Planejativo

Reações e Balanceamento por oxirredução

Entalpia

Lei de Hess

Entalpia de Ligação

Soluções: classificação e solubilidade

Unidades de concentração

Diluição de soluções

Mistura de soluções

Cinética química: Visão geral

Cinética química: Velocidade média e Lei da velocidade

Noções e cálculos de equilíbrio químico

Deslocamento de equilíbrio

Equilíbrio iônico da água, pH e pOH

Hidrólise de sais

Equilíbrio iônico e Produto de Solubilidade (Kps)

Soluções tampão e Titulação

Número de oxidação (NOX)

Pilhas

Eletrólise ígnea

Eletrólise aquosa

Eletrólise com eletrodos reativos

Estequiometria da eletrólise

Propriedades coligativas

Coloides

Alguns pontos-chave dessa matéria para o ENEM que devem ser levados em conta ao estudarmos são:

Reatividade química é uma propriedade que descreve a tendência de um elemento químico em participar de uma reação química. Ela determina o quão prontamente um átomo ou molécula irá reagir quando entra em contato com outra substância. Essa reatividade está intimamente relacionada à configuração eletrônica do elemento.

Nas reações de oxirredução (também chamadas de reações redox), ocorre uma transferência de elétrons entre os átomos envolvidos na reação. Essa transferência é justamente o que possibilita a reação. Um elemento é oxidado (perde elétrons) e outro é reduzido (ganha elétrons). A reatividade determina a tendência dos elementos em perder (oxidação) ou ganhar (redução) elétrons.

Por exemplo, nos metais, a reatividade está relacionada com a facilidade de perder elétrons e, por isso, eles geralmente sofrem oxidação em reações redox. Já os ametais, que têm alta eletronegatividade, tendem a ganhar elétrons, portanto, são comumente reduzidos em reações redox.

Portanto, a reatividade dos elementos é crucial para entender e prever quais reações redox irão ocorrer espontaneamente, o que tem grande importância prática em diversas áreas, como em processos industriais e em conceitos fundamentais da eletroquímica.

Hoje, vamos falar sobre a reatividade dos metais e como isso influencia as reações químicas. Você sabia que podemos prever se uma reação química acontecerá simplesmente verificando a reatividade dos metais envolvidos? É isso aí! E é por isso que a "fila de reatividade dos metais" é uma ferramenta tão útil.

Vamos fazer um experimento mental. Imaginem que temos dois béqueres.

No primeiro, colocamos uma lâmina de zinco em uma solução azul de sulfato de cobre. No segundo, colocamos uma lâmina de cobre em uma solução de sulfato de zinco.

Depois de algum tempo, a solução azul do primeiro béquer vai ficar incolor e vai se formar um depósito na lâmina de zinco. Já no segundo béquer... nada acontece. Por quê?

Bem, o que aconteceu no primeiro béquer é uma reação de simples troca. O zinco, por ser mais reativo que o cobre, conseguiu deslocar o cobre da solução, formando sulfato de zinco e cobre metálico.

Essa reação de simples troca também é chamada de 

, onde o metal mais reativo doa elétrons para o cátion do outro metal. No nosso exemplo, o zinco doou elétrons para os íons cobre, formando cobre metálico.

Já no segundo béquer, nada aconteceu porque o cobre é menos reativo que o zinco, ou seja, não consegue deslocar o zinco da solução.

Agora, você deve estar se perguntando: como sabemos que um metal é mais reativo que o outro? É aí que entra a fila de reatividade dos metais. Nela, os metais são ordenados de acordo com sua reatividade. Se o metal da reação estiver acima do cátion do outro metal na fila, a reação ocorrerá. Caso contrário, a reação não ocorrerá.

Um detalhe interessante é que o ouro é o metal menos reativo, o que significa que não tem tendência de perder elétrons. É por isso que o ouro é tão durável e valioso, resistindo intacto ao passar do tempo, como podemos ver em peças antigas de ouro.

Um último detalhe: na fila de reatividade dos metais, também está incluído o hidrogênio, para podermos comparar a capacidade dos metais de deslocar o hidrogênio de alguns ácidos. Por exemplo, se mergulharmos uma lâmina de zinco no ácido clorídrico, haverá uma reação e formaremos gás hidrogênio, pois o zinco é mais reativo que o hidrogênio.

Mas se tentarmos a mesma coisa com cobre ou ouro, nada acontecerá, porque ambos são menos reativos que o hidrogênio.

Pense na reatividade dos ametais como uma competição para quem pode atrair elétrons. Assim como nos metais, os ametais têm níveis diferentes de reatividade, mas neste caso, a competição é para ver quem é o melhor em atrair elétrons, não em perdê-los.

Vamos olhar para um exemplo. Quando a água de cloro (Cl

(aq)) e o iodeto de potássio (KI(aq)) são misturados, um precipitado marrom aparece. Isso acontece porque o cloro "rouba" os elétrons do iodo no iodeto de potássio, produzindo um precipitado de iodo. Assim, o cloro se mostra mais reativo do que o iodo.

Por outro lado, se tentássemos fazer o iodo reagir com o cloreto de potássio, nada aconteceria. O iodo não consegue "roubar" os elétrons do cloro porque é menos reativo.

Outro exemplo: se você misturar o flúor com o cloreto de sódio, o flúor será o vencedor na competição por elétrons, mostrando que é mais reativo que o cloro.

A partir de experimentos como estes, os cientistas criaram uma "fila de reatividade" para os ametais, da seguinte forma:

Então, para prever se uma reação vai ocorrer, basta olhar para esta lista: se o ametal na substância simples é mais reativo (está mais à esquerda na lista), então a reação vai acontecer. O flúor é o ametal mais reativo, enquanto o carbono é o menos reativo.

Aqui está uma maneira fácil de lembrar a fila de reatividade dos ametais:

Um breve mapa mental sobre balanceamento e reações de oxirredução! Fonte: 

Vamos conversar um pouco sobre as reações de oxirredução, que são muito importantes na química. Se você se lembrar, os átomos têm elétrons girando ao redor deles, certo? Bem, nas reações de oxirredução, esses elétrons são transferidos de um átomo para outro. Legal, né?

E aqui é onde entra um conceito chamado número de oxidação, ou "nox", para os íntimos. O nox de um átomo muda quando ele ganha ou perde elétrons durante uma reação. Então, temos duas coisas que podem acontecer:

O interessante é que em uma reação de oxirredução, enquanto um elemento está perdendo elétrons (oxidação), outro está ganhando (redução). Assim, o total de elétrons perdidos é igual ao total de elétrons ganhos. Isso acontece em várias reações que vemos todos os dias, como a combustão (queima) de um carro, a corrosão de um metal, e até a fotossíntese das plantas!

Agora, vamos entender os personagens dessa história:

Mas você pode se perguntar: como sabemos quem doa e quem recebe os elétrons? Aqui entra a eletronegatividade, que é basicamente o quanto um átomo "ama" elétrons. Quanto mais eletronegativo, mais vontade de receber elétrons ele tem!

Por exemplo, na reação entre Ferro e Cloro, o Cloro é mais eletronegativo (adora elétrons!) e acaba recebendo os elétrons do Ferro.

O mesmo acontece na reação entre Ferro e Oxigênio, onde o Oxigênio, que também ama elétrons, acaba recebendo do Ferro.

E aqui é onde entra a reatividade de que falamos anteriormente: se um elemento for mais reativo, ele terá mais facilidade para perder (se for um metal) ou ganhar (se for um ametal) elétrons. Isso nos ajuda a prever se uma reação de oxirredução vai acontecer ou não!

Agora vamos aprender a balancear reações por oxirredução. Sabemos que, em reações de oxirredução, os elétrons são transferidos de uma substância para outra. Assim, a quantidade de elétrons perdidos deve ser igual à quantidade de elétrons ganhos. Isso é essencial para manter a reação balanceada!

Agora, vamos ver como aplicar isso na prática, passo a passo, usando o exemplo da reação entre uma solução aquosa de permanganato de potássio (KMnO₄) e ácido clorídrico (HCl).

A equação química inicial é: KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

Passo 1: Determinar os números de oxidação (nox)

Primeiro, precisamos identificar o nox de cada elemento na reação. Isso nos ajuda a ver quais substâncias são oxidadas (perdem elétrons) e quais são reduzidas (ganham elétrons). Fazemos isso da seguinte forma:

KMnO₄(+1, +7, -2) + HCl(+1, -1) → KCl(+1, -1) + MnCl₂(+2, -1) + Cl₂(0) + H₂O(+1, -2)

Agora, vamos olhar para a mudança nos nox. Vemos que o manganês (Mn) é reduzido (seu nox diminui) e o cloro (Cl) é oxidado (seu nox aumenta):

Mn: Δnox = +5 (redução) Cl: Δnox = -1 (oxidação)

Para o Cl, estamos interessados principalmente no Cl₂, já que é onde a mudança de nox acontece. Cada cloro que forma Cl₂ perde um elétron; como precisamos de dois cloros para formar Cl₂, perdemos um total de dois elétrons.

Agora, trocamos os valores de Δnox entre Mn e Cl. Esses se tornam os coeficientes na equação:

MnCl₂: coeficiente = 2 Cl₂: coeficiente = 5

Então, nossa equação agora se parece com isso:

KMnO₄ + HCl → KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + H₂O

Agora, vamos começar a balancear o resto da equação:

Para conferir se a equação está corretamente balanceada, devemos verificar se a quantidade de cada átomo é igual nos dois lados da equação, e também se o número total de elétrons perdidos é igual ao número total de elétrons ganhos.