Reações químicas: características, peças, tipos, exemplos - Ciência - 2023

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As reações químicas São mudanças pelas quais a matéria passa no arranjo de seus átomos e ocorrem quando duas substâncias ou compostos diferentes entram em contato. As mudanças se originam no processo que pode ser visto imediatamente; como aumento da temperatura, resfriamento, formação de gás, flashing ou precipitação de um sólido.

As reações químicas mais comuns geralmente passam despercebidas na vida cotidiana; milhares deles são realizados em nossos corpos. Outros, porém, são mais visíveis, pois podemos fazê-los na cozinha selecionando os utensílios e ingredientes corretos; por exemplo, misturar bicarbonato de sódio com vinagre, derreter o açúcar na água ou acidificar o suco de repolho roxo.

Em laboratórios, as reações químicas tornam-se cada vez mais comuns; todos eles ocorrem dentro de béqueres ou frascos Erlenmeyer. Se têm algo em comum, é que nenhum deles é simples, pois escondem colisões, quebras de elos, mecanismos, formação de elos, aspectos energéticos e cinéticos.

Existem reações químicas tão marcantes que entusiastas e cientistas, conhecendo a toxicologia dos reagentes e algumas medidas de segurança, os reproduzem em larga escala em eventos de demonstração fascinantes.

Conceito de reação química

As reações químicas ocorrem quando uma ligação (iônica ou covalente) é quebrada, de modo que outra é formada em seu lugar; dois átomos ou um conjunto deles param de interagir fortemente para originar novas moléculas. Graças a isso, as propriedades químicas de um composto, sua reatividade, estabilidade, com o que ele reage, podem ser determinadas.

Além de serem responsáveis pelas reações químicas em que a matéria se transforma constantemente, sem que seus átomos sejam afetados, eles explicam o surgimento dos compostos como os conhecemos.

A energia é necessária para que as ligações se rompam e, quando as ligações são formadas, ela é liberada. Se a energia absorvida for maior do que a liberada, a reação é dita endotérmica; temos um resfriamento do entorno. Já se o calor liberado for maior que o absorvido, então será uma reação exotérmica; os arredores são aquecidos.

Características das reações químicas

Cinética

Teoricamente, as moléculas devem colidir umas com as outras, carregando com elas energia cinética suficiente para promover a quebra de uma ligação. Se suas colisões são lentas ou ineficientes, a reação química é afetada cineticamente. Isso pode acontecer tanto pelos estados físicos das substâncias, quanto pela geometria ou estrutura das mesmas.

Assim, em uma reação, a matéria se transforma absorvendo ou liberando calor, ao mesmo tempo em que sofre colisões que favorecem a formação de produtos; os componentes mais importantes de qualquer reação química.

Conservação de massa

Devido à lei de conservação da massa, a massa total do conjunto permanece constante após uma reação química. Assim, a soma das massas individuais de cada substância é igual à massa do resultado obtido.

Mudanças físicas e / ou mudanças de estado

A ocorrência de uma reação química pode ser acompanhada por uma mudança no estado dos componentes; isto é, uma variação no estado sólido, líquido ou gasoso do material.

No entanto, nem todas as mudanças de estado envolvem uma reação química. Por exemplo: se a água evapora devido ao efeito do calor, o vapor d'água produzido após essa mudança de estado ainda é água.

Variação de cor

Dentre os atributos físicos decorrentes de uma reação química, destaca-se a alteração da cor dos reagentes versus a cor do produto final.

Esse fenômeno é perceptível ao se observar a reação química dos metais com o oxigênio: quando um metal se oxida, muda sua cor característica (ouro ou prata, conforme o caso), passando para uma tonalidade laranja-avermelhada, conhecida como ferrugem.

Liberação de gases

Essa característica se manifesta como um borbulhar ou com a emissão de odores particulares.

Geralmente, as bolhas surgem como consequência da submissão de um líquido a altas temperaturas, o que provoca um aumento da energia cinética das moléculas que fazem parte da reação.

Mudanças de temperatura

Caso o calor seja um catalisador para a reação química, uma mudança de temperatura será induzida no produto final. Portanto, a entrada e saída de calor no processo também pode ser uma característica das reações químicas.

Partes de uma reação química

Reagentes e produtos

Qualquer reação química é representada por uma equação do tipo:

A + B → C + D

Onde A e B são os reagentes, enquanto C e D são os produtos. A equação nos diz que o átomo ou molécula A reage com B para originar os produtos C e D. Esta é uma reação irreversível, uma vez que os reagentes não podem se originar novamente dos produtos. Por outro lado, a reação abaixo é reversível:

A + B <=> C + D

É importante ressaltar que a massa dos reagentes (A + B) deve ser igual à massa dos produtos (C + D). Caso contrário, a massa não seria preservada. Da mesma forma, o número de átomos para um determinado elemento deve ser o mesmo antes e depois da seta.

Acima da seta estão indicadas algumas especificações específicas da reação: temperatura (Δ), incidência de radiação ultravioleta (hv), ou o catalisador usado.

Meios de reação

No que diz respeito à vida e às reações que ocorrem em nossos corpos, o meio de reação é aquoso (ac). No entanto, as reações químicas podem ocorrer em qualquer meio líquido (etanol, ácido acético glacial, tolueno, tetrahidrofurano, etc.), desde que os reagentes estejam bem dissolvidos.

Navios ou reatores

As reações químicas controladas ocorrem em um recipiente, seja um simples vidro ou em um reator de aço inoxidável.

Tipos de reações químicas

Os tipos de reações químicas são baseados no que acontece no nível molecular; quais ligações são quebradas e como os átomos acabam se juntando. Da mesma forma, é levado em consideração se a espécie ganha ou perde elétrons; embora isso ocorra na maioria das reações químicas.

Aqui, explicamos os diferentes tipos de reações químicas que existem.

- Oxidação-redução (redox)

Oxidação de cobre

No exemplo da pátina, ocorre uma reação de oxidação: o cobre metálico perde elétrons na presença de oxigênio para se transformar em seu óxido correspondente.

4Cu (s) + O₂(g) => Cu₂Você)

O óxido de cobre (I) continua a oxidar para dar óxido de cobre (II):

2Cu₂O (s) + O₂ => 4CuO (s)

Esse tipo de reação química em que a espécie aumenta ou reduz seu número (ou estado) de oxidação é conhecido como reação de oxidação e redução (redox).

Cobre metálico com estado de oxidação 0, primeiro perde um elétron, e depois o segundo (oxida), enquanto o oxigênio os mantém (reduz):

Cu => Cu⁺+ e^–

Cu⁺=> Cu²⁺+ e^–

OU₂ + 2e^–=> 2O^2-

O ganho ou perda de elétrons pode ser determinado calculando os números de oxidação dos átomos nas fórmulas químicas de seus compostos resultantes.

Para Cu₂Ou, sabe-se que por se tratar de um óxido, temos o ânion O^2-Portanto, para manter as cargas neutralizadas, cada um dos dois átomos de cobre deve ter uma carga +1. Muito semelhante acontece com CuO.

O cobre, quando oxidado, adquire números de oxidação positivos; e oxigênio, a serem reduzidos, números de oxidação negativos.

Ferro e cobalto

Exemplos adicionais para reações redox são mostrados abaixo.Além disso, um breve comentário será feito e as alterações nos números de oxidação serão especificadas.

FeCl₂ + CoCl₃ => FeCl₃ + CoCl₂

Se os números de oxidação forem calculados, será notado que os de Cl permanecem com um valor constante de -1; não é assim, com aqueles da Fé e Cia.

À primeira vista, o ferro foi oxidado enquanto o cobalto foi reduzido. Como você sabe? Porque o ferro agora não interage com dois ânions Cl^– mas com três, o átomo de cloro (neutro) sendo mais eletronegativo do que o ferro e o cobalto. Por outro lado, o oposto acontece com o cobalto: ele passa a interagir com três Cl^– dois deles.

Se o raciocínio acima não for claro, passamos a escrever as equações químicas da transferência líquida de elétrons:

Fé²⁺=> Fé³⁺+ e^–

Co³⁺+ e^– => Co²⁺

Portanto, o Fe²⁺ enferruja, enquanto Co³⁺ se reduz.

Iodo e manganês

6KMnO₄ + 5KI + 18HCl => 6MnCl₂ + 5KIO₃ + 6KCl + 9H₂OU

A equação química acima pode parecer complicada, mas não é. Cloro (Cl^–) nem oxigênio (O^2-) experimentam ganho ou perda de seus elétrons. Iodo e manganês, sim.

Considerando apenas os compostos com iodo e manganês, temos:

KI => KIO₃(número de oxidação: -1 a +5, perder seis elétrons)

KMnO₄ => MnCl₂(número de oxidação: +7 a +2, ganhar cinco elétrons)

O iodo é oxidado, enquanto o manganês é reduzido. Como saber sem fazer cálculos? Porque o iodo passa de ser com potássio para interagir com três oxigênios (mais eletronegativo); e o manganês, por sua vez, perde as interações com o oxigênio para ficar com o cloro (menos eletronegativo).

KI não pode perder seis elétrons se KMnO₄ ganhe cinco; é por isso que o número de elétrons deve ser equilibrado na equação:

5 (KI => KIO₃+ 6e^–)

6 (KMnO₄ + 5e^– => MnCl₂)

O que resulta em uma transferência líquida de 30 elétrons.

Combustão

A combustão é uma oxidação vigorosa e energética na qual a luz e o calor são liberados. Geralmente, neste tipo de reação química o oxigênio participa como um agente oxidante ou oxidante; enquanto o agente redutor é o combustível, que queima no final do dia.

Onde havia cinzas, havia combustão. Estes são compostos essencialmente por óxidos de carbono e metálicos; embora sua composição logicamente dependa de qual era o combustível. Alguns exemplos são mostrados abaixo:

C (s) + O₂(g) => CO₂(g)

2CO (g) + O₂(g) => 2CO₂(g)

C₃H₈(g) + 5O₂(g) => 3CO₂(g) + 4H₂O (g)

Cada uma dessas equações corresponde a combustões completas; ou seja, todo o combustível reage com um excesso de oxigênio para garantir sua transformação completa.

Da mesma forma, deve-se notar que CO₂ e H₂Ou são os principais produtos gasosos da queima de corpos carbonosos (como madeira, hidrocarbonetos e tecidos animais). É inevitável que algum alótropo de carbono seja formado, devido à insuficiência de oxigênio, bem como gases menos oxigenados, como CO e NO.

- Síntese

A imagem acima mostra uma representação extremamente simples. Cada triângulo é um composto ou átomo, que se junta para formar um único composto; dois triângulos formam um paralelogramo. As massas aumentam e as propriedades físicas e químicas do produto são, muitas vezes, muito diferentes das de seus reagentes.

Por exemplo, a combustão de hidrogênio (que também é uma reação redox) produz óxido de hidrogênio ou hidreto de oxigênio; mais conhecido como água:

H₂(g) + O₂(g) => 2H₂O (g)

Quando os dois gases se misturam, em alta temperatura, eles queimam produzindo água gasosa. Conforme a temperatura esfria, os vapores se condensam para dar água líquida. Vários autores consideram esta reação sintética como uma das alternativas possíveis para substituir os combustíveis fósseis na obtenção de energia.

As ligações H-H e O = O quebram para formar duas novas ligações simples: H-O-H. A água, como se sabe, é uma substância única (além do sentido romântico), e suas propriedades são bastante diferentes do hidrogênio gasoso e do oxigênio.

Compostos iónicos

A formação de compostos iônicos a partir de seus elementos também é um exemplo de reação de síntese. Uma das mais simples é a formação de haletos metálicos dos grupos 1 e 2. Por exemplo, a síntese de brometo de cálcio:

Ca (s) + Br₂(l) => CaBr₂(s)

Uma equação geral para este tipo de síntese é:

M (s) + X₂ => MX₂(s)

Coordenação

Quando o composto formado envolve um átomo metálico dentro de uma geometria eletrônica, diz-se que é um complexo. Nos complexos, os metais permanecem ligados aos ligantes por meio de ligações covalentes fracas e são formados por meio de reações de coordenação.

Por exemplo, temos o complexo [Cr (NH₃)₆]³⁺. Este é formado quando o cátion Cr³⁺ está na presença das moléculas de amônia, NH₃, que atuam como ligantes de cromo:

Cr³⁺+ 6NH₃ => [Cr (NH₃)₆]³⁺

O octaedro de coordenação resultante em torno do centro do metal de cromo é mostrado abaixo:

Observe que a carga 3+ no cromo não é neutralizada no complexo. Sua cor é roxa, e é por isso que o octaedro é representado com essa cor.

Alguns complexos são mais interessantes, como no caso de certas enzimas que coordenam os átomos de ferro, zinco e cálcio.

- Decomposição

A decomposição é o oposto da síntese: um composto se divide em um, dois ou três elementos ou compostos.

Por exemplo, temos as três decomposições a seguir:

2HgO (s) => 2Hg (l) + O₂(g)

2h₂OU₂(l) => 2H₂O (l) + O₂(g)

H₂CO₃(ac) => CO₂(g) + H₂O (l)

O HgO é um sólido avermelhado que, sob a ação do calor, se decompõe em mercúrio metálico, um líquido preto e oxigênio.

O peróxido de hidrogênio ou peróxido de hidrogênio sofre decomposição, fornecendo água líquida e oxigênio.

E o ácido carbônico, por sua vez, se decompõe em dióxido de carbono e água líquida.

Uma decomposição "mais seca" é aquela sofrida por carbonatos metálicos:

Ladrao₃(s) => CaO (s) + CO₂(g)

Vulcão de classe

Uma reação de decomposição que tem sido usada nas aulas de química é a decomposição térmica do dicromato de amônio, (NH₄)₂Cr₂OU₇. Este sal cancerígeno de laranja (por isso deve ser manuseado com muito cuidado), queima para liberar muito calor e produzir um sólido verde, óxido crômico, Cr₂OU₃:

(NH₄)₂Cr₂OU₇(s) => Cr₂OU₃(s) + 4H₂O (g) + N₂(g)

- Deslocamento

As reações de deslocamento são um tipo de reação redox na qual um elemento desloca outro em um composto. O elemento deslocado acaba reduzindo ou ganhando elétrons.

Para simplificar o acima, a imagem acima é mostrada. Os círculos representam um elemento. Observa-se que o círculo verde limão desloca o azul, permanecendo do lado de fora; mas não só isso, mas o círculo azul encolhe no processo, e o verde limão oxida.

De hidrogênio

Por exemplo, temos as seguintes equações químicas para expor o explicado acima:

2Al (s) + 6HCl (aq) => AlCl₃(aq) + 3H₂(g)

Zr (s) + 2H₂O (g) => ZrO₂(s) + 2H₂(g)

Zn (s) + H₂SW₄(ac) => ZnSO₄(ac) + H₂(g)

Qual é o elemento deslocado para essas três reações químicas? Hidrogênio, que é reduzido a hidrogênio molecular, H₂; vai de um número de oxidação de +1 a 0. Observe que os metais alumínio, zircônio e zinco podem deslocar os hidrogênios dos ácidos e da água; enquanto o cobre, nem prata nem ouro, não.

Metal e halogênio

Da mesma forma, existem essas duas reações de deslocamento adicionais:

Zn (s) + CuSO₄(ac) => Cu (s) + ZnSO₄(ac)

Cl₂(g) + 2NaI (aq) => 2NaCl (aq) + I₂(s)

Na primeira reação, o zinco desloca o cobre metálico menos ativo; o zinco oxida enquanto o cobre é reduzido.

Já na segunda reação, o cloro, elemento mais reativo que o iodo, desloca este no sal de sódio. Aqui é o contrário: o elemento mais reativo é reduzido pela oxidação do elemento deslocado; portanto, o cloro é reduzido pela oxidação do iodo.

- Formação de gás

Nas reações pôde-se constatar que vários deles geraram gases e, portanto, também entram neste tipo de reação química. Da mesma forma, as reações da seção anterior, de deslocamento do hidrogênio por um metal ativo, são consideradas reações de formação de gás.

Além dos já mencionados, os sulfetos de metal, por exemplo, liberam sulfeto de hidrogênio (que cheira a ovo podre) quando o ácido clorídrico é adicionado:

N / D₂S (s) + 2HCl (aq) => 2NaCl (aq) + H₂S (g)

- Metátese ou duplo deslocamento

Na metátese ou reação de duplo deslocamento, o que ocorre é uma troca de parceiros sem transferência de elétrons; ou seja, não é considerada uma reação redox. Como pode ser visto na imagem acima, o círculo verde quebra o link com o círculo azul escuro para vincular ao círculo azul claro.

Precipitação

Quando as interações de um dos parceiros são fortes o suficiente para superar o efeito de solvatação do líquido, um precipitado é obtido. As seguintes equações químicas representam reações de precipitação:

AgNO₃(aq) + NaCl (aq) => AgCl (s) + NaNO₃(ac)

CaCl₂(ac) + Na₂CO₃(ac) => CaCO₃(s) + 2NaCl (aq)

Na primeira reação, o Cl^– muda para NÃO₃^– para formar cloreto de prata, AgCl, que é um precipitado branco. E na segunda reação, o CO₃^2- muda para Cl^– para precipitar carbonato de cálcio.

Ácido base

Talvez a mais emblemática das reações de metátese seja a neutralização ácido-básica. Finalmente, duas reações ácido-base são mostradas como exemplos:

HCl (aq) + NaOH (aq) => NaCl (aq) + H₂O (l)

2HCl (aq) + Ba (OH)₂(ac) => BaCl₂(ac) + 2H₂O (l)

O OH^– deslocar o Cl^– para formar sais de água e cloreto.

Exemplos de reações químicas

Abaixo e abaixo, serão feitas menções a algumas reações químicas com suas respectivas equações e comentários.

Deslocamento

Zn (s) + AgNO₃(ac) → 2Ag (s) + Zn (NO₃)₂(ac)

O zinco desloca prata em seu sal de nitrato: reduz-o de Ag⁺ a Ag. Como resultado, a prata metálica começa a precipitar no meio, observada ao microscópio como árvores prateadas sem folhas. Por outro lado, nitrato combina com íons Zn²⁺ resultante para formar nitrato de zinco.

Neutralização

Ladrao₃(s) + 2HCl (aq) → CaCl₂(ac) + H₂O (l) + CO₂(g)

O ácido clorídrico neutraliza o sal de carbonato de cálcio para produzir um sal, cloreto de cálcio, água e dióxido de carbono. O CO₂ ele borbulha e é detectado na água. Esse borbulhamento também é obtido pela adição de HCl ao giz ou à casca do ovo, rico em CaCO.₃.

NH₃(g) + HCl (g) → NH₄Cl (s)

Nesta segunda reação, os vapores de HCl neutralizam a amônia gasosa. O sal de cloreto de amônio, NH₄Cl, é formado como uma fumaça esbranquiçada (imagem inferior), pois contém partículas muito finas suspensas no ar.

Rolagem dupla

AgNO₃(aq) + NaCl (aq) → AgCl (s) + NaNO₃(ac)

Em uma reação de duplo deslocamento, há uma troca de "parceiros". A prata muda de parceiro com o sódio. O resultado é que o novo sal, cloreto de prata, AgCl, precipita como um sólido leitoso.

Redox

Existem inúmeras reações redox. Um dos mais impressionantes é o do Barkin Dog:

8 N₂O (g) + 4 CS₂(l) → S₈(s) + 4 CO₂(g) + 8 N₂(g)

A energia liberada quando os três produtos estáveis são formados é tanta que ocorre um clarão azulado (imagem superior) e um retumbante aumento na pressão causado pelos gases produzidos (CO₂ e n₂).

E, além disso, tudo isso é acompanhado por um som muito alto, semelhante ao latido de um cachorro. O enxofre produzido, S₈, cobre as paredes internas do tubo em amarelo.

Qual espécie é reduzida e qual é oxidada? Como regra geral, os elementos têm número de oxidação 0. Portanto, o enxofre e o nitrogênio nos produtos devem ser as espécies que ganharam ou perderam elétrons.

Enxofre oxidado (elétrons perdidos), pois tinha número de oxidação -2 em CS₂ (C⁴⁺S₂^2-):

S^2- → S⁰ + 2e^–

Enquanto o nitrogênio foi reduzido (ganhou elétrons), porque teve número de oxidação +1 no N₂EM₂⁺OU^2-):

2N⁺ + 2e → N⁰

Exercícios de reações químicas resolvidas

- Exercício 1

Qual sal precipita na seguinte reação em meio aquoso?

N / D₂S (ac) + FeSO₄(ac) →?

Como regra geral, todos os sulfetos, com exceção daqueles formados com metais alcalinos e amônio, precipitam em meio aquoso. Há um duplo deslocamento: o ferro se liga ao enxofre e o sódio ao sulfato:

N / D₂S (ac) + FeSO₄(ac) → FeS (s) + Na₂SW₄(ac)

- Exercício 2

Que produtos obteremos da seguinte reação?

Carimbo₃)₂ + Ca (OH)₂ → ¿?

O hidróxido de cálcio não é muito solúvel em água; mas a adição de nitrato de cobre ajuda a solubilizá-lo porque ele reage para formar seu hidróxido correspondente:

Carimbo₃)₂(ac) + Ca (OH)₂(ac) → Cu (OH)₂(s) + Ca (NÃO₃)₂(ac)

Cu (OH)₂ é imediatamente reconhecível como um precipitado azul.

- Exercício 3

Qual sal será produzido na próxima reação de neutralização?

Al (OH)₃(s) + 3HCl (aq) →?

O hidróxido de alumínio se comporta como uma base reagindo com o ácido clorídrico. Em uma reação de neutralização ácido-base (Bronsted-Lowry), sempre se forma água, então o outro produto deve ser cloreto de alumínio, AlCl₃:

Al (OH)₃(s) + 3HCl (aq) → AlCl₃(aq) + 3H₂OU

Desta vez, o AlCl₃ não precipita porque é um sal (até certo ponto) solúvel em água.

Referências

Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.
Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica. (Quarta edição). Mc Graw Hill.
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