Publicado por: clarc | novembro 24, 2011

QUÍMICA FÁCIL – 8 – REAÇÕES E EQUAÇÕES QUÍMICAS

REAÇÕES E EQUAÇÕES QUIMICAS

 Aquecendo o Carbonato de Cálcio sob alta temperatura ocorre sua transformação em dois outros produtos diferentes que separados e analisados foram identificados como dióxido de carbono (gás carbônico) e óxido de cal (chamado popularmente “cal virgem”). Esta experiência pode ser escrita assim:

Carbonato de cálcio (aquecido a temperatura elevada) produz  óxido de cálcio e dióxido de carbono

Esta forma longa de escrever, para reações mais complicadas torna-se  muito trabalhosa, por isso usa-se uma forma mais simplificada para representar qualquer reação química e esta forma foi denominada de “Equação Química”.. Na representação de uma equação química usam-se os símbolos químicos e as fórmulas químicas. – assuntos que já apresentamos em escrita anterior. Assim, esta reação do Carbonato de Cálcio passa ser simplificada da seguinte maneira:

                  CaCO3         ———>       CaO     +     CO2

 

 CaCO3 é o carbonato de cálcio;  CaO é o óxido de cálcio e  CO2 é o dióxido de cálcio

Reação Química é a ação mútua entre substâncias.

Equação Química  é a representação gráfica de uma reação química utilizando símbolos dos elementos químicos e fórmulas químicas das substâncias.

REPRESENTAÇÃO GERAL DE UMA EQUAÇÃO QUÍMICA -

Sejam as substâncias AB e CD reagindo e produzindo as substâncias  EF e GH.

Seja a reação química geral:  AB + CD  —->  EF  +  GH   

O primeiro membro da equação AB + CD chama-se  membro das substâncias reagentes e o segundo membro da equação EF + GH chama-se membro dos produtos obtidos.

Em todas as reações químicas o número de elementos químicos participantes das substâncias no primeiro membro deve ser igual ao número dos mesmos elementos químicos nas substâncias do segundo membro. Exemplo:

Reações do tipo:      2H2  +  O2  —->     2H2O   

Nº..de átomos de Hidrogênio  no primeiro membro H = 2×2=4  e  de   O = 2

Nº. de átomos de Hidrogênio no  segundo membro: H = 2×2=4  e de Oxigênio 2×1=2

O número 2 colocado antes da água 2H2O  é para igualar ou “ajustar” o número de Oxigênios do segundo membro com o número de Oxigênios do primeiro membro..

O número “2” colocado antes do H2  chama-se “coeficiente” e tem a função de igualar o número de Hidrogênio do primeiro membro com o número de Hidrogênio do segundo membro.

Os coeficientes são usados para “ajustar” ou “balancear” as equações obedecendo á Lei de Lavoisier que estabeleceu “a soma da massa dos reagentes é sempre igual à soma da massa dos produtos obtidos”, em outras palavras o número dos átomos dos elementos químicos no primeiro membro de uma equação é sempre igual ao número de átomos desses elementos no segundo membro da equação.

Ajustar ou balancear uma equação é o processo de fazer com que a lei de Lavoisier seja obedecida, i.e., fazer com que cada elemento químico tenha no segundo membro da equação a mesma quantidade com que figura no primeiro membro ( e vice verso).

Exercício: Ajustar a equação

                      Al(OH)3     —–>  Al2O3    +   H2O    (equação não ajustada)

Como são 2 de  Al  no segundo membro é necessário colocar um coeficiente 2 antes do Al(OH)3 para igualar a quantidade de Al dos dois lados da equação.  Com  este coeficiente fica assim,:   2Al(OH)3  ——->   Al2O3  + H2O  

Então temos no primeiro membro: 2 de Al;    2×3 = 6 de O   e    2×3 = 6 de H  

No segundo membro temos:                             2 de Al;    3+1= 4 de O   e    2 de H.

É preciso ajustar o Oxigênio e o Hidrogênio. Ajustando primeiro o Hidrogênio colocamos 3H2O no segundo membro e o H fica com 6 no primeiro e 6 no segundo membro – está ajustado.     Ajustando em seguida  o Oxigênio verificamos que ao colocar 3H2O para ajustar o H também ajustamos o  Oxigênio, que  ficou com 6 no primeiro e 6 no segundo membro, logo ficou também ajustado. E a equação ajustada fica assim:  

           2Al(OH)3   ———–>    Al2O3  +   3H2O      (equação ajustada)

   Al =2; O=6 H=6                        Al=2  O=3  H=6  O=3

                                                                      Total de O =6

Este método de ajustamento de uma equação aqui usado chama-se “das tentativas” existem outros: o “algébrico” e por “oxi-redução”, que serão vistos em próximos escritos da Química Fácil – CLARC. .

CLASSIFICAÇÃO DAS EQUAÇÕES –

As reações químicas são classificadas por suas características próprias conforme a seguir resumido e em seguida explicado.:

     Reações Químicas   são classificadas:

 -  Quanto ao sentido: reversíveis e irreversíveis

-  Quanto à velocidade de reação: bruscas e lentas

-  Quanto ao calor de reação: exotérmica e endotérmica

 - Quanto à ação dos reagentes: síntese; decomposição   simples troca;  dupla

                                                                troca. 

 

1- Quanto ao sentido: reversíveis e irreversíveis

As reações reversíveis são aquelas em que os regentes produzem novos produtos  e a partir de certo momento os produtos passam a regenerar os reagentes alcançando um equilíbrio químico quando a reação ocorre simultâneamente de um lado para o outro. Exemplo:(o pequeno triângulo representra aquecimento a alta temperatura)

CaCO3       ∆ <——–>   CaO      +      CO2      ßExemplo de reação reversível

Reações irreversíveis só se processam no sentido dos reagentes para os produtos obtidos. Exemplo: . HCl + AgNO3 —->  AgCl  + HNO3

HCl = ácido Clorídrico; AgNO3 = Nitrato de Prata; AgCl=Cloreto de Prata; HNO3= Ácido Nítrico

Para tornar uma reação reversível em irreversível basta retirar um dos produtos obtidos ou alterar algum fator influenciador (ex.: a pressão;temperatura)

.Retirando o CO2 (gás) da reação do aquecimento do CacO3 ela se torna irreversível, ficando representada assim:

                                                              /–>
CaCO3      ∆—> CaO   +         CO2         [A seta subindo indica saída do CO2 ]

Exemplo de reação irreversível:    HCl + NaOH  ——>  NaCl  +  H2O

Ácido Clorídrico  reagindo com Hidróxido de Sódio produz Cloreto de Sódio e Água.

2 – Quanto à velocidade: bruscas ou instantâneas e lentas

As reações bruscas efetuam-se  altas velocidades.

Exemplo: a reação entre o Hidrogênio e o Cloro em presença de luz, produzindo ácido clorídrico:    H+  Cl ( Luz)  —>  2HCl  (equação ajustada)

Nesta reação  a luz age como “catalizador” 

Catalisadores são substâncias  ou fatores que modificam a velocidade das reações.

Outro exemplo de reação brusca:

Pb(NO3)2  +  2NaOH    ——->    2NaNO3   +    Pb(OH)2   (equação ajustada)

Os números 2 antes do NaOH e antes do NaNO3 chamam-se coeficientes e têm a finalidade de igualar as quantidades dos elementos químicos em cada lado da equação. As substâncias antes da seta chamam-se reagentes e as depois da seta chamam-se produtos obtidos

 As reações lentas efetuam-se a baixas velocidades. Exemplo: a reação do Hidrogênio com o Cloro dando ácido clorídrico, sem a presença da luz ocorre lentamente:     H2  +  Cl2  —–>  2HCl

3 – Quanto ao calor de reação (entalpia) desprendido ou absorvido numa reação química: exotérmicas e endotérmicas. 

ENTALPIA (H)  É o conteúdo de energia de qualquer substância participante da reação química.

Para qualquer reação que ocorra à pressão constante o calor de reação é exatamente igual à diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes.

Simbolicamente a variação de entalpia é:  ∆H = H(final)  – H(inicial)

Comumente a variação de entalpia é usada para indicar os calores das reações.

Reações exotérmicas são as que se efetuam com desprendimento de calor. Com o conceito de entalpia a equação exotérmica fica representada assim:

 2H2  +  O2 —>  2H2O    (reação ajustada)  ∆H = ─571,6 kj significa que a reação libera calor para o ambiente – é exotérmica. (kj = kilojaule = unidade de calor)

Reações endotérmicas são as que se efetuam com absorção de calor. Ex.:

  2HgO  —->  2Hg  +  O2     ∆H+ 181,4 kj  significa que a reação absorve calor  do ambiente i. e. necessita de calor para se realizar.

Já se representou esses tipos de  reações das seguintes formas: (exemplosJ

Exotérmica: 2H2 + O2 —->  2H2O +  136.000 cal  (cal=calorias=unidade de calor)

Endotérmica  C + 2S —->  CS2     ─ 25.400 cal

Ou ainda assim:  

Exotérmica       2H2 + O2  ─ 136.000 cal  —–> 2H2O

Endotérmica     C + 2S  + 25.400 cal —–>  CS2  

Atualmente, porém usa-se a variação de entalpia  ∆H  conforme referido acima.

4- Quanto à ação dos reagentes:

    4-1- reações de adição ou sínteses; forma geral:  A +B  —-> AB

                             2H2  +  O2   —->   2H2O

4-2- reações de decomposição; forma geral: AB  —> A  +  B

                           CaCO3      (∆) —–>      CaO  +  CO2 /-> (CO2  sai da reação)

4-3- reações de simples troca; forma geral: AB + C  —>  AC +  B

              2HCl  +  Fe  ——>  FeCl2 +   2H     (2H= atômos de Hidrogênio)

 4-4-  reações de dupla troca: AB  +  CD  —->  AD  +  CB

                                    HCl  +  NaOH    ——–>  NaCl + H2O

FATORES QUE INFLUEM NAS REAÇÕES

1- Estado de agregação dos reagentes; De modo geral as substâncias reagem mais facilmente no estado gasoso, depois no líquido e depois no sólido.

Explicação: quanto maior a superfície de contato mais fácil se realiza a reação.

Caso não seja possível trabalhar com a substância no estado gasoso ou líquido, é conveniente pulverizar a substância párea aumentar a superfície de contato.

O Carbonato de Cálcio reage mais facilmente com o ácido clorídrico HCl quando pulverizado (reduzido a pó). 

CaCO3 (pó)  + HCl  (líquido) ——> CaCl2  + H2O  + CO2  

Quando os reagentes estão em soluções a reação torna-se mais fácil, assim o Cloreto de Sódio NaCl em solução reage facilmente com o  Nitrato de Prata AgNO3 em solução dando Cloreto de Prata AgCl e Nitrato de Sódio NaNO3:    NaCl  +  AgNO3  —–>  AgCl  +  NaNO3     

(O AgCl obtido ou formado é um precipitado – sólido -  branco)

2- Estado particular dos reagentes –

    Um exemplo é a ação do Hidrogênio que na forma “nascente” ou atômico é mais ativo do que na forma molecular.; Ex.

        2HCL  +  Zn —> ZnCl2   + 2H   (<<2H >> hidrogênio atômico ou nascente)

Usando o hidrogênio nascente para descorar uma solução de permanganato de potássio KMnO4 (cor vermelho vinho) a reação se processa rapidamente; se fosse usado o Hidrogênio molecular H2 a reação seria muito lenta..

3- Influência da temperatura –

Reações endotérmicas que absorvem calor do ambiente se realizam melhor em altas temperaturas enquanto as reações exotérmicas que liberam calor para o ambiente  se realizam melhor em baixas temperaturas.

3- Influência da Concentração – será estudado em capítulo separado sob o título de “Cinética Química”.

4- Influência de Catalisadores –

Catalisadores são substâncias ou fatores que modificam a velocidade das reações. Quando atuam aumentando a velocidade são “positivos” e quando atuam  diminuindo são “negativos”.

Ex.; A luz é catalisador positivo na síntese do ácido clorídrico.

 H2  +  Cl2  (+ luz) —->  2 HCl       <<<reação rápida.  <<<(reação ajustada)

O ácido clorídrico HCl age como catalisador negativo impedindo a decomposição rápida da água oxigenada.

A água oxigenada é um composto instável tendendo a se decompor em água e oxigênio segundo a equação:  2H2O2 —> 2H2O  + O2  <<<< reação ajustada   Esta decomposição é rigorosamente retardada  pala adição de pequenas quantidades de ácido clorídrico HCl que funciona como catalisador negativo.

Até a próxima. CLARC em 23/11/2011

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