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?