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Reações em solução aquosa
Capítulo 4
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4.1
Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias
O(s) soluto(s) é(são) a(s) substância(s) presente(s) em menor quantidade
O solvente é a substância presente em maior quantidade
Solution Solvent Solute
Soft drink (l)
Air (g)
Soft Solder (s)
H2O
N2
Pb
Sugar, CO2
O2, Ar, CH4
Sn
Algumas definições
Um eletrólito é uma substância que, quando dissolvida em água, resulta numa solução condutora de eletricidade (hidrosolúveis).
Um não-eletrólito é uma substância que, quando dissolvida em água, resulta numa solução não-condutora de eletricidade (geralmente liposolúveis).
nonelectrolyte weak electrolyte strong electrolyte4.1
Algumas definições
Eletrólitos fortes – 100% dissociados
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq)H2O
Eletrólitos fracos – não completamente dissociados
CH3COOH (aq) CH3COO- (aq) + H+ (aq)
Cátions (+) e Ânions (-) são responsáveis pela condução elétrica
4.1
Ionização do ácido acético
CH3COOH (aq) CH3COO- (aq) + H+ (aq)
4.1
Essa seta indica uma reação reversível que ocorre em ambos os sentidos.
O ácido acético é um eletrólito fraco pois sua ionização é incompleta.
• Solvatação é o processo no qual o solvente “engloba” o soluto.
• Em água, esse processo é chamado de hidratação. Ele ocorre com orientação específica.
H2O 4.1
Estrutura cristalina do NaCl
Simulação da dissolução do NaCl em H2O
Simulação da solvatação do cloreto por 12 H2O
Simulação da remoção de sais da água pelo uso de folhas de grafeno
4.1
Precipitidado – sólido insolúvel que se separa da solução
Equação molecular
Equação iônica
Equação iônica líquida
Pb2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2I- PbI2 (s) + 2Na+ + 2NO3
-
Na+ e NO3- são íons espectadoresPbI2
Pb(NO3)2 (aq) + 2NaI (aq) PbI2 (s) + 2NaNO3 (aq)
precipitado
Pb2+ + 2I- PbI2 (s)
4.2
Reações de Precipitação
4.2
Duto de óleo com diâmentro reduzido devido à precipitação de BaSO4
Ácidos de Arrhenius são substâncias que liberam H+ (H3O+) em água
Bases de Arrhenius são substâncias que liberam OH- em água
4.3
Reações ácido-base
Íon hidrônio (hidroxônio), próton hidratado, H+(aq)
4.3
Possíveis estruturas para o H+(aq)
Um ácido de Brønsted é um doador de prótons
Uma base de Brønsted é um aceptador de prótons
ácidobase ácido
base
4.3
Um ácido de Brønsted deve conter ao menos um próton ionizável.
Reações ácido-base
Ácidos monopróticos
HCl H+ + Cl-
HNO3 H+ + NO3-
CH3COOH H+ + CH3COO-
Eletrólito forte, ácido forte
Eletrólito forte, ácido forte
Eletrólito fraco, ácido fraco
Ácido diprótico
H2SO4 H+ + HSO4-
HSO4- H+ + SO4
2-
Eletrólito forte, ácido forte
Eletrólito fraco, ácido fraco
Ácido triprótico
H3PO4 H+ + H2PO4-
H2PO4- H+ + HPO4
2-
HPO42- H+ + PO4
3-
Eletrólito fraco, ácido fraco
Eletrólito fraco, ácido fraco
Eletrólito fraco, ácido fraco
4.3
ácido + base sal + água
HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O
H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + H2O
H+ + OH- H2O
4.3
Reações de neutralização
Para ácidos de Arrenhius
(reações de transferência de elétrons)
2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)
2Mg 2Mg2+ + 4e-
O2 + 4e- 2O2-
Meia-reação de oxidação
Meia-reação de Redução
2Mg + O2 + 4e- 2Mg2+ + 2O2- + 4e-
2Mg + O2 2MgO 4.4
Reações de oxi-redução
Número de oxidação
Carga que o átomo teria numa molécula (ou composto iônico) se os elétrons estivessem totalmente transferidos
1. Elementos livres (não combinados) tem número de oxidação zero.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2. Em íons monoatômicos, o número de oxidação é igual à carga do íon.
Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
3. O número de oxidação do oxigênio é geralmente –2. No H2O2 e O22- é –1.
4.4
Reações de oxi-redução
4. O número de oxidação do hidrogênio é +1, exceto quando combinado com metais em compostos binários. Nesse caso, o núm. de oxidação é –1.
6. A soma do número de oxidação de todos os átomos na molécula deve ser igual à carga total.
5. Metais do grupo 1 tem NOX +1, Metais do grupo 2 tem NOX +2 e flúor tem sempre NOX –1.
HCO3-
O = -2 H = +1
3x(-2) + 1 + ? = -1
C = +4
Qual o número de oxidação de todos os elementos no HCO3
- ?
4.4
Figura 4.10 NOX dos elementos nos seus compostos. O NOX mais comum está representado na cor vermelha. 4.4
NaIO3
Na = +1 O = -2
3x(-2) + 1 + ? = 0
I = +5
IF7
F = -1
7x(-1) + ? = 0
I = +7
K2Cr2O7
O = -2 K = +1
7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0
Cr = +6
Alguns outros casos…
4.4
Reações de Combinação (ou síntese)
A + B C
S + O2 SO2
Reações de Decomposição
2KClO3 2KCl + 3O2
C A + B
0 0 +4 -2
+1 +5 -2 +1 -1 0
4.4
Reações de oxi-redução: tipos
Reações de Deslocamento
A + BC AC + B
Sr + 2H2O Sr(OH)2 + H2
TiCl4 + 2Mg Ti + 2MgCl2
Cl2 + 2KBr 2KCl + Br2
Deslocamento de hidrogênio
Deslocamento de metal
Deslocamento de halogênio
4.4
0 +1 +2 0
0+4 0 +2
0 -1 -1 0
Série de atividade metálica
M + BC AC + B
Reações de Desloc. de hidrogênio
M é um metalBC é um ácido ou H2O
B é H2
Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2
Pb + 2H2O Pb(OH)2 + H2
4.4
Figure 4.15
Reação de sódio e potássio com água
Reação de Desproporcionamento
Cl2 + 2OH- ClO- + Cl- + H2O
Um elemento é simultaneamente oxidado e reduzido
0 +1 -1
4.4
M = molaridade =mols de soluto
Volume da solução
Qual a massa de KI necessária para preparar 500 mL de solução KI 2,80 M ?
4.5
Cálculos envolvendo soluções
m = 232,4 g
4.5
Diluição é o procedimento utilizado para o preparo de uma solução mais diluída a partir de uma mais concentrada
Diluição
Adição de solvente
Mols de soluto antes da diluição(i)
Mols de soluto após a diluição(i)=
MiVi MfVf=4.5
Como preparar 60,0 mL de uma solução 0,2 M HNO3 partindo de uma solução estoque 4,00 M HNO3?
MiVi = MfVf
Mi = 4,00 Mf = 0,200 Vf = 0,06 L Vi = ? L
4.5
Vi =MfVf
Mi
=0,200 x 0,06
4.00= 0,003 L = 3 mL
3 mL de ácido + 57 mL de água = 60 mL de solução
Qual volume de uma solução de NaOH de 1.420 M é necessário para titular 25,00 mL de uma solução de H2SO4 4,50 M?