Reações de decomposição: previsão dos produtos em Química do HSC

Aqueça suficientemente um pedaço de calcário e a sua massa diminui. Nada foi raspado, e o sólido não se limitou a derreter. Então, para onde foi a massa que desapareceu?

Antes de continuar a ler, preveja os produtos. O calcário é constituído principalmente por carbonato de cálcio, \(\ce{CaCO3}\). Se o aquecimento fizer com que este se decomponha, que átomos terão necessariamente de continuar presentes depois?

Os átomos de cálcio, carbono e oxigénio não podem desaparecer. Em vez disso, são reorganizados, formando óxido de cálcio e dióxido de carbono:

\[ \ce{CaCO3(s) -> CaO(s) + CO2(g)} \]

O dióxido de carbono escapa sob a forma de gás, pelo que o sólido que fica para trás tem uma massa menor. Esta é uma reação de decomposição: um composto decompõe-se em duas ou mais substâncias mais simples.

Esta ideia básica é simples. A competência realmente útil é conseguir reconhecer quando ocorre uma decomposição e, mais importante ainda, prever quais deverão ser os produtos.

01O modelo mental: uma estrutura separa-se

Imagine um composto como um conjunto de átomos ligados segundo uma determinada disposição. Uma reação de decomposição começa com um único tipo de composto e reorganiza os seus átomos em dois ou mais produtos.

Um padrão simplificado é:

\[ \ce{AB -> A + B} \]

Por exemplo, o peróxido de hidrogénio decompõe-se em água e oxigénio:

\[ \ce{2H2O2(aq) -> 2H2O(l) + O2(g)} \]

A característica importante não é que todos os compostos se dividam literalmente em duas partes chamadas A e B. É que um reagente produz vários produtos.

Uma forma um pouco disparatada de imaginar isto é pensar num casal que decide que fica melhor separado. Antes da reação, existe uma relação. Depois, existem várias partes independentes. A analogia ajuda a compreender a direção geral – uma coisa transforma-se em várias -, mas a química é mais rigorosa do que os relacionamentos. Os átomos não podem simplesmente deixar de responder uns aos outros e desaparecer. Todos os átomos presentes antes da reação têm de continuar contabilizados depois.

Esta conservação dos átomos corresponde à mesma ideia desenvolvida com mais detalhe em Reorganização dos Átomos nas Reações.

02Como reconhecer uma reação de decomposição

Comece por observar o lado dos reagentes da equação.

Uma reação de decomposição tem normalmente:

• um composto como reagente químico
• dois ou mais produtos
• em muitos casos, um fornecimento de energia, como calor, luz ou eletricidade

Por exemplo:

\[ \ce{2HgO(s) -> 2Hg(l) + O2(g)} \]

Um composto, o óxido de mercúrio(II), forma duas substâncias mais simples.

Compare com:

\[ \ce{2Mg(s) + O2(g) -> 2MgO(s)} \]

Isto não é uma decomposição. Dois reagentes combinam-se para formar um produto, pelo que segue o padrão geral oposto, uma reação de síntese. Pode comparar os dois tipos de reação em Reações de Síntese: Previsão de Produtos e Balanceamento de Equações.

Uma primeira regra de decisão útil é, portanto:

Esta é uma regra de reconhecimento, não uma explicação completa. As equações reais podem conter catalisadores, condições indicadas por cima da seta ou vários produtos. Continua a ser necessário conhecimento químico para prever quais são os produtos formados.

03A energia faz frequentemente com que o composto se decomponha

Muitos compostos são estáveis até lhes ser fornecida energia.

Três formas comuns de provocar uma decomposição são:

• decomposição térmica: a energia é fornecida através de aquecimento
• fotodecomposição: a energia é fornecida pela luz
• decomposição eletrolítica: a energia elétrica impulsiona a reação

Por exemplo, o carbonato de cálcio sofre decomposição térmica:

\[ \ce{CaCO3(s) -> CaO(s) + CO2(g)} \]

O cloreto de prata pode decompor-se quando é exposto à luz:

\[ \ce{2AgCl(s) -> 2Ag(s) + Cl2(g)} \]

A água pode ser decomposta utilizando energia elétrica:

\[ \ce{2H2O(l) -> 2H2(g) + O2(g)} \]

Repare num aspeto importante. O calor, a luz e a eletricidade não são reagentes químicos adicionais. Fornecem energia ao sistema.

Isto significa que uma equação pode continuar a representar uma decomposição mesmo quando uma condição como «calor» aparece junto da seta da reação.

04Prever os produtos: não se limite a dividir a fórmula

Suponha que lhe é dado:

\[ \ce{CaCO3 -> ?} \]

Uma abordagem tentadora consiste em olhar para a fórmula e dividi-la de alguma forma em partes:

\[ \ce{CaCO3 -> Ca + C + O3} \]

Isso falha imediatamente. \(\ce{O3}\) é ozono, e não existe qualquer razão para o carbonato de cálcio simplesmente se separar nas partes sugeridas pela forma como a fórmula está escrita.

As fórmulas químicas indicam a composição, mas não determinam automaticamente os produtos de uma reação.

A previsão dos produtos exige, portanto, duas ideias:

1. reconhecer o tipo de composto
2. conhecer o comportamento de decomposição característico desse tipo

Depois, balanceia-se a equação.

Não comece por balancear esperando que os produtos se revelem. O balanceamento só pode ajustar coeficientes. Não lhe pode dizer quais são as substâncias que devem existir.

05Padrão 1: muitos carbonatos metálicos formam um óxido metálico e dióxido de carbono

Um padrão de decomposição térmica muito útil é:

\[ \ce{carbonato metálico -> óxido metálico + dióxido de carbono} \]

Para o carbonato de cálcio:

\[ \ce{CaCO3(s) -> CaO(s) + CO2(g)} \]

Verifique os átomos.

A equação já está balanceada.

Para o carbonato de cobre(II):

\[ \ce{CuCO3(s) -> CuO(s) + CO2(g)} \]

Mais uma vez, o carbonato produz o óxido metálico correspondente e dióxido de carbono.

Este padrão é útil, mas não autoriza a afirmar que todos os carbonatos se decompõem nas mesmas condições. A estabilidade térmica varia entre compostos. Numa questão de previsão de produtos do HSC, utilize a informação sobre a reação e o contexto químico que lhe são fornecidos, em vez de tratar um padrão como uma lei universal.

06Padrão 2: os hidrogenocarbonatos metálicos podem formar um carbonato, dióxido de carbono e água

Os hidrogenocarbonatos apresentam um padrão de decomposição um pouco menos óbvio.

Por exemplo, o aquecimento do hidrogenocarbonato de sódio produz:

\[ \ce{2NaHCO3(s) -> Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)} \]

Existem três produtos, em vez de dois.

Isto é um lembrete útil de que «decomposição» não significa «um composto divide-se exatamente ao meio». Significa apenas que um composto é transformado em várias substâncias mais simples.

Tente prever o coeficiente à frente de \(\ce{NaHCO3}\) antes de verificar o número de átomos.

Se tivesse escrito um coeficiente igual a 1, os átomos de sódio não estariam balanceados, porque \(\ce{Na2CO3}\) contém dois átomos de sódio. Por isso, precisamos de 2:

Tudo se conserva.

07Padrão 3: alguns compostos libertam oxigénio

Várias reações de decomposição úteis produzem oxigénio gasoso.

O peróxido de hidrogénio é um exemplo:

\[ \ce{2H2O2(aq) -> 2H2O(l) + O2(g)} \]

Um clorato metálico também pode decompor-se num cloreto metálico e oxigénio. Para o clorato de potássio:

\[ \ce{2KClO3(s) -> 2KCl(s) + 3O2(g)} \]

Há aqui uma armadilha.

Um aluno pode raciocinar: «O composto contém oxigénio, portanto a decomposição tem de libertar \(\ce{O2}\).»

Essa previsão parece razoável porque o oxigénio elementar é frequentemente encontrado sob a forma de \(\ce{O2}\). Mas a primeira parte do argumento não é válida. Um composto que contém oxigénio não liberta necessariamente oxigénio gasoso quando se decompõe.

O carbonato de cálcio contém oxigénio, mas os seus átomos de oxigénio acabam tanto em \(\ce{CaO}\) como em \(\ce{CO2}\):

\[ \ce{CaCO3 -> CaO + CO2} \]

A previsão dos produtos depende do comportamento químico do composto, e não apenas de identificar um elemento na sua fórmula.

08Preveja primeiro as substâncias e só depois balanceie

Quando lhe pedirem para completar uma equação de decomposição, siga esta ordem.

1. Confirme que uma decomposição é plausível.
Procure um composto que produza várias substâncias.

2. Identifique a família do composto.
Por exemplo, trata-se de um carbonato, hidrogenocarbonato, peróxido ou outro composto cujo comportamento de decomposição conhece?

3. Preveja substâncias químicas reais.
Escreva as fórmulas corretas dos produtos.

4. Verifique se todos os elementos estão representados.
Nenhum elemento pode surgir do nada ou desaparecer.

5. Balanceie utilizando apenas coeficientes.
Nunca altere um índice apenas para fazer coincidir o número de átomos.

Considere:

\[ \ce{KClO3 -> KCl + O2} \]

As substâncias estão corretas, mas a equação não está balanceada.

Existem três átomos de oxigénio à esquerda e dois à direita. O menor total comum é seis átomos de oxigénio, por isso utilize \(2\ce{KClO3}\) e \(3\ce{O2}\):

\[ \ce{2KClO3 -> 2KCl + 3O2} \]

Não transforme \(\ce{O2}\) em algo como \(\ce{O3}\) apenas para corrigir a aritmética. Alterar um índice altera a substância química.

09O que significa realmente «substâncias mais simples»

Os manuais dizem frequentemente que a decomposição transforma um composto em «substâncias mais simples». Esta linguagem é útil, mas pode ser mal interpretada.

«Mais simples» não significa necessariamente:

• átomos individuais
• apenas elementos
• coeficientes menores
• exatamente dois produtos

Por exemplo:

\[ \ce{2NaHCO3 -> Na2CO3 + CO2 + H2O} \]

Todos os produtos continuam a ser compostos. A reação é uma decomposição porque um composto reagente produziu vários produtos.

Do mesmo modo:

\[ \ce{2H2O -> 2H2 + O2} \]

produz elementos.

Ambos os casos correspondem à ideia de decomposição, embora os seus produtos sejam bastante diferentes.

10Um guia compacto para a previsão de produtos

Estes padrões são pontos de partida úteis quando as condições da reação os sustentam.

Utilize esta tabela como um conjunto de padrões químicos, e não como um substituto do raciocínio. As condições da reação e a identidade do composto continuam a ser importantes.

11Os erros mais comuns

Erro 1: assumir que a decomposição produz sempre elementos

Não produz.

\[ \ce{CaCO3 -> CaO + CO2} \]

Ambos os produtos são compostos.

Erro 2: dividir uma fórmula onde parecer conveniente

Uma fórmula indica quais são os átomos presentes. Não indica o percurso da reação.

Para \(\ce{CaCO3}\), escrever \(\ce{Ca + C + O2}\) apenas conserva alguns símbolos depois de balancear. Isso não torna a equação quimicamente correta.

Erro 3: balancear antes de decidir quais são os produtos

Os coeficientes podem corrigir o número de átomos. Não podem corrigir uma química incorreta.

Pergunte primeiro: «Que substâncias se devem formar?» Depois pergunte: «Quantas unidades de cada substância são necessárias?»

Erro 4: alterar índices

Suponha que tem:

\[ \ce{H2O -> H2 + O2} \]

São necessárias duas moléculas de água:

\[ \ce{2H2O -> 2H2 + O2} \]

Alterar \(\ce{H2O}\) para \(\ce{H2O2}\) não seria balancear a água. Teria substituído a água por peróxido de hidrogénio.

Erro 5: pensar que uma diminuição da massa viola a conservação da massa

Se uma decomposição produzir um gás e o recipiente estiver aberto, o gás pode escapar.

A massa medida do sólido restante diminui, mas a massa total de todos os produtos continua a corresponder à massa do reagente que se decompôs, assumindo que nenhum material entra ou sai, exceto os produtos que estão a ser considerados.

Esta distinção torna-se especialmente útil na interpretação de experiências de aquecimento.

12Questões e soluções

Questão 1

Um aluno aquece carbonato de cobre(II) e observa que se forma um sólido preto enquanto é libertado um gás.

Preveja os produtos, escreva uma equação química balanceada e identifique o tipo de reação.

Solução 1

Os produtos são óxido de cobre(II) e dióxido de carbono, e a reação é uma reação de decomposição térmica.

O carbonato de cobre(II) é um carbonato metálico. Um padrão comum de decomposição térmica dos carbonatos metálicos é:

\[ \ce{carbonato metálico -> óxido metálico + dióxido de carbono} \]

Para o carbonato de cobre(II):

\[ \ce{CuCO3(s) -> CuO(s) + CO2(g)} \]

A equação já está balanceada. Existe um átomo de Cu, um átomo de C e três átomos de O de cada lado.

O sólido preto é \(\ce{CuO}\), enquanto \(\ce{CO2}\) sai sob a forma de gás. Trata-se de uma decomposição porque um composto produz dois produtos.

Um erro comum seria prever cobre metálico e oxigénio simplesmente porque ambos os elementos estão presentes no composto inicial. É o padrão de reação do carbonato que determina os produtos.

Questão 2

O clorato de potássio decompõe-se em cloreto de potássio e oxigénio gasoso.

Escreva a equação química balanceada. Depois, calcule a quantidade de matéria, em moles, de oxigénio produzida quando \(0.400\ \text{mol}\) de clorato de potássio se decompõem completamente.

Solução 2

A equação balanceada é \(\ce{2KClO3 -> 2KCl + 3O2}\), e são produzidos \(0.600\ \text{mol}\) de oxigénio.

Comece pelos produtos corretos:

\[ \ce{KClO3 -> KCl + O2} \]

Balanceie primeiro o oxigénio. Podem obter-se seis átomos de oxigénio utilizando \(2\ce{KClO3}\) e \(3\ce{O2}\):

\[ \ce{2KClO3 -> 2KCl + 3O2} \]

A razão molar é, portanto:

\[ 2\ \text{mol }\ce{KClO3} : 3\ \text{mol }\ce{O2} \]

Assim:

\[ n(\ce{O2}) = 0.400\ \text{mol} \times \frac{3\ \text{mol }\ce{O2}} {2\ \text{mol }\ce{KClO3}} = 0.600\ \text{mol} \]

Portanto, são produzidos \(0.600\ \text{mol}\) de \(\ce{O2}\).

A principal armadilha é a razão \(2:3\). Os coeficientes de uma equação balanceada determinam as razões molares. Estas não são automaticamente \(1:1\).

Questão 3

Uma amostra de \(25.0\ \text{g}\) de carbonato de cálcio puro é aquecida até se decompor completamente.

\[ \ce{CaCO3(s) -> CaO(s) + CO2(g)} \]

Calcule a massa esperada de óxido de cálcio restante. Utilize \(M(\ce{CaCO3}) = 100.09\ \text{g mol}^{-1}\) e \(M(\ce{CaO}) = 56.08\ \text{g mol}^{-1}\).

Solução 3

A massa esperada de óxido de cálcio é \(14.0\ \text{g}\).

Primeiro, determine a quantidade de carbonato de cálcio:

\[ n(\ce{CaCO3}) = \frac{25.0\ \text{g}} {100.09\ \text{g mol}^{-1}} = 0.2498\ \text{mol} \]

A equação balanceada mostra uma razão molar de \(1:1\):

\[ 1\ \text{mol }\ce{CaCO3} : 1\ \text{mol }\ce{CaO} \]

Portanto:

\[ n(\ce{CaO}) = 0.2498\ \text{mol} \]

Converta este valor em massa:

\[ m(\ce{CaO}) = nM = (0.2498\ \text{mol})(56.08\ \text{g mol}^{-1}) = 14.0\ \text{g} \]

Portanto, permanecem \(14.0\ \text{g}\) de óxido de cálcio.

Os \(11.0\ \text{g}\) em falta não foram destruídos. Saem sob a forma de dióxido de carbono:

\[ 25.0\ \text{g} - 14.0\ \text{g} = 11.0\ \text{g} \]

Esta questão testa a diferença entre a massa do sólido restante e a massa total de todos os produtos da reação.

Questão 4

É dito a um aluno que um sólido puro desconhecido tem a fórmula \(\ce{XCO3}\), em que X é um metal que forma um ião \(2+\). Quando aquecido, o sólido decompõe-se completamente de acordo com:

\[ \ce{XCO3(s) -> XO(s) + CO2(g)} \]

O aluno começa com \(5.00\ \text{g}\) de \(\ce{XCO3}\) e obtém \(2.80\ \text{g}\) de \(\ce{XO}\).

Explique por que seria incorreto calcular a massa de dióxido de carbono começando por determinar os moles. Em seguida, determine a massa de dióxido de carbono produzida sem identificar X.

Solução 4

A massa de dióxido de carbono é \(2.20\ \text{g}\), e não é necessário identificar o metal nem calcular os moles.

Como a decomposição é completa e a amostra é pura, a massa inicial tem de ser igual à massa total dos produtos:

\[ m(\ce{XCO3}) = m(\ce{XO}) + m(\ce{CO2}) \]

Portanto:

\[ m(\ce{CO2}) = 5.00\ \text{g} - 2.80\ \text{g} = 2.20\ \text{g} \]

Assim, são produzidos \(2.20\ \text{g}\) de dióxido de carbono.

Não seria quimicamente incorreto utilizar um cálculo de moles se a identidade de X fosse conhecida. O problema é que X é desconhecido, pelo que as massas molares de \(\ce{XCO3}\) e \(\ce{XO}\) ainda não podem ser calculadas diretamente.

O método mais eficaz consiste em perceber que a questão pode ser resolvida imediatamente através da conservação da massa. O erro tentador é assumir que todos os problemas quantitativos de química têm de começar por \(n = \frac{m}{M}\).

Questão 5

Dois alunos aquecem amostras idênticas de \(10.00\ \text{g}\) do mesmo carbonato metálico puro.

O aluno A aquece a amostra num cadinho aberto até a decomposição estar completa. O sólido final tem uma massa de \(6.40\ \text{g}\).

O aluno B aquece a mesma quantidade do carbonato num recipiente perfeitamente selado. Depois da decomposição completa e de o sistema arrefecer novamente até à temperatura inicial, nenhum material escapou.

O aluno B afirma: «A minha balança também deverá indicar \(6.40\ \text{g}\), porque o carbonato se decompôs e só restam \(6.40\ \text{g}\) de sólido.»

Avalie esta afirmação. Admita que a reação produz apenas um óxido metálico sólido e dióxido de carbono gasoso.

Solução 5

A afirmação do aluno B está incorreta. O recipiente selado continua a conter os \(10.00\ \text{g}\) completos de produtos da reação, embora apenas \(6.40\ \text{g}\) sejam sólidos.

Para o aluno A, a diminuição da massa medida do sólido é:

\[ 10.00\ \text{g} - 6.40\ \text{g} = 3.60\ \text{g} \]

Esses \(3.60\ \text{g}\) correspondem ao dióxido de carbono que escapou do cadinho aberto.

Para o aluno B, a decomposição continua a produzir as mesmas quantidades:

\[ 6.40\ \text{g de óxido sólido} + 3.60\ \text{g de dióxido de carbono} = 10.00\ \text{g de produtos no total} \]

Como o recipiente está selado, o dióxido de carbono permanece no seu interior. Se todo o sistema selado for pesado antes e depois da reação em condições equivalentes, a sua massa permanece inalterada.

A armadilha consiste em confundir a massa do produto sólido com a massa de todo o sistema químico. A decomposição pode alterar as substâncias presentes e fazer com que sejam sólidas ou gasosas sem alterar a quantidade total de matéria num sistema fechado.

13O que a decomposição permite determinar a seguir

Depois de conseguir reconhecer uma decomposição e prever produtos plausíveis, o passo seguinte já não consiste apenas em dar um nome ao tipo de reação. Pode utilizar a equação balanceada para relacionar o que acontece ao nível das partículas com as medições efetuadas no laboratório.

Uma diminuição da massa do sólido pode indicar quanto gás escapou. Um volume de gás pode indicar que quantidade de reagente se decompôs. Uma massa final inesperada pode sugerir uma decomposição incompleta, impurezas ou outra reação.

O padrão da reação dá início ao raciocínio, mas a conservação dos átomos e a estequiometria tornam a previsão testável.