1° Série – Quarto Bimestre

Aula 19

Semana 

Equação química

Os reagentes são como ingredientes em uma receita de bolo e é claro que o produto será o bolo quando estiver pronto.

A equação química é a forma de se descrever uma reação química. Os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos no lado direito.

Exemplo: a reação de síntese da amônia.

Ao analisar a reação nota-se que uma molécula nitrogênio (N2) reage com 3 moléculas de hidrogênio (H2) para formar 2 moléculas de amônia (NH3).

Lei de Lavoisier ( Lei da conservação das massas)

Num sistema fechado, quando duas ou mais substâncias reagem entre si, a massa total dos produtos é igual a soma das massas das substâncias reagentes.

“Na natureza nada se cria, nada se perde; tudo se transforma”

Massa dos reagentes = Massa dos produtos

Exemplos:

1) Considerando um sistema fechado a reação química:

Temos 5g de A e 10g de B, a massa total dos reagente é 15g.

De acordo com a lei de Lavoisier a massa total dos produtos será 15g.

2) Se em uma reação:

Massa de A = 10g

Massa de B = 30g

Massa de D = 12g

Qual é a massa de C?

De acordo com a lei de Lavoisier:

“massa dos reagentes = massa dos produtos”

Massa dos reagentes = A + B = 10g + 30g =40g

Massa dos produtos = C + D = C + 12g

40g = C + 12g

C = 28g

Lei de Proust

As massas dos reagentes e as massas dos produtos que participam de uma reação obedecem sempre a uma proporção constante. Essa proporção é característica de cada reação, isto é, independe da quantidade de reagentes utilizados.

Exemplo:

1) Para a reação entre o hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:

Hidrogênio(g) Oxigênio(g) Água(g)
10 80 90
2 16 18
1 8 9
0,4 3,2 3,6

Observa-se que a massa do produto é igual à soma da massa dos reagentes, o que concorda com a Lei de Lavoisier.

As massas dos reagentes e dos produtos que participam de uma reação química podem ser diferentes, mas as relações entre elas são sempre constantes, Consequências da Lei de Proust, como pode ser conferido na tabela abaixo:

mO/mH = massa do oxigênio dividido pela massa do hidrogênio.

mágua/mH = massa da água dividido pela massa do hidrogênio.

mágua/m= massa da água dividido pela massa do oxigênio.

Lei de G-Lussac

“Os volumes de todas as substâncias gasosas envolvidas em um processo químico estão entre si em uma relação de números inteiros e simples, desde que medidos à mesma temperatura e pressão”.

1 L de H2   +   1 L de Cl2 =  2 L de HCl

Relação de números inteiros e simples: 1:1:2

Cabe aqui observar que nem sempre a soma dos volumes dos reagentes é igual à dos produtos. Isso quer dizer que não existe lei de conservação de volume, como ocorre com a massa.

10 L de H2   +   5 L de O2  =  10 L de H2O

Relação de números inteiros e simples: 10:5:10,que pode ser simplificada por 2:1:2

Nas CNTP, o volume molar é igual a 22,4 L/mol.

Exemplo:

1) A reação de síntese da amônia, considerando a temperatura e a pressão constante.

Nota-se que para a reação ocorrer é necessário 1L de N2 3L de H2 para formar 2L de NH3 ( amônia).

Aula 20

Balanceamento por tentativa

No balanceamento, os coeficientes devem estar corretamente indicados, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente. Respeitando a Lei de Lavoisier que enuncia sobre as reações químicas realizadas em sistema fechado, onde as massas dos produtos é igual as massas dos reagentes. Se a equação não estiver balanceada, não estará respeitando o fato de os átomos se conservarem.

De forma prática, realizar o balanceamento de uma equação química é igualar a quantidade dos átomos dos elementos presentes nos reagentes com a quantidade desses mesmos átomos dos elementos presentes nos produtos.

O recurso que utilizamos para realizar o balanceamento de uma equação química é a utilização de números inteirosdenominados de coeficientes, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente. Convencionalmente, sempre utilizamos os menores números inteiros possíveis. Veja a representação a seguir:

 

Exemplo, para se formar uma molécula de água:

Os números em vermelhos,são os coeficientes, e indicam que para se forma uma molécula de água é necessário se ter 1 molécula de Hidrogênio (1 H2) e meia molécula de Oxigênio (1/2 O2 )

Quando escrevemos uma equação química, ela deve estar corretamente balanceada, ou seja, os coeficientes devem estar corretamente indicados. Caso contrário, não estará observando o fato de os átomos se conservarem e com a proporção errada a reação não ocorerá.

Uma forma de se balancear uma reação química é pelo método de tentativas, que constitui dar valores arbitrários aos coeficientes estequiométrico de modo a tentar igualar os números de átomos dos reagentes e dos produtos.

Exemplo:

A combustão do etanol (C2H6O), álcool combustível, produz gás carbônico e água. A reação está representada a seguir:

Vamos analisar o número  de átomos nos reagente e nos produtos:

Nota-se que os números dos átomos carbonos dos reagentes (CR) e dos carbonos dos produtos (CP) são diferentes, e o mesmo se nota nos hidrogênios dos produtos (HP) e dos reagentes (HR).

Para que a reação ocorra é necessário fazer o balanceamento ( obs: sempre deixe o Oxigênio para ser balanceado no final ).

– Vamos fazer por etapas;

1°) Balancear o Carbono

– Observe que nos reagentes temos 2 Carbonos e nos produtos temos 1 Carbono, como podemos igualar:

2 C = x 1C

– Qual valor multiplicado por 1 dará 2? (sempre o coeficiente menor é multiplicado)

x = 2

O valor de “X” será o coeficiente do carbono do produto

Agora vamos balancear o hidrogênio

2°) Balancear o Hidrogênio

– Observe que temos 6 Hidrogênios no reagentes e 2 Hidrogênios nos produtos

– Qual valor multiplicado por 2 dará 6 ? (sempre o coeficiente menor é multiplicado)

6H = y2H

y = 3

O valor de “y” será o coeficiente do hidrogênio do produto.

ATENÇÃO: Note que a quantidade de oxigênio foi alterada devido ao balanceamento dos produtos, agora temos:

Se colocarmos um coeficiente no C2H6O vai ser alterado toda a reação então o coeficiente é colocado no O2

3°) – Então qual valor multiplicado por 2 dará 6 ? ( lembrando que já se tem um Oxigênio no C2H6O)

2z = 6

Z = 3 coeficiente do O2

Agora vamos ver se o balanceamento esta correto:

 

Os números dos átomos dos produtos e dos reagentes estão iguais, com isso a reação está balanceada.

Balanceamento resumido

Como o balanceamento de equações é feito sempre por tentativa, não existem regras específicas que nos ajudem. Todavia, algumas orientações podem ser úteis. 

1º Sempre iniciar o balanceamento pela maior fórmula. Entende-se como maior fórmula aquela que apresenta a maior quantidade de átomos.

2º Escolher os elementos que aparecem uma única vez nos reagentes e uma única vez nos produtos

3º Escolher o elemento que as quantidades NÃO são iguais nos reagentes e produtos

4º Se no 2º passo ainda houver elementos bons para que se possa trabalhar o balanceamento, o ideal é dar prioridade para os elementos cujas quantidades NÃO SÃO NÚMEROS MÚLTIPLOS DOS REAGENTES e PRODUTOS

5º Dar sequência ao balanceamento por elementos que já estão definidos, ou seja balanceados, seja no reagente ou no produto

Vamos utilizar um bom exemplo com o Carbono e o  Ácido nítrico  que reagem para formar gás carbônico, óxido nítrico e água. Mesmo sendo uma reação de óxido-redução, é possível determinar seus coeficientes.

C + HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 O

Bem, seguindo as nossas dicas , iremos analisar o primeiro passo:

C + HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 O

Podemos descartar o Oxigênio de imediato, já que ele se repete várias vezes no produto.

Todos os outros C, H e N aparecem 1 única vez tanto nos reagentes como nos produtos porém temos que começar por apenas um deles.

Segundo passo:

Observando a quantidade de átomos de C no reagente, percebemos que é a mesma no produto, portanto não nos serve para começar e da mesma maneira o N com 1 átomo no reagente e 1 átomo no produto. Então percebemos o H que tem 1 átomo no reagente e 2 átomos no produto. Finalmente encontramos por quem iremos começar.

Se dois átomos de hidrogênio saem , dois átomos deverão entrar e portanto :

C + 2 HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 O

O terceiro e quarto passo serão definidos a seguir :

Quando adicionamos o número 2 como coeficiente, deve-se lembrar que acabou de ser alterada a quantidade de Nitrogênio (N)  e de Oxigênio (O). Então agora temos entrando como reagente 2 átomos de N e 2 átomos de O, que estabelecendo as proporções e Leis de Lavoisier, deverão sair também recombinados nos produtos. Então, já podemos adicionar o coeficiente 2 à molécula de óxido nítrico (NO 2 )

C + 2 HNO 3 à CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Agora pense um pouco. Como temos 6 átomos de Oxigênio entrando deverão sair em quantidade igual. Porém em nossos produtos temos 3 moléculas que tem o átomo de O, e quando completamos o óxido nítrico com o coeficiente 2, temos aí 4 átomos de Oxigênio só nessa molécula que somados a molécula de d’água, totalizam 5 átomos de Oxigênio. Pergunta-se o que será feito com o átomo que se encontra na molécula de gás carbônico que nos demonstra 2 átomos e que se somados aos outros átomos de oxigênio dos produtos, totalizam 7 átomos ?

C + 2 HNO 3 à CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Fácil, adicionamos o coeficiente 1/2  na molécula que tem o CO 2  onde temos o Carbono, para balanceá-lo. Se multiplicarmos 1/2 . 2 = 1.

C + 2 HNO 3 à 1/2 CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Resolvido o problema do Oxigênio, vamos pensar no átomo de Carbono que ficou com 1/2 átomo no produto. Resolveremos introduzindo o mesmo coeficiente no reagente, balanceando por final o Carbono.

1/2 C + 2 HNO 3 à 1/2 CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Se você necessitar que a resolução seja em números inteiros, transforme-os. Se o denominador é o número 2, multiplique tudo por 2 e pronto.

Em uma reação química os números colocados antes da fórmula de cada substância, seja reagente ou produto, são chamados de coeficientes estequiométricos ou simplesmente, coeficientes. Estes informam a proporção entre as quantidades em mols dos participantes de uma dada reação química.

Exercícios Balanceamento
1) As equações a seguir são de reações de deslocamento entre ametais, e não estão balanceadas, então forneça os coeficiente que tornem as equações
balanceadas.
a) Cl2 + HI → HCl + I2
b) F2 CaCl → CaF2 + Cl2
c) Br2 + H2S → HBr + S8

2) Forneça os coeficientes que torne a equações balanceadas.
a) Na2O + HCl  → NaCl + H2O
b) SO2 + NaOH  → Na2SO3 + H2O
c) N2O4 + H2O  → HNO2 + HNO3

3) complete as equações químicas com os coeficiente que faltam para balancear a equação.
a) 1 CaH2 + __ H2O  → __ Ca(OH)2 + 2 H2
b) __ CH2O + 1 O2  → __ CO2 + 1 H2O
c) __ C4H8O2 + __ O2  → 4 CO2 + __ H2O
d) ___ (NH4)3PO4 + 3 BaBr2  → 1 Ba3(PO4)2 + ___ NH4Br

Aula 21

Estequiometria

Se em uma reação química é conhecido a quantidade de reagente (ou reagentes) pode-se calcular a quantidade de produtos formados.

Se em uma reação química a quantidade de produto formado (ou produtos) é conhecida pode se calcular a quantidade de regentes consumidos.

Em geral, as reações químicas combinam proporções definidas de compostos químicos. Já que a matéria não pode ser criada ou destruída, a quantia de cada elemento deve ser a mesma antes, durante e após a reação, ou seja, a quantidade de produtos tem que ser iguais às quantidades de reagentes. E  a estequiometria é o cálculo da quantidade de reagentes e produtos da reação, baseado nas leis das reações químicas.

 

Regra geral para a estequiometria

 Escrever a equação química do processo.

 Fazer o balanceamento da  equação química.

 Montar as proporções baseando-se nos dados e nas perguntas do problema.

Utilizar regras de três para chegar à resposta.

 

Exemplos

1) A reação de formação da água é:

– Qual a quantidade em grama de oxigênio e de hidrogênio necessário para se ter 72g de H2O?

 

 Montar a reação química

 Balancear a equação

 

 montar as proporções

 fazer regra de 3

Para se ter 72g de água será preciso reagir 8g de hidrogênio com 64g de Oxigênio.

Fonte: https://quimik.webnode.com.br

Aula 21

Semana 

SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 5   QUANTIDADE DE MATÉRIA E SUA UNIDADE (MOL)

Mol

É usado para relacionar a quantidades de matérias, de substâncias. Seu uso é comum para simplificar representações de proporções químicas e no cálculo de concentração de substâncias.

Podemos fazer uma analogia com a “dúzia” que também é utilizada para descrever quantidades.

Exemplo:

Se eu falar que tenho uma dúzia de balas, eu terei 12 balas. Com o mol é a mesma idéia só que o valor não será 12(doze), mas uma quantidade de 6,022×1023 do que estiver sendo relacionado.

Simplificando
1 dúzia = 12 quantidades
1mol  = 6,022×1023quantidades

Então Se em vez de eu dizer que tenho uma dúzia de balas eu falar que tenho 1(um) mol de bala, quer dizer que eu tenho 6,022×1023 balas,Para se calcular a quantidade de mol de uma molécula usa-se a seguinte formula:

Exemplos:

1) Tenho 60g de água (H2O), qual a quantidade de mols?

Primeiramente tem que se calcular a massa molecular da água:

H = 1u

O = 16u

Então a massa molecular vai ser: 2x(1u) + (16u) = 18u

Colocando esse valor na formula, teremos:

Massa molar

Está relacionada com a constante de Avogadro, e o seu valor numérico é o mesmo que a massa molecular, mas a unidade passa a ser gramas por mol (g/mol).

Exemplo:

1) A massa molecular da glicose (C6H12O6) é de 179,04u, qual é a sua massa molar?

Como a massa molar e a molecular tem o mesmo valor, o que vai mudar é a unidade, ou seja, a massa molar será de 179,04g/mol

Significa que para se ter 1 mol de glicose é preciso 179,04g.

Constante de Avogadro

Pela definição, pode-se concluir que 1 mol de qualquer elemento terá sempre o mesmo número de partículas. Esse número é denominado constante de Avogadro (NA) que, com aproximação de 4 dígitos, é igual a 6,022 1023 partículas por mol.

Exercícios

1) Em 72g de água qual a quantidade de mol?

2) Se tem 400g de NaOH qual é a quantidade de mol?

3) Sabe-se que a massa atômica de um elemento Z é igual a 240 u e sua se tem 38,4 g deste elemento, então qual será a quantidade de mol?
a) (  ) 0,166
b) (  ) 0,10
c) (  ) 16
d) (  ) 0,16
e) (  ) 166

4) uma dúzia corresponde a 12 unidades e 1 Mol corresponde á:
a) (  ) 1000000 unidades
b) (  ) 6,023 x1023 unidades
c) (  ) 6,023×1063 unidades
d) (  ) 8,023×1023 unidades

Aula 21

Semana 

SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 6 PREVISÃO DAS QUANTIDADES DE REAGENTES E DE PRODUTOS NAS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS

Nesta Situação de Aprendizagem, você terá condições de prever, nas transformações químicas,
as quantidades de reagentes a ser utilizadas e as de produtos a ser obtidas. Nas indústrias, esse cálculo
é essencial para não haver desperdício de matéria-prima e para prever quanto será produzido
na transformação.
Atividade 1 – Prevendo quantidades envolvidas nas transformações químicas:
relação entre massa e quantidade de matéria
Exercícios em sala de aula
1. Observe a representação da combustão do gás hidrogênio (H2) e complete a tabela, indicando o
nome das substâncias e a quantidade de matéria, em mol, de cada uma delas.

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)

Nome das substâncias

Quantidade de matéria em mol 2 mol

2. Observe novamente a equação anterior, considerando a proporção entre reagentes e produtos, e
responda:
a) Se pretendermos obter 8 mol de água, qual deverá ser a quantidade de matéria utilizada,
em mol, de gás hidrogênio? E a de gás oxigênio?
b)Ao utilizarmos 6 mol de gás hidrogênio, qual será a quantidade de matéria necessária,
em mol, de gás oxigênio? Que quantidade de matéria, em mol, de água será formada?

Balanceamento de equações químicas

Balanceamento de equações químicas

A maneira de representar uma reação química é denominada equação química.

Os números que indicam a proporção entre as quantidades de moléculas, numa equação química, são chamados de coeficientes ou coeficientes estequiométricos.

Observe a decomposição da água:

2H2O à 2H2 + O2

Nesta equação, o coeficiente da água é 2, o do hidrogênio é 2 e o do oxigênio é 1 e não o vemos porque não há necessidade de ser escrito.

Essa equação pode ser lida da seguinte maneira: Duas moléculas de água reagem para formar duas moléculas de hidrogênio e uma de oxigênio.

Lembre-se  que o que vem antes da seta chama-se reagente e depois da seta os produtos:

     REAGENTES  à  PRODUTOS 

Os reagentes são como ingredientes em uma receita de bolo e é claro que o produto será o bolo quando estiver pronto.

No balanceamento, os coeficientes devem estar corretamente indicados, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente. Respeitando a Lei de Lavoisier que enuncia sobre as reações químicas realizadas em sistema fechado, onde as massas dos produtos é igual as massas dos reagentes. Se a equação não estiver balanceada, não estará respeitando o fato de os átomos se conservarem.

De forma prática, realizar o balanceamento de uma equação química é igualar a quantidade dos átomos dos elementos presentes nos reagentes com a quantidade desses mesmos átomos dos elementos presentes nos produtos.

O recurso que utilizamos para realizar o balanceamento de uma equação química é a utilização de números inteirosdenominados de coeficientes, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente. Convencionalmente, sempre utilizamos os menores números inteiros possíveis. Veja a representação a seguir:

Como o balanceamento de equações é feito sempre por tentativa, não existem regras específicas que nos ajudem. Todavia, algumas orientações podem ser úteis. 

1º Sempre iniciar o balanceamento pela maior fórmula. Entende-se como maior fórmula aquela que apresenta a maior quantidade de átomos.

2º Escolher os elementos que aparecem uma única vez nos reagentes e uma única vez nos produtos

3º Escolher o elemento que as quantidades NÃO são iguais nos reagentes e produtos

4º Se no 2º passo ainda houver elementos bons para que se possa trabalhar o balanceamento, o ideal é dar prioridade para os elementos cujas quantidades NÃO SÃO NÚMEROS MÚLTIPLOS DOS REAGENTES e PRODUTOS

5º Dar sequência ao balanceamento por elementos que já estão definidos, ou seja balanceados, seja no reagente ou no produto

Vamos utilizar um bom exemplo com o Carbono e o  Ácido nítrico  que reagem para formar gás carbônico, óxido nítrico e água. Mesmo sendo uma reação de óxido-redução, é possível determinar seus coeficientes.

C + HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 O

Bem, seguindo as nossas dicas , iremos analisar o primeiro passo:

C + HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 O

Podemos descartar o Oxigênio de imediato, já que ele se repete várias vezes no produto.

Todos os outros C, H e N aparecem 1 única vez tanto nos reagentes como nos produtos porém temos que começar por apenas um deles.

Segundo passo:

Observando a quantidade de átomos de C no reagente, percebemos que é a mesma no produto, portanto não nos serve para começar e da mesma maneira o N com 1 átomo no reagente e 1 átomo no produto. Então percebemos o H que tem 1 átomo no reagente e 2 átomos no produto. Finalmente encontramos por quem iremos começar.

Se dois átomos de hidrogênio saem , dois átomos deverão entrar e portanto :

C + 2 HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 O

O terceiro e quarto passo serão definidos a seguir :

Quando adicionamos o número 2 como coeficiente, deve-se lembrar que acabou de ser alterada a quantidade de Nitrogênio (N)  e de Oxigênio (O). Então agora temos entrando como reagente 2 átomos de N e 2 átomos de O, que estabelecendo as proporções e Leis de Lavoisier, deverão sair também recombinados nos produtos. Então, já podemos adicionar o coeficiente 2 à molécula de óxido nítrico (NO 2 )

C + 2 HNO 3 à CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Agora pense um pouco. Como temos 6 átomos de Oxigênio entrando deverão sair em quantidade igual. Porém em nossos produtos temos 3 moléculas que tem o átomo de O, e quando completamos o óxido nítrico com o coeficiente 2, temos aí 4 átomos de Oxigênio só nessa molécula que somados a molécula de d’água, totalizam 5 átomos de Oxigênio. Pergunta-se o que será feito com o átomo que se encontra na molécula de gás carbônico que nos demonstra 2 átomos e que se somados aos outros átomos de oxigênio dos produtos, totalizam 7 átomos ?

C + 2 HNO 3 à CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Fácil, adicionamos o coeficiente 1/2  na molécula que tem o CO 2  onde temos o Carbono, para balanceá-lo. Se multiplicarmos 1/2 . 2 = 1.

C + 2 HNO 3 à 1/2 CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Resolvido o problema do Oxigênio, vamos pensar no átomo de Carbono que ficou com 1/2 átomo no produto. Resolveremos introduzindo o mesmo coeficiente no reagente, balanceando por final o Carbono.

1/2 C + 2 HNO 3 à 1/2 CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Se você necessitar que a resolução seja em números inteiros, transforme-os. Se o denominador é o número 2, multiplique tudo por 2 e pronto.

  1. 1/2 C + 2.2HNO 3 à 2.1/2 CO 2 + 2.2 NO 2 + 2.1 H 2 O                                                                                           Teremos o seguinte :
  2. 1C + 4 HNO 3 à  1 CO 2 + 4 NO 2 + 2  H 2 O , como o coeficiente 1 não tem necessidade de ser escrito:    C + 4 HNO 3 à  CO 2 + 4 NO 2 + 2  H 2 O

Exemplos de balanceamento

A) C2H6O + O2 → CO2 + H2O

A maior fórmula é o C2H6O (possui nove átomos). Por isso, ela recebe o coeficiente 1.

1 C2H6O + O2 → CO2 + H2O

Assim, concluímos que ela possui dois átomos de carbono (multiplicamos a quantidade 2 da fórmula pelo coeficiente). Agora, para igualar a quantidade de átomos de carbono no reagente e no produto, colocamos o coeficiente 2 na fórmula onde o carbono aparece no produto.

1 C2H6O + 2 O2 → 2 CO2 + H2O

Depois, voltamos à fórmula inicial e observamos que nela o hidrogênio apresenta seis átomos (6 vezes 1). Por isso, nos produtos, na fórmula onde está o hidrogênio, colocamos o coeficiente 3, porque 3 vezes 2 resulta em 6.

1 C2H6O + O2 → 2 CO2 + 3 H2O

Observação: Não foi analisado o oxigênio anteriormente porque ele aparece em mais de uma fórmula no produto e no reagente. Sempre que isso acontecer, ele ficará por último. Isso também pode acontecer com outro elemento.

Para finalizar, falta o coeficiente no O2. Vamos tomar como referência a quantidade do oxigênio no produto porque todas as fórmulas possuem coeficiente. No produto, há sete átomos de oxigênio (2.2 + 3.1), logo, deve haver sete no reagente. É visível que já existe um átomo na fórmula do C2H6O; assim, basta colocar o coeficiente 3 (3 vezes o 2 do O2 resultará em 6 átomos). Somando os seis átomos com 1 do 1 C2H6O, teremos os sete.

1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O

B) Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2

A maior fórmula é o Na2CO3 por ter seis átomos. Por isso, ela recebe o coeficiente 1.

1 Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2

Analisando a equação, percebemos que ela apresenta dois átomos de sódio (multiplicamos a quantidade 2 da fórmula pelo coeficiente). Assim, vamos até a fórmula em que o sódio aparece no produto (NaCl) e colocamos o coeficiente 2, haja vista que 2 vezes o número de átomos na fórmula igualará a quantidade de átomos de sódio no reagente e no produto.

1 Na2CO3 + HCl → 2 NaCl + H2O + CO2

Ainda analisando a primeira fórmula, vemos que ela tem um átomo de carbono, que é exatamente a quantidade de carbono na fórmula do produto. Assim, a fórmula do produto recebe o coeficiente 1.

1 Na2CO3 + HCl → 2 NaCl + H2O + 1 CO2

Nessa reação, temos oxigênio no reagente apenas na fórmula em que foi iniciado o balanceamento. Nessa fórmula, há 3 oxigênios (vezes 1 do coeficiente). Por isso, nesse exemplo, podemos trabalhar com o oxigênio antes de terminar o balanceamento. Como no produto temos 2 oxigênios no CO2 e 1 no H2O, o H2O deverá receber obrigatoriamente o coeficiente 1.

1 Na2CO3 + HCl → 2 NaCl + 1 H2O + 1 CO2

Para finalizar, vamos colocar o coeficiente 2 na frente do HCl para igualar as quantidades nos produtos e reagentes.

1 Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + 1 H2O + 1 CO2

 Fe2(CO3)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O + CO2

A maior fórmula é o Fe2(CO3)3 por ter 14 átomos. Por isso, ela recebe o coeficiente 1.

1 Fe2(CO3)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O + CO2

Como há dois átomos de ferro (2.1), na fórmula em que há o ferro no produto, colocamos o coeficiente 1, pois nela já existem dois átomos desse elemento.

1 Fe2(CO3)3 + H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + H2O + CO2

Retornando à fórmula inicial, vemos que ela possui três átomos de carbono (3.1.1, respectivamente 3 dos parênteses, 1 da fórmula e 1 do coeficiente). Assim, na fórmula em que há o carbono no produto, colocamos o coeficiente 3, pois nela há apenas 1 átomo de carbono.

1 Fe2(CO3)3 + H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + H2O + 3 CO2

O próximo a ser observado é o enxofre (S), pois o oxigênio aparece em várias fórmulas, e a fórmula em que o enxofre está no produto já recebeu o coeficiente 1. Nessa fórmula, observamos que existem três átomos de enxofre (3.1.1, respectivamente 3 dos parênteses, 1 da fórmula e 1 do coeficiente), assim, na fórmula em que esse elemento está no reagente, colocamos o coeficiente 3.

1 Fe2(CO3)3 + 3 H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + H2O + 3 CO2

Para finalizar, basta colocar o coeficiente 3 no H2O para que a quantidade de hidrogênio se iguale com a do reagente (seis átomos – 3.2).

1 Fe2(CO3)3 + 3 H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + 3 H2O + 3 CO2

Observação: Se o coeficiente 1 não for o ideal para iniciar o balanceamento, poderá ser utilizado qualquer outro número. Vale ressaltar que números fracionários também podem ser utilizados como coeficientes caso haja necessidade.

D) C + O2 → CO

Para balancear a equação, basta posicionarmos o coeficiente ½ no O2, pois ½ vezes 2 é igual a 1 (que é a quantidade do produto).

C + 1O2 → CO
2

EXERCÍCIOS BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES

A) C2H6O +  O2   →    CO2  +  H2O

B) Na2CO3 +  HCl     →   NaCl  +  H2O  +  CO2

C) C6H12O6    →  C2H6O  +  CO2

D) C4H10 +  O2      →      CO2  +  H2O

E) FeCl3 +  Na2CO3    →    Fe2(CO3)3  +  NaCl

F) NH4Cl +  Ba(OH)2     →       BaCl2  +  NH3  +  H2O

G) Ca(OH)2 +  H3PO4     →    Ca3(PO4)2  +  H2O

H) Fe2(CO3)3 +  H2SO4   →     Fe2(SO4)3  +  H2O  +  CO2

I) Na2O +  (NH4)2SO4  →    Na2SO4  +  H2O  +  NH3

J) FeS2 +  O2   →   Fe2O3  +  SO2

K)      2 [ 2 NH3 +  2,5 O2   →     2 NO  + 3 H2O]

L) KMnO4 +  H2SO4    →  Mn2O7  +  K2SO4  +  H2O

M) CS2 +  O2    →      CO2  +  SO2

N) H3PO4 +  CaO   →     Ca3(PO4)2  +  H2O

O) Na2CO3 +  H3PO4   →     Na3PO4  +  H2O  +  CO2

P) KMnO4  →  K2MnO4  +  MnO2  +  O2

Q) Na +  KNO3       →     Na2O  +  K2O  +  N2

R) Ni(CO)4  →   Ni  +  CO

S) CaC2 +  H2O    →      C2H2  +  CaO

QUESTÕES DE VESTIBULAR

01 (FUVEST) A decomposição térmica de 1 mol de dicromato de amônio é representada pela equação:

(NH4)2Cr2O7     →    N2  +  CrxOy  +  z H2O

Os valores de x, y e z são, respectivamente:

  1. a) 2, 3 e 4
  2. b) 2, 7 e 4
  3. c) 2, 7 e 8
  4. d) 3, 2 e 4
  5. e) 3, 2 e 8

02 (ESAL/MG) A equação química:

Mg(OH)2  +  x HCl              →                MgCl2  +   H2O

fica estequiometricamente correta se x for igual a:

  1. a) 1
  2. b) 2
  3. c) 3
  4. d) 4
  5. e) 5

03 (PUCCAMP) Num “sapato de cromo”, o couro é tratado com um banho de “licor de cromo”, preparado através da reação representada pela equação:

Na2Cr2O7  +  x SO2  +  H2O          →        y Cr(OH)SO4  +  Na2SO4

Depois de balanceada com os menores coeficientes inteiros possíveis, ela apresenta:

                x             y

  1. a) 3 2
  2. b) 2 3
  3. c) 2 2
  4. d) 3 3
  5. e) 2 1

04 (UNIP/SP) A soma dos menores coeficientes inteiros que balanceiam a equação:

Cl2  +  NH3   →     N2H4  +  NH4Cl      é

  1. a) 4
  2. b) 15
  3. c) 21
  4. d) 8
  5. e) 6

 

 

05 (OSEC/SP) A soma dos coeficientes da equação abaixo é igual a

Br2  +  KOH   →   KBrO3  +  KBr  +  H2O

  1. a) 13
  2. b) 20
  3. c) 19
  4. d) 15
  5. e) 18

 

 

(UFC/2007) Alguns compostos químicos são tão instáveis que sua reação de decomposição é explosiva. Por exemplo, a nitroglicerina se decompõe segundo a equação química abaixo:

x C3H5(NO3)3 (l) –>   y CO2 (g) + z H2O (l) + w N2 (g) + k O2 (g)

A partir da equação, a soma dos coeficientes x + y + z + w + k é igual a:
A) 11
B) 22
C) 33
D) 44
E) 55

 

 

Resolução:
Após balanceamento, a equação fica assim representada:
4 C3H5(NO3)3 (l) –>   12 CO2 (g) + 10 H2O (l) + 6 N2 (g) + 1 O2 (g)

Logo, a soma será 33.
Resp.: C

 

GABARITOS

 

  1. A) 1, 3, 2, 3 K)           4, 5, 4, 6
  2. B) 1, 2, 2, 1, 1 L)            2, 1, 1, 1, 1
  3. C) 1, 2, 2 M)          1, 3, 1, 2
  4. D) 2, 13, 8, 10 N)           2, 3, 1, 3
  5. E) 2, 3, 1, 6 O)           3, 2, 2, 3, 3
  6. F) 2, 1, 1, 2, 2 P)            2, 1, 1, 1
  7. G) 3, 2, 1, 6 Q)           10, 2, 5, 1, 1
  8. H) 1, 3, 1, 3, 3 R)           1, 1, 4
  9. I) 1, 1, 1, 1, 2 S)            1, 1, 1, 1
  10. J) 4, 11, 2, 8

 

01 A       02 D       03 A       04 D       05 E

Aula 21

Semana 

Reações Químicas

As Reações Químicas são o resultado de ações entre substâncias que geralmente formam outras substâncias.

Assim, as moléculas presentes nessas substâncias sofrem alterações gerando novas moléculas. Por sua vez, os átomos dos elementos permanecem inalterados.

Classificação das reações

As reações químicas (com presença de substâncias reagentes resultantes) são classificadas de quatro maneiras, a saber:

  • Reações de Síntese ou Adição (A+B → AB): corresponde a reação entre duas substâncias reagentes gerando uma mais complexa, por exemplo: C + O2 → CO2.
  • Reações de Análise ou de Decomposição (AB → A+B): corresponde a reação onde uma substância reagente se divide em duas ou mais substâncias simples, por exemplo: 2HGO → 2HG + O2. Essa decomposição pode ocorrer de três maneiras: pirólise (decomposição do calor), fotólise (decomposição da luz) e eletrólise(decomposição da eletricidade).
  • Reações de Deslocamento ou de Substituição ou de Simples Troca (AB+C → AC+B ou AB+C → CB+A): corresponde a reação entre uma substância simples e outra composta, levando à transformação da substância composta em simples, por exemplo: Fe + 2HCL → H2 + FeCl2.
  • Reações de Dupla-Troca ou de Dupla Substituição (AB+CD → AD+CB): correspondem as reações entre duas substâncias compostas que permutam entre si os elementos químicos, gerando duas novas substâncias compostas, por exemplo: NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.

Quando Ocorre uma Reação Química?

Dependendo da condição de temperatura, concentração de substâncias e do contato entre elementos químicos envolvidos, as reações químicas podem ocorrer de maneira rápida ou lenta

As reações gasosas, por exemplo, são rápidas. No entanto, as reações entre elementos líquidos e sólidos são lentas.

Sendo assim, uma reação química ocorre quando duas ou mais substâncias entram em contato, as quais reagem resultando uma nova substância. Para que ela ocorre, os reagentes presentes nas reações químicas devem ter afinidade química para reagirem.

Note que as reações químicas endotérmicas absorvem energia, posto que a energia química dos reagentes é menor que a dos produtos.

As reações químicas exotérmicas, por sua vez, liberam energia, pois a energia química dos reagentes é maior que a dos produtos.

Saiba mais em Reações Endotérmicas e Exotérmicas e Entalpia.

As reações de oxirredução ocorrem entre metais (tendência para ceder elétrons) e não-metais (tendência para receber elétrons). Como exemplo podemos citar a oxidação(ferrugem) que surgem nos metais com o passar do tempo.

Nesse sentido, vale lembrar que a maioria das reações químicas ocorrem entre substâncias de caraterísticas opostas. Por exemplo: substâncias de caráter oxidante e redutor ou as substâncias de caráter ácido e básico.

Por sua vez, as reações que não são de oxirredução podem ocorrer de três maneiras e geralmente são reações de dupla troca:

  • Quando um dos produtos for menos solúvel que os reagentes, por exemplo, entre o cloreto de sódio (NaCl) e o nitrato de prata (AgNO3): NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
  • Quando um dos produtos for mais volátil que os reagentes, por exemplo, entre o cloreto de sódio (NaCl) e o ácido sulfúrico (H2SO4): 2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl
  • Quando um dos produtos for menos ionizável que os reagentes, por exemplo, entre o ácido clorídrico (HCl), composto ionizável, e o hidróxido de sódio (NaOH), composto iônico, o qual resulta num composto iônico (sal) e um composto molecular (água): HCl + NaOH → NaCl + H2O

 

 

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bbraga

Sobre bbraga

Atuo como professor de química, em colégios e cursinhos pré-vestibulares. Ministro aulas de Processos Químicos Industrial, Química Ambiental, Corrosão, Química Geral, Matemática e Física. Escolaridade; Pós Graduação, FUNESP. Licenciatura Plena em Química, UMC. Técnico em Química, Liceu Brás Cubas. Cursos Extracurriculares; Curso Rotativo de química, SENAI. Operador de Processo Químico, SENAI. Curso de Proteção Radiológica, SENAI. Busco ministrar aulas dinâmicas e interativas com a utilização de Experimentos, Tecnologias de informação e Comunicação estreitando cada vez mais a relação do aluno com o cotidiano.

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