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Reações Químicas:

As substâncias podem combinar-se com outras substâncias transformando-se em novas substâncias. Para estas transformações damos o nome de Reações Químicas.
  • Reação Química é um fenômeno onde os átomos permanecem intactos. Durante as reações, as moléculas iniciais são "desmontadas" e os seus átomos são reaproveitados para "montar" novas moléculas.
No nosso cotidiano, há muitas reações químicas envolvidas, como por exemplo, no preparo de alimentos, a própria digestão destes alimentos no nosso organismo, a combustão nos automóveis, o aparecimento da ferrugem, a fabricação de remédios, etc.
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Equações Químicas:

A forma que representamos a reação química chama-se Equação Química.
  • Equação Química – é a representação gráfica da reação química.
Nela colocamos os elementos que estão envolvidos na reação, de forma abreviada, e como ela aconteceu, através de símbolos já padronizados.
As Equações Químicas representam a escrita usada pelos químicos e de forma universal, ou seja, é a mesma em qualquer país.

As substâncias que participam da reação química são chamadas de produtos ou reagentes na equação química.
  • Reagentes (1° membro) – são as substâncias que estão no início da reação. São as que irão reagir, sofrer a transformação.
  • Produtos (2° membro) – são as substâncias resultantes da reação química.

Exemplo: Duas moléculas de gás hidrogênio juntam-se com uma molécula de gás oxigênio formando duas moléculas de água.
2H2       +       O2    →       2 H2O
       reagente                   produto
Observe que o H2 e o O2 são reagentes e H2O é o produto.

Para representar a reação química, utiliza-se uma seta apontando para o lado direito, indicando a transformação.
Em cima da seta, são utilizados alguns símbolos indicando as condições nas quais a reação deve ocorrer.
∆ - calor
aq – aquoso ( em água)
cat – catalisador
λ – energia luminosa

Nas equações químicas, as substâncias podem aparecer com seus estados físicos:
(s) – sólido
(l) – líquido
(g) – gasoso
Exemplo: 
C (s)   +  O2 (g)   →   CO2 (g) 

Balanceamento:

 Os átomos de um elemento não se transformam em átomos de outro elemento. Também não há perda ou criação de átomos novos (Lei de Lavoisier).
O número de átomos dos reagentes deve ser igual ao número de átomos dos produtos. Quando isso acontece, dizemos que a equação química está balanceada.

Exemplo de equação balanceada:  C +  O2    →    CO2
Exemplo de equação química não balanceada:  H2   +  O2    →    H2O

Observe que na 1ª equação há um carbono no reagente e um carbono no produto. Também há dois oxigênios no reagente e dois no produto. A equação está corretamente balanceada.
Na 2ª equação, há dois hidrogênios no reagente e dois hidrogênios no produto, porém há dois oxigênios no reagente e apenas um no produto. Então, deve-se balancear esta equação. Há alguns métodos para balancear uma equação química.
Para balancear a 2ª equação, podemos colocar o número 2 na frente do H2 e o número 2 na frente da H2O, assim:
                                                                                          2 H2   +  O2    →   2 H2O
O número de átomos, por exemplo, deve ser mantido sempre. Para esse número damos o nome de índice. O número que poderá ser colocado na frente do átomo é o coeficiente, no caso, também 2. 
Então temos agora 4 H no reagente e 4 H no produto. Também 2 O no reagente e 2 O no produto. A reação agora está balanceada. Quando o coeficiente for 1, ele não precisa ser escrito.
 Para facilitar, podemos começar acertando os metais. Em seguida os não-metais, depois o hidrogênio e por último o oxigênio.
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Leis das Reações Químicas:

- Lei da conservação da Massa, de Lavoisier:
Esta lei foi elaborada, em 1774, pelo químico francês Antoine Laurent Lavoisier. Os estudos experimentais realizados por Lavoisier levaram-no a concluir que numa reação química, que se processa num sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos:
                                                                                        m (reagentes) = m (produtos)

Assim, por exemplo, quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água; quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.

Essa lei, inclusive, incorporou-se aos "saberes populares", sendo frequentemente enunciada como:
  • "Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma."

- Lei das proporções constantes (lei de Proust):
Esta lei foi elaborada, em 1797, pelo químico Joseph Louis Proust. Ele verificou que as massas dos reagentes e as massas dos produtos que participam de uma reação química obedecem sempre a uma proporção constante. Esta proporção é característica de cada reação e independente da quantidade das substâncias que são colocadas para reagir.

Assim, para a reação entre, por exemplo, hidrogênio e carbono formando nitrogênio, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:
hidrogênio (g)      carbono (g)       nitrogênio (g)
     30                      60                    120
      8                       16                     32
      2                        2                       4
Observe que:
  • Para cada reação, a massa do produto é igual à massa dos reagentes, o que concorda com a lei de Lavoisier.
No caso das reações de síntese, isto é, aquelas que originam uma substância, a partir de seus elementos constituintes, o enunciado da lei de Proust pode ser o seguinte:

Resumindo: A proporção, em massa, dos elementos que participam da composição de uma substância é sempre constante e independe do processo químico pelo qual a substância é obtida.

Tipos de Reações Químicas:

As reações químicas são classificadas em quatro tipos:
  1. Síntese ou combinação;
  2. Análise ou decomposição;
  3. Simples-troca ou deslocamento;
  4. Dupla-troca ou metátese.
  • Síntese ou combinação: é a reação onde duas ou mais substâncias reagem para se transformar em uma. 
Exemplos: 
C  +  O2  →    CO2
Cao  + H2O  →   Ca(OH)2
  • Análise ou decomposição: é a reação onde uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estrutura mais simples. 
Exemplos: 
2AgBr  →    2Ag  + Br2
2Cu(NO3)2   →    2CuO  +  4NO2  +  O2 
  • Simples-troca ou deslocamento: é a reação onde uma substância simples troca de lugar com um elemento de uma substância composta, se transformando em uma nova substância simples.
Exemplos:
Zn   +  H2SO4     →   ZnSO4  +   H2  
Fe   +  CuSO4   →   FeSO4   +  Cu
  • Dupla-troca ou metátese: é a reação onde duas substâncias compostas reagem e trocam seus elementos, se transformando em duas substâncias também compostas. 
Exemplos: 
HCl  +   NaOH   →  NaCl  +    H2O       
FeS  +   2HCl     →  FeCl2  +  H2S
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