BALANCÁRIO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS A Conservação da Matéria afirma que “a matéria não pode ser criada nem destruída, ela apenas muda de forma”. Se este for o caso, então devemos contabilizar todos os átomos de uma reacção química. Não podemos mudar a forma como os compostos são colocados juntos, mas podemos ajustar o número de compostos que são feitos. Por exemplo, o número de compostos que são feitos: O magnésio reage com o oxigénio para formar o óxido de magnésio. Como o oxigénio é uma molécula diatómica, só podemos obtê-los em grupos de dois átomos. Sabemos que a fórmula para o óxido de magnésio é MgO(s). A reacção tal como a conhecemos até agora é: Mg(s) + O2 (g) —> MgO(s) O que acontece com o outro oxigénio? Deve ser contabilizado! Quando as moléculas de oxigénio se separam para reagir com o átomo de magnésio, o oxigénio isolado fica livre para se ligar a outro magnésio. Em outras palavras, nós agora consumimos dois átomos de magnésio e criamos duas unidades de óxido de magnésio. Mostramos isto colocando números na frente da molécula. 2 Mg(s) + O2 (g) —> 2 MgO (s) Esta é uma equação equilibrada. Ela pode ser lida da seguinte forma: Dois átomos de magnésio reagem com 1 molécula de oxigênio para formar duas unidades de óxido de magnésio.
O objetivo é garantir que o mesmo número de átomos apareça em cada lado da equação! Veja a folha de trabalho na página 1. Conte os átomos para ver se estas equações estão equilibradas. Para equilibrar uma equação você pode começar com qualquer átomo, mas você pode achar útil começar com o presente em números mais altos. Exemplo: O enxofre reage com o lítio para formar sulfureto de lítio. S8 (s) + Li (s) —> Li2S (s) Comece com os átomos de enxofre. 8 no lado do reagente significa que precisamos de 8 no lado do produto. Devemos colocar um 8 na frente do(s) Li2S(s). Isto muda o número de átomos de lítio para que tenhamos agora 16 no lado do produto. Temos então de ter 16 no lado do reagente. A equação torna-se: S 8 (s) + 16 Li (s) —> 8 Li2S (s) Experimente estes. 1. O sódio reage com cloro gasoso para formar cloreto de sódio. Na(s) + ___ Cl2 (g) —> ___ NaCl(s) Equação balanceada: 2 Na(s) + Cl2 (g) —> 2 NaCl (s)
2. Bário reage com fósforo para produzir fosforeto de bário. ___Ba (s) + ___ P4 (s) —> ___ Ba3P2 (s) Equação Equação Equilibrada: 6 Ba (s) + P4 (s) —> 2 Ba3P2 (s)
Reacções de Formação ou Composição Simples Reacções de Formação são reacções onde dois elementos se combinam para formar um composto. elemento + elemento = equação do Word composto:
sódio + cloro ———> cloreto de sódio
Equação do esqueleto: Na(s) + Cl(g) ———> NaCl(s)
Reacções de decomposição As reacções de decomposição são o inverso das reacções de formação. composto AB —> elemento A + elemento B ex. C6H12O 6 (s) —> _ C (s) + _ H2 (g) + _ O2 (g)
Reacções de substituição únicas Até agora temos lidado com reacções de formação e decomposição. Os elementos reagem para formar compostos ou compostos reagem para formar elementos. Muito poucas reações são deste tipo. Reacções que envolvem um elemento e um composto podem ser muito mais interessantes. Essas reações são chamadas de reações únicas de substituição porque um dos elementos do composto é substituído por outro elemento. Exemplo: o cobre reage com uma solução de nitrato de prata para uma solução de nitrato de prata e cobre (II). Cu(s) + AgNO3 (aq) —> Ag (s) + Cu(NO3)2 (aq) Você pode equilibrar estas equações da mesma forma que você fez as reações de formação. ou seja, contar o número de átomos de cada tipo em cada lado da equação. É mais fácil, no entanto, tratar o íon nitrato como um único átomo. Isto significa que você conta Ag, Cu e NO3ʼs. A equação equilibrada é assim: Cu (s)+2 AgNO3 (aq) —> 2 Ag (s) +Cu(NO3)2 (aq) Exemplos: 1. Cálcio metal reage com solução de carbonato de sódio metal sódico.
para produzir carbonato de cálcio sólido e
2. Gás nitrogênio reage com solução de fófureto de amônio para produzir uma solução de nitreto de amônio e fósforo sólido.
Reações de Substituição Dupla Estas reações são similares a reações de substituição simples. A única diferença é que tanto o metal quanto o não-metal serão substituídos nesta reação entre dois compostos. Exemplo: Os comprimidos de hidróxido de magnésio são utilizados para neutralizar o ácido estomacal (HCl). Isto produz água e solução de cloreto de magnésio. _Mg(OH)2 (s) +_HCl (aq)—>_HOH (l) + _MgCl2 (aq) Mg(OH)2 tem 2 iões OH onde HOH tem apenas 1 ião OH. Devemos ter 2 OH em cada lado, por isso colocamos um 2 em frente de HOH para equilibrar o OHʼs. Isto muda os iões H em HOH para 2. Precisamos também de 2 Hʼs no lado esquerdo. Colocar um 2 em frente do HCl. Isso nos dá 2 Cl e MgCl2 tem 2 para que ele se equilibre. O Mgʼs também é equilibrado para que sejamos feitos.
Exemplo: A solução de arsenieto de sódio é misturada com solução de cloreto de cálcio para produzir uma solução de cloreto de sódio e um sólido de arsenieto de cálcio. _Na3As (aq)+_CaCl2 (aq)–>_NaCl (aq) +_Ca3As2 (s) Você pode começar com qualquer elemento ou íon complexo que quiser, porém pode ser mais fácil começar com o maior número. Neste exemplo podemos começar com cálcio ou sódio, pois ambos têm 3 em um lado da equação. Vamos começar com o sódio, pois ele é o primeiro. Na3As (aq) tem 3 Na. Portanto, devemos ter 3 um do outro lado da equação para colocarmos um 3 na frente do NaCl (lembre-se que não podemos mudar a fórmula química apenas o número de unidades da fórmula). Isso significa que teremos que ter 3 íons de cloreto do outro lado da equação. Como os íons cloreto só estão presentes em grupos de 2 em CaCl2, temos de encontrar uma maneira de obter os íons cloreto iguais em cada lado. Necessitamos de algo no qual 2 e 3 podem caber ambos. O menor número que satisfaz isso é 6. Coloque um 3 na frente do CaCl2 para obter 6 íons Cl. Isso significa que devemos colocar um 6 em frente ao NaCl. Isto muda o número de Naʼs para 6. Para equilibrar o lado esquerdo temos de colocar um 2 em frente ao Na3As. Agora temos 6 Na em cada lado e 6 Cl. Verifique os iões restantes. Tipo de reacção “Outro” Quando se tem um ião poliatómico que se parte, ou quando se tem mais produtos do que reagentes numa reacção, este é classificado como “outro”. Com “outros” tipos de reacção, os átomos de hidrogénio ficam em segundo lugar e depois o oxigénio em último. Porquê? Os átomos de hidrogénio e oxigénio tendem a equilibrar-se quando os outros átomos estão equilibrados. Ex. __Al (s) + __ NH4ClO4 (s) –> __Al2O 3 (s) + __AlCl3 (s) + __NO (g) + __HOH(l)
Precipitado – um sólido formado a partir de uma solução numa reacção. Se um composto tem uma fase aquosa no lado do reagente e depois se torna sólido no lado do produto, é um Ex precipitado. _NH4Br (aq) + __Hg3N (aq) –>__ (NH4)3N (aq) + __HgBr (s) Identificar o precipitado na reacção acima? Reações de Combustão de Hidrocarbonetos Quando hidrocarbonetos como gasolina, metano, propano e sacarose são queimados (queimados) eles sempre produzem energia mais gás de dióxido de carbono e vapor de água. O ato de queimar é na verdade apenas uma reação rápida com oxigênio. As equações são apenas o composto a ser queimado mais oxigênio para produzir gás de dióxido de carbono e vapor de água. Ao equilibrar reacções deste tipo é mais fácil começar com os átomos de carbono e depois passar para os átomos de hidrogénio e terminar com os átomos de oxigénio. Exemplo: O gás metano é queimado. _ CH4 (g) + _O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Equilibrar começando com os átomos de carbono. Um de cada lado para que não seja necessária nenhuma alteração. Existem 4 átomos de hidrogénio no lado esquerdo e apenas 2 no lado direito. São necessárias 2 moléculas de água para obter 4 átomos de hidrogénio. A seguir, conte os átomos de oxigénio do lado direito. Nós temos 2 em CO2 e 2 em 2H2O. Isso faz 4 todos juntos. Para obter 4 no outro lado, precisamos de 2 O2. CH4 (g) + 2 O2 (g) —> CO2 (g) + 2 H2O (g) Às vezes é necessário ajustar o número do nosso composto inicial. Exemplo: A octanagem está queimada. C8H18 (l) +_O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Começar como antes com o carbono e passar para o hidrogénio. Temos o seguinte: _ C8H18 (l) +_O2 (g) –> 8 CO2 (g) + 9 H2O (g) Conta o oxigénio a seguir. 16 em 8 CO2 e 9 em 9 H2O. Isto faz 25. Como o oxigénio só vem em embalagens de 2 (O2) não podemos obter 25! Precisamos de mais oxigénio no lado esquerdo. Se duplicarmos tudo, teremos 50 de oxigénio do lado direito. Isso é divisível por 2. Acabamos por ficar com: 2 C8H18 (l) + 25 O2 (g)–> 16 CO2 (g) +18 H2O (g)
Endothermic &Reacções exotérmicas Todas as reacções têm energia nelas, mas na maior parte do tempo nós donʼt escrevemos na equação. Você já viu algumas reações onde a energia está escrita na equação. Ex. Reação de fotossíntese. SolarEnergy+6CO2(g)+6H2O(l)–>6O2(g)+C6H12O6(s) A maioria das reações requer energia para que os reagentes reajam. Uma entrada de energia. Quando há mais energia absorvida (para iniciar a reação) do que a que é dada pela reação, ela é chamada de endotérmica (ou seja, reação de fotossíntese). A energia é escrita no lado reativo em uma reação endotérmica. Quando há mais energia emitida na reação do que a que é colocada na reação, ela é chamada de energia exotérmica. A energia é escrita no lado do produto em uma reação exotérmica. *Nota – na maioria das vezes a energia nas reações está na forma de calor, mas nem sempre.
Evidência para Reações Químicas Existem quatro coisas que provam que uma reação química ocorreu: 1. Mudança de temperatura 2. Mudança de cor 3. O gás libertado 4. Forma-se o precipitado Uma reacção química pode ter mais do que uma.
O Mole A toupeira é uma unidade que representa um certo número de coisas. Muito igual a uma dúzia ou um bruto, mas em vez de ser 12 ou 144 coisas uma toupeira é 6,02 x 1023 coisas. É por vezes referido como número Avogadroʼs e é definido como o número de átomos em exactamente 12 gramas de carbono-12. Usando The Mole Todas as massas atómicas são comparadas ao carbono-12. O número de massa atómica dado na sua tabela periódica é dado ao centésimo de grama mais próximo. Exemplo: Uma molécula de átomos de cloro tem uma massa de 35,45 g/mol. Nota: o símbolo da toupeira é mol. Esta não é uma abreviatura. Encontrar: Oxigénio, Cálcio e Ferro.
Massa molar de moléculas Na maioria das vezes estamos interessados numa molécula de moléculas. Isso é 6,02 x 1023 moléculas, como água, HOH. Uma molécula de água contém 2 átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio. Isto significa que uma molécula de água contém 2 moléculas de átomos de hidrogénio e uma molécula de átomos de oxigénio. A massa de uma molécula de água é portanto a soma de 2 moléculas de átomos de hidrogénio e uma molécula de átomos de oxigénio. 2 H = 2 mol x 1,01g/mol = 2,02 g/mol 1 O= 1 mol x 16,00 g/mol = 16,00 g/mol 1 HOH
= 18,02 g/mol
Exemplo: Calcular a massa molar do gás sulfato de hidrogênio. A fórmula é H2S O4 (g) 2 H = 2 mol x 1,01g/mol = 2,02 g/mol 1 S = 1 mol x 32,06g/mol = 32,06 g/mol 4 O = 4 mol x 16,00 g/mol = 64,00 g/mol 1 mol de H2S O4 (g) = 98.08 g/mol Tente: cloreto de cálcio : hidróxido de ferro (III) : pentacloreto de fósforo
Massa de conversão para Moles O número de moles (n) presentes numa dada massa (m) é igual à massa dada dividida pela massa molar (M).
m n=M Exemplo 1: Quantos moles de cloreto de sódio estão presentes em 100 g? Passo 1: Calcule a massa molar de cloreto de sódio. M NaCl = 58,44 g/mol Passo 2:
Calcular o número de moles.
m n= M = 100 g 58,44 g/mol = 1,71 mol Lembre-se dos seus dígitos significativos!!!!!
Exemplo 2: Quantos moles estão presentes em 25 g de nitrato de alumínio? Resposta = 0.12 mol Moles para Cálculos de Massa Para calcular a massa presente num dado número de moles precisamos de reorganizar a nossa fórmula da seguinte forma. m= nM Exemplo: Que massa está presente em 3,50 mol de carbonato de cálcio? Passo 1: Calcule a massa molar do carbonato de cálcio. M CaCO3 = 100,09 g/mol Passo 2: Calcular a massa. m = nM = 3,50 mol x 100,09 g/mol = 350 g Exemplo 2: Calcular a massa de 0,056 mol de sulfureto de amónio. Resposta = 3.8 g
