ajustar os átomos dos ametais;</p><p>Feito isso, olhar os átomos de carbono (se existir) e ajustá-los;</p><p>Então, ajustar os átomos de hidrogênio;</p><p>Por fim, ajustar os átomos de oxigênio.</p><p>Quando estudamos uma reação química, através de sua equação, é possível obter a quantidade de produto</p><p>que se formará a partir da quantidade de reagentes utilizada. O oposto também é verdadeiro. Essas análises</p><p>podem ser realizadas através da Estequiometria, ou cálculo estequiométrico. Para o desenvolvimento desse</p><p>cálculo, podemos utilizar a unidade mol para as quantidades de substâncias das reações (método mol) e,</p><p>como isso, poder determinar a quantidade de produto formada em uma reação química. A Figura 1 apresenta</p><p>os passos necessários para realizar o cálculo estequiométrico.</p><p>Figura 1. Passos para conversão para o cálculo estequiométrico</p><p>m</p><p>a</p><p>m</p><p>a</p><p>=</p><p>m</p><p>b</p><p>m</p><p>b</p><p>=</p><p>m</p><p>c</p><p>m</p><p>c</p><p>AB+ CD ⟶ AD+ CB</p><p>Fonte: elaborada pela autora.</p><p>Com um olhar genérico, para o desenvolvimento de problemas que envolvam cálculos estequiométricos,</p><p>podemos seguir alguns passos para executar o processo:</p><p>1. Escrever a equação balanceada da reação química em estudo;</p><p>2. Converter o valor dos reagentes para número de mols;</p><p>3. Calcular o número de mol do produto formado utilizando a razão molar da equação balanceada;</p><p>4. Converter os mols dos compostos do produto em gramas.</p><p>Dessa forma, através dos cálculos estequiométricos, é possível descrever a reação química através de sua</p><p>equação química balanceada e, ainda, identificar quanto de reagente será necessário para a formação do</p><p>produto, ou quanto de produto será formado para uma dada quantidade de reagente.</p><p>Muitas das reações químicas ocorrem meio de soluções. Por definição, solução química é descrita por</p><p>misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Nela, uma substância é dissolvida (soluto) em um meio</p><p>(solvente). O solvente mais utilizado para a formação de soluções é o composto água (H2O), por essa razão,</p><p>ele é conhecido como solvente universal. Quando a água é utilizada como solvente, temos o que chamamos</p><p>de solução aquosa.</p><p>Assim, para as soluções, os compostos (ou substâncias) que se encontram em maior quantidade são</p><p>denominadas de solvente. Já os compostos (ou substâncias) que se encontram em menor quantidade são</p><p>conhecidas como soluto. O solvente faz com que ocorra a separação das moléculas de soluto, impedindo sua</p><p>agregação, levando a formação de novos compostos (ou substâncias). Importante ressaltar que nem sempre</p><p>o solvente se dá na forma líquida. Por essa razão, o estado físico do solvente irá definir se a reação acontecerá</p><p>em uma solução líquida, sólida ou gasosa.  E anda, a quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvido no</p><p>solvente, sem que haja separação de fases e formação de precipitado, é denominada de solubilidade.</p><p>Em soluções aquosas, é comum utilizar algumas notações de concentração (C), como a concentração de</p><p>massa de soluto  por volume de solução  expressa em (4).</p><p>E ainda, além da unidade grama por litro ( ), a concentração de uma solução pode ser expressa</p><p>como  , ou  ,  conhecida pelo nome de molaridade (M). Essa unidade é a mais utilizada para</p><p>concentração.  Matematicamente, a molaridade (M) é dada pelo número de mols (n) e o volume (V), em litros,</p><p>(5).</p><p>Um tipo comum de reação química em solução aquosa é a reação de neutralização, que ocorre entre ácidos e</p><p>bases. A definição mais comum para os termos “ácido” e “base” foi proposta por Svante Arrhenius, por volta de</p><p>(massa</p><p>soluto</p><p>) (V olume</p><p>solução)</p><p>C  =</p><p>massa</p><p>soluto</p><p>V olume</p><p>solução</p><p>g/L</p><p>mol/L molL</p><p>−1</p><p>M   =</p><p>n</p><p>soluto</p><p>V</p><p>solução</p><p>1884, em que ele afirma que os ácidos e as bases se dissociam na água formando íons H+ e OH-,</p><p>respectivamente.</p><p>Assim, como característica, os ácidos possuem sabor azedo, condutividade elétrica em solução aquosa,</p><p>mudança de cor em certas substâncias e reação com as bases para formação sal e água. Já as bases são</p><p>substâncias adstringentes e, assim como os ácidos, também apresentam condutividade elétrica.</p><p>Muito além de sabor e outras propriedades, Arrnhenius definiu que os ácidos, quando dissolvidos em água,</p><p>liberam o cátion hidrogênio H+, aumentando a sua concentração na solução aquosa, como exemplifica a</p><p>reação dada em (6), sendo A um elemento químico genérico na formação do ácido.</p><p>Também definiu que as bases, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração do íon hidroxila, OH-,</p><p>na solução, como exemplifica a reação em (7), sendo B um elemento químico genérico na formação da base.</p><p>A reação de neutralização ocorre através de um processo químico entre um ácido e uma base, nos reagentes,</p><p>formando sal e água como produto. Nesse tipo de reação, H+ e OH- se combinam para formar o composto</p><p>água. Um exemplo da reação de neutralização pode ser observado em (8), sendo A um elemento químico</p><p>genérico na formação do ácido e B um elemento químico genérico na formação da base, em que BA indicam o</p><p>sal formado no processo químico.</p><p>Outra reação importante para análises químicas é conhecida como oxirredução. Ela é caracterizada por um</p><p>processo simultâneo de perda e ganho de</p><p>elétrons, ou seja, ela recebe esse nome em relação à transferência</p><p>de elétrons entre as espécies químicas envolvidas devido à força eletromotriz. Nesse caso, na espécie que</p><p>perde elétrons ocorre a oxidação, já a espécie que ganha elétrons ocorre a redução.</p><p>Assim, é dito que quando uma substância (espécie) recebe elétrons, ela é reduzida pelo fato de diminuir a</p><p>carga positiva que possui. Já quando uma espécie recebe elétrons, ela é oxidade, pelo fato de diminuir a carga</p><p>necativa que possui. Uma maneira fácil de realizar o balanceamento das reações de oxirredução, consiste em</p><p>seguir a regra de transferência de elétrons, apresentada pela Figura 2.</p><p>Figura 2. Transferência de elétrons em semiequações. Fonte: elaborada pela autora.</p><p>Nesse caso, é chamada de número de oxidação (NOX) a variação de carga negativa ou positiva de um átomo,</p><p>tendo como base a eletronegatividade dos compostos nas reações.</p><p>A eletrólise é um processo químico em que há atuação de reações de oxirredução. Nela, há produção de</p><p>substâncias através de reações de oxidação e redução advindas de uma descarga elétrica. Em que, nesse</p><p>processo, no cátodo, ocorre a redução do cátion e no ânodo, a oxidação do ânion. A eletrólise pode ocorrer de</p><p>duas formas: ígnea e aquosa.</p><p>HA</p><p>(g)</p><p>H</p><p>2</p><p>O</p><p>H</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  A</p><p>−</p><p>(aq)</p><p>−→</p><p>BOH</p><p>(s)</p><p>H</p><p>2</p><p>O</p><p>B</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  OH</p><p>−</p><p>(aq)</p><p>←→</p><p>HA</p><p>(aq)</p><p>+  BOH</p><p>(aq)</p><p>→ BA</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>Na eletrólise ígnea, uma substância iônica (do tipo XY) é submetida ao processo de fusão (9), sofrendo</p><p>dissociação (10).</p><p>Após o processo de dissociação, a fonte elétrica é acionada, cátion (X+) e ânion (Y-) são deslocados ao cátodo</p><p>e ânodo, respectivamente. Dessa forma, os cátions, contidos no cátodo, recebem elétrons (sofrendo redução),</p><p>transformando-se em uma substância X estável (11).</p><p>De forma semelhante, os ânions, no ânodo, cedem elétrons (sofrendo oxidação), transformando-se em uma</p><p>substância Y estável (12).</p><p>Já na eletrólise aquosa, a substância (XY) é dissolvida em água para provocar a dissociação dos íons (13).</p><p>Nesse caso, há a existência dos íons oriundos da autoionização da água (14), produzindo um cátion hidrônio</p><p>(H+) e um ânion hidróxido (OH-), além dos íons advindos da dissociação da substância.</p><p>Nesse processo, há a existência de dois tipos cátions (um advindo da substância iônica e outro da água) e</p><p>dois ânions (um advindo da substância iônica e outro da água). Para identificar qual dos tipos de cátions irá se</p><p>deslocar ao cátodo e qual dos tipos de ânions irá se deslocar ao ânodo, é preciso saber a ordem de descarga</p><p>de cátions e ânions:</p><p>No caso dos cátions, essa ordem é dada</p><p>por</p><p>No caso dos ânions, essa ordem é dada</p><p>por  .</p><p>Assim, continuando o processo, quando é fornecida energia elétrica, ou seja, quando a fonte é ligada, os</p><p>cátions se deslocam ao cátodo, sofrendo redução, e os ânions se deslocam ao ânodo, sofrendo oxidação. O</p><p>processo é semelhante ao da eletrólise ígnea, mas podemos ter o deslocamento do cátion/ânodo da</p><p>substância ou da água, dependendo da ordem de descarga dos elementos.</p><p>É Hora de Praticar!</p><p>Olá, Estudante! Nesse estudo de caso, considere uma situação em que você é contratado em uma empresa de</p><p>tecnologia que visa desenvolver projetos pensando na sustentabilidade e desenvolve atividades buscando a</p><p>redução dos danos oriundos de outras atuações.</p><p>Nesse momento, como o foco da preocupação ambiental está na poluição atmosférica da região, foi</p><p>solicitado a você que realizasse a quantificação de enxofre em amostras de ar atmosférico. Importante</p><p>lembrar que a poluição atmosférica é causada pela dissolução de diversos gases no ar atmosférico, sendo um</p><p>problema recorrente em cidades com alta produção industrial ou com grande circulação de carros. A liberação</p><p>de enxofre na atmosfera ocorre principalmente na forma de dióxido de enxofre (SO2), a partir da combustão</p><p>de combustíveis fósseis que contêm enxofre em sua composição. Dióxido de enxofre reage com água,</p><p>formando o ácido sulforoso (H2SO3), que frente a outros compostos na atmosfera formam ácido sulfúrico</p><p>(H2SO4), componente da chuva ácida.</p><p>XY</p><p>(s)</p><p>Δ</p><p>→  XY</p><p>(l)</p><p>XY</p><p>(l)</p><p>→  X</p><p>+</p><p>(l)</p><p>+  Y</p><p>−</p><p>(l)</p><p>X</p><p>+</p><p>(l)</p><p>+  é  → X</p><p>Y</p><p>−</p><p>(l)</p><p>→ Y   +  1 é</p><p>XY</p><p>(s)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>→ X</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  Y</p><p>−</p><p>(aq)</p><p>H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>→ H</p><p>+</p><p>(aq)+</p><p>OH</p><p>−</p><p>(aq)</p><p>metal  >  hidrogênio  >  elementos das famílias I A,  I I A ou I I I A.</p><p>ânions não oxigenados e HSO4  >  OH  −   >  ânion oxigenado ou F−</p><p>A análise da quantidade de SO2 é realizada utilizando três equações químicas: reação da amostra da</p><p>atmosfera com água (15), seguida pela oxidação do ácido sulforoso com água oxigenada (H2O2), formando o</p><p>ácido sulfúrico (16). Esse ácido reage com cloreto de bário (BaCl2), formando um sólido sulfato de bário</p><p>(BaSO4), que pode ser pesado (17).</p><p>Uma alternativa é reagir ácido sulfúrico com hidróxido de sódio em uma reação de neutralização (18).</p><p>Assim, após analisar uma amostra de ar, considerando as equações de (15) a (17), foram obtidas 43μg de</p><p>sulfato de bário em análise de 1m3 de ar. Dessa forma, será necessário calcular qual a quantidade de dióxido</p><p>de enxofre na amostra de ar.</p><p>Para conferir o resultado, você deve realizar a reação da (17) para a mesma amostra de ar. Programando o</p><p>experimento, qual quantidade de hidróxido de sódio deve ser consumida? E ainda, considere que a poluição</p><p>causará danos às folhas das vegetações para quantidades acima</p><p>80 μg de SO2/m3 .  Lembre-se de balancear a equação para o desenvolvimento do</p><p>problema proposto.</p><p>Bons estudos!</p><p>Reflita</p><p>- Dos processos e fenômenos observáveis, todos podem ser descritos por reações químicas? Existiria algum</p><p>em que essa descrição não seria possível?</p><p>- Em um processo químico de neutralização, é possível ajustar as quantidades de reagentes buscando um ph</p><p>específico?</p><p>- Todas os compostos iônicos podem sofrer reação de oxirredução?</p><p>Resolução do estudo de caso</p><p>Retomando ao estudo de caso, você deverá realizar a quantificação de enxofre em amostras de ar</p><p>atmosférico. Analisando os dados que foram fornecidos, partindo de (17), considerando os coeficientes</p><p>estequiométricos, temos que 1 mol de sulfato de bário [   ] é obtido a partir de 1 mol de ácido</p><p>sulfúrico [ ]. Assim, considerando a massa molar dos compostos, teremos, para 43μg de sulfato de</p><p>bário (19).</p><p>Com esse resultado, é possível estabelecer as seguintes relações:</p><p>0,184 μmol de BaSO4 formado a partir de 0,184 μmol de H2SO4</p><p>0,184 μmol de H2SO4 obtido a partir de 0,184 μmol de H2SO3</p><p>0,184 μmol de H2SO3 obtido a partir de 0,184 μmol de SO2</p><p>Dessa forma, podemos escrever (20).</p><p>Isso significa dizermos que será emitido  de ar. Esta quantidade não leva a danos em</p><p>plantas na região, já que os danos surgem apenas acima de  .</p><p>SO</p><p>2</p><p>(g)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>→ H</p><p>2</p><p>SO</p><p>3</p><p>(aq)</p><p>H</p><p>2</p><p>SO</p><p>3</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>2</p><p>(aq)</p><p>→ BaSO</p><p>4</p><p>(aq)</p><p>+  2HCl</p><p>(aq)</p><p>H</p><p>2</p><p>SO</p><p>4</p><p>(aq)</p><p>+  NaOH</p><p>(aq)</p><p>Equação não balanceada</p><p>Na</p><p>2</p><p>SO</p><p>4</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>−→</p><p>80 μg de SO</p><p>2</p><p>/m</p><p>3</p><p>BaSO</p><p>4(aq)</p><p>H</p><p>2</p><p>SO</p><p>4</p><p>(aq)</p><p>1 mol BaSO</p><p>4(aq)</p><p>x</p><p>=</p><p>233,4g</p><p>43μg</p><p>→ x = 0, 184μmol de BaSO</p><p>4(aq)</p><p>1 mol SO</p><p>2(aq)</p><p>0,184μmol SO</p><p>2(aq)</p><p>=</p><p>64 g SO</p><p>2(aq)</p><p>y</p><p>→ y = 1, 18μg de SO</p><p>2(aq)</p><p>1, 18 μg de SO</p><p>2</p><p>/m</p><p>3</p><p>80 μg de SO</p><p>2</p><p>/m</p><p>3</p><p>E ainda, para (18), precisamos realizar o balanceamento da equação química pelo sódio e, seguindo os passos</p><p>pelo método das tentativas, a equação balanceada é expressa por (21).</p><p>Com isso, 1 mol de ácido sulfúrico reage com 2 mols de hidróxido de sódio. Aplicando os cálculos</p><p>estequiométricos, através de regra de 3 simples, teremos a quantidade em mol de NaOH (22) e a quantidade</p><p>em gramas (23) desse composto que deve ser consumido nessa análise.</p><p>Dessa forma, os dados obtidos, teremos os valores para a análise que foram solicitados e quanto de NaOH</p><p>será formado.</p><p>Dê o play!</p><p>Assimile</p><p>Olá, estudante! No mapa mental abaixo você verá os principais assuntos relacionados a reações químicas.</p><p>Importante conhecer cada definição para poder realizar</p><p>as aplicações necessárias em estudos relacionados à</p><p>formação e descrição de reações.</p><p>H</p><p>2</p><p>SO</p><p>4(aq)</p><p>+  2NaOH</p><p>(aq)</p><p>→  Na</p><p>2</p><p>SO</p><p>4(aq)</p><p>+  2H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>1mol H</p><p>2</p><p>SO</p><p>4</p><p>0,184 μmol H</p><p>2</p><p>SO</p><p>4</p><p>=</p><p>2 mol NaOH</p><p>z</p><p>→ z = 0, 368μmol de NaOH</p><p>1mol NaOH</p><p>0,368 μmol NaOH</p><p>=</p><p>40g NaOH</p><p>ω</p><p>→ ω14, 72 μg de N</p><p>Referências</p><p>ASKELAND, Donald R.; WRIGHT, Wendelin J. Ciência e engenharia dos materiais – Tradução da 4a edição</p><p>norte-americana. São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2019. E-book. ISBN 9788522128129. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522128129/. Acesso em: 02 mar. 2024.</p><p>ATKINS, Peter. Físico-Química - Fundamentos, 6ª edição. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2017. E-book. ISBN</p><p>9788521634577. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/. Acesso</p><p>em: 03 mar. 2024.</p><p>JR., William D C. Ciência e Engenharia de Materiais - Uma Introdução. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2020. E-</p><p>book. ISBN 9788521637325. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521637325/. Acesso em: 02 mar. 2024.</p><p>KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; TOWNSEND, John R.; ET.AL. Química Geral e Reações Químicas v.1. São</p><p>Paulo: Cengage Learning Brasil, 2023. E-book. ISBN 9786555584516. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/. Acesso em: 03 mar. 2024.</p><p>NEWELL, James. Fundamentos da Moderna Engenharia e Ciência dos Materiais. Rio de Janeiro: Grupo GEN,</p><p>2010. E-book. ISBN 978-85-216-2490-5. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/978-</p><p>85-216-2490-5/. Acesso em: 02 mar. 2024.</p><p>SMITH, William F.; HASHEMI, Javad. Fundamentos de Engenharia e Ciência dos Materiais. Porto Alegre: Grupo</p><p>A, 2012. E-book. ISBN 9788580551150. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580551150/. Acesso em: 02 mar. 2024.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522128129/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521637325/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/978-85-216-2490-5/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/978-85-216-2490-5/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580551150/.</p><p>do composto hidróxido de sódio (NaOH) a partir de sódio (Na) sólido e</p><p>água líquida (H2O). A equação (2), balanceada, apresenta essa transformação química.</p><p>Observe que nos reagentes, olhando os elementos químicos e suas quantidades, temos 2 átomos de Na, 4</p><p>átomos de H e 2 átomos de O. Já nos produtos, temos 2 átomos de Na, 2 átomos de O e 4 átomos de H. Ou</p><p>seja, tudo que estava nos reagentes, está no produto, em outra ordenação, mas todos os átomos estão</p><p>presentes.</p><p>∑</p><p>reagentes</p><p>m</p><p>1</p><p>= ∑</p><p>Produtos</p><p>m</p><p>1</p><p>Carbo</p><p>no (C)</p><p>Oxigêni</p><p>o (O)</p><p>→ Gás</p><p>Carbôni</p><p>co</p><p>(CO2)</p><p>1º Ensaio</p><p>3g 8g 11g</p><p>2º Ensaio</p><p>12</p><p>g</p><p>32g 44g</p><p>2Na</p><p>(s)</p><p>+  2H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>→  2NaOH</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>(g)</p><p>Olhando para os átomos presentes na reação, a Lei da Conservação das Massas afirma que os átomos que</p><p>estão nos reagentes estarão nos produtos, na mesma quantidade de número e tipo, mas em ligações</p><p>diferentes.</p><p>Através da Lei de Lavoisier foi possível a análise quantitativa fundamental para o cálculo do rendimento das</p><p>reações, trazendo grande impulso ao desenvolvimento dos processos industriais. A partir dela, o uso das</p><p>balanças nos laboratórios tornou-se fundamental.</p><p>Lei das proporções definidas</p><p>Por volta de 17989, como conclusão de suas experimentações, Joseph Louis Proust estabeleceu a Lei das</p><p>Proporções Definidas, afirmando que a proporção em massa das substâncias que reagem e que são</p><p>produzidas numa reação é fixa, constante e invariável. Ele chegou a essa conclusão, pois verificou que as</p><p>massas dos reagentes e produtos envolvidos em uma reação química seguem sempre uma proporção</p><p>constante.</p><p>E ainda, há o fato de que essa proporção é uma característica própria de cada reação, independente da</p><p>quantidade das substâncias que são colocadas para reagir. Vejamos um exemplo: tomemos C como um</p><p>composto originado da reação de A com B, sendo A e B reagentes e C o produto. Dessa forma, para a</p><p>formação do composto C, o composto A sempre irá reagir com o composto B em uma proporção constante e</p><p>definida, não importando a quantidade de massa dos elementos usada. Esse pressuposto é aplicado em</p><p>qualquer reação química.</p><p>Um exemplo dessa teoria, apresentada por Proust, pode ser observada na Tabela 2, que contém dois ensaios</p><p>com massas diferentes dos compostos A e B, produzindo o composto C, sendo ma, mb e mc as massas dos</p><p>compostos A, B e C, respectivamente.</p><p>Tabela 2. Aplicação da Lei das Proporções Definidas. Fonte: elaborada pela autora.</p><p>A</p><p>+</p><p>B →</p><p>C</p><p>1º Ensaio</p><p>m</p><p>a</p><p>mb mc</p><p>2º Ensaio</p><p>m'</p><p>a</p><p>m'b m'c</p><p>Matematicamente, a Lei de Proust é dada por (3)</p><p>Vejamos essa lei aplicada à molécula da água, H2O, em que para formação de cada molécula sempre será</p><p>necessário 2 átomos de hidrogênio para 1 átomo de oxigênio. Lembrando que a massa atômica do hidrogênio</p><p>é 1g/mol e do oxigênio 8g/mol. Assim, em um primeiro ensaio, teríamos  .</p><p>Em um segundo ensaio,  e assim sucessivamente, mantendo sempre essa</p><p>proporção.</p><p>Por fim, se observarmos o somatório das massas em cada reação química, o somatório das massas dos</p><p>reagentes é igual ao somatório da massa dos produtos, seguindo a teoria de Lavoisier, em que as massas dos</p><p>reagentes e dos produtos presentes nas reações não são iguais, mas as relações de massa são.</p><p>Importante ressaltar que os conceitos que permeiam as Leis Ponderais auxiliam a prever as massas</p><p>necessárias de reagentes e produtos em uma reação química, através de um cálculo, conhecido como cálculo</p><p>estequiométrico.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Relembrando o problema proposto inicialmente, será necessário escrever a equação química para dois</p><p>compostos: amônia (NH3) e hexafluoreto de enxofre (SF6).</p><p>Para a reação de formação da amônia (NH3), termos uma reação química entre o gás nitrogênio (N2) com o</p><p>gás hidrogênio (H2). Pensando na lei da conservação das massas e na lei de Proust, a massa dos reagentes</p><p>terá de ser a massa dos produtos, bem como, a quantidade e qualidade dos elementos químicos dos</p><p>reagentes deverão se apresentar nos produtos. Assim, podemos escrever a equação química para a formação</p><p>da amônia através dos gases nitrogênio (N2) e gás hidrogênio (H2) por (4).</p><p>Dessa forma, uma molécula de gás nitrogênio reage com 3 moléculas do gás hidrogênio, formando 2</p><p>moléculas de amônia. Observe que, nessa equação, temos a mesma quantidade de átomos de nitrogênio e</p><p>hidrogênio nos reagentes e nos produtos</p><p>Já para o hexafluoreto de enxofre, podemos escrever a reação química pela equação química expressa em (5).</p><p>Dessa forma, uma molécula de gás enxofre, também conhecido como enxofre rômbico, reage com 24</p><p>moléculas de gás flúor, formando 8 moléculas de hexafluoreto de enxofre. Observe que, nessa equação, temos</p><p>a mesma quantidade de átomos de enxofre e flúor nos reagentes e nos produtos.</p><p>Saiba Mais</p><p>Olá, Estudante!</p><p>Compreender o que é uma equação química, o que ela representa, como é montada e as teorias associadas a</p><p>ela é fundamental para entendimento da formação dos materiais. Por essa razão, leia mais sobre o assunto na</p><p>seção 3.1 do livro Química Geral e Reaçoes Químicas: volume 1, de John C. Kotz; et.al. Para aprofundar o seu</p><p>conhecimento na área, leia a teoria, veja os exemplos e faça os exercícios.</p><p>KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; TOWNSEND, John R.; ET.AL. Química Geral e Reações Químicas v.1.São</p><p>Paulo: Cengage Learning Brasil, 2023. E-book. ISBN 9786555584516.</p><p>Bons estudos!</p><p>m</p><p>a</p><p>m</p><p>a</p><p>=</p><p>m</p><p>b</p><p>m</p><p>b</p><p>=</p><p>m</p><p>c</p><p>m</p><p>c</p><p>10g H  +  80g O  → 90g H</p><p>2</p><p>O</p><p>2g H  +  16g O  → 18g H</p><p>2</p><p>O</p><p>N</p><p>2</p><p>(g)</p><p>+  3H</p><p>2</p><p>(g)</p><p>→  2NH</p><p>3</p><p>(g)</p><p>S</p><p>8</p><p>(g)</p><p>+  24F</p><p>2</p><p>(g)</p><p>→ 8SF</p><p>6</p><p>(g)</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/</p><p>Referências Bibliográficas</p><p>ATKINS, Peter. Físico-Química - Fundamentos, 6ª edição. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2017. E-book. ISBN</p><p>9788521634577. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/. Acesso</p><p>em: 20 mar. 2024.</p><p>CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. E-book. ISBN 9788580552560.</p><p>Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/. Acesso em: 20 mar.</p><p>2024.</p><p>KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; TOWNSEND, John R.; ET.AL. Química Geral e Reações Químicas v.1. São</p><p>Paulo: Cengage Learning Brasil, 2023. E-book. ISBN 9786555584516. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/. Acesso em: 20 mar. 2024.</p><p>Aula 2</p><p>BALANCEAMENTO E CÁLCULOS</p><p>ESTECOMÉTRICOS</p><p>Balanceamento e cálculos estecométricos</p><p>Olá, Estudante! Nessa videoaula veremos os conceitos relacionados aos balanços de equações químicas e</p><p>cálculos estequiométricos. Esse tema é importante para compreender como descrever corretamente uma</p><p>reação química, através de sua equação, bem como identificar e obter quantidades de reagentes e/ou</p><p>produtos durante o processo químico. Situações fundamentais para o desenvolvimento de sua prática</p><p>profissional, já que tudo que está ao nosso redor, inclusive em nós, ocorre através de reações químicas.</p><p>Preparado para reagir aos conceitos e produzir conhecimento?!</p><p>Bons estudos!!!</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/.</p><p>Ponto de Partida</p><p>Olá, Estudante! Como está?!</p><p>Nessa aula falaremos sobre a definição e classificação de reações químicas, identificando as formas pelas</p><p>quais a interação entre os elementos e a formação dos compostos pode ocorrer. E mais, para descrição</p><p>correta da reação química, veremos como realizar o seu balanceamento e identificar quanto de reagente ou</p><p>produto deve ser usado para obter o resultado requerido, através dos cálculos estequiométricos.</p><p>Sendo assim, considere uma situação em que você é o principal responsável por um processo químico, em</p><p>uma grande fábrica da região que está implementando o processo de produção de NaOH a partir da reação de</p><p>NaCl e água, à pressão atmosférica e temperatura ambiente. Esse processo químico é descrito</p><p>por:</p><p>Para iniciar o seu estudo a respeito da reação, o primeiro passo é identificar se a equação está balanceada.</p><p>Feito isso, será necessário identificar quanto de NaCl deve reagir para produzir 100 kg de NaOH.</p><p>Como o assunto é de grande importância para a formação de um bom profissional da área, vamos conhecer</p><p>os conceitos necessários para resolução do problema proposto?</p><p>Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Reações químicas</p><p>Reação química é definida pela transformação que ocorre com os átomos que compõe os compostos iniciais</p><p>(reagentes), modificando sua organização devido ao rearranjo molecular em novas combinações (produtos).</p><p>Ou seja, uma reação química é um processo químico, cuja finalidade é a formação de novos compostos.</p><p>As reações químicas são descritas pelas equações químicas, que contém informações necessárias para</p><p>compreensão dos fenômenos químicos que estão ocorrendo para a formação do novo composto, a partir de</p><p>compostos iniciais. Assim, basicamente, a equação química é expressa por (1).</p><p>Para equacionar a reação química, o devido balanceamento dos elementos participantes deve ser realizado,</p><p>obedecendo às Leis Ponderais, principalmente a Lei de Lavoisier (Lei da Conservação da Massa) e a Lei de</p><p>Proust (Lei das Proporções Definidas).</p><p>A classificação de uma reação química pode ser dada devido à velocidade, aquecimento, reversibilidade e</p><p>substâncias participantes. Assim:</p><p>Velocidade: a velocidade de uma reação química indica a rapidez como que o processo químico de</p><p>transformação dos compostos ocorre. Ela é obtida levando em consideração o consumo dos reagentes e</p><p>a formação dos produtos, podendo ser lenta, intermediária ou rápida.</p><p>Absorção ou liberação de calor (aquecimento ou resfriamento): essa classificação ocorre envolvendo</p><p>transformações de energia térmica (calor). Se, para ocorrer o processo químico, o calor for liberado,</p><p>temos uma reação exotérmica. Contudo, se o calor for absorvido, temos uma reação endotérmica.</p><p>Reversibilidade: reações reversíveis ocorrem em apenas um sentido (→) e os produtos não voltarão a</p><p>formar reagentes da reação. Já as reações irreversíveis são aquelas que podem ocorrer nos dois</p><p>sentidos ( ), até que o equilíbrio químico seja atingido.</p><p>Contudo, dentre as formas de classificação das reações químicas, a principal delas se dá pela análise das</p><p>substâncias presentes, ou seja, através da análise dos reagentes e produtos que compõe a reação. Olhando as</p><p>NaCl</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>→  NaOH</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>(g)</p><p>+  Cl</p><p>2</p><p>(g)</p><p>Reagentes → Produtos</p><p>⇄</p><p>substâncias participantes, as reações químicas podem ser de quatro tipos: síntese ou adição, análise ou</p><p>decomposição, deslocamento e dupla troca. Vamos entender cada uma delas separadamente.</p><p>Reações químicas de síntese ou adição são aquelas em que dois ou mais reagentes se combinam para</p><p>formar um produto. Uma representação geral desse tipo de reação é dada por  . Nesse caso,</p><p>vemos que a possui dois reagentes (A e B), formando um único produto (AB). Como exemplo, podemos citar a</p><p>síntese do gás carbônico   ou a síntese do óxido de magnésio</p><p>.</p><p>Reações químicas de análise ou decomposição são aquelas em que ocorrem a quebra de um composto em</p><p>compostos mais simples ou elementos químicos. Ou seja, quando reagentes se dividem em duas ou mais</p><p>substâncias simples para a formação dos produtos. Essa decomposição pode ocorrer através de um</p><p>aquecimento (pirólise), da passagem de corrente elétrica pela substância fundida ou em meio aquoso</p><p>(eletrólise) ou na presença de luz (fotólise). Para esse tipo de reação, a representação geral pode ser dada por</p><p>, em que um reagente se transforma em dois ou mais produtos. Como exemplo, podemos</p><p>citar a decomposição do óxido de mercúrio  ou decomposição do trinitreto de</p><p>sódio quando aquecido  .</p><p>Reações químicas de simples troca, ou deslocamento, são aquelas em que um elemento ocupa o lugar de</p><p>outro num composto. Sua representação pode ser dada por dois tipos:</p><p>. Como exemplo, podemos citar a simples troca</p><p>entre ferro metálico e ácido clorídrico  .</p><p>Por fim, temos as reações químicas de dupla troca em que os dois reagentes trocam íons para formar dois</p><p>novos compostos. Ou seja, reações entre duas substâncias compostas em que os elementos químicos</p><p>permutam entre si, gerando duas novas substâncias compostas. Uma representação geral desse tipo de</p><p>reação é dada por  . Como exemplo, temos a reação de dupla troca entre o</p><p>cloreto de sódio e o nitrato de prata  .</p><p>Entender qual a classificação de uma reação química auxilia o desenvolvimento do balanceamento químico,</p><p>garantindo que as transformações que estão ocorrendo estejam adequadamente representadas através do</p><p>tipo e quantidade dos elementos químicos presentes no processo.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Balanceamento de equações químicas</p><p>Para que a equação química represente corretamente uma reação, ela deva estar devidamente balanceada,</p><p>obedecendo as Leis Ponderais (as mais comuns, de Lavoisier e Proust). Dessa forma, em uma equação</p><p>química balanceada, os átomos que compõe os compostos devem ser conservados, ou seja, a quantidade e</p><p>qualidade dos átomos presentes no reagente deve estar contido no produto. Para isso, números (chamados</p><p>de coeficientes estequiométricos) são utilizados na frente dos compostos indicando a quantidade dos</p><p>elementos presentes.</p><p>Importante ressaltar que os índices inferiores em uma fórmula química (que caracteriza um composto</p><p>específico) não podem ser alterados e nem os átomos podem ser adicionados ou subtraídos de uma fórmula.</p><p>Por exemplo, a fórmula química da água é   e sempre será assim! Qualquer outro índice que for utilizado,</p><p>representará outro composto, menos a água.</p><p>Há alguns métodos para o balanceamento de uma equação química, dentre eles, temos o método algébrico,</p><p>método redox, método íon-elétron e o método das tentativas. Contudo, o método das tentativas é o mais</p><p>utilizado, por ser um processo mais assertivo e a maioria das equações pode ser balanceada corretamente</p><p>pela aplicação dele, sendo possível obter os coeficientes das equações através da sua observação e do</p><p>raciocínio.</p><p>A  +  B  → AB</p><p>(C  +  O</p><p>2</p><p>→ CO</p><p>2</p><p>)</p><p>(2Mg  +  O</p><p>2</p><p>→  2MgO)</p><p>AB  →  A  +  B</p><p>(2HgO  →  2Hg  +  O</p><p>2</p><p>)</p><p>(2NaN</p><p>3</p><p>(s)</p><p>Δ</p><p>→ 3N</p><p>2</p><p>(g)</p><p>+  2Na</p><p>(s)</p><p>)</p><p>AB  +  C  →  AC  +  B ou AB  +  C  → CB  +  A</p><p>(Fe  +  2HC</p><p>l</p><p>→  H</p><p>2</p><p>+  FeC</p><p>l</p><p>2</p><p>)</p><p>AB  +  CD  →  AD  +  CB</p><p>(NaCl  +  AgNO</p><p>3</p><p>→  AgC</p><p>l</p><p>+  NaNO</p><p>3</p><p>)</p><p>H</p><p>2</p><p>O</p><p>Para execução desse método possa ser executado, alguns passos devem ser seguidos na ordem</p><p>apresentada:</p><p>Inicialmente deve-se ajustar os átomos dos metais;</p><p>Próximo passo consiste em ajustar os átomos dos ametais;</p><p>Feito isso, olhar os átomos de carbono (se existir) e ajustá-los;</p><p>Então, ajustar os átomos de hidrogênio;</p><p>Por fim, ajustar os átomos de oxigênio.</p><p>Vamos aplicar esse método para balancear uma reação de combustão do propano. A equação química que</p><p>descreve essa reação é dada por (2).</p><p>Como a equação para essa reação não possui átomos metálicos, vamos direto para análise do carbono (C),</p><p>depois hidrogênio e, por fim, oxigênio (O).</p><p>- Carbono:</p><p>- Hidrogênio:</p><p>- Oxigênio:</p><p>Contando os átomos dos reagentes e produtos, temos:</p><p>Reagentes: 3 C, 8 H e 10 O.</p><p>Produtos: 3 C, 8 H e ( )</p><p>Dessa forma, a equação corretamente balanceada que descreve a reação de combustão do propano é dada</p><p>por (3).</p><p>Vejamos mais um exemplo para a obtenção do sulfato de ferro III. A equação química que descreve essa</p><p>reação é dada por (4).</p><p>O primeiro passo consiste em ajustar os átomos dos metais. Dessa forma, olhando para o ferro (Fe),</p><p>teremos</p><p>Agora, ajustar os átomos dos elementos não metálicos (ametais). Dessa forma, olhando para o enxofre (S),</p><p>teremos  .</p><p>A próxima etapa consiste em analisar os átomos de carbono (C), mas nessa reação eles não se fazem</p><p>presentes. Assim, olhando para o próximo passo, os átomos de hidrogênio precisam ser ajustados. Dessa</p><p>forma, teremos  .</p><p>Por fim, ajustar os átomos de oxigênio. Mas olhando para fórmula na etapa do ajuste dos</p><p>hidrogênios, ambos</p><p>os lados possuem a mesma quantidade de oxigênio (12 átomos de cada lado). Assim, a equação</p><p>corretamente balanceada que descreve essa reação é dada por</p><p>Através do balanceamento de uma equação química garantimos que os átomos presentes na equação</p><p>estarão em igual número nos reagentes e nos produtos, representando corretamente a reação química que</p><p>está ocorrendo. E ainda, pelo princípio de Lavoisier, como os átomos não podem ser criados ou destruídos,</p><p>C</p><p>3</p><p>H</p><p>8</p><p>(g)</p><p>+  O</p><p>2</p><p>(g)</p><p>Equação não balanceada</p><p>CO</p><p>2</p><p>(g)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>−→</p><p>C</p><p>3</p><p>H</p><p>8</p><p>(g)</p><p>+  O</p><p>2</p><p>(g)</p><p>Equação não balanceada</p><p>3CO</p><p>2</p><p>(g)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>(g)</p><p>−→</p><p>C</p><p>3</p><p>H</p><p>8</p><p>(g)</p><p>+</p><p>Equação não balanceada</p><p>3CO</p><p>2</p><p>(g)</p><p>+  4H</p><p>2</p><p>O</p><p>(g)</p><p>−→</p><p>C</p><p>3</p><p>H</p><p>8</p><p>(g)</p><p>+  5O</p><p>2</p><p>(g)</p><p>Equação não balanceada</p><p>3CO</p><p>2</p><p>(g)</p><p>−→</p><p>6+4</p><p>C</p><p>3</p><p>H</p><p>8</p><p>(g)</p><p>+  5O</p><p>2</p><p>(g)</p><p>→ 3CO</p><p>2</p><p>(g)</p><p>+  4H</p><p>2</p><p>O</p><p>Fe</p><p>(s)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>SO</p><p>4</p><p>(aq)</p><p>→ Fe</p><p>2</p><p>(SO</p><p>4</p><p>)</p><p>3</p><p>(s)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>(g)</p><p>2Fe</p><p>(s)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>SO</p><p>4</p><p>(eq)</p><p>→  Fe</p><p>2</p><p>(SO</p><p>4</p><p>)</p><p>3</p><p>(s)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>(g)</p><p>2Fe</p><p>(s)</p><p>+  3H</p><p>2</p><p>SO</p><p>4</p><p>(aq)</p><p>→  Fe</p><p>2</p><p>(SO</p><p>4</p><p>)</p><p>3</p><p>(s)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>(g)</p><p>2Fe</p><p>(se)</p><p>+  3H</p><p>2</p><p>SO</p><p>4</p><p>(aq)</p><p>→  Fe</p><p>2</p><p>(SO</p><p>4</p><p>)</p><p>3</p><p>(s)</p><p>+  3H</p><p>2</p><p>(g)</p><p>2Fe</p><p>(s)</p><p>+  3H</p><p>2</p><p>SO</p><p>4</p><p>(aq)</p><p>→  Fe</p><p>2</p><p>(SO</p><p>4</p><p>)</p><p>3</p><p>(g)</p><p>+  3H</p><p>2</p><p>(g)</p><p>para que ocorra a reação química, os compostos iniciais são desfeitos e transformados em novos compostos,</p><p>mas a quantidade de átomos e o tipo deles permanecem iguais.</p><p>Cálculos estequiométricos</p><p>Quando estudamos uma reação química, através de sua equação, é possível obter a quantidade de produto</p><p>que se formará a partir da quantidade de reagentes utilizada. O oposto também é verdadeiro: é possível saber</p><p>quanto de reagente será necessário para uma quantidade definida do produto. Essas análises podem ser</p><p>realizadas através da Estequiometria, ou cálculo estequiométrico, que é a parte da química que avalia</p><p>quantitativamente os reagentes e produtos em uma reação.</p><p>Para compreendermos como essa análise pode ser desenvolvida para as equações químicas, vamos utilizar a</p><p>unidade mol para as quantidades de substâncias das reações e, como isso, poder determinar a quantidade de</p><p>produto formada em uma reação química.</p><p>Utilizar a unidade mol para representar as quantidades de compostos presentes em uma reação química é</p><p>conhecido como método do mol, significando que os coeficientes estequiométricos de uma reação química</p><p>indicam o número de mols de cada substância.</p><p>Vejamos como exemplo a produção de amônia  , que é feita pela síntese utilizando hidrogênio e</p><p>nitrogênio, representada por (6).</p><p>Os números que estão na frente de cada reagente são conhecidos como coeficientes estequiométricos e</p><p>indicam quanto de cada reagente será necessário para a formação do produto. Em (6), os coeficientes</p><p>estequiométricos indicam que uma molécula de N2 irá reagir com 3 moléculas de H2, produzindo 2 moléculas</p><p>de</p><p>. Lembrando que o número relativo de mols é o mesmo que o número relativo de moléculas.</p><p>Dessa forma, podemos dizer que, para a formação de 2 mols de amônia gasoso, 2 mols de nitrogênio gasoso</p><p>combinam com 3 mols de hidrogênio gasoso. E ainda, considerando os cálculos estequiométricos, podemos</p><p>dizer que 3 mols de H2 são equivalentes a 2 mols de NH3, podendo ser representado por (7).</p><p>O símbolo possui significado de equivalência, ou seja, equivalente a. Com essas relações, podemos escrever</p><p>os fatores de conversão apresentados por (8).</p><p>A mesma análise pode ser feita para</p><p>Como exemplo, vamos considerar que 6 mols de H2 irão reagir completamente com N2 para formar NH3.</p><p>Nesse caso, para calcular a quantidade de produto que será produzida a partir dos 6 mols de H2, podemos</p><p>utilizar o fator de conversão que contém o H2 como denominador. Assim, o cálculo pode ser feito por (9).</p><p>Agora, vamos considerar uma situação em que 16g de H2 irão ser consumidos por completo na reação com</p><p>N2 para formar a amônia. Dessa forma, é possível obter quantos gramas de NH3 serão obtidos nessa reação</p><p>através da correspondência entre H2 e NH3, que é deduzida a partir da relação molar na equação balanceada.</p><p>Dessa forma, o primeiro passo consiste em converter os gramas de H2 em mols de H2, depois calcular os</p><p>mols correspondentes de NH3 e, por fim, fazer a conversão deles em gramas (10).</p><p>(2NH</p><p>3</p><p>)</p><p>N</p><p>2</p><p>(g)</p><p>+  3H</p><p>2</p><p>(g)</p><p>→ 2NH</p><p>3</p><p>(g)</p><p>2NH</p><p>3</p><p>3 mol H</p><p>2</p><p>≏  2 mol NH</p><p>3</p><p>≏</p><p>3 mol H</p><p>2</p><p>2 mol NH</p><p>3</p><p>e</p><p>2 mol NH</p><p>3</p><p>3 mol H</p><p>2</p><p>1 mol de N</p><p>2</p><p>≏ 2 mols de NH</p><p>3</p><p>e 1 mol de N</p><p>2</p><p>≏ 2 mols de H</p><p>2</p><p>mols de NH</p><p>3</p><p>produzidos  =  6 mol H</p><p>2</p><p>x</p><p>2 mol NH</p><p>3</p><p>3 mol H</p><p>2</p><p>=  4 mol NH</p><p>3</p><p>gramas de H</p><p>2</p><p>→ mols de H</p><p>2</p><p>→ mols de NH</p><p>3</p><p>→ gramas de NH</p><p>3</p><p>Assim, a conversão de 16 g de H2 em mols de H2 utilizando a massa molar de H2 que apresenta valor de 2g,</p><p>teremos (11)</p><p>Com o número de mols de  , podemos calcular o número de mols de amônia ( ) que serão produzidos</p><p>(12).</p><p>Agora, com o número de mols de amônia, podemos calcular sua massa (13), utilizando a massa molar da</p><p>amônia de 17,03g.</p><p>Da mesma forma, é possível obter a massa, em gramas, de N2 que será consumida nessa reação. Nesse caso,</p><p>os passos de conversão serão (14).</p><p>Nesse caso, vamos utilizar a relação  Assim, aplicando os passos anteriores para o</p><p>gás nitrogênio, chegaremos ao valor de 74,1 g N2 que serão consumidos nessa reação.</p><p>A Figura 1 apresenta os passos de conversão para o cálculo estequiométrico com base no método mol que</p><p>utilizamos.</p><p>Figura 1. Passos para conversão para o cálculo estequiométrico. Fonte: elaborada pela autora.</p><p>Para o desenvolvimento de problemas que envolvam cálculos estequiométricos, podemos seguir alguns</p><p>passos para executar o processo:</p><p>1. Escrever a equação balanceada da reação química em estudo;</p><p>2. Converter o valor dos reagentes para número de mols;</p><p>3. Calcular o número de mol do produto formado utilizando a razão molar da equação balanceada;</p><p>4. Converter os mols dos compostos do produto em gramas.</p><p>Dessa forma, através dos cálculos estequiométricos, é possível descrever a reação química através de sua</p><p>equação química balanceada e, ainda, identificar quanto de reagente será necessário para a formação do</p><p>produto, ou quanto de produto será formado para uma dada quantidade de reagente.</p><p>mols de H</p><p>2</p><p>=  16g H</p><p>2</p><p>x</p><p>1 mol de H</p><p>2</p><p>2g H</p><p>2</p><p>=  8 mol H</p><p>2</p><p>H</p><p>2</p><p>NH</p><p>3</p><p>mols de NH</p><p>3</p><p>=  8 mol H</p><p>2</p><p>x</p><p>2 mol NH</p><p>3</p><p>3 mol H</p><p>2</p><p>=  5, 3 mol NH</p><p>3</p><p>gramas de NH</p><p>3</p><p>=  5, 3 mol NH</p><p>3</p><p>x</p><p>17,03g NH</p><p>3</p><p>1 mol NH</p><p>3</p><p>=  90, 1g NH</p><p>3</p><p>gramas de H</p><p>2</p><p>→  mols de H</p><p>2</p><p>→ mols de N</p><p>2</p><p>→  gramas de N</p><p>2</p><p>1 mol N</p><p>2</p><p>≏ 3 mol H</p><p>2</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Relembrando o problema proposto inicialmente, você é o principal responsável por um processo químico e</p><p>está estudando o processo de produção de NaOH a partir da reação de NaCl e água, à pressão atmosférica e</p><p>temperatura ambiente. Esse processo químico é descrito por (15).</p><p>O primeiro passo consiste em verificar se a equação química está balanceada. Para isso, vamos aplicar o</p><p>método das tentativas. Para isso, precisamos começar a verificar o balanceamento pelo elemento metálico,</p><p>nesse caso, o sódio (Na). Olhando a equação química no processo (15), vemos que há um sódio no reagente e</p><p>um no produto, então esse elemento está balanceado.</p><p>Na próxima etapa, os elementos não metálicos devem ser verificados, nesse caso, o cloro (Cl). Assim, vemos</p><p>que há um átomo de cloro no reagente e dois átomos de cloro no produto (16). Ao ajustar o elemento cloro</p><p>(Cl), será necessário verificar novamente o sódio (Na) e ajustá-lo (17).</p><p>Por fim, olhar os átomos de hidrogênio (H) e oxigênio(O) e verificar as quantidades no reagente e no produto,</p><p>ajustando se necessário (18).</p><p>Agora, para identificar quanto de NaCl deve reagir para produzir 100kg de NaOH precisamos das massas</p><p>molares dos dois compostos. Com o auxílio da tabela periódica, temos que a massa molar do NaCl apresenta</p><p>valor de 117g e a massa molar de NaOH apresenta valor de 80g. Assim, por uma regra de três simples,</p><p>teremos (20).</p><p>Isso significa que serão necessários 146,25kg de cloreto de sódio para produção de 100kg de hidróxido de</p><p>sódio.</p><p>Saiba Mais</p><p>Olá, Estudante!</p><p>Compreender como uma reação química ocorre, bem como a forma pela qual podemos descrevê-la através</p><p>das equações químicas balanceadas e dos cálculos estequiométricos, é de grande valia para analisar</p><p>processos químicos. Assim, para aprofundar o seu conhecimento na área, saiba mais sobre o assunto lendo o</p><p>capítulo 3 do livro Química, de Raymond Chang e Kenneth A. Goldsby. Estude os conceitos, veja os exemplos e</p><p>faça os exercícios.</p><p>CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. E-book. ISBN 9788580552560.</p><p>Referências Bibliográficas</p><p>ATKINS, Peter. Físico-Química - Fundamentos, 6ª edição. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2017. E-book. ISBN</p><p>9788521634577. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/. Acesso</p><p>em: 20 mar. 2024.</p><p>CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. E-book. ISBN 9788580552560.</p><p>Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/. Acesso em: 20 mar.</p><p>2024.</p><p>NaCl</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>→ NaOH</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>(g)</p><p>+ Cl</p><p>2</p><p>(g)</p><p>2NaCl</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>Reação não balanceada</p><p>NaOH</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>(g)</p><p>+  Cl</p><p>2</p><p>(g)</p><p>2NaCl</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>Reação não balancead</p><p>−→−→</p><p>2NaCl</p><p>(aq)</p><p>+  2H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>Reação não balanceada</p><p>2NaOH</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>(g)</p><p>+  Cl</p><p>2</p><p>(g)</p><p>−→</p><p>117gNaCl</p><p>x</p><p>=</p><p>80gNaOH</p><p>100 000g NaOH</p><p>→ x = 146250g NaOH  =  146, 25kg NaOH</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/.</p><p>KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; TOWNSEND, John R.; ET.AL. Química Geral e Reações Químicas v.1. São</p><p>Paulo: Cengage Learning Brasil, 2023. E-book. ISBN 9786555584516. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/. Acesso em: 20 mar. 2024.</p><p>Aula 3</p><p>REAÇÕES EM SOLUÇÃO AQUOSA</p><p>Reações em solução aquosa</p><p>Olá, Estudante! Nessa videoaula iremos compreender quais os componentes de uma solução, bem como as</p><p>situações em que ocorrem a sua saturação. Feito isso, entender o que são substâncias do tipo ácido e base e</p><p>compreender como ocorre uma reação de neutralização, quais os reagentes e produtos que compõe esse tipo</p><p>de reação. Tudo isso, considerando o meio aquoso.</p><p>Tema importante para o desenvolvimento de sua prática pessoal e profissional, pois com esses conceitos será</p><p>possível entender e identificar, através da escala ph, quando uma solução é ácida e/ou básica, e como torná-la</p><p>neutra, se esse for o objetivo.</p><p>Pronto para neutralizar esses conteúdos e aprender sobre os conceitos indicados?!</p><p>Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Olá, Estudante!</p><p>Nessa aula vamos abordar os conceitos relacionados a soluções, como soluto, solvente e solubilidade,</p><p>considerando o meio aquoso para análise das aplicações. Feito isso, entenderemos o que são substâncias</p><p>ácidas e básicas e como ocorrem as reações de neutralização, quais reagentes e produtos envolvidos no</p><p>processo, tudo isso considerando o meio aquoso.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/.</p><p>E onde aplicar esses conceitos? Em quase tudo ao seu redor, pois soluções aquosas estão presentes em</p><p>diversos pontos de nossa vida, mesmo que não notamos. Por exemplo, em situações simples como fazer um</p><p>café, colocar sal no alimento, tomar um remédio em gotas, alguns tipos de pilhas utilizadas para gerar energia,</p><p>dentre muitas outras situações.</p><p>Considerando essa temática, considere a situação em que você é recém-contratado em uma empresa de</p><p>desenvolvimento de produtos altamente tecnológicos. Seu chefe solicitou a você que, em seu primeiro mês na</p><p>empresa, acompanhasse o trabalho e as pesquisas do pessoal que atua no laboratório de química,</p><p>entendendo os processos químicos e os conceitos envolvidos neles.</p><p>Em primeiro contato, o grupo de pesquisadores estava explicando a você que as soluções químicas são</p><p>utilizadas para montar uma reação química ou utilizar quantidades muito pequenas de um composto, ou para</p><p>evitar que reações ocorram violentamente (liberando muita energia) e que ocorram em grande extensão, de</p><p>maneira muito rápida, evitando acidentes. Nesse momento, eles estão voltados para a solução de bissulfito de</p><p>sódio (NaHSO3) e pediram que você os ajudasse, calculando a concentração e a molaridade dessa solução</p><p>que foi preparada adicionando 0,208 g em 100 mL de água.</p><p>Para que você possa realizar os cálculos solicitados, alguns conceitos precisam ser abordados. Vamos lá?!</p><p>Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Soluto, solvente e solubilidade</p><p>Por definição solução química é descrita por misturas homogêneas de duas ou mais substâncias, e muitas</p><p>são as reações químicas que ocorrem em soluções. Nela, uma substância é dissolvida (soluto) em um meio</p><p>(solvente). O solvente mais utilizado para a formação de soluções é o composto água (H2O), por essa razão,</p><p>ele é conhecido como solvente universal. Quando a água é utilizada como solvente, temos o que chamamos</p><p>de solução aquosa.</p><p>Assim, para as soluções, os compostos (ou substâncias) que se encontram em maior quantidade são</p><p>denominadas de solvente. Já os compostos (ou substâncias) que se encontram em menor quantidade são</p><p>conhecidas como soluto. O solvente faz com que ocorra a separação das moléculas de soluto, impedindo sua</p><p>agregação, levando a formação de novos compostos (ou substâncias).</p><p>Importante ressaltar que nem sempre o solvente se dá na forma líquida. Por essa razão, o estado físico do</p><p>solvente irá definir se a reação acontecerá em uma solução líquida, sólida ou gasosa.</p><p>A quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvido no solvente, sem que haja separação de fases e</p><p>formação de precipitado, é denominada de solubilidade. A precipitação é definida por uma substância que se</p><p>separa de uma solução, formando uma fase sólida devido à supersaturação da solução.</p><p>Como exemplo, vamos considerar o sal de cozinha, denominado de cloreto de sódio (NaCl). Esse composto, a</p><p>20 °C, apresenta solubilidade em água de 36g a cada 100g de água. Se colocar mais sal, nessa quantidade de</p><p>água a essa temperatura, não ocorrerá dissolução, e o sal não dissolvido se deposita no fundo do recipiente.</p><p>Esse sal não dissolvido é chamado de precipitado. Contudo, aumentando a temperatura, ocorre um aumento</p><p>da solubilidade, ou seja, mais sal poderá ser dissolvido na mesma quantidade de água.</p><p>Faça o teste em sua casa: pegue um copo com água em temperatura ambiente e vá acrescentando sal, pouco</p><p>a pouco, mexendo até a completa dissolução antes de acrescentar mais sal. Vai chegar um momento que</p><p>começará a formar o precipitado (ou seja, ocorreu a supersaturação). Nesse instante, com o precipitado no</p><p>fundo do copo, não acrescente mais sal, aqueça a solução por um minuto no micro-ondas (ou na panela no</p><p>fogão), mexa a solução e você verá que o precipitado terá se dissolvido. Isso acontece pelo aumento da</p><p>agitação térmica das moléculas, com o aumento da temperatura, permitindo que o limite de solubilidade</p><p>aumente.</p><p>Para descrever soluções aquosas, é comum utilizar algumas notações de concentração (C), como a</p><p>concentração de massa de soluto  por volume de solução   expressa em (1).</p><p>Como exemplo, vamos considerar uma solução de bicarbonato de sódio com concentração de 5g/L. Para</p><p>obter a quantidade desse sal em 500mL, podemos utilizar (1) para encontrar a massa do soluto. Esse cálculo</p><p>pode ser conferido em (2).</p><p>Caso não recorde a equação, esse resultado também pode ser obtido através de uma regra de três simples</p><p>(3).</p><p>Os valores de concentração são importantes para aplicar ou realizar cálculos estequiométricos.</p><p>E ainda, além da unidade grama por litro ( ), a concentração de uma solução pode ser expressa como</p><p>mol/L ou mol/L-1 conhecida pelo nome de molaridade (M). Essa unidade é a mais utilizada para</p><p>concentração.</p><p>Matematicamente, a molaridade (M) é dada pelo número de mols (n) e o volume (V), em litros,</p><p>(4).</p><p>Como exemplo, vamos calcular a quantidade de sulfato de cobre (CuSO4), em gramas, contidos em 100mL de</p><p>solução com concentração de 0,45M. Para isso, iremos precisar da massa molar do sulfato de cobre, dada por</p><p>159,6 g/mol. Aplicando (4), obtemos a quantidade de mol do sulfato de cobre por (5).</p><p>Assim, lembrando que a quantidade de mol (n) se relaciona com a massa (m) pela massa molar (MM)</p><p>por   calculamos a massa do sulfato de cobre por (6).</p><p>Outro conceito importante para soluções aquosas é a saturação, definido pelo ponto em que uma solução não</p><p>consegue dissolver mais quantidade da substância e os montantes adicionais fazem surgir um precipitado.</p><p>Vamos entender essa definição através da análise da dissolução de um sal em água. Sabemos que 36 g de</p><p>cloreto de sódio (NaCl) é o máximo de sal que pode ser solúvel em 100 mL de água.</p><p>Assim, ao adicionarmos 1 g de sal em 100 mL de água pura, ele será solubilizado (dissolvido), apresentando</p><p>uma solução insaturada. Agora, ao adicionarmos 37 g de NaCl em 100 mL de água pura, 1 g permanecerá</p><p>precipitado já que a dissolução ocorre em apenas 36g, apresentando uma solução saturada.</p><p>Importante lembrar que a solubilidade depende da temperatura. Por essa razão, ao aquecer a solução com 37</p><p>g de NaCl, será possível atingir uma temperatura em que teremos uma solução novamente. Ao baixar a</p><p>temperatura para 20 °C a solução ainda existe, mas instável, já que está acima do seu ponto de saturação, ou</p><p>seja, supersaturada.</p><p>Siga em Frente...</p><p>(massa</p><p>soluto</p><p>) (V olume</p><p>solução)</p><p>C  =</p><p>massa</p><p>soluto</p><p>V olume</p><p>solução</p><p>C  =</p><p>massa</p><p>soluto</p><p>V olume</p><p>solução</p><p>→</p><p>5g</p><p>L</p><p>=</p><p>massa</p><p>soluto</p><p>0,5L</p><p>→ massa</p><p>soluto</p><p>=  2, 5g</p><p>5g</p><p>x</p><p>=</p><p>1L</p><p>0,5L</p><p>→  x  =  2, 5g/L</p><p>g/L</p><p>M =</p><p>n</p><p>soluto</p><p>V</p><p>solução</p><p>M   =</p><p>n</p><p>soluto</p><p>V</p><p>soluto</p><p>→ n</p><p>soluto</p><p>=  MV</p><p>solução  =  (0, 45</p><p>mol</p><p>L</p><p>) (0, 1L)  =  0, 045 mol</p><p>n  =</p><p>m</p><p>MM</p><p>n  =</p><p>m</p><p>MM</p><p>→ m = nMM   =  0, 045 mol (159, 6 g/mol)  =  7, 18g</p><p>Ácidos e bases</p><p>Ao longo dos anos, muito foi estudado sobre as propriedades das estruturas químicas e as reações de ácidos</p><p>e bases, chegando a diferentes definições sobre esses termos: ácido e base. Dentre elas, a definição mais</p><p>comum para os termos foi proposta por Svante Arrhenius, por volta de 1884, em que ele afirma que os ácidos</p><p>e as bases se dissociam na água formando íons H+ e OH-.</p><p>Ácido é uma substância que apresenta gosto (sabor) azedo, condutividade elétrica em solução aquosa,</p><p>mudança de cor em certas substâncias e reação com as bases para formação sal e água. Já as bases são</p><p>substâncias adstringentes e, assim como os ácidos, também apresentam condutividade elétrica.</p><p>Muito além de sabor e outras propriedades, Arrnhenius definiu que os ácidos, quando dissolvidos em água,</p><p>liberam o cátion hidrogênio H+, aumentando a sua concentração na solução aquosa, como exemplifica a</p><p>reação dada em (7), sendo A um elemento químico genérico na formação do ácido.</p><p>Também definiu que as bases, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração do íon hidroxila, OH-,</p><p>na solução, como exemplifica a reação em (8), sendo B um elemento químico genérico na formação da base.</p><p>Com relação à classificação, os ácidos podem ser agrupados em relação a volatilidade, estabilidade, grau de</p><p>oxigenação, grau de hidratação, grau de ionização e número de hidrogênios ionizáveis. Importante ressaltar</p><p>que é através do grau de ionização</p><p>Já a classificação das bases se dá com base no número de hidroxilas (OH-), solubilidade e grau de</p><p>dissociação. E ainda, a classificação considerando o número de hidroxilas pode ser:</p><p>1OH- (monobases). Como exemplo: NaOH</p><p>2OH- (dibases). Como exemplo: Ca(OH)2.</p><p>3OH- (tribases). Como exemplo: Al(OH)3</p><p>4OH- (tetrabases). Como exemplo: Pb(OH)4</p><p>Por fim, com relação à solubilidade, as bases podem ser classificadas como solúveis (formadas por metais</p><p>alcalinos), pouco solúveis (formadas por metais alcalinos terroso) e insolúveis (formadas por outros metais).</p><p>Importante ressaltar que essa classificação ocorre levando em consideração à solubilidade em água.</p><p>Reação de neutralização</p><p>A reação de neutralização ocorre através de um processo químico entre um ácido e uma base, nos reagentes,</p><p>formando sal e água como produto. Ou seja, podemos definir uma reação de neutralização como aquela em</p><p>que um ácido reage com uma base, produzindo sal e água. Nesse tipo de reação, H+ e OH- se combinam para</p><p>formar o composto água. Um exemplo da reação de neutralização pode ser observado em (9), sendo A um</p><p>elemento químico genérico na formação do ácido e B um elemento químico genérico na formação da base.</p><p>Vejamos um exemplo aplicado de uma reação de neutralização entre o ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de</p><p>sódio (NaOH), em meio aquoso, dada em (10).</p><p>HA</p><p>(g)</p><p>H</p><p>2</p><p>O</p><p>H</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  A</p><p>−</p><p>(aq)</p><p>−→</p><p>BOH</p><p>(s)</p><p>H</p><p>2</p><p>O</p><p>B</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  OH</p><p>−</p><p>(aq)</p><p>←→</p><p>(α   50%).</p><p>HA</p><p>(aq)</p><p>+  BOH</p><p>(aq)</p><p>→  BA</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>Olhando para a equação líquida, cancelando Na+ e Cl-, já que aparecem dos dois lados da equação, dizemos</p><p>que apenas a combinação dos íons H3O+ e OH- para formar a água (11).</p><p>Como exemplo, vejamos a reação de neutralização entre o ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de cálcio</p><p>[Ca(OH)2] para a formação do sal cloreto de cálcio (CaCl2). Essa reação é expressa por (12).</p><p>Dessa forma, as reações que ocorrem entre ácidos fortes e bases fortes são denominadas de reações de</p><p>neutralização pelo fato de que, a final do processo, a solução não será ácida e nem básica.</p><p>Vale destacar que a acidez e a basicidade que uma solução aquosa apresenta dependem da quantidade de</p><p>íons H+ e OH- que estão presentes na solução. E, para medir o quanto uma solução é ácida ou básica, é</p><p>utilizado como medida o potencial hidrogeniônico (pH), que varia em uma escala de 0 a 14.</p><p>Nessa escala, o ponto médio, indicando a neutralidade da solução, se dá no ponto 7, ou seja, ph 7. Como</p><p>exemplo, temos a água pura, que não é nem ácida nem básica pelo fato de que as concentrações de íons</p><p>H3O+ e OH- são iguais.</p><p>Nessa escala, uma solução é considerada ácida quando apresenta ph menor que 7 (pois possui uma</p><p>concentração de íons H3O+ maior do que uma solução neutra) e ácida quando apresenta um ph maior que 7</p><p>(pois possui uma concentração de íons H3O+ menor do que uma solução neutra).</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Relembrando o problema proposto inicialmente, foi solicitado que você a concentração e a molaridade da</p><p>solução de bissulfito de sódio (NaHSO3) que foi preparada adicionando 0,208 g em 100 mL de água.</p><p>Inicialmente, vamos calcular a concentração da solução. Para isso, devemos passar a quantidade de 0,208g</p><p>de NaHSO3 para litros, dada por (13).</p><p>Para o cálculo da molaridade, será necessário a massa molar do composto. Assim, com o auxílio da tabela</p><p>periódica, obtemos a massa atômica de cada elemento, podendo calcular a massa molar de NaHSO3 por (14).</p><p>Assim, para molaridade, teremos (15).</p><p>Como essa é a massa em 1L, essa quantidade de mols será em 1L. Dessa forma, M=0,02 mol/L ou 0,02M.</p><p>Com esses dados, finalizamos os cálculos que foram pedidos, obtendo a concentração e a molaridade da</p><p>solução de bissulfito de sódio (NaHSO3), preparada adicionando 0,208 g em 100 mL de água.</p><p>Saiba Mais</p><p>H</p><p>3</p><p>O</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  Cl</p><p>−</p><p>(aq)</p><p>HCl</p><p>(a)</p><p>+  Na</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  OH</p><p>−</p><p>(aq)</p><p>NaOH</p><p>(aq)</p><p>→  2H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>+  Na</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>sal</p><p> </p><p></p><p></p><p>H</p><p>3</p><p>O</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  OH</p><p>−</p><p>(aq)</p><p>→  2H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>2HCl</p><p>(aq)</p><p>+  Ca(OH)</p><p>2</p><p>(aq)</p><p>→  CaCl</p><p>2</p><p>(aq)</p><p>+  2H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>0,208g NaHS O</p><p>3</p><p>x</p><p>=</p><p>0,1L</p><p>1L</p><p>→ x  =  2, 8g?L</p><p>MM</p><p>NaHSO 3</p><p>23  +  1  +  32  + (3x16)  =  104 g/mol</p><p>1 mol</p><p>x</p><p>=</p><p>104g</p><p>2,08g</p><p>→  x  =  0, 02 mol</p><p>Olá, Estudante!</p><p>Veja os conceitos na prática pela execução dos experimentos nos simuladores propostos abaixo, na</p><p>plataforma Phet:</p><p>Concentração.</p><p>Soluções ácido-base.</p><p>Escala de ph.</p><p>Bons estudos!</p><p>Referências Bibliográficas</p><p>ASKELAND, Donald R.; WRIGHT, Wendelin J. Ciência e engenharia dos materiais – Tradução da 4a edição</p><p>norte-americana. São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2019. E-book. ISBN 9788522128129. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522128129/. Acesso em: 02 mar. 2024.</p><p>ATKINS, Peter. Físico-Química - Fundamentos, 6ª edição. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2017. E-book. ISBN</p><p>9788521634577. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/. Acesso</p><p>em: 03 mar. 2024.</p><p>JR., William D C. Ciência e Engenharia de Materiais - Uma Introdução. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2020. E-</p><p>book. ISBN 9788521637325. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521637325/. Acesso em: 02 mar. 2024.</p><p>KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; TOWNSEND, John R.; ET.AL. Química Geral e Reações Químicas v.1. São</p><p>Paulo: Cengage Learning Brasil, 2023. E-book. ISBN 9786555584516. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/. Acesso em: 03 mar. 2024.</p><p>MAIA, D. J.; BIANCHI, J. C. de A. Química Geral e Fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007. 448 p.</p><p>NEWELL, James. Fundamentos da Moderna Engenharia e Ciência dos Materiais. Rio de Janeiro: Grupo GEN,</p><p>2010. E-book. ISBN 978-85-216-2490-5. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/978-</p><p>85-216-2490-5/. Acesso em: 02 mar. 2024.</p><p>SMITH, William F.; HASHEMI, Javad. Fundamentos de Engenharia e Ciência dos Materiais. Porto Alegre: Grupo</p><p>A, 2012. E-book. ISBN 9788580551150. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580551150/. Acesso em: 02 mar. 2024.</p><p>Aula 4</p><p>ELETROQUÍMICA</p><p>Eletroquímica</p><p>Olá, Estudante! Nessa videoaula iremos compreender um pouco sobre a eletroquímica, entendendo conceitos</p><p>e aplicações que permeiam esse assunto.</p><p>Esse tema tem grande valia e muito importante para sua prática profissional pela ampla aplicação, em</p><p>diversos setores da ciência. Por exemplo, na criação de marcapassos, biossensores e outros tipos</p><p>https://phet.colorado.edu/pt_BR/simulations/concentration</p><p>https://phet.colorado.edu/pt_BR/simulations/acid-base-solutions</p><p>https://phet.colorado.edu/pt_BR/simulations/ph-scale</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522128129/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521637325/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/978-85-216-2490-5/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/978-85-216-2490-5/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580551150/.</p><p>dispositivos médicos, auxilia nos processos industriais com o objetivo de melhora na eficiência energética,</p><p>previne corrosão em máquinas e instalações elétricas, entre outras aplicações.</p><p>Vamos juntos entender melhor sobre essa parte tão importante para ciência e tecnologia?! Bons estudos!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Olá, Estudante! Como está?!</p><p>Nessa aula serão abordados conceitos que envolvem a eletroquímica, passando pela eletrólise, reações de</p><p>oxirredução e pilhas eletroquímica. Esses conceitos são importantes para seu desenvolvimento acadêmico e</p><p>profissional, pois podem ser utilizados e aplicados em análise de materiais e seu comportamento quando em</p><p>contato com outras substâncias, principalmente quando expostos ao ambiente. E, ainda, compreender</p><p>reações em que envolvam algum processo de energia.</p><p>Assim, considere uma situação em que você é atuante em um laboratório de tecnologia como analista e,</p><p>recentemente, chegou uma amostra de minério de ferro para ser verificada. Foi informado que o ferro pode ser</p><p>convertido em ferro (II) de maneira quantitativa, e você propôs analisar este cátion, uma vez que ele pode ser</p><p>novamente oxidado a ferro (III) pelo permanganato de potássio, segundo reação não balanceada apresentada</p><p>por  .</p><p>Para que a análise possa ser realizada, foi informado a você que para uma amostra de 2,3g do minério de ferro</p><p>foram utilizados 60mL de permanganato de potássio (KMnO4) 0,021M para atingir o ponto de equivalência</p><p>(quando ocorre a neutralização). Sendo assim, será necessário balancear a equação e então utilizar os</p><p>conceitos de concentração e estequiometria para entregar o relatório de porcentagem de ferro na amostra de</p><p>minério.</p><p>Então, vamos conhecer os conceitos necessários para resolução do problema proposto? Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Eletrólise e suas aplicações</p><p>É denominada eletrolise um processo em que há produção de substâncias através de reações de oxidação e</p><p>redução advindas de uma descarga elétrica. Ou seja, é um processo que utiliza energia elétrica, proveniente de</p><p>uma fonte qualquer, para provocar um processo químico resultando na produção de substâncias, simples ou</p><p>compostas, que não são encontradas em grandes quantidades em meio natural.</p><p>Mn</p><p>−</p><p>4</p><p>(aq)</p><p>+  Fe</p><p>2+</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>⇌ Mn</p><p>2+</p><p>(aq)</p><p>+  Fe</p><p>3+</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>Nesse processo, no cátodo, ocorre a redução do cátion e no ânodo, a oxidação do ânion. Esse processo só é</p><p>possível devido a uma descarga elétrica proveniente de uma fonte externa, como uma pilha, por exemplo. Por</p><p>essa razão, esse é um processo não espontâneo de reação de oxidação e redução. A eletrólise pode ocorrer</p><p>de duas formas: ígnea e aquosa. Vamos entender cada uma separadamente.</p><p>Na eletrólise ígnea, uma substância iônica (do tipo XY) é submetida ao processo de fusão (1), sofrendo</p><p>dissociação (2).</p><p>Após o processo de dissociação, a fonte elétrica é acionada, cátion (X+) e ânion (Y-) são deslocados ao cátodo</p><p>d ânodo, respectivamente. Dessa forma, os cátions, contidos no cátodo, recebem elétrons (sofrendo redução),</p><p>transformando-se em uma substância X estável (3).</p><p>De forma semelhante, os ânions, no ânodo, cedem elétrons (sofrendo oxidação), transformando-se em uma</p><p>substância Y estável (4).</p><p>Um exemplo prático desse conceito é a eletrólise ígnea para o NaCl (cloreto de sódio). Nesse caso, quando</p><p>esse composto é submetido ao processo de fusão (5), ocorre a dissociação (6).</p><p>Com o deslocamento dos cátions e ânions para os cátodos e ânodos, respectivamente, os cátions sofrem</p><p>redução (7) e os ânions sofrem oxidação (8), se transformando em substâncias estáveis.</p><p>Dessa forma, ocorre a produção do sódio metálico (Na) e do gás cloro (Cl2) em uma eletrólise ígnea para o</p><p>cloreto de sódio.</p><p>Já na eletrólise aquosa, a substância (XY) é dissolvida em água para provocar a dissociação dos íons (9).</p><p>Nesse caso, há a existência dos íons oriundos da autoionização da água (10), produzindo um cátion hidrônio</p><p>(H+) e um ânion hidróxido (OH-), além dos íons advindos da dissociação da substância.</p><p>Nesse processo, há a existência de dois tipos cátions (um advindo da substância iônica e outro da água) e</p><p>dois ânions (um advindo da substância iônica e outro da água). Para identificar qual dos tipos de cátions irá se</p><p>deslocar ao cátodo e qual dos tipos de ânions irá se deslocar ao ânodo, é preciso saber a ordem de descarga</p><p>de cátions e ânions:</p><p>No caso dos cátions, essa ordem é dada por</p><p>No caso dos ânions, essa ordem é dada</p><p>por</p><p>Assim, continuando o processo, quando é fornecida energia elétrica, ou seja, quando a fonte é ligada, os</p><p>cátions se deslocam ao cátodo, sofrendo redução, e os ânions se deslocam ao ânodo, sofrendo oxidação. O</p><p>processo é semelhante ao da eletrólise ígnea, mas podemos ter o deslocamento do cátion/ânodo da</p><p>substância ou da água, dependendo da ordem de descarga dos elementos.</p><p>XY</p><p>(s)</p><p>Δ</p><p>→ XY</p><p>(l)</p><p>XY</p><p>(l)</p><p>→ X</p><p>+</p><p>(l)</p><p>+  Y</p><p>−</p><p>(l)</p><p>X</p><p>+</p><p>(l)</p><p>+  é  →  X</p><p>Y</p><p>−</p><p>(l)</p><p>→ Y   +  1 é</p><p>NaCl</p><p>(s)</p><p>Δ</p><p>→  NaCl</p><p>(l)</p><p>NaCl</p><p>(l)</p><p>→ Na</p><p>+</p><p>(l)</p><p>+  Cl</p><p>−</p><p>(l)</p><p>Na</p><p>+</p><p>(l)</p><p>+  é  →  Na</p><p>(s)</p><p>2Cl</p><p>−</p><p>(l)</p><p>→ 2é  +  Cl</p><p>2(s)</p><p>XY</p><p>(s)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>→  X</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  Y</p><p>−</p><p>(aq)</p><p>H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>→  H</p><p>+</p><p>(aq)+</p><p>OH</p><p>−</p><p>(aq)</p><p>metal  >  hidrogênio  >  elementos das famílias I A,  I I A ou I I I A</p><p>ánions não oxigenados e HSO4</p><p>>  OH  −   >  ânion oxigenado ou F−</p><p>Um exemplo prático desse conceito é a eletrólise aquosa para o NaCl (cloreto de sódio). Nesse caso, esse</p><p>composto é dissolvido em água, sofrendo o processo de dissociação (11).</p><p>E, além da dissociação do composto, ocorre o processo da autoionização da água (12).</p><p>Assim, teremos dois tipos de cátions (Na+ e H+), e dois tipos de ânions (OH- e Cl-). Ligando a fonte de energia,</p><p>considerando a ordem de descarga, no cátodo, os cátions H+ sofrem redução e se transformam em uma</p><p>substância estável, H2 (13).</p><p>Para o ânodo, os ânions Cl- sofrem oxidação, transformando em uma substância estável, Cl2 (14).</p><p>Dessa forma, ocorre a produção do gás hidrogênio (H2) e do gás cloro (Cl2) em uma eletrólise aquosa para o</p><p>cloreto de sódio.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Introdução a oxido-redução</p><p>Por definição óxidos são descritos por substâncias que são formadas por oxigênio juntamente com outros</p><p>elementos com eletronegatividade inferior a ele. Os óxidos, por apresentarem afinidade eletrônica elevada do</p><p>oxigênio, podem ser constituídos por metais (possuindo caráter mais iônico) ou por ametais (possuindo</p><p>caráter mais covalente).</p><p>E ainda, são substâncias classificadas com relação a estrutura que apresenta e comportamento químico. Com</p><p>relação à estrutura, podem ser normais e peróxidos. Já com relação ao comportamento químico, podem ser</p><p>ácidos, básicos, neutros, anfóteros, mistos e peróxidos.</p><p>Os óxidos ácidos são conhecidos assim por formarem um ácido quando estão em processo de reação</p><p>química com a água. Entretanto, alguns deles não necessariamente reagem diretamente com a água, mas em</p><p>reação com uma base produzem sal e água, indicando o comportamento de um ácido. Os compostos desse</p><p>tipo são formados, geralmente, por elementos químicos não metálicos, apresentando caráter covalente. Como</p><p>exemplo, podemos citar CO2, SO3, NO2 e B2O3.</p><p>Já os óxidos básicos são conhecidos assim por formarem uma base quando reagirem com água, ou em um</p><p>processo de transformação química de neutralização de um ácido, produzindo sal e água. Em sua grande</p><p>maioria, são formados por metais, apresentando caráter iônico. Como exemplo, podemos citar Na2O, Li2O,</p><p>CaO e BaO.</p><p>Com relação aos óxidos neutros, são conhecidos assim por não reagirem com água, ácidos ou bases. São</p><p>compostos formados por elementos químicos não metálicos, de carater covalente.Como exemplo, temos N2O</p><p>e NO.</p><p>Para os óxidos anfóteros, temos essa classificação pelo fato de que reagem com ácidos fortes e bases fortes.</p><p>Como exemplo, temos ZnO, Al2O3 e PbO. E ainda, os óxidos duplos (ou mistos) são aqueles formados por dois</p><p>óxidos de um mesmo elemento.</p><p>NaCl</p><p>(s)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>→ Na</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  Cl</p><p>−</p><p>(aq)</p><p>H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>→ H</p><p>+</p><p>(aq)+</p><p>OH</p><p>−</p><p>(aq)</p><p>2H</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  2é  →  H</p><p>2</p><p>(g)</p><p>2Cl</p><p>−</p><p>(l)</p><p>→ 2é  +  Cl</p><p>2</p><p>(g)</p><p>Por fim, os peróxidos, que possuem átomos de oxigênio ligados diretamente com propriedade de serem</p><p>agentes oxidantes do tipo forte. O exemplo mais conhecido é o peróxido de hidrogênio (H2O2), popularmente</p><p>conhecido como água oxigenada. Como outros exemplos, temos K2O2, Li2O2, BaO2 e CaO2.</p><p>Importante a definição dos compostos do tipo óxidos para que não ocorra nenhum tipo de confusão e/ou</p><p>conflito com relação aos conceitos das reações do tipo oxirredução. Isso pelo fato de que uma reação de</p><p>oxirredução é denominada assim devido a transferência de elétrons entre as espécies químicas envolvidas</p><p>devido à força eletromotriz. Elas ocorrem através da oxidação de uma espécie, que perde elétrons, e redução</p><p>de outra, que ganha elétrons.</p><p>Como exemplo de uma reação de oxirredução, vamos analisar a formação do ferro metálico, partindo do óxido</p><p>de ferro (Fe2O3) em reação com monóxido de carbono (C), obtendo ferro metálico (Fe) e gás carbônico (CO2).</p><p>Essa reação química é expressa em (15).</p><p>Nesse caso, o óxido de ferro é reduzido pela perda de um oxigênio, enquanto a espécie que ganha oxigênio é</p><p>aquela que sofreu oxidação. Importante ressaltar que nem toda reação de oxirredução envolve perda e ganho</p><p>de oxigênio, contudo estão associadas ao movimento de elétrons.</p><p>Assim, é dito que quando uma substância (espécie) recebe elétrons, ela é reduzida pelo fato de diminuir a</p><p>carga positiva que possui. Já quando uma espécie cede elétrons, ela é oxidade, pelo fato de diminuir a carga</p><p>necativa que possui.</p><p>Como exemplo, vejamos a reação entre os íons de prata e cobre metálico, em</p><p>que  . Nesse caso, temos duas semirreações, expressas</p><p>por</p><p>Na primeira  , os íons de prata recebem elétrons e formam prata metálica, com</p><p>estado de oxidação 0. E na segunda  , o cobre perde elétrons para o meio.</p><p>Nesse caso, o agente redutor, aquele que doa elétrons, é expresso pelo cobre. Já o agente oxidante, aquele</p><p>que recebe elétrons, é expresso pela prata. Importante ressaltar que para que um composto se oxide, outro</p><p>composto precisa ser reduzido.</p><p>Uma reação de oxirredução deve estar devidamente balanceada, para descrever corretamente como ocorre o</p><p>processo químico envolvido. Nesse caso, o balanceamento das equações de oxirredução deve ser feito</p><p>levando em conta o movimento de elétrons.</p><p>Voltando às semiequações</p><p>a prata (Ag) recebe apenas um elétron por átomo, enquanto o cobre (Cu) transfere dois elétrons por átomo.</p><p>Assim, a equação final deve apresentar dois mols de prata reagindo com um mol de cobre.</p><p>Uma maneira fácil de realizar o balanceamento das reações de oxirredução, consiste em seguir a regra de</p><p>transferência de elétrons, apresentada pela Figura 1.</p><p>Figura 1. Transferência de elétrons em semiequações. Fonte: elaborada pela autora.</p><p>Fe</p><p>2</p><p>O</p><p>3</p><p>(a)</p><p>+  3CO</p><p>(g)</p><p>→  2Fe</p><p>(s)</p><p>+  3CO</p><p>2</p><p>(g)</p><p>2Ag</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+ Cu</p><p>(s)</p><p>⟶ 2Ag</p><p>(s)</p><p>+ Cu</p><p>2+</p><p>(aq)</p><p>Ag</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  é  →  Ag</p><p>(s)</p><p>e Cu</p><p>(s)</p><p>→  Cu</p><p>2</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  é.</p><p>(Ag</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  é  → Ag</p><p>(s)</p><p>)</p><p>(Cu</p><p>(s)</p><p>→ Cu</p><p>2+</p><p>(aq)</p><p>+  é)</p><p>(Ag</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  é  → Ag</p><p>(s)</p><p>e Cu</p><p>(s)</p><p>→  Cu</p><p>2+</p><p>(aq)</p><p>+  é)</p><p>É chamada de número de oxidação (NOX) a variação de carga negativa ou positiva de um átomo, em que, para</p><p>um elemento ou uma substância simples, o número de oxidação é zero, como no cobre metálico (Cu) ou a</p><p>molécula de I2. Isso ocorre pelo fato de que as substâncias simples são formadas por átomos de um único</p><p>elemento químico, não havendo diferença de eletronegatividade entre os componentes do composto, fazendo</p><p>com que os átomos não ganhem e nem perdem elétrons (carga).</p><p>Para espécies do tipo monoatômicas, o NOX é igual à carga do íon: elementos do grupo I tendem a perder um</p><p>elétron, do grupo II perder dois elétrons, já o alumínio (elemento do grupo III) tende a perder três elétrons. E</p><p>ainda, para os halogênios, o flúor (halogênio mais eletronegativo) apresenta sempre NOX igual -1. O bromo,</p><p>cloro e iodo também apresentam NOX igual -1, exceto quando combinados com átomos de oxigênio e flúor.</p><p>Já para o hidrogênio e oxigênio, os números de oxidação são comumente iguais a +1 e -2, respectivamente. A</p><p>exceção para o átomo de hidrogênio é quando o componente de um composto binário com não metais, como</p><p>o NaH, tem o NOX de hidrogênio com valor -1. Já a exceção para o oxigênio se dá pelos peróxidos, quando</p><p>assume o NOX -1, como em H2O2.</p><p>Importante ressaltar que a soma dos números de oxidação de um composto neutro deve ser zero, e em um</p><p>íon poliatômico, a soma deve ser igual à carga do íon.</p><p>Por exemplo, para uma molécula de alumina (Al2O3) é necessário assumir um NOX de -2 para cada átomo de</p><p>O (oxigênio). Como temos três átomos dessa espécie, seu NOX apresenta valor de -6. Para um composto</p><p>neutro, essa deve ser a carga que os dois átomos de Al (alumínio) apresentam, resultando em um NOX de -3</p><p>para cada um deles.</p><p>Pilhas eletroquímica</p><p>Considerando as reações de oxirredução, algumas delas, como o processo de ferrugem (que se dá pela</p><p>oxidação do ferro e redução do oxigênio), ocorrem espontaneamente. Outro exemplo de reação de oxirredução</p><p>espontânea é a reação que ocorre entre o zinco e o cobre, ao colocar uma placa de zinco em uma solução de</p><p>cobre.</p><p>Na reação de zinco e cobre, os íons cobre recebem elétrons dos átomos de zinco, ocorrendo o depósito de</p><p>cobre (sólido vermelho) sobre a placa de zinco com o passar o tempo. Esse processo gera energia e, embora a</p><p>reação seja espontânea, a energia não está sendo aproveitada.</p><p>Assim, para que seja possível aproveitar a energia proveniente dessa reação, é necessário montar uma pilha,</p><p>como a pilha de Daniell (Figura 2). Em uma pilha, as reações químicas devem ocorrer em recipientes</p><p>separados, em que os elétrons provenientes da reação possam circulam por um fio externo, realizando</p><p>trabalho elétrico. Assim, com o passar do tempo, a concentração de cargas negativas (na redução) ou</p><p>positivas (na oxidação) aumenta, sendo que a ponte salina tem como função equilibrar estas cargas com o</p><p>deslocamento de cátions e ânions para as soluções deficientes em cargas positivas ou negativas,</p><p>respectivamente. E ainda, as semirreações de oxidação e redução ocorrem no ânodo e cátodo,</p><p>respectivamente, em uma pilha.</p><p>Figura 2. Pilha de Daniell</p><p>É possível identificar se uma reação ocorre espontaneamente ou não, consultando os potenciais padrões de</p><p>redução, os quais nos indicam a tendência em espécies de serem oxidadas ou reduzidas. Para isso, quanto</p><p>mais positivo esse valor, maior a tendência de a semirreação ocorrer como está escrita. Esses valores são</p><p>tabelados, podendo ser encontrados em bibliografias da área. Por exemplo, o valor do potencial padrão de</p><p>redução do ferro é - 0,44 eV, já o de redução da prata é 0,80 eV, esses dados indicam que a prata é reduzida</p><p>com maior facilidade, enquanto o ferro, neste processo, será oxidado.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Relembrando o problema proposto inicialmente, você irá realizar uma análise em uma amostra de minério de</p><p>ferro. Para isso, foi disponibilizado a você a reação química não balanceada para esse processo químico, dada</p><p>por (16)</p><p>E ainda, foi informado que para uma amostra de 2,3g do minério de ferro foram utilizados 60mL de</p><p>permanganato de potássio (KMnO4) 0,021M para atingir o ponto de equivalência (quando ocorre a</p><p>neutralização).</p><p>Para balancear essa equação, será necessário considerar o movimento dos elétrons. Olhando para o</p><p>manganês no permanganato de potássio (KMnO4), observamos que ele está ligado a quatro átomos de</p><p>oxigênio. Nesse caso, o NOX para cada um apresenta valor de -2, como temos 4 em ligação, o NOX será -8.</p><p>Como a carga do íon era -1, o NOX do manganês (Mn) nos reagentes será +7, e no produto apresenta um valor</p><p>de +2, indicando que foi reduzido. Já o ferro passou de Fe (II) para Fe (III), indicando que foi oxidado. Sendo</p><p>assim, com essas informações, podemos escrever as semirreações para o Mn (17) e para o ferro (18).</p><p>Agora, para determinar a quantidade de ferro, foi utilizado 60mL de uma solução de 0,021M de KMnO4. Para</p><p>encontrar o número de mols (n), a partir da molaridade, teremos (20).</p><p>Pela equação química, vemos que cada mol de permanganato reage com cinco mols de ferro (II). Assim,</p><p>usamos esse fator estequiométrico para poder determinar que tem na amostra</p><p>. Assim, utilizando a massa molar do ferro, calculamos a</p><p>massa de ferro na amostra por (21).</p><p>Mn</p><p>−</p><p>4</p><p>(aq)</p><p>+  Fe</p><p>2+</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>⇌ Mn</p><p>2+</p><p>(aq)</p><p>+  Fe</p><p>3+</p><p>(aq)</p><p>+  H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>Mn</p><p>−</p><p>4</p><p>(aq)</p><p>+  5é  +  8H</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>→  Mn</p><p>2+</p><p>(aq)</p><p>+  4H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>Fe</p><p>2+</p><p>(aq)</p><p>→ Fe</p><p>3+</p><p>(aq)</p><p>+  5Fe</p><p>3+</p><p>(aq)</p><p>+  4H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>M   =</p><p>n</p><p>V</p><p>→  n = MV   =  (0, 021</p><p>mol</p><p>L</p><p>) (0, 06L)  =  1, 26x10</p><p>−3</p><p>mol de KMn O</p><p>4</p><p>5x1, 26x10</p><p>−3</p><p>=  0, 0063 mol de KMn O</p><p>4</p><p>1 mol Fe</p><p>0,0063 mol Fe</p><p>=</p><p>55,85g</p><p>x</p><p>→ x = 0, 352g Fe</p><p>Como foi informado que a massa de minério total era de 2,3g, a porcentagem massa/massa (m/m) de ferro</p><p>pode ser calculada por (22).</p><p>Dessa forma, obtemos que a quantidade de ferro que está presente na amostra que foi analisada possui valor</p><p>de 15,3%.</p><p>Saiba Mais</p><p>Olá, Estudante!</p><p>Compreender as reações químicas do tipo oxirredução são importantes para análise de diversos processos</p><p>químicos que ocorrem ao nosso redor. E ainda, compreender a relação interatômicas das mudanças</p><p>macroscópicas nos materiais devido a perda ou ganho de elétrons. Por isso, aprofunde seus conhecimentos</p><p>sobre reações de oxidação-redução lendo a sessão 4.4 do livro Química, de Raymond Chang e Kenneth A.</p><p>Goldsby. Veja os conceitos, olhe com atenção os exemplos e faça os exercícios.</p><p>CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. E-book. ISBN</p><p>9788580552560.</p><p>Bons estudos!</p><p>Referências Bibliográficas</p><p>ATKINS, Peter. Físico-Química - Fundamentos, 6ª edição. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2017. E-book. ISBN</p><p>9788521634577. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/. Acesso</p><p>em: 24 mar. 2024.</p><p>CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. E-book. ISBN 9788580552560.</p><p>Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/. Acesso em: 24 mar.</p><p>2024.</p><p>KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; TOWNSEND, John R.; ET.AL. Química Geral e Reações Químicas v.1. São</p><p>Paulo: Cengage Learning Brasil, 2023. E-book. ISBN 9786555584516. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/. Acesso em: 24 mar. 2024.</p><p>Encerramento da Unidade</p><p>ESTUDO DE REAÇÕES QUÍMICAS</p><p>Videoaula de Encerramento</p><p>Olá, estudante! Nessa videoaula você irá conhecer os principais conceitos que envolvem as reações químicas.</p><p>Compreenderá como realizar a descrição correta de uma reação através de sua equação química,</p><p>devidamente balanceada, e realizar cálculos estequiométricos para identificar quanto de reagente ou produto</p><p>serão necessários em uma aplicação específica. E mais, identificar os processos químicos em solução</p><p>aquosa e analisar os conceitos que embasam a eletroquímicas. Sendo possível aplicação desses conceitos na</p><p>resolução de problemas de engenharia.</p><p>2,3g</p><p>0,352g</p><p>=</p><p>100%</p><p>y</p><p>→  y = 15, 3% ferro (</p><p>m</p><p>m</p><p>)</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9786555584516/.</p><p>Os conteúdos citados são importantes para sua prática profissional, já que todos os fenômenos, naturais ou</p><p>não, ocorrem por meio de reações químicas.</p><p>Vamos reagir a esse tema, produzindo conhecimento! Bons estudos!</p><p>Ponto de Chegada</p><p>Olá, estudante! Para desenvolver a competência dessa unidade, que é compreender os principais conceitos de</p><p>equações, reações químicas e cálculos estequiométricos, você deve primeiramente entender o que são</p><p>reações químicas e qual a forma que podem ser corretamente descritas, levando em consideração os</p><p>coeficientes estequiométricos.</p><p>Uma reação química por ser definida pelo processo de transformação química de moléculas em outras,</p><p>descrita por uma equação que contém as informações necessárias do processo químico ocorrido, chamada</p><p>de equação química. Essa equação é construída através da representação simbólica dos processos químicos,</p><p>em que os compostos iniciais (reagentes) são colocados à esquerda e o resultado da reação (produto),</p><p>colocado à direita.  Uma seta indica a direção do processo químico que está ocorrendo. Dessa forma, uma</p><p>representação genérica de equação química é apresentada em (1).</p><p>Na construção da equação, os símbolos químicos são utilizados para indicar os participantes da reação e as</p><p>condições específicas para que ela ocorra. Já os números são utilizados para representar quantidade de</p><p>matéria envolvida no processo (chamado coeficiente estequiométrico).</p><p>Utilizar as leis ponderais auxilia no processo de equacionamento e balanceamento das equações. Dentre as</p><p>leis existentes, as duas mais importantes são conhecidas por: Lei de Lavoisier (também chamada de Lei da</p><p>Conservação das Massas) e Lei de Proust (também chamada de Lei das Proporções Constantes). Vamos</p><p>entender a definição de cada uma delas:</p><p>Lei de Lavoisier: em uma reação</p>