Reações químicas 3D
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Vê os átomos a reorganizarem-se quando ligações se quebram e se formam
O que você pode explorar
Formação da água
2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
Rompem-se as ligações H–H do hidrogênio e a ligação dupla O=O do oxigênio, e cada átomo de oxigênio forma duas novas ligações O–H. As novas ligações são mais fortes do que as rompidas, por isso libera-se muita energia: uma mistura de hidrogênio e oxigênio explode ao ser inflamada.
No dia a dia: Células a combustível e alguns motores de foguete obtêm energia do hidrogênio com esta reação, e o único produto é água.
Síntese da amônia
N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃
Rompem-se a fortíssima ligação tripla N≡N do nitrogênio e as ligações H–H do hidrogênio, e cada átomo de nitrogênio forma três ligações N–H. A ligação tripla é tão difícil de romper que a reação só é rápida o suficiente com catalisador; o processo Haber-Bosch produz assim a amônia dos fertilizantes que alimentam grande parte da humanidade.
No dia a dia: Quase todos os fertilizantes nitrogenados usados nas lavouras são feitos com amônia obtida por esta reação.
Síntese do cloreto de hidrogênio
H₂ + Cl₂ → 2 HCl
A luz ou o calor quebram a ligação Cl–Cl em átomos de cloro (radicais), que iniciam uma reação em cadeia: rompem-se ligações H–H e Cl–Cl e formam-se ligações H–Cl. A reação libera energia e, sob luz intensa, a mistura pode até explodir; dissolvendo o HCl gasoso em água obtém-se o ácido clorídrico.
No dia a dia: O ácido clorídrico é usado para remover calcário e limpar metais e, diluído, também está no seu suco gástrico.
Formação do monóxido de nitrogênio
N₂ + O₂ → 2 NO
Rompem-se a ligação tripla N≡N do nitrogênio e a ligação dupla O=O do oxigênio, e formam-se ligações nitrogênio–oxigênio em duas moléculas de NO. Romper ligações tão fortes exige mais energia do que as novas devolvem, por isso a reação absorve calor e só ocorre a temperaturas muito altas; é por isso que o nitrogênio e o oxigênio do ar normalmente não reagem.
No dia a dia: O monóxido de nitrogênio forma-se nos raios e nos motores quentes dos carros e é o primeiro passo para os óxidos de nitrogênio dos gases de escapamento e do smog.
Formação do dióxido de nitrogênio
2 NO + O₂ → 2 NO₂
Rompe-se a ligação dupla O=O do oxigênio e cada molécula de NO liga-se a mais um átomo de oxigênio por uma nova ligação nitrogênio–oxigênio. A reação ocorre espontaneamente à temperatura ambiente e libera calor: o NO incolor transforma-se em NO₂, um gás castanho-avermelhado e tóxico.
No dia a dia: A névoa acastanhada sobre as cidades movimentadas em dias de poluição é em parte NO₂ dos gases de escapamento, que também contribui para a chuva ácida.
Oxidação do dióxido de enxofre
2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃
Rompe-se a ligação dupla O=O do oxigênio e cada molécula de SO₂ ganha um terceiro átomo de oxigênio por uma nova ligação enxofre–oxigênio. A reação libera calor e é reversível, por isso a indústria a acelera com óxido de vanádio(V) como catalisador; é a etapa-chave do processo de contato para produzir ácido sulfúrico.
No dia a dia: O ácido sulfúrico produzido assim é usado em fertilizantes e baterias de carro, e a mesma oxidação do SO₂ no ar contribui para a chuva ácida.
Combustão do monóxido de carbono
2 CO + O₂ → 2 CO₂
Rompe-se a ligação dupla O=O do oxigênio e cada molécula de CO recebe um átomo de oxigênio; o carbono passa a ter duas ligações duplas C=O na molécula linear de CO₂. O CO queima com chama azul e libera muito calor, transformando o venenoso CO no muito menos perigoso CO₂.
No dia a dia: O catalisador do escapamento dos carros usa esta reação para eliminar dos gases o venenoso monóxido de carbono.
Formação do ácido carbônico
CO₂ + H₂O → H₂CO₃
Uma molécula de água liga-se ao átomo de carbono do CO₂: uma ligação dupla C=O torna-se simples, rompe-se uma ligação O–H da água e o seu hidrogênio passa para um oxigênio, de modo que o H₂CO₃ fica com dois grupos O–H. É um equilíbrio muito deslocado para os reagentes: a maior parte do CO₂ fica apenas dissolvida e só uma pequena parte forma ácido carbônico, que torna a solução levemente ácida.
No dia a dia: Refrigerantes e água com gás têm um gosto levemente ácido por causa do ácido carbônico, e ao abrir a garrafa o CO₂ dissolvido escapa em bolhas.
Decomposição do peróxido de hidrogênio
2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂
Rompem-se a fraca ligação simples O–O e algumas ligações O–H do H₂O₂; os átomos reorganizam-se em moléculas de água com novas ligações O–H e numa molécula de oxigênio com ligação dupla O=O. Sozinha a reação é lenta, mas um catalisador como o dióxido de manganês ou a enzima catalase a acelera enormemente, e o oxigênio liberado faz a mistura espumar.
No dia a dia: Quando você coloca água oxigenada num machucado, ela borbulha porque a catalase do sangue a decompõe em água e oxigênio.
Eletrólise da água
2 H₂O → 2 H₂ + O₂
A corrente elétrica fornece a energia necessária para romper as ligações O–H da água; os átomos de hidrogênio unem-se por ligações H–H e os de oxigênio por uma ligação dupla O=O. É o inverso da formação da água, por isso exige pelo menos tanta energia quanto a combustão do hidrogênio libera; no cátodo forma-se hidrogênio e no ânodo oxigênio, na proporção de volume 2 : 1.
No dia a dia: Eletrolisadores alimentados por energia solar ou eólica produzem assim hidrogênio “verde” como combustível limpo.
Decomposição do ozônio
2 O₃ → 3 O₂
No ozônio, três átomos de oxigênio estão unidos por duas ligações mais fracas do que a ligação dupla O=O; a luz UV as rompe e os átomos liberados reorganizam-se em três moléculas de O₂ com ligações duplas O=O. No total libera-se energia, e na camada de ozônio as moléculas de ozônio, ao se romperem, absorvem a perigosa radiação ultravioleta do Sol.
No dia a dia: A camada de ozônio, no alto da estratosfera, protege você assim de queimaduras solares e de danos à pele causados pela luz UV.
Decomposição do tetróxido de dinitrogênio
N₂O₄ → 2 NO₂
Rompe-se a ligação N–N, relativamente fraca, no centro da molécula de N₂O₄, que se divide em duas moléculas de NO₂; não se formam novas ligações, por isso a reação absorve energia. É um equilíbrio reversível: o aquecimento o desloca para o NO₂ castanho e o resfriamento traz de volta o N₂O₄ incolor – uma demonstração clássica do princípio de Le Chatelier.
No dia a dia: No laboratório da escola, um tubo selado com este gás escurece em água quente e clareia em água gelada; o N₂O₄ também é usado como oxidante em motores de naves espaciais.
Combustão do metano
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O
Rompem-se as quatro ligações C–H do metano e as ligações duplas O=O de duas moléculas de oxigênio; o carbono forma duas ligações duplas C=O no CO₂ e os hidrogênios formam ligações O–H em duas moléculas de água. No conjunto, as novas ligações são muito mais fortes do que as rompidas, por isso libera-se muito calor – é por isso que o gás natural é um combustível tão bom.
No dia a dia: A chama azul do fogão ou do aquecedor a gás é o metano do gás natural queimando.
Combustão do etano
2 C₂H₆ + 7 O₂ → 4 CO₂ + 6 H₂O
Em cada molécula de etano rompem-se a ligação C–C e seis ligações C–H, junto com as ligações O=O das moléculas de oxigênio; os carbonos terminam no CO₂ (ligações C=O) e os hidrogênios na água (ligações O–H). Duas moléculas de etano precisam de sete de oxigênio e, como toda combustão de alcanos, a reação libera muito calor.
No dia a dia: O etano é, depois do metano, o componente mais abundante do gás natural, por isso queima junto com ele em fogões e usinas.
Combustão do propano
C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O
Rompem-se as duas ligações C–C e as oito C–H do propano, junto com as ligações O=O de cinco moléculas de oxigênio; formam-se três moléculas de CO₂ com ligações duplas C=O e quatro de água com ligações O–H. O propano liquefaz-se facilmente sob pressão moderada, por isso um pequeno botijão guarda muita energia.
No dia a dia: Fogareiros de camping, churrasqueiras a gás e carros a GLP queimam propano (muitas vezes misturado com butano).
Combustão do etanol
C₂H₅OH + 3 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O
Rompem-se as ligações C–C, C–H, C–O e O–H do etanol junto com as ligações O=O de três moléculas de oxigênio; os átomos recombinam-se em duas moléculas de CO₂ (ligações C=O) e três de água (ligações O–H). Como o etanol já contém um átomo de oxigênio, precisa de menos oxigênio que o etano e queima com uma chama azul limpa, quase invisível.
No dia a dia: O etanol queima nas lamparinas a álcool do laboratório da escola, nas sobremesas flambadas e como combustível dos carros a álcool e flex.
Combustão do octano
2 C₈H₁₈ + 25 O₂ → 16 CO₂ + 18 H₂O
Cada molécula de octano perde as suas sete ligações C–C e dezoito C–H, e rompem-se também as ligações O=O do oxigênio; os átomos formam CO₂ com ligações duplas C=O e água com ligações O–H. Duas moléculas de octano precisam de nada menos que 25 de oxigênio; se falta ar, forma-se, em vez de CO₂, o venenoso monóxido de carbono ou fuligem.
No dia a dia: Sempre que um carro a gasolina anda, o octano e hidrocarbonetos semelhantes do combustível queimam assim nos cilindros do motor.
Respiração celular
C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O
No total, rompem-se as ligações C–C, C–H, C–O e O–H da glicose e as ligações O=O do oxigênio, e os átomos terminam em CO₂ e água. Na célula isso não acontece de uma vez, como numa chama, mas em muitas etapas controladas por enzimas, a maioria nas mitocôndrias, e parte da energia liberada é armazenada no ATP; o app mostra apenas a equação global.
No dia a dia: A cada respiração você fornece o oxigênio para esta reação, e o CO₂ que você expira é um dos seus produtos.
Fotossíntese
6 CO₂ + 6 H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂
No total, rompem-se as ligações C=O do dióxido de carbono e as ligações O–H da água; na glicose formam-se novas ligações C–C, C–H, C–O e O–H, enquanto os átomos de oxigênio da água se unem em O₂. A energia vem da luz captada pela clorofila nos cloroplastos e fica armazenada nas ligações da glicose; na realidade é uma longa cadeia de etapas enzimáticas, e o app mostra apenas a equação global.
No dia a dia: Cada folha verde produz açúcar assim, e o oxigênio que você respira foi liberado por plantas e algas.
Cloração do metano
CH₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl
A luz UV quebra a ligação Cl–Cl em dois radicais cloro, que iniciam uma reação em cadeia: no metano rompe-se uma ligação C–H, em seu lugar forma-se uma ligação C–Cl e o hidrogênio arrancado forma H–Cl. É uma substituição via radicais livres: um átomo de hidrogênio é trocado por um de cloro; com mais cloro, a substituição continua até CH₂Cl₂, CHCl₃ e CCl₄.
No dia a dia: O clorometano é usado principalmente para fabricar silicones, como o selante em volta da banheira ou as formas flexíveis de bolo.
Hidrogenação do eteno
C₂H₄ + H₂ → C₂H₆
Na superfície do catalisador metálico rompe-se a ligação H–H e abre-se uma das duas ligações da dupla C=C; cada átomo de carbono forma então uma nova ligação C–H e fica uma ligação simples C–C. É uma adição: duas moléculas juntam-se numa só sem que nada se separe, e o eteno insaturado torna-se etano saturado.
No dia a dia: O mesmo tipo de reação com catalisador de níquel transforma óleos vegetais líquidos em gorduras sólidas, por exemplo para a margarina.
Bromação do eteno
C₂H₄ + Br₂ → C₂H₄Br₂
Rompe-se a ligação Br–Br e abre-se uma das duas ligações da dupla C=C; cada carbono liga-se então a um átomo de bromo por uma nova ligação C–Br. Como o bromo, castanho-alaranjado, é consumido, a cor desaparece – é um teste rápido que mostra que uma substância tem uma ligação dupla C=C.
No dia a dia: No laboratório da escola, a descoloração da água de bromo é o modo padrão de distinguir alcenos de alcanos.
Hidratação do eteno
C₂H₄ + H₂O → C₂H₅OH
Abre-se uma das duas ligações da dupla C=C e rompe-se uma ligação O–H da molécula de água; um carbono recebe um átomo de hidrogênio (nova ligação C–H) e o outro um grupo OH (nova ligação C–O). Por esta adição produz-se etanol a partir do eteno do petróleo; é a principal via de obtenção do etanol sintético.
No dia a dia: O etanol obtido assim é usado como solvente e em desinfetantes, cosméticos e tintas, e não em bebidas.
Esterificação do ácido acético
CH₃COOH + C₂H₅OH → CH₃COOC₂H₅ + H₂O
Rompem-se a ligação C–O do grupo OH do ácido acético e a ligação O–H do etanol; o OH do ácido e o H do álcool saem como uma molécula de água, e uma nova ligação C–O une as duas partes no éster acetato de etila. A reação é reversível e atinge um equilíbrio quase sem troca de calor; o ácido sulfúrico concentrado a acelera e retém a água, deslocando o equilíbrio para o éster.
No dia a dia: O acetato de etila tem cheiro de fruta e é o solvente de alguns removedores de esmalte e colas; ésteres parecidos dão aroma às frutas.
Perguntas frequentes
O que é Reações químicas 3D?
Reações químicas 3D é uma simulação interativa gratuita do StudyFi Lab. Funciona direto no navegador, sem cadastro e sem instalar nada. Vê os átomos a reorganizarem-se quando ligações se quebram e se formam
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Sim. Reações químicas 3D é totalmente gratuito. Funciona no navegador do computador, tablet ou celular, e você não precisa de conta.
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