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: H2 + Cl2 ( 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
