
1. Introdução
Reações químicas são fenômenos
nos quais duas ou mais substâncias reagem entre si, dando origem a outras
substâncias diferentes.
A representação gráfica de uma
reação química chama-se “equação química”, onde aparecem no primeiro
membro os reagentes e, no segundo, os produtos.
Exemplo genérico:
A + B
C + D

2. Classificação
2.1. Reações de Síntese ou Adição
Quando duas ou mais substâncias reagem,
produzindo uma única substância.
Exemplos:
2 H2 + O2
2 H2O
C + O2
CO2
SO3 + H2O
H2SO4
A reação de síntese pode ser chamada de
síntese total quando os reagentes são todos substâncias simples (1o
e 2o exemplos).
Síntese parcial: quando pelo menos um dos
reagentes for substância composta (3o exemplo).
2.2.
Reações de análise ou decomposição
Quando, a partir de uma substância reagente,
produz-se duas ou mais substâncias.
Exemplos:


A reação de decomposição
realizada pela ação do calor chama-se pirólise, a realizada pela ação da luz
chama-se fotólise e a realizada pela ação da corrente elétrica chama-se
eletrólise.
2.3. Reações de Deslocamento
ou Simples Troca
Quando uma substância simples
reage com uma substância composta, produzindo uma nova substância simples e
uma nova composta.
Genericamente temos:
A + BC
AC + B (A deslocou B)
ou
A + BC
BA + C (A deslocou C)
Exemplos
Na + AgCl
NaCl + Ag
Zn + 2 HCl
ZnCl2 + H2
Cl2 + CaBr2
CaCl2 + Br2
2.4. Reações de
Dupla Troca
Quando duas substâncias compostas
reagem, produzindo duas novas substâncias compostas.
Genericamente temos:

Exemplos
NaCl + AgNO3
AgCl + NaNO3
Na2S + 2 HNO3
H2S + 2 NaNO3
Al(NO3)3 + 3 NaOH
Al(OH)3 + 3 NaNO3
3. Ocorrência das Reações
O simples contato entre as
substâncias reagentes num sistema não é a condição exclusiva para que uma
reação quimica ocorra. Sem dúvida, é necessário que haja contato entre os
reagentes, mas deve existir também afinidade química entre eles.
3.1. Reações de
Deslocamento ou Simples Troca
As condições de ocorrências das
reações de deslocamento ou simples troca são:
I. Deslocamento por metais
Os átomos dos metais possuem
raios grandes e elétrons livres na camada de valência; isso faz com que eles
tenham grande capacidade de doar elétrons (eletropositividade)
Essa capacidade varia de metal
para metal. Por meio de observações experimentais, podemos colocar os
principais metais em ordem decrescente de eletropositividade. Esta ordem é
chamada fila das tensões eletrolíticas ou fila de reatividade:

Exemplos
1ª Experiência: Zn(s) + CuCl2(aq)
→
Observação macroscópica

Interpretação
Ocorre deposição de cobre da solução na superfície da
placa de zinco, e a solução que era azul, vai diminuindo a intensidade da
coloração, em razão da saída de Cu2+ e passagem de zinco da
superfície da placa para a solução, na forma de Zn2+.
Análise microscópica
O Zn perdeu 2 elétrons para o cobre: Zn(s)
→ Zn2+(aq) + 2e-
O Cu2+ da solução recebeu 2 elétrons do zinco:
Cu2+ + 2e- → Cu(s)
Com isso ocorre uma reação química entre o zinco da placa
e o cobre da solução:
Zn(s) + CuCl2(aq)
→ Cu(s) + ZnCl2(aq)
Conclusão: zinco (Zn) deslocou o cobre (Cu2+),
com isso podemos concluir que o zinco é mais reativo que o cobre.
2ª Experiência: Cu(s) + ZnSO4(aq)
→
Observação macroscópica

Interpretação
Não houve nenhum efeito macroscópico como mudança de cor,
liberação de gás ou formação de sólido, indicando que não ocorreu reação
química.
Análise microscópica
Como não se observou nenhuma modificação, com isso não
ocorreu reação:
Cu(s) + ZnSO4(aq)
→ Não há reação
Conclusão: cobre (Cu) não deslocou o zinco
(Zn2+), com isso podemos concluir que o cobre é menos reativo
que o zinco.
Podemos observar, então, que um
metal pode doar elétrons para outro metal, desde que seja mais
eletropositivo que ele.
Com base na fila de reatividade,
podemos prever a ocorrência, ou não, das reações de deslocamento envolvendo
metais. Assim, o metal mais eletropositivo (esquerda) deslocará (cederá
elétrons) qualquer outro metal menos eletropositivo (direita), caso
contrário, a reação será impossível.
Exemplo
Cu + FeSO4
impossível, pois o Cu é menos reativo que o Fe (fila de reatividade)
Observação– entendemos por
nobreza a característica de o metal não apresentar tendência a tomar parte
em reações de deslocamento, ou seja, a nobreza é o oposto de reatividade.
Nos casos de reações de metais
com ácidos, devemos observar a posição do metal na fila de reatividade, pois
os localizados à esquerda do hidrogênio reagem com ácidos, liberando H2
(gás hidrogênio).
Exemplo
Experiência: Zn(s) + HCl(aq)
→
Observação Macroscópica

Interpretação
A placa de zinco está sendo consumida na solução de HCl
com formação de bolhas (liberação de gás).
Análise microscópica
Reação da placa de zinco ao ser consumida pela solução:
Zn(s) → Zn2+(aq)
+ 2e-
A liberação das bolhas é devido à formação do gás
hidrogênio:
2HCl(aq) + 2e- →
2Cl-(aq) + H2(g)
Com isso temos a seguinte reação:
Zn(s) + 2HCl(aq)
→ ZnCl2(aq) + H2(g)
O HNO3 e H2SO4
concentrados, que são muito oxidantes, reagem com metais nobres, mas não
liberam o gás hidrogênio (H2) pois, estando após o H na fila de
reatividade, não poderão deslocá-lo do ácido. Estas reações são mais
complexas.

Ocorre também reações de metais
com água, nas quais encontramos:
• Os metais alcalinos e
alcalino-terrosos reagem violentamente com a água à temperatura ambiente,
formando os hidróxidos correspondentes e liberando gás hidrogênio.
Exemplos

• Os metais comuns reagem
com a água por aquecimento, formando os óxidos correspondentes e liberando
gás hidrogênio.

• Os metais nobres não
reagem com a água.
Resumindo temos:

II. Deslocamento por Não-Metais
Nos casos de reações de
deslocamento com não-metais, verificamos que todos tendem a receber
elétrons. Porém, esta capacidade varia de não-metal para não-metal, ou seja,
uns têm maior e outros menor tendência em receber elétrons
(eletronegatividade).
Por meio de observações
experimentais, podemos colocar os não-metais em uma fila de reatividade.

Com base na fila de reatividade,
podemos prever a ocorrência ou não das reações de deslocamentos envolvendo
não-metais. Assim, o não-metal mais reativo (esquerda) deslocará (receberá
elétrons) qualquer outro não-metal menos reativo (direita), caso contrário,
a reação será impossível.
Exemplos
1ª Experiência: NaBr(aq) +
Cl2(aq) →
Observação Macroscópica

Interpretação
A solução de cloro inicialmente verde ficou vermelha,
indicando que através da mudança de coloração da solução que houve reação
química.
Análise microscópica
Ocorreu reação entre Br- e Cl2:
2NaBr(aq) + Cl2(aq)
→ 2NaCl(aq) + Br2(aq)
Conclusão: o cloro deslocou o bromo, com isso
concluímos que o cloro é mais reativo que o bromo.
2ª Experiência: NaCl(aq) +
Br2(aq) →
Observação Macroscópica

Interpretação
A solução de bromo inicialmente vermelha ao ser
adicionado à solução de NaCl não mudou a coloração, indicando que não houve
reação química.
Análise microscópica
Não ocorreu reação entre Cl- e Br2:
NaCl(aq) + Br2(aq)
→ não há
reação
Conclusão: o bromo não deslocou o cloro, com isso
concluímos que o bromo é menos reativo que o cloro.
Resumindo temos:

3.2. Dupla Troca
Existem 4 tipos de reações de
dupla-troca:
sal1 +
sal2
sal3 + sal4
sal1 + ácido1
sal2
+ ácido2
sal1 + base1
sal2
+ base2
ácido + base
sal + água
Para verificarmos a ocorrência de
uma das reações de dupla-troca citadas, a reação deve-se comportar de modo a
atender a uma das seguintes condições.
I. Quando ocorre a formação de um
precipitado (produto menos solúvel que os reagentes)
1ª Experiência: NaCl(aq) + AgNO3(aq)
→
Análise Macroscópica

Interpretação
Foram misturadas duas soluções incolores e ao término da
reação houve formação de precipitado, indicando que ocorreu reação química.
Análise Microscópica
A reação entre NaCl(aq) e AgNO3(aq) ocorreu
devido à formação de um sal menos solúvel do que os reagentes, ou seja,
formação de um precipitado (AgCl):
NaCl(aq) + AgNO3(aq)
→ NaNO3(aq) +
AgCl(s)
Na+(aq) + Cl-(aq) +
Ag+(aq) + NO3-(aq)
→
Na+(aq) + NO3-(aq) +
AgCl(s)
Ag+(aq) + Cl-(aq)
→ AgCl(s)
Conclusão: Uma das condições que indicam a
ocorrência da reação de dupla-troca é a formação de um precipitado.
2ª Experiência: NaCl(aq) + KNO3(aq)
→
Análise Microscópica

Interpretação
Foram misturadas duas soluções incolores e no final da
mistura não foi verificado qualquer alteração macroscópica.
Análise microscópica
A mistura entre NaCl(aq) e KNO3(aq) não
indicou ocorrência de reação química:
NaCl(aq) + KNO3(aq)
→ NaNO3(aq) +
KCl(s)
Na+(aq) + Cl-(aq) + K+(aq)
+ NO3-(aq) →
Na+(aq) + Cl-(aq) + K+(aq)
+NO3-(aq)
Conclusão: nenhuma evidência macroscópica indicou
a ocorrência da reação.
Vale lembrar que, em geral, as
reações químicas ocorrem em solução aquosa.
Observação – Dentre as
funções inorgânicas, temos as seguintes regras de solubilidade em água a 25°C:
ácidos: são, em geral,
solúveis;
bases: são solúveis as
bases formadas por metais alcalinos e pelo íon amônio
;
são pouco solúveis as bases formadas por metais alcalino-terrosos e
insolúveis todas as demais;
Sais – a solubilidade dos
sais pode ser verificada de acordo com as regras a seguir:
1) Os sais de metais alcalinos e
de amônio
são solúveis.
2) Os nitratos
e os acetatos (CH3COO– ) são solúveis.
3) Os cloretos (Cl– ),
brometos (Br– ) e iodetos (I– ) são solúveis.
Exceções: Ag+,
e Pb2+
4) Os sulfatos
são solúveis.
Exceções: Ca2+, Sr2+,
Ba2+ e Pb2+
5) Os sulfetos (S2– )
são insolúveis.
Exceções: alcalinos,
, Ca2+, Sr2+ e Ba2+
6) Outros sais: são insolúveis.
Exceções: alcalinos e

II. Quando ocorre a formação de uma
substância volátil
Exemplo: formação de um produto volátil (gás)

Neste exemplo a reação que ocorre é a seguinte:
H2SO4(aq) + Na2CO3(aq)
→ Na2SO4(aq)
+ H2O(l) + CO2(g)
Outros exemplos:

Portanto, essa reação é
impossível.
Observação– Dentre as
funções inorgânicas, devemos rever a classificação quanto à volatilidade.
Ácidos
– são fixos: H2SO4,
H3PO4, H3BO3, H2CrO4,
H2C2O4 etc.
– são voláteis: HF, HCl, HBr, HI,
H2S, HCN, HNO3, H2CO3, H2SO3
etc.
Ácidos que sofrem decomposição
espontânea, por serem instáveis, também são voláteis, de modo que numa
equação devemos representar os produtos das decomposições. São eles: H2CO3
e H2SO3.

Bases
A única base volátil é o
hidróxido de amônio (NH4OH), que sofre decomposição espontânea.
Assim:

Sais
São todos fixos.
III. Quando ocorre a formação de uma
substância menos ionizada
Exemplo: com formação de um produto menos ionizado

Neste exemplo a reação que ocorre é a seguinte:
HCl(aq) + NaOH(aq) →
NaCl(aq) + H2O(l)
onde o H2O formado é menos ionizado que o HCl.
Outro exemplo:

Observação– Dentre as
funções químicas, quanto ao grau de ionização ou de dissociação iônica (
),
temos:
Ácidos

Oxiácidos: serão tanto
mais fortes quanto maior for a diferença: no de O – no
de H ionizáveis.
Se a diferença for zero
ácido fraco. Ex.: H3BO3
Se a diferença for 1
ácido moderado. Ex.: H2SO3
Se a diferença for 2
ácido forte. Ex.: H2SO4
Se a diferença for 3
ácido muito forte. Ex.: HClO4
Exceção: H2CO3
é fraco, apesar de a diferença ser igual a 1.
Bases
– são fortes todas as bases
formadas por metais alcalinos e alcalino-terrosos.

– são fracas todas as demais bases.
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04/03/19