REAÇÕES QUÍMICAS REAÇÕES QUÍMICAS Profª : Gesiane

A química é a ciência da transformação 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

NADA OCORRE ! 2º caso: Cu (NO3)2 Cu (NO3)2 Análise do que aconteceu: Ag+1 Ag Cu (NO3)2 Ag Cu (NO3)2 NADA OCORRE ! 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

A FILA DE REATIVIDADE AJUDA A EQUACIONAR REAÇÕES DE DESLOCAMENTO No 2º caso não houve nenhuma transformação, concluímos que não ocorreu reação química, os átomos de prata não deslocam os átomos de cobre. 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)

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

1.4.1- Quando há precipitação : Quando ocorrer a formação de uma substância insolúvel durante a reação química. O símbolo indica precipitado. Exemplo : Ag NO3(aq.) + Na Cl(aq.) Na NO3(aq.) + Ag Cl (incolor) (incolor) (incolor) (precipitado branco) 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.

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 Cl 37Cl 34,997 u 36,975 u 75,4 24,6   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

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

1 mol de H2O = 18 g = 6,02 . 10 23 moléculas de H2O 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: 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 massa de CaO produzida CaCO3 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