1. Símbolos usados nas equações químicas
1.1. - Catalisadores ou aquecimento: ∆ - Formação de um precipitado: ↓ - Quando a reação é reversível: ↔ - Presença de luz: λ
1.1.1. Números são utilizados para descrever as proporções das diferentes substâncias que entram nas reações, veja a equação: H2 + Cl2 → 2 HCl
1.1.1.1. Esse número que antecede o elemento, no caso o número 2, é chamado de coeficiente estequiométrico. A função desse coeficiente é indicar a quantidade de cada substância que participa da reação.
1.2. Quando há presença de luz: λ Elemento no estado gasoso: (g) Elemento no estado sólido: (s) Elemento no estado de vapor: (v) Elemento no estado líquido: (l) Presença de solução aquosa: (aq)
2. Balanceamento de equações químicas
2.1. O balanceamento das equações químicas demostra sua estabilidade e equilíbrio, uma vez que deve conter o mesmo número de átomos de cada elemento em ambos os lados da equação.
2.2. Os coeficientes estequiométricos são os números que aparecem na frente dos elementos, indicando quantos átomos existem na reação.
2.2.1. Quando o coeficiente for 1 geralmente ele fica subentendido e não aparece descrito. De tal modo, podemos dizer que as fórmulas (H2, O2, C2, H2O, HCl, CaO, etc.) oferecem um sentido qualitativo, enquanto os coeficientes dão o sentido quantitativo das equações químicas.
2.2.1.1. Al+O2 → Al2O3 Para balancear a equação química acima, primeiramente devemos escolher o elemento que surge somente uma vez na primeira e na segunda parte da equação, sendo que nesse caso é igual para o Alumínio (Al) e o Oxigênio (O).
2.2.1.1.1. Observado isso, devemos escolher o elemento com índices maiores, nesse caso, o oxigênio (O), com 2 (no primeiro membro) e 3 (no segundo membro). Por conseguinte, devemos transpor os índices do primeiro e do segundo membro, usando-os como coeficientes.
2.2.1.1.2. Para que a equação acima fique balanceada devemos acrescentar os coeficientes 4 (2.2=4) e 2 na frente do elemento alumínio (Al) no primeiro e no segundo membro respectivamente, e ainda, o 3 no oxigênio (O) do primeiro membro.
2.3. “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma” donde “A soma das massas das substâncias reagentes é igual à soma das massas dos produtos da reação”.
3. Através da Equação Química é possível saber o estado físico do átomo participante da reação, através das letras respectivas entre parênteses: Gás (g), Vapor (v), Líquido (l), Solução aquosa (aq), Sólido (s), Cristal (c).
4. O que é
4.1. A equação química é a forma de se descrever uma reação química. Os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos no lado direito.
5. Equações comuns e iônicas
5.1. H2(g) + O2(g) → H2O (l) – equação comum H+ + OH-→ H2O – equação iônica
5.2. Os elementos que estão à esquerda da seta são denominados reagentes, os quais participam das reações químicas, enquanto aqueles que estão à direita são chamados de produtos, ou seja, as substâncias que são formadas a partir dessa reação.
6. Tipos de equações químicas
6.1. Reações de Síntese ou Adição (A+B → AB): reação entre duas substâncias gerando uma nova e mais complexa, por exemplo: C + O2 → CO2.
6.1.1. Reações de Análise ou de Decomposição (AB → A+B): ao contrário da reação de adição, essa reação ocorre de modo que uma substância composta se divide em duas ou mais substâncias simples, por exemplo: 2HGO → 2HG + O2.
6.1.1.1. Reações de Deslocamento ou de Substituição ou de Simples Troca (AB+C → AC+B ou AB+C → CB+A): corresponde a reação entre uma substância simples e outra composta, resultando na variação da substância composta em simples, por exemplo: Fe + 2HCL → H2 + FeCl2.
6.1.1.2. Reações de Dupla-Troca ou de Dupla Substituição (AB+CD → AD+CB): reação entre duas substâncias compostas que trocam entre si os elementos químicos, resultando em duas novas substâncias compostas, por exemplo: NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.