prof gesiane cabral de freitas souza reaÇÕes quÍmicas profª : gesiane

Prof Gesiane Cabral de Freitas SouzaProf Gesiane Cabral de Freitas Souza

REAÇÕES QUÍMICASREAÇÕES QUÍMICAS

• Profª : Gesiane


A química é a ciência da transformação.

Podemos dizer que toda a atividade dos

químicos consiste em estudar as

propriedades das substâncias e as

transformações químicas ou seja as

reações químicas.

1.1 - REAÇÕES DE SÍNTESE:

Reação em que duas ou mais substâncias ( simples ou

compostas ), originam uma única substância composta.

Estas reações são também conhecidas como reações de

composição ou de adição. Neste tipo de reação um único

composto é obtido a partir de dois compostos.

Vamos ver uma ilustração deste tipo de reação !


Exemplos:


Óxido básico + H2O Base

BaO + H2O Ba(OH)2

K2O + H2O 2KOH

Óxido ácido + H2O ácido

CO2 + H2O H2CO3

Cl2O5 + H2O H2Cl2O6 HClO3

Óxido básico + Óxido ácido Sal

BaO + CO2 BaCO3

K2O + Cl2O5 K2Cl2O6 KClO3


1.2 – Decomposição ou análise:

Reação em que uma única substância composta se desdobra

em outras substâncias simples ou compostas. Para que

ocorra uma reação de decomposição são utilizados agentes

físicos como:

- Calor: a reação recebe o nome de pirólise.

- Eletricidade: a reação recebe o nome de eletrólise.

- Luz: a reação recebe o nome de fotólise.

Como o próprio nome diz, este tipo de reação é o inverso da

anterior (composição), ou seja, ocorre quando a partir de um

único composto são obtidos outros compostos. Estas

reações também são conhecidas como reações de análise.

Que tal dar uma olhadinha em uma ilustração e em alguns

exemplos?


CaCO3 CaO + CO2

Exemplos:2 HCl H2 + Cl2


1.3 - Reações de deslocamento ou simples troca:

É a reação em que uma substância simples reage com uma

composta, produzindo outra substância simples e outra

composta.

Exemplo:

Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu

Estas reações são também conhecidas como reações de

substituição.

Como será que isto ocorre? Vamos ver alguns exemplos para

entender melhor estas reações.


São necessárias certas condições para que essas reações

ocorram, que veremos a seguir.


1.3.1 – Quando uma substância simples é um metal

Considere as experiências a seguir:

Colocar uma placa de cobre metálico numa solução

aquosa de AgNO3.

Colocar uma lâmina de prata numa solução aquosa

de CuNO3

Esquema :

1º caso: Cu

Ag NO3

Solução incolor

Cu

Solução azulada


2º caso:

Ag+1

Ag

Cu (NO3)2

Análise do que aconteceu:

No 1º caso verificamos que o sólido formado é a prata metálica

(Ag) e que na solução , existem cátions de cobre (Cu+2). Portanto

ocorreu uma reação química em que o cobre da lâmina passa

para a solução e a prata passa para a lâmina.

Reação ocorrida:

Cu + 2 Ag NO3 Cu (NO3)2 + 2 Ag

NADA

OCORRE !

Ag

Cu (NO3)2


A FILA DE REATIVIDADE AJUDA A EQUACIONAR REAÇÕES DE

DESLOCAMENTO

Reatividade crescente dos metais

Cs, Rb, K, Na, Li, Ba, Sr, Ca, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H,

Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

1.3.2- Quando a substância simples é um não metal

(1)

que reação ocorre? Cl2 + 2KI 2 KCl + I2 no sentido 1.

(2)

No 2º caso não houve nenhuma transformação, concluímos que

não ocorreu reação química, os átomos de prata não deslocam

os átomos de cobre.


É muito importante você saber que as leis que regem as reações de deslocamento se resumem nas filas de reatividade, dos metais e ametais. ok?

1.4 – Reações de dupla troca:

São reações em duas substâncias compostas reagem

trocando um dos seus elementos e produzindo duas novas

substâncias compostas. Vamos analisar alguns casos

dessas reações.

FILA DE REATIVIDADE DOS AMETAIS: F> O> Cl > Br> I > S


1.4.2- Quando há desprendimento de um gás : A formação de um

gás em uma reação de dupla troca é resultado da formação de

uma composto instável.

Exemplo :

Ag NO3(aq.) + Na Cl(aq.) Na NO3(aq.) + Ag Cl

(incolor) (incolor) (incolor) (precipitado branco)

1.4.1- Quando há precipitação : Quando ocorrer a formação de

uma substância insolúvel durante a reação química.

O símbolo indica precipitado.


Compostos instáveis :

H2SO3

NH4OH

H2CO3

H2O + SO2

H2O + NH3

H2O + CO2

Exemplo :

2 HCl+ Na2CO3 2NaCl + < H2CO3>

( composto instável )

H2CO3 H2O + CO2


1.4.3 - Quando há formação de um ácido volátil:

Partindo de um ácido (reagente fixo), podemos obter um

ácido volátil ( baixo ponto de ebulição ), o que é observado

pelo desprendimento de gás.

Exemplo:H2SO4 (aq.) + 2 NaCl (s) Na2SO4 (aq.) + 2 HCl(g)

1.4.4 - Quando há formação de um produto menos dissociado

( bases ou ácidos fracos ):

Exemplo:

AlCl3 (aq.) + 3 NaOH (s) Al(OH)3 (aq.) +3 NaCl

(base fraca)


CÁLCULOS QUÍMICOS E ESTEQUIOMETRIA

• Profª : Gesiane


Massa atômica, massa molecular e mol

O átomo de 12C foi escolhido como átomo padrão na construção das escalas de massas atômicas. Sua massa atômica foi fixada em 12 u.

Unidade de massa atômica (u) é a massa de

1/12 do átomo de 12C.

Massa atômica de um átomo é a massa desse átomo expressa em

u. Indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da

massa de 12C.

Massa atômica de um elemento formado por uma mistura de

isótopos é a massa média dos átomos desse elemento expressa

em u. É igual à média ponderada das massas atômicas dos

isótopos constituintes do elemento.


Isótopo MA Abundância (%)

35 Cl37Cl

34,997 u

36,975 u

75,424,6

MA do elemento cloro = 34,997 x 75,4 + 36,975 x 24,6 = 35,453 u 100


Massa molecular de uma substância é a massa da molécula

dessa substância expressa em u. Indica quantas vezes a massa

da molécula dessa substância é maior que a massa de 1/12 do

átomo de 12C.

A massa molecular de uma substância é numericamente igual à

soma das massas atômicas de todos os átomos da molécula

dessa substância.

Exemplo: H2SO4 2 x 1 = 2u

1 x 32 = 32u

4 x 16 = 64u

MM = 98u

1u = 1,66 . 10 –24 g


Quantidade de matéria: É a grandeza que fornece a quantidade, em

mols, de entidades elementares.

Mol é a unidade de quantidade de matéria ou quantidade de substância.

Mol é a quantidade de matéria (ou de substância) que contém tantas entidades elementares representadas pela respectiva fórmula, quantos são os átomos de 12C contidos em 0,012 kg de 12C.

Constante de Avogadro (antigamente chamada número de Avogadro) é o número de átomos de 12C contidos em 0,012 kg de 12C. Seu valor numérico é:

6,02 x 1023 mol -1


Exemplos:

1 mol de átomos ____________ 6,02 x 1023 átomos

1 mol de moléculas__________ 6,02 x 1023 moléculas

1 mol de íons ____________ 6,02 x 1023 íons

1 mol _____________________ 6,02 x 1023 entidades elementares.

Massa molar (M) : É a massa de substância que contém 6,02 x 1023

entidades representadas pela fórmula dessa substância. É

comumente expressa em g/mol ou g . mol-1.

A massa molar é a massa, em gramas, de um mol de qualquer

espécie (átomos, íons, moléculas, etc.)

1 mol de S = 32 g = 6,02 . 10 23 átomos de S

1 mol de H2O = 18 g = 6,02 . 10 23 moléculas de H2O


EXERCÍCIOS RESOLVIDOS:

1- Em 2 mols de H2SO4 calcule:

a) Quantidade de matéria em átomos

1 mol de H2SO4 7 mols de átomos

2 mols de H2SO4 X X = 14 mols em átomos

b) Quantidade de matéria em átomos de hidrogênio

1 mol de H2SO4 2 mols em átomos

2 mols de H2SO4 Y Y = 4 mols em átomos

c) O número de átomos

1 mol de H2SO4 7 . 6,02 .10 23 átomos

2 mols de H2SO4 Z Z = 8,4 . 10 23 átomos


Um medicamento contém 90mg de ácido acetilssalicílico (C9H8O4)

por comprimido. Quantas moléculas dessa substância há em cada

comprimido?

Número de Avogadro = 6,0 . 1023 mol-1

Massas atômicas relativas: C= 12; O= 16; H= 1,0.

1 mol de C9H8O4 180g 6,02 . 10 23 moléculas

90 . 10 -3 g X X = 3,01 . 10 10

moléculas


1- LEIS PONDERAIS

1.1 – Lei da Conservação das Massas

NA NATUREZA, NADA SE CRIA NADA SE PERDE TUDO SE TRANSFORMA (Lavoisier)

CaO + H2O Ca(OH)2

56g 18g 74g

Em um sistema fechado a massa total dos reagentes é igual ao dos produtos.


1.2 – Lei das Proporções Constantes

TODA SUBSTÂNCIA APRESENTA UMA PROPORÇÃO EM MASSA CONSTANTE NA SUA COMPOSIÇÃO. (Proust)

2H2 + O2 2 H2O

2 mols 1 mol 2 mols

4 g 32g 36g

2g 16g 18g


2- INTERPRETANDO A EQUAÇÃO QUÍMICA


3 - QUATRO PASSOS PARA REALIZARMOS O

CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

• Montar a equação balanceada da equação

• Identificar as substâncias envolvidas no cálculo

• Transformar as quantidades em mols para as grandezas dadas e pedidas na questão.

• Aplicar as leis ponderais


EXEMPLOS:

1- O carbonato de cálcio, CaCO3, é o principal componente do mármore, e sob aquecimento sofre decomposição produzindo gás carbônico, CO2 e óxido de cálcio CaO. A partir de 500 g de CaCO3 determine:

CaCO3 CaO + CO2

Dados: Ca= 40g ; O = 32g e C= 12g

a) A massa de CaO produzidaCaCO3 CaO

100g 56g

500g X X = 280 g de CaO


b) O volume de CO2 produzido nas CNTP

CaCO3 CO2

100g 22,4 L

500 g Y Y = 112 L de CO2

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