Classificação das Reações Químicas

REAÇÕES QUÍMICAS
Classificação das Reações Químicas
As reações químicas mais comum são:
 REAÇÃO DE SÍNTESE OU ADIÇÃO
Quando duas ou mais substâncias reagem, produzindo uma única substância mais complexa:
(*)
C + O2
É a queima do
carvão
CO2
(*)
4Fe + 3 O2
2 Fe2 O3
ocorre, quando o ferro
enferruja
(*)
S + O2
S O2
basta “por fogo” no enxofre sólido; mas cuidado, pois o S O2 é um gás muito tóxico.
2 H2
+ O2
2 H2 O
2 C O + O2
2 C O2
(*) Ca O + H2 O
Ca (OH)2
Ca O é a “cal virgem, comprada em lojas de material de
construção.
A reação de síntese é denominada:
 Síntese total: quando partimos apenas das substâncias simples ( 1º , 2º e 3º exemplo acima ).
 Síntese parcial: quando, dentre os reagentes, já houver no mínimo, uma substância composta
( 4º e 5º exemplo acima).
 Reação De Análise Ou Decomposição
Quando uma substância se divide em duas, ou mais substâncias de estruturas mais simples:
2Hg O
(*)
2Ag Br
luz
2Hg
+
O2
2Ag
+
Br2
Ag Br existe nos filmes fotográficos; quando tiramos uma fotografia, forma-se o Ag que são
“escuros” da foto.
1
(**)
2 KCIO3
2KCI +
3 O2
Cuidado – reação explosiva; misture KCIO3 em pó e MnO2 em pó e aqueça com cuidado; o Mno2
modera a reação.
(**)
2Cu (NO3)2
(sólido azul)
2CuO
+
(sólido preto)
4NO2
(gás vermelho)
+
O2
(gás incolor)
Aqueça o Cu (NO3 )2 sólido
Certas reações de análise ou de composição recebem nomes especiais como:
 Pirólise = decomposição pelo calor ( na indústria, é chamando também de CALCINAÇÃO)
 Eletrólise = decomposição pela eletricidade
 Fotólise = decomposição pela luz
 Reação De Deslocamento Ou De Substituição Ou De Troca
Simples
Quando uma substância simples reage com uma substância composta, e “desloca”, desta última,
uma nova substância simples:
(**)
Fe
+
Cu S O4
Fe S O4
+
Cu
mergulhe um prego ( ferro ) numa solução de Cu S O4 ( comprado numa loja de ferragem); retire o
prego após alguns minutos; ele estará avermelhado – é uma camada de cobre.
(**)
Fe
+
2 H Cl
Fe Cl2
+
H2
mergulhe um prego ( ferro ) num pouco de “ácido muriático ( H Cl) comprado numa loja de tintas
e diluído em água; verifique a saída de bolhas de hidrogênio.
Cl2

+
2 Na Br
2 Na Cl2
+
Br2
Reações De Dupla Troca Ou De Dupla Substituição
Quando dois compostos reagem, trocando em si dois elementos ou radicais, e dando origem a dois
novos compostos:
(**)
Na Cl +
Ag N O3
Ag Cl
+ Na N O3
Num tubo de ensaio, dissolva Na Cl em água; noutro tubo, dissolva e observe o precipitado branco
do Ag Cl.
(**)
Cu S O4
+
2 Na O H
Cu ( OH )2
+
Na2 S O4
2
idem: observe o precipitado azul de Cu ( OH )2
(**)
Fe S
+
2 H Cl
Fe Cl2
+ H2 S
ao Fe S sólido, junte ácido muriático ( H Cl) comprado em lojas de tintas; sinta o cheiro de “ovos
podres” de gás H2 S que se liberta.
A própria reação de salificação ( ácido + base ) é um exemplo de reação de dupla troca:
(**)
H Cl
+
ácido +
Na O H
base
Na Cl +
sal
H O H ( ou H2 O )
+
água
durante estas reações, procure notar a mudança de cor do indicador tornassol, fenolftaleína, etc.
 Resção De Ox – Redução ( Oxi – Red Ou Redox )
Quando há transferência de elétrons.
Na
+
Cl
Na + Cl -
As reações de oxi – redução já foram mencionadas no capítulo 3, onde vimos que:
OXIDAÇÃO = perda de elétrons
REDUÇÃO = ganho de elétrons ( portanto, oxidação e redução são fenômenos sempre
simultâneos )
OXIDANTE é o elemento ou substância que se reduz.
REDUTOR é o elemento ou substância que se oxida.
3
 Quando Ocorre Uma Reação Química?
Para duas substâncias reagem quimicamente, é necessário que:
a) suas moléculas sejam postas no melhor CONTACTO possível. É por isso que nós pulverizamos
os reagentes sólidos ou procuramos dissolvê – los em água ou em outro solvente apropriado.
b) os reagentes tenham uma certa AFINIDADE QUÍMICA, ou seja, uma certa “vontade de reagir”.
Embora seja fácil constatar que existem reagentes “mais reativos” e outros “menos reativos”,
devemos avisar que o estudo da REATIVIDADE e da AFINIDADE QUÍMICA é um estudo bastante
complexo.
 Reações De Oxi – Redução
No tocante às REAÇÕES DE OXI – REDUÇÃO, um reagente deve Ter “vontade de ceder elétrons”
e o outro, “vontade de receber elétrons”.
a) Os metais têm sempre tendência para ceder elétrons, conseqüentemente, os metais se oxidam e
agem como redutores. Os químicos, comparando vários metais entre si, conseguiram
determinar quais são os metais que têm “maior tendência” e quais os que têm “menor
tendência” para ceder elétrons. Daí surgiu a “FILA DE TENSÕES ELETROLÍTICAS”:
K
Ba
Na
Mg
Al
Zn
Fe
H
Cu
Hg
Metais alcalinos e alcalinos terrosos
Ag
Au
Metais nobres
Reatividade ( eletropositividade ) crescente
Qualquer metal dessa “fila” pode “ceder elétrons” ou “reduzir”, ou seja, “deslocar” qualquer
outro metal que venha mais adiante na fila:
(**)
Zn
+
Hg S O4
Zn S O4
Fe
+
Cu Cl2
Fe Cl2
Ag
+
Cl ( N O3 )3
impossível, pois o Ag vem depois do Al
+
+
Hg
Cu
4
Conclusão:
conhecendo a “fila de reatividade”, podemos “prever” muitas reações qímicas .
Um caso particular importante é o das reações de metais com ácidos ( veja a posição do
hidrogênio na fila ):
(**)
Mg
+
2H Cl
Mg Cl2
+
H2
Fe
+
H2 SO4
Fe SO4
+
H2
Au
+
H Cl
impossível, pois o Au vem depois do H na fila.
Observação:
o H NO3 e o H2 S O4 concentrado reagem, especialmente os metais nobres, dando eações de xi –
redução mais complicadas:
(**)
NO
(**)
3 Cu
+
8 H NO3
3 Cu ( N O3 )2 +
4 H2 O
Ag
NO2
+
2 H NO3
Ag NO3
+
Cu
+
2 H2 SO4
Cu SO4
+
2 H2 O
+
H2 O
2
+
+
SO2
Nestes casos, além do sal correspondente e da água, o H NO3produzirá NO ou NO2, o H2 SO4
produzirá SO2, mas nunca será produzido o H2, pois os metais nobres, estando depois do H na fila
de reatividade, não poderão deslocá – lo de um ácido.
b) Os não – metais têm tendência para receber elétrons; conseqüentemente, os não – metais se reduzem e agem como
oxidantes. Podemos também arrumar os não – metais numa FILA DE REATIVIDADE:
F
O
Cl
Br
I
S
Reatividade ( eletronegatividade ) crescente
Qualquer não – metal dessa “fila” pode “receber elétrons” ou “oxidar”, ou seja, “deslocar”
qualquer outro não – metal que venha mais adiante na fila:
F2
+
2 Na Br
Cl2
I2
+
+
Na2 S
Na Cl
2 Na F +
Br2
2 Na Cl
+
S
impossível, o I vem depois do Cl na fila.
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Desse modo, iremos também “prever” muitas reações químicas.
É interessante notar que, na Classificação Periódica, temos:
Elementos eletropositividade crescente
Elemento
Reações Que Não São De Oxi –
crescente
com
Redução
crescente
eletronegatividade
eletronegatividade
As mais importantes, neste caso, são as reações de dupla – troca. Elas ocorrem quando:
a) um dos produtos for menos solúvel que os reagentes:
( lembre – se que a maior parte das reações ocorre em solução aquosa )
(**)
NO3
Na Cl
+
Ag NO3
Ag Cl
+
Na
Ag Cl é um precipitado
branco
(**)
Fe2 (SO4)3
+
6 Na OH
2 Fe (O H ) 3 +
O Fe( OH) 3 é um precipitado cor de
ferrugem
b) um dos produtos for mais volátil que os reagentes:
(**)
Fe S
+
2 H Cl
(**)
2 Na Cl
+
Fe CL2
+
H2 SO4
3 Na2 SO4
H2 S
Na2 SO4
+
2H Cl
Use Na Cl sólido, não em solução
(**)
NO3
2 Na NO3
+
H2 SO4
Na2 SO4
+
2H
Use Na NO3 sólido, não em solução
Os exemplos mais importantes de produtos gasosos, que tendem a escapar do sistema em reação,
são os ácidos H F, H Cl, H Br, H I, H2 S, e H C N. Pelo contrário, o H2 SO3 é muito pouco volátil (
ácido fixo ), servindo, então, para produzir outros ácidos.
Três casos importantes de desprendimento gasoso são devidos às seguintes decomposições
espontâneas:
H2 CO3
H2 SO3
NH4OH
H2 O +
H2 O +
NH3 +
CO2
SO2
H2 O
6
Por esse motivo, em toda “reação de dupla – troca”, onde deveria haver produção de H2CO3, H2
SO3 ou NH4OH, iremos ter, na realidade, água e CO2, SO2, ou NH3, respectivamente:
Na2 CO3
+
H2 SO4
Na2 SO4
K2 SO3
+
2HCI
2KCl
NH4 Cl
+
Na OH
Na Cl
+
H2 CO3
H2 O + CO2
+
H2 SO3
H2 O + SO2
+
NH4 OH
NH3 + H2 O
c) um dos produtos for menos ionizado que os reagentes:
Neste caso, o exemplo mais comum é a reação de salificação, onde se forma um sal, ( composto
iônico ) e a água ( composto molecular ).
H Cl +
Ionizável
H2 SO4+
Ionizável
Na OH
iônico
2 K OH
iônico
Na Cl +
H2 O
iônico
molecular
K2 SO4+
2 H N O2
iônico
molecular
Outro caso que podemos mencionar, ë de um ácido ( ou base) mais forte tomando o lugar de um
ácido ( ou base ) mais franco.
H2 SO4+
Ácido forte
2 Na NO2
Na2 SO4 +
2 H NO2
ácido fraco
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