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.
Equações Químicas:
A forma que representamos a reação química chama-se Equação Química.
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.
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)
- Equação Química – é a representação gráfica da reação química.
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.
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.
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:
- 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:
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.
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.
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:
C + O2 → CO2
Cao + H2O → Ca(OH)2
2AgBr → 2Ag + Br2
2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
HCl + NaOH → NaCl + H2O
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S
- Síntese ou combinação;
- Análise ou decomposição;
- Simples-troca ou deslocamento;
- Dupla-troca ou metátese.
- Síntese ou combinação: é a reação onde duas ou mais substâncias reagem para se transformar em uma.
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.
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.
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.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S
