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Tópicos IV e V Universidade Federal de Goiás – UFG Instituto de Química Avenida Esperança s/n, Campus Samambaia. CEP: 74690-900, Goiânia - Goiás - Brasil. Leonildo A. Ferreira leonildoferreira@ufg.br INQ0158 Química Geral B Reações químicas e Estequiometria de reação Universidade Federal de Goiás – UFG Instituto de Química Avenida Esperança s/n, Campus Samambaia. CEP: 74690-900, Goiânia - Goiás - Brasil. Leonildo A. Ferreira leonildo.laf@gmail.com INQ0158 Química Geral B Massas moleculares Não é possível contar átomos ou moléculas específicos, mas podemos determinar, indiretamente, a quantidade deles, se suas massas forem conhecidas. A massa molecular (MM) de uma substância representa a soma das massas atômicas dos átomos presentes na fórmula química da substância. Glicose → C6H12O6 6 C → 6 x 12,011 uma → 72,066 uma 12 H → 12 x 1,008 uma → 12,096 uma 6 O → 6 x 15,999 uma → 95,994 uma 180,156 uma 3 + + Massas molares Por vezes, é necessário calcular a composição percentual de um composto, isto é, a percentagem em massa de cada elemento presente na substância. Calcular a composição percentual de todo e qualquer elemento presente em uma substância (também chamada de composição elementar de uma substância) é simples desde que a fórmula química dessa substância seja conhecida. Composição percentual do elemento número de átomos do elemento X x 100= massa atômica do elemento massa molar da substância 4 Massas molares Composição percentual Glicose C6H12O6 40,00% + 6,71% + 53,29% = 100,00% Composição percentual do elemento número de átomos do elemento x x 100= massa atômica do elemento massa molar da substância 5 %C = 6 x (12,011 uma) 180,156 uma x 100 = 40,00% %H = 12 x (1,008 uma) 180,156 uma x 100 = 6,71% %O = 6 x (15,999 uma) 180,156 uma x 100 = 53,29% Número de Avogadro e Quantidade de substância Quantidade de substância (n): “é uma medida do número de entidades elementares específicas. Estas entidades elementares podem ser um átomo, uma molécula, um íon, um elétron ou qualquer outra partícula ou grupo de partículas.” Mol é a unidade no Sistema Internacional para quantidade de substância. 1 mol contém exatamente 6,02214076 × 1023 entidades elementares. Esse número é o valor numérico da Constante de Avogadro, NA, quando expresso em mol -1, é o chamado Número de Avogadro. Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, Conde de Quaregna e Cerreto (1776-1856) Fonte: Atkins et al., 2018. MARQUARDT, R. et al. Definition of the mole (IUPAC Recommendation 2017). Pure Appl. Chem. 90 (1), 175-180, 2018. 6 Número de Avogadro e Quantidade de substância Cada amostra abaixo contém 1 mol de fórmulas unitárias de um composto iônico. Diferentes compostos iônicos Fonte: Atkins et al., 2018. 7 Número de Avogadro e Quantidade de substância A massa em gramas de um mol de uma substância, isto é, a massa em gramas por mol (ou seja, g mol-1), é chamada de massa molar da substância. Para conversões entre massa e quantidade de substância e entre massa e números de partículas: Gramas Utilize a massa molar Mol Utilize o número de Avogadro Unidades de fórmula 8 Número de Avogadro e Quantidade de substância Quantos átomos de H há em 72,50 g de C3H8O ? n C3H8O ⇨ m C3H8O 1 mol → 60 g X → 72,50 g X = 1,208 mol nH ⇨ átomos de H 1 mol → 6,022 x 1023 átomos de H 9,664 mol → Y Y = 5,820 x 1024 átomos de H X 8 = 9,664 mol átomos de H 1 mol C3H8O = (3 x 12 g) + (8 x 1 g) + 16 g = 60 g C3H8O 1 mol de átomos de H corresponde a 6,022 x 1023 átomos de H 1 mol de moléculas de C3H8O possui 8 mol de átomos de H 9 Reações Químicas: equações químicas Reações químicas são representadas por meio de equações químicas. 2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s) - O sinal + significa “reage com”, e a seta, “produz”. As fórmulas químicas à esquerda da seta representam as entidades moleculares de partida, chamadas de reagentes. A fórmula química da direita da seta representa a entidade molecular produzida na reação, denominada de produto. - Os números na frente das fórmulas, denominados coeficientes estequiométricos, indicam a quantidade relativa de entidades moleculares de cada tipo envolvidas na reação. Reação de oxidação (queima) do magnésio. Fonte: Atkins et al., 2018 10 Reações Químicas e Estequiometria Antoine L. Lavoisier. Fonte: wikipedia. “Podemos aceitar como um axioma incontestável que, em todas as operações da arte e da natureza, nada se cria; uma quantidade igual de matéria está presente antes e depois do experimento. Toda a arte que envolve a realização de experimentos químicos depende desse princípio.” CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) 16,03 g + 2 32,00 g → 44,01 g + 2 18,01 g 80,03 g → 80,03 g Lei da conservação da massa: a massa total dos materiais presentes depois de uma reação química é igual a massa total dos materiais antes da reação 11 Reações Químicas: equações químicas - Uma equação química está balanceada quando há o mesmo número de átomos de cada elemento nos lados direito e esquerdo da seta. O número de átomos é obtido ao multiplicar cada subscrito em uma fórmula química pelo coeficiente da fórmula. 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) - Subscritos indicam a identidade da entidade molecular; coeficientes indicam a quantidade dessa entidade molecular. - Para indicar o estado físico de cada reagente e produto nas equações químicas, usamos os símbolos (g), (l), (s) e (aq) para as entidades moleculares que são gases, líquidas, sólidas, e que estão solúveis/miscíveis em água, respectivamente. 12 Reações Químicas: padrões de reatividade Reações de combinação (síntese) CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) Reações de decomposição 2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g) Cu(OH)2(s) → CuO(s) + H2O(g) Reações de combustão CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) combustão completa 2 CH4(g) + 3 O2(g) → 2 CO(g) + 4 H2O(g) combustão incompleta 13 Reações Químicas: equações químicas Equação molecular: todas as espécies listadas como entidades moleculares. HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → H2O(l) + MgCl2(aq) 2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → 2 H2O(l) + MgCl2(aq) Equação iônica: utilizada para representar a reação entre íons. Ela lista TODOS os íons (em solução aquosa). Sólidos e líquidos não devem ser dissociados {PbS(s)} ou ionizados {HBr(l)}. 2 H+(aq) + 2 Cl-(aq) + Mg2+(aq) + 2 OH−(aq) → 2 H2O(l) + Mg 2+(aq) + 2 Cl−(aq) Equação iônica simplificada: lista somente íons relevantes (as espécies espectadoras não aparecem): 2 H+(aq) + 2 OH−(aq) → 2 H2O(l) H+(aq) + OH−(aq) → H2O(l) 14 Reações Químicas: equações químicas Escrevendo equações químicas O metal cálcio reage com água líquida ocorrendo a produção de gás hidrogênio e hidróxido de cálcio em solução aquosa. Ca(s) + 2 H2O(l) → H2(g) + Ca(OH)2(aq) Equação molecular Ca(s) + 2 H2O(l) → H2(g) + Ca 2+(aq) + 2 OH−(aq) Equação iônica e iônica simplificada 15 Reações Químicas: equações químicas Escrevendo equações químicas Uma solução de nitrato de prata é misturada com uma solução de cromato de potássio e ocorre formação de um precipitado. 2 AgNO3(aq) + K2CrO4(aq) → 2 KNO3(aq) + Ag2CrO4(s) Eq. Molecular 2 Ag+(aq) + 2 NO3 −(aq) + 2 K+(aq) + CrO4 2−(aq) → 2 K+(aq) + 2 NO3 −(aq) + Ag2CrO4(s) Eq. Iônica 2 Ag+(aq) + CrO4 2−(aq) → Ag2CrO4(s) Eq. Iônica simplificada 16 - a determinação dos coeficientes de uma equação química é chamada de balanceamento; - É importante que as equações estejam balanceadas para não haver erro nos cálculos. Exemplo: CH4 + O2 → CO2 + H2O (não balanceada) CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O (balanceada) - Os índices NUNCA podem ser alterados para balancear uma equação. Reações Químicas:Balanceamento O balanceamento pode ser feito por tentativa e erro. 17 - Os índices NUNCA podem ser alterados para balancear uma equação. Reações Químicas: Balanceamento Mudar o coeficiente altera a quantidade Mudar o índice altera a identidade e as propriedades Fonte: Brown et al., 2016 18 Reações Químicas: Balanceamento Deve-se fazer o balanceamento de carga e de massa: Ag+(aq) + Fe(s) → Ag(s) + Fe2+(aq) 2 Ag+(aq) + Fe(s) → 2 Ag(s) + Fe2+(aq) H2(g) + Co 3+(aq) → H+(aq) + Co2+(aq) H2(g) + 2 Co 3+(aq) → 2 H+(aq) + 2 Co2+(aq) 19 Reações Químicas: Balanceamento Atribua um coeficiente inicial ao elemento que aparece apenas uma vez de cada lado da equação química Se mais de um elemento aparece uma única vez, dê preferência para o que apresenta maior número de átomos (maior índice); Prosseguir com os outros elementos, transpondo os índices de um membro para o outro, usando-os como coeficiente, até o final do balanceamento 20 Deve-se fazer o balanceamento de carga e de massa. Exemplos a) HCl(aq) + Ca(OH)2(s) → CaCl2(aq) + H2O(g) b) Na2O(s) + HBr(aq) → NaBr(aq) + H2O(l) c) Na3PO4(aq) + CaCl2(aq) → Ca3(PO4)2(s) + NaCl(aq) d) K2SO3(aq) + Mg3(PO4)2(s) → MgSO3(aq) + K3PO4(aq) Reações Químicas: Balanceamento 21 Reações Químicas: reações de oxidação e redução (oxirredução) Definições Oxidação: a remoção completa de um ou mais elétrons de uma entidade molecular (átomo, íon, molécula etc.). (Mcnaught e Wilkinson, 2019). Mg(s) → Mg2+(aq) + 2 e− 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l) → Cr2O7 2−(aq) + 14 H+(aq) + 6 e− Redução: a transferência completa de um ou mais elétrons para uma entidade molecular (átomo, íon, molécula etc.). (Mcnaught e Wilkinson, 2019). Ag+(aq) + e− → Ag(s) MnO4 −(aq) + 8 H+(aq) + 5 e− → Mn2+(aq) + 4 H2O(l) 22 Reações Químicas: reações de oxidação e redução (oxirredução) Definições Estado de oxidação (número de oxidação, na língua inglesa): é a carga do átomo considerando-se o modelo iônico na formação das ligações heteronucleares. (Mcnaught e Wilkinson, 2019). NaCl ⇨ Na = +1 e Cl = −1 (estados de oxidação) NaCl ⇨ Na(1+) e Cl(1−) ou Na+ e Cl− (cargas iônicas) CO2 ⇨ C = +4 e O = −2 (estados de oxidação) 23 Reações Químicas: reações de oxidação e redução (oxirredução) Algumas regras ajudam a definir o estado de oxidação dos elementos nos diferentes compostos: Em uma substância elementar, o EO do átomo é considerado igual a zero (0) Br2 ⇨ Br tem EO = 0. A soma dos EO de todos os átomos em uma espécie molecular é igual à sua carga total. KMnO4 ⇨ EOK + EOMn + (4 × EOO) = 0 (zero), porque a espécie é neutra. BrO− ⇨ EOBr + EOO = 1− (carga iônica da espécie). 24 Reações Químicas: reações de oxidação e redução (oxirredução) - O EO do hidrogênio é +1 quando combinado a não metais e -1 quando combinado com metais. HCl ⇨ EOH = +1 NaH ⇨ EOH = −1 - O EO dos elementos do grupo 1 é +1 e dos elementos do grupo 2 é +2. - O EO dos elementos do grupo 17 é -1, exceto quando o halogênio está combinado ao oxigênio ou outro halogênio presente em um nível superior. BrO3 − ⇨ EOBr = +5. ICl2 − ⇨ EOCl = −1 e EOI = +1. 25 Reações Químicas: reações de oxidação e redução (oxirredução) - O EO dos elementos do grupo 1 é +1 e dos elementos do grupo 2 é +2. - O EO do oxigênio é −2 na maior parte dos compostos. Peróxidos (EO = −1) ⇨ H2O2 Superóxidos (EO = −½) ⇨ Cs2O4 26 - o número de e- perdidos na oxidação deve ser idêntico ao número de e- ganhos na redução! Para balancear reações de oxiredução: 1) encontre o EO (estado de oxidação) de todos os átomos da equação; 2) Identifique qual átomo tem seu EO aumentado (cede e-, oxidação), e qual tem o EO diminuído (recebe e-, redução), na equação química; 3) Iguale o número de e- cedidos e recebidos; 4) Encontre os demais coeficientes fazendo o balanceamento de carga (1º) e de massa (2º). Balanceamento de equações que representam as reações de oxirredução Reações Químicas: Balanceamento 27 Reações Químicas: Balanceamento 1. O EO de cada elemento em uma substância elementar é sempre zero. Ex.: H2, O2, O3, P4, S8, Cgrafite, Cdiamante. 4. O EO do H geralmente é +1 exceção: quando combinado a metais alcalino ou alcalino terrosos ⇒ -1 (NaH, CaH2) 2. O EO de um íon monoatômico é sempre igual a sua própria carga. Ex.: K+ (NOx: +1), Ba2+ (NOx: +2), Pb4+ (NOx: +4) 5. O EO do O geralmente é -2 (CaO, H2O) exceção: peróxidos ⇒ -1 (H2O2, CaO2) 6. Em um íon poliatômico, o somatório (∑) dos EOs é igual a carga do íon: Ex.: PO4 3- ⇒ ∑EO: -3 SO4 2- ⇒ ∑EO: -2 3. Existem elementos que apresentam EO fixo em substâncias compostas. - metais alcalinos (grupo 1): +1 - metais alcalino-terrosos (grupo 2): +2 - Zinco (Zn): +2 - Prata (Ag): +1 - Aluminio (Al): +3 - Fluor (F): -1 7. Em compostos iônicos ou moleculares, o somatório (∑) dos EOs é sempre zero: Ex.: NaCl ⇒ ∑EO: 0; HCl ⇒ ∑EO: 0; CaO ⇒ ∑EO: 0 28 HI(aq) + H2SO4(aq) → H2S(aq) + H2O(l) + I2(s) 𝚫 = + 8 e- 𝚫 = - 1 e- - Se colocarmos o coeficiente 8 para o HI, o número de e- cedidos se iguala aos recebidos: 8HI(aq) + H2SO4(aq) → H2S(aq) + H2O(l) + I2(s) Balanceamento de equações que representam as reações de oxirredução Reações Químicas: Balanceamento +1 -1 +1 +6 -2 +1 -2 +1 -2 0 29 EO: - Podemos agora continuar o balanceamento normalmente: 8HI(aq) + H2SO4(aq) → H2S(aq) + H2O(l) + I2(s) a) colocamos o coeficiente 4 para I2; 4 b) Colocamos o coeficiente 4 para H2O; 4 e verificamos se o balanceamento está correto (mesmo número de átomos nos dois lados da equação); Balanceamento de equações que representam as reações de oxirredução Reações Químicas: Balanceamento 30 Informações quantitativas a partir de equações balanceadas Os coeficientes de uma equação química balanceada indicam, tanto os números relativos de moléculas (ou unidades de fórmula) na reação quanto o número relativo de quantidade de substância (em mol). 31 Informações quantitativas a partir de equações balanceadas Como ler uma equação química? 32 Reagentes limitante e em excesso O reagente que é consumido completamente na reação é chamado de reagente limitante, porque ele determina, ou seja limita, a quantidade de produto que pode ser formada. Os outros reagentes são, por vezes, chamados de reagentes em excesso. A quantidade de produto calculada que se forma quando se consome todo o reagente limitante é chamada de rendimento teórico. O rendimento real é sempre menor que o teórico. O rendimento percentual é a razão entre os rendimentos real e teórico. 33 2 A + B → C + 3 D Reagente A Reagente B Produto C Produto D Antes da reação 2 mol 1 mol O que vai reagir 2 mol 1 mol O que vai produzir 1 mol 3 mol O que vai sobrar 0 0 CASO 1: Reagentes em quantidades estequiométricas 34 Reagentes limitante e em excesso Reagentes limitante e em excesso Reagente limitante Reagente em excesso Rendimento calculado (Rendimento teórico) Máximo rendimento possível Na prática, o rendimento real observado (Rendimento experimental ou Rendimento percentual) pode ser diferente do rendimento calculado CASO 1: Reagentes em quantidades NÃO estequiométricas 2 A + B → C + 3 D Reagente A Reagente B Produto C Produto D Antes da reação 2 mol 2 mol O que vai reagir 2 mol 1 mol O que vai produzir 1 mol 3 mol O que vai sobrar 0 1 mol 35 Reagentes limitante e em excesso 2 A + B → C + 3 D Reagente A Reagente B Produto C Produto D Antes da reação 2 mol 2 mol O que vai reagir 2 mol 1 mol O que vai produzir 1 mol 3 mol O que vai sobrar 0 1 mol O que realmente formou 0,5 mol 1,5 mol Rendimento calculado (Rendimento teórico): 1 mol C e3 mol D Rendimento experimental (real): 0,5 mol C e 1,5 mol D Rendimento percentual: 50% 36 Cálculo estequiométrico Como fazer um cálculo envolvendo uma equação química? 1. Escreva a equação química balanceada 2. Converta as quantidades conhecidas das espécies em quantidades de substâncias (mol) 3. Use os coeficientes estequiométricos (da equação balanceada) para identificar o reagente em excesso, o reagente limitante (com base nas quantidades determinadas na etapa anterior) e poder calcular a quantidade de substância da espécie desejada 4. Converta a quantidade de substância da espécie desejada na grandeza desejada 37 Cálculo estequiométrico 2 CH3OH(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 4 H2O(g) massa CH3OH (g) n CH3OH (mol) n H2O (mol) massa H2O (g) Massa molar CH3OH Coeficientes estequiométricos Massa molar H2O n CH3OH → m CH3OH 1 mol → 32,0 g X → 209 g X = 6,53 mol 2 mol CH3OH → 4 mol H2O 6,53 mol CH3OH → y y = 13,06 mol H2O n H2O → m H2O 1 mol → 18,0 g 13,06 mol H2O → z z = 235 g H2O O metanol queima ao ar, de acordo com a equação descrita a seguir. Sabendo-se que 209 g de metanol foram usados na combustão, qual foi a massa de água produzida? 38 Cálculo estequiométrico Em um processo, 124 g de Al são colocados em contato com 601 g de Fe2O3. Calcule a massa de Al2O3 formado, no processo descrito pela seguinte equação: ou n Al → m Al 1 mol → 27,0 g X → 124 g X = 4,59 mol 2 mol Al → 1 mol Fe2O3 4,59 mol Al → Y Y = 2,30 mol Fe2O3 n Fe2O3 → m Fe2O3 1 mol → 160,0 g 2,30 mol → Z Z = 368 g Fe2O3 Tem mais Fe2O3 (601 g) no início. Fe2O3 é o reagente em excesso e Al é o reagente limitante 2 Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2 Fe(s) massa Al (g) n Al (mol) n Fe2O3 necessária (mol) massa Fe2O3 necessária (g) massa Fe2O3 (g) n Fe2O3 (mol) n Al necessária (mol) massa Al necessária (g) 39 Cálculo estequiométrico Em um processo, 124 g de Al são colocados em contato com 601 g de Fe2O3. Calcule a massa de Al2O3 formado, no processo descrito pela seguinte equação: Usando os dados do reagente limitante para calcular a massa de produto. n Al → m Al 1 mol → 27,0 g X → 124 g X = 4,59 mol 2 mol Al → 1 mol Al2O3 4,59 mol Al → W W = 2,30 mol Al2O3 n Al2O3 → m Al2O3 1 mol → 102,0 g 2,30 mol → G G = 235 g Al2O3 massa Al (g) n Al (mol) n Al2O3 (mol) massa Al2O3 (g) 40 2 Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2 Fe(s) Cálculo estequiométrico Para o mesmo processo, em que 124 g de Al são colocados em contato com 601 g de Fe2O3 determine a quantidade percentual do excesso e qual é o rendimento percentual se apenas 179 g de Al2O3 forem produzidos. Início: Al → 4,59 mol (124 g) Fe2O3 → 3,76 mol (601 g) Fe2O3 é o reagente em excesso e Al é o reagente limitante Produto Al2O3 → 2,30 mol (235 g) Rendimento teórico (caso a reação fosse completa) Necessário: 368 g Fe2O3 368 g → 100% (601-368) g → X X = 63,3% de excesso 235 g → 100% 179 g → Y Y = 76,2% de rendimento percentual 41 2 Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2 Fe(s) 3.9 (a) Qual princípio ou lei científica é utilizado no processo de balanceamento de equações químicas? (b) No balanceamento de equações, é aceitável alterar, na fórmula química, os coeficientes, os subscritosou ambos? Exercícios (retirados do livro: Brown et al. Química: a ciência central, 13 ed. Pearson Education do Brasil, São Paulo, 2016, Capítulo 3). 42 3.19 Escreva uma equação química balanceada para a reação que ocorre quando: (a) Mg(s) reage com Cl2(g); (b) Carbonato de bário é decomposto em óxido de bário e gás dióxido de carbono sob aquecimento; (c) O hidrocarboneto estireno (C8H8(l)) entra em combustão no ar. 3.19 Escreva uma equação química balanceada para a reação que ocorre quando: (a) Mg(s) reage com Cl2(g); (b) Carbonato de bário é decomposto em óxido de bário e gás dióxido de carbono sob aquecimento; (c) O hidrocarboneto estireno (C8H8(l)) entra em combustão no ar. Exercícios 43 3.23 Determine as massas moleculares de cada um dos seguintes compostos: (a) ácido nítrico, HNO3; (b) KMnO4; (c) Ca3(PO4)2; (d) quartzo, SiO2; (e) sulfeto de gálio; (f) sulfato de cromo(III); (g) tricloreto de fósforo; Exercícios 44 3.25 Calcule a porcentagem de massa de oxigênio nos seguintes compostos: (a) morfina, C17H19NO3; (b) codeína, C18H21NO3; (c) cocaína, C17H21NO4; (d) tetraciclina, C22H24N2O8; (e) digitoxina, C41H64O13; (f) vancomicina, C66H75Cl2N9O24; Exercícios 45 3.29 (a) A população mundial é estimada, em aproximadamente, 7 bilhões de habitantes. Quantos mol de pessoas há nessa quantidade? (b) Quantos planetas seriam necessários para acomodar 1 mol de pessoas? (considere que cada planeta irá acomodar 7 bilhões de habitantes). 3.41 Uma amostra de glicose, C6H12O6, contém 1,250 x 10 21 átomos de carbono. (a) Quantos átomos de hidrogênio há na amostra? (b) Quantas moléculas de glicose há na amostra? (c) Quantos mol de glicose há na amostra? (d) Qual é a massa da amostra em gramas? Exercícios 46 3.45 Determine a fórmula empírica de cada um dos seguintes compostos, se uma amostra contém: (a) 0,0130 mol de C, 0,0390 mol de H e 0,0065 mol de O; (b) 11,66 g de Fe e 5,01 g de O; (c) 40,0% de C, 6,7% de H e 53,3% de O em massa. 3.51 Qual é a fórmula molecular de cada um dos seguintes compostos? (a) Fórmula empírica CH2, massa molar = 84 g mol -1; (b) Fórmula empírica NH2Cl, massa molar = 51,5 g mol -1. Exercícios 47 3.57 O ácido valproico, utilizado no tratamento de convulsões e transtorno bipolar, é composto por C, H e O. Uma amostra de 0,165 g desse ácido é queimada em um apararelho adequado. O ganho de massa dos absorvedores de H2O e de CO2 é de 0,166 g e 0,403 g, respectivamente. Qual é a formula empírica do ácido valproico? Se a sua massa molar é 144 g mol-1, qual é a sua fórmula molecular? Exercícios 48 3.61 O ácido fluorídrico, HF(aq), não pode ser armazenado em garrafas de vidro porque ataca os compostos chamados silicatos que compôem o vidro. O silicato de sódio (Na2SiO3), por exemplo, reage da seguinte maneira: Na2SiO3(s) + 8HF(aq) → H2SiF6(aq) + 2NaF(aq) + 3H2O(I) (a) Quantos mol de HF são necessários para reagir com 0,300 mol de Na2SiO3? (b) Quantos gramas de NaF são produzidos quando 0,500 mol de HF reage com Na2SiO3 em excesso? (c) Quantos gramas de Na2SiO3 podem reagir com 0,800 g de HF? Exercícios 49 3.65 O sulfeto de alumínio reage com a água para formar hidróxido de alumínio e sulfeto de hidrogênio. (a) Escreva a equação química balanceada dessa reação. (b) Quantos gramas de hidróxido de alumínio são obtidos a partir de 14,2 g de sulfeto de alumínio? 3.67 Air bags automotivos inflam quando a azida de sódio, NaN3, é rapidamente decomposta em seus constituintes: 2NaN3(s) → 2Na(s) + 3 N2(g) (a) Quantos mol de N2 são produzidos pela decomposição de 1,50 mol de NaN3? (b) Quantos gramas de NaN3 são necessários para formar 10,0 g de gás nitrogênio? Exercícios 50 3.71 (a) Defina os termos reagente limitante e reagente em excesso. (b) Por que as quantidades dos produtos formados em uma reação são determinadas somente pela quantidade do reagente limitante? (c) Por que se deve determinar qual é o reagente limitante com base em sua quantidade de substância inicial, e não em sua massa inicial em gramas? 3.77 O hidróxido de sódio reage com o dióxido de carbono da seguinte maneira: 2NaOH(s) + CO2(g) → Na2CO3(s) + H2O(l) Qual é o reagente limitante quando 1,85 mol de NaOH e 44,0 g de CO2 reagem? Quantos mol de Na2CO3 podem ser produzidos? Quantos mol de reagente em excesso restam após a conclusão da reação? Exercícios 51 3.81 Soluções de carbonato de sódio e nitrato de prata reagem para produzir carbonato de prata sólido e uma solução de nitratode sódio. Uma amostra que contém 3,50 g de carbonato de sódio é misturada a uma que contém 5,00 g de nitrato de prata. Quantos gramas de carbonato de sódio, nitrato de prata, carbonato de prata e nitrato de sódio estarão presentes depois que a reação se completar? Exercícios 52 1 Faça o balanceamento das reações abaixo: a) SO2(g) + O2(g) → SO3(g) b) P2O5(s) + H2O(l) → H3PO4(aq) c) CH4(g) + Cl2(g) → CCl4(l) + HCl(g) d) Al4C3(s) + H2O(l) → Al(OH)3(s) + CH4(g) e) C4H10O(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g) f) Fe(OH)3(s) + H2SO4(aq) → Fe2(SO4)3(aq) + H2O(l) g) Mg3N2(s) + H2SO4(aq) → MgSO4(aq) + (NH4)2SO4(aq) Não tem a resposta no livro do Brown Exercícios 53 h) C2H6O(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g) i) Na2CO3(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) j) C6H12O6(aq) → C2H6O(aq) + CO2(g) k) C4H10(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) l) FeCl3(aq) + Na2CO3(aq) → Fe2(CO3)3(s) + NaCl(aq) m) NH4Cl(aq) + Ba(OH)2(aq) → BaCl2(aq) + NH3(aq) + H2O(l) n) Ca(OH)2(aq) + H3PO4(aq) → Ca3(PO4)2(aq) + H2O(l) Não tem a resposta no livro do Brown Exercícios 54 o) Fe2(CO3)3(s) + H2SO4(aq) → Fe2(SO4)3(aq) + H2O(l) + CO2(g) p) Na2O(s) + (NH4)2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(l) + NH3(aq) q) FeS2(s) + O2(g) → Fe2O3(aq) + SO2(aq) r) NH3(g) + O2(g) → NO(g) + H2O(l) s) KMnO4(aq) + H2SO4(aq) → Mn2O7(aq) + K2SO4(aq) + H2O(l) t) CS2(g) + O2(g) → CO2(g) + SO2(g) u) H3PO4(aq) + CaO(s) → Ca3(PO4)2(aq) + H2O(l) v) Na2CO3(aq) + H3PO4(aq) → Na3PO4(aq) + H2O(l) + CO2(l) Não tem a resposta no livro do Brown Exercícios 55 2 - Faça o balanceamento das reações de oxirredução abaixo: a) Cu(s) + Ag+(aq) → Cu2+(aq) + Ag(s) b) Cr2O7 2−(aq) + HNO2(aq) + H +(aq) → Cr3+(aq) + NO3 −(aq) + H2O(l) c) Ag(s) + Zn2+(aq) → Ag2O(aq) + Zn(s) d) NaBr(aq) + Cl2(g) → NaCl(aq) + Br2(g) e) Fe2O3(s) + CO(g) → Fe(g) + CO2(g) (em meio ácido) f) CO(g) + I2O5(s) → CO2(g) + I2(s) (em meio básico) g) Cr(OH)3(s) + Br2(g) → CrO4 2-(aq) + Br-(aq) (em meio ácido) h) HCOOH(aq) + MnO4 -(aq) → CO2(aq) + Mn 2+(aq) (em meio ácido) Não tem a resposta no livro do Brown Exercícios 56 Referências - BROWN, T. L.; LeMAY Jr, H. E.; BURSTEN, B. E.; MURPHY, C. J.; WOODWARD, P. M.; STOLTZFUS, M. W. Química: A ciência central. 13 ed., São Paulo, Pearson Education do Brasil, 2016, 1188 p. - ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 1094 p. - MCNAUGHT, A. D.; WILKINSON, A. Compendium of Chemical Terminology. IUPAC recommendations. 2. ed. Oxford: Blackwell Scientific Publications, 2019. Disponível em: <https://doi.org/10.1351/goldbook>. Acesso em: 15 jul. 2020. 57 Reações em solução aquosa Universidade Federal de Goiás – UFG Instituto de Química Avenida Esperança s/n, Campus Samambaia. CEP: 74690-900, Goiânia - Goiás - Brasil. Leonildo A. Ferreira leonildo.laf@gmail.com INQ0158 Química Geral B Soluções: definições importantes Solução: é uma mistura homogênea de soluto e solvente. Solvente: componente cujo estado físico é preservado. Soluto: componente que está solúvel/miscível no solvente Caso todos os componentes estiverem no mesmo estado físico, geralmente, o solvente é aquele presente em maior quantidade. 59 Soluções: estados físicos Estado da solução Estado do solvente Estado do soluto Exemplo Gás Gás Gás Ar Líquido Líquido Gás O2 na água Líquido Líquido Líquido Etanol na água Líquido Líquido Sólido NaCl na água Sólido Sólido Gás H2 no paládio Sólido Sólido Líquido Hg em prata Sólido Sólido Sólido Ag no ouro Estados físicos de soluto, solvente e das respectivas soluções. Fonte: Brown et al., 2005. 60 Soluções: definições importantes Solução eletrolítica: é uma solução que conduz corrente elétrica e possui íons em sua constituição. - NaCl(aq); KNO3(aq) ⇨ espécies iônicas que se dissociam em água - HCl(aq); H2SO4(aq) ⇨ espécies moleculares que se ionizam em água Solução não eletrolítica: é uma solução que não conduz corrente elétrica e possui moléculas neutras em sua constituição. - C6H12O6(aq) {glicose}; H3CCH2OH(aq) {etanol} ⇨ espécies moleculares que não se ionizam em água 61 - no processo da preparação de soluções, as forças interpartículas se reordenam; - NaCl (soluto) dissolvendo-se em água (solvente): ⇒ as ligações de H da água têm que ser rompidas; ⇒ o NaCl se dissocia em Na+ e Cl-; ⇒ formam-se forças íon-dipolo: Na+ … -OH2 e Cl - … +H2O; ⇒ íons são solvatados pela água (são hidratados); Formação de uma solução Fonte: Brown et al., 2016. 62 H2O Formação de uma solução Representação da dissolução do CaCl2 em água. Fonte: https://www.cengage.com/chemistry/discipline_content/dvd/Power_Lectures/General_Chemistry/dswmedia/QuickTime_Movies/flv/05s10an1.html Formação de uma solução eletrolítica: CaCl2(aq) 63 - Eletrólitos fortes são os solutos que existem em solução completamente, ou quase completamente na forma de íons. NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) dissociação completa HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq) ionização completa - compostos iônicos solúveis são eletrólitos fortes; - Eletrólitos fracos são solutos que existem em solução principalmente na forma de moléculas neutras, com apenas uma pequena proporção na forma de íons. CH3COOH(aq) ⇌ CH3COO -(aq) + H+(aq) ionização parcial (~1%) Eletrólitos fortes e fracos 64 Espécies presentes em solução de um ácido forte e de um ácido fraco. Fonte: Brown et al., 2016. HClO4(aq) + H2O(l) → H3O +(aq) + ClO4 ‒(aq) H3CCOOH(aq) + H2O(l) ⇌ H3CCOO −(aq) + H3O +(aq) Eletrólitos fortes e fracos 65 Solubilidade Solubilidade pode ser definida como a capacidade de uma substância de se dissolver em outra. KCl (74 g L-1); NaHCO3 (96 g L -1) e sacarose (330 g L-1) ⇨ 25 oC Classificação das soluções: insaturada, saturada e supersaturada. Solução de acetato de sódio: adição de um pouco do sal na solução supersaturada. Fonte: https://slideplayer.com/slide/3716371/13/images/16/Supersaturation.jpg 66 solução saturada: contém igual quantidade de soluto dissolvido quanto a máxima quantidade de soluto que o solvente consegue dissolver, a uma determinada temperatura. solução insaturada: contém menor quantidade de soluto dissolvido do que a máxima quantidade que o solvente consegue dissolver a uma determinada temperatura. solução supersaturada: a uma determinada temperatura, a solução contém mais soluto dissolvido do que a máxima quantidade que o solvente consegue dissolver. Como é possível? Solubilidade 67 C - deixando a solução “B” resfriar até temperatura ambiente, sem perturbar o sistema, obtém-se uma solução supersaturada. Solubilidade aq u ec im en to B - ao aquecer a mistura, todo o sólido consegue ser dissolvido pelo solvente devido ao aumento da temperatura; A - se adicionarmos mais soluto do que uma determinada quantidade de solvente consegue dissolver, temos uma solução saturada com corpo de fundo; re sf ri am en to 68 Reação de precipitação. Fonte: Brown et al, 2016 As reações que resultam na formação de um produto insolúvel são chamadas de reações de precipitação. Um precipitado é um sólido insolúvel, formado por uma reação em solução. Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq) → PbI2(s) + 2 KNO3(aq) Pb2+(aq) + 2 I-(aq) → PbI2(s) Reações em solução aquosa – Reações de precipitação 69 Reações em solução aquosa – Reações de precipitação Compostos iônicos solúveis Exceções importantes Compostos que contêm: NO3 - (nitrato), CH3COO - (acetato), NH4 + (amônio) Nenhuma Cl- (cloreto), Br- (brometo), I- (iodeto) Compostos de Ag+, Hg2 2+ e Pb2+SO4 2- (sulfato) Compostos de Sr2+, Ba2+, Hg2 2+ e Pb2+ Compostos iônicos insolúveis Exceções importantes Compostos que contêm: S2- (sulfeto), OH- (hidróxido) Cátions de metais alcalinos, Ca2+, Sr2+ e Ba2+ CO3 2- (carbonato), PO4 3- (fosfato) Cátions de metais alcalinos 70 Mg(NO3)2(s) + 2 NaOH(aq) → Mg(OH)2(s) + 2 NaNO3(aq) Cátions reagentes trocam seus ânions! Para escrever as equações químicas balanceadas: i) Utilizar as fórmulas químicas dos reagentes para determinar quais íons estão presentes. ii) Escrever as fórmulas químicas dos produtos combinando o cátion de um reagente com o ânion do outro, usando as cargas iônicas para determinar os subscritos nas fórmulas químicas. iii) Verifique a solubilidade em água dos produtos. iv) Proceda com o balanceamento da equação. Reações em solução aquosa – Reações de troca (metátese) 71 Classificações Ácido-Base As classificações para ácidos e bases devem ser chamadas de Classificações. Ácido: substância ou íon capaz de doar prótons (íons hidrogênio) e que reage com base para formar sal e água. (HOUAISS, 2009) Base: substância que libera o íon hidroxila (OH‒) em solução aquosa; substância ou íon capaz de reagir com um próton (íon hidrogênio) para formar um novo composto; substância que reage com (ou neutraliza) ácidos para formar sal e água. (HOUAISS, 2009) Reações em solução aquosa – Reações de neutralização 72 IUPAC (McNaught e Wilkinson, 2019): Ácido: uma entidade molecular ou espécie química capaz de doar um íon hidrogênio (H+) ou capaz de formar ligação covalente com um par de elétrons. Base: uma espécie química ou entidade molecular tendo um par de elétrons disponível capaz de formar uma ligação covalente com um íon hidrogênio (H+) ou com um orbital vazio de outra espécie. Reações em solução aquosa – Reações de neutralização 73 Classificações ácidos e bases • Arrhenius (1884) • Bronsted-Lowry (1923) • Lewis (1923) • Pearson (1963) • Lux-Flood • Sistema Solvente • Usanovich menos comuns Reações em solução aquosa – Reações de neutralização 74 Classificação de Arrhenius Ácido: espécie química que em solução aquosa libera íons hidrogênio (H+). Exemplos: HCl H2SO4 HBrO3 HNO3 Base: espécie química que em solução aquosa libera íons hidróxido (OH‒). Exemplos: NaOH Ca(OH)2 KOH Fe(OH)2 Importante: a espécie deve conter “H” ou “OH” (constitutivo). Reações em solução aquosa – Reações de neutralização 75 Inconvenientes da classificação de Arrhenius: i) teoria limitada, pois aplica-se apenas à soluções aquosas. ii) natureza do íon H+(aq): clusters. O cluster mais simples é H3O +(aq). Usa-se ou H+(aq) ou H3O +(aq). Reações em solução aquosa – Reações de neutralização 76 Ácidos e bases fortes (eletrólitos fortes) e fracos (eletrólitos fracos): Reações em solução aquosa – Reações de neutralização 77 Ácidos fortes Bases fortes HCl – ácido clorídrico Hidróxidos dos metais do grupo 1A: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOHHBr – ácido bromídrico HI – ácido iodídrico Hidróxidos dos metais mais pesados do grupo 2A: Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2HClO3 – ácido clórico HClO4 – ácido perclórico HNO3 – ácido nítrico H2SO4 – ácido sulfúrico (primeira ionização) Reações em solução aquosa – Reações de neutralização 78 Reação entre uma solução de ácido e uma solução de base são chamadas de reações de neutralização. Mg(OH)2(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + 2 H2O(l) Reação de neutralização. Fonte: Brown et al., 2016 Reações em solução aquosa – Reações de neutralização 79 Em solução aquosa as reações de neutralização frequentemente resultam na formação, além de um sal, de água. Em algumas reações pode ocorrer a formação de gases de baixa solubilidade: 2 HCl(aq) + Na2S(aq) → H2S(g) + 2NaCl(aq) HCl(aq) + NaHCO3(aq) → NaCl(aq) + H2CO3(aq) H2CO3(aq) → H2O(l) + CO2(g) Fonte: http://investigodiviertohistoriaciencia.blogspot.com/2011/12/practicas-de-laboratorio-e.html Reações em solução aquosa – Reações de oxirredução 80 Reações em solução aquosa – Reações de oxirredução 81 Reações em solução aquosa – Reações de oxirredução 82 Todos os métodos de preparo de soluções, envolvem medir a quantidade de soluto em função da quantidade de solvente (ou da solução). Geralmente, as quantidades ou medidas são massas (g), quantidade de substância (mol) ou litros (L). Qualitativamente, as soluções são diluídas ou concentradas. Soluções Formas de expressar a concentração 83 - Ideal para expressar a concentração de soluções concentradas… Soluções Formas de expressar a concentração 1) Fração mássica e fração mássica percentual (%) w = msoluto msolução w = msoluto msolução × 100 2) Concentração mássica (g L-1) c = msoluto Vsolução OBS.: não confundir com densidade, d (g mL-1) 84 3) ppm (partes por milhão): - podem ser expressas como mgsoluto/kgsolução, μLsoluto/Lsolução, μmolsoluto/molsolução. - Ideal para expressar a concentração de soluções muito diluídas… Ex.: O ar atmosférico contém 1,7 ppm (em volume) de metano (CH4)! - ppb (partes por bilhão): por fração de 109 unidades. - ppt (partes por trilhão): por fração de 1012 unidades. Soluções Formas de expressar a concentração ppm do soluto = quantidade do soluto na solução quantidade total da solução x 106 85 4) concentração em quantidade de substância (mol L-1): nsoluto= msoluto MMsoluto n = quantidade de substância (mol); MM = massa molar (g mol-1); m = massa (g). Soluções Formas de expressar a concentração [soluto] = nsoluto Vsolução representada por c, M, ou [ ] Se soubermos a concentração em quantidade de substância e o volume de solução, podemos calcular a quantidade de substância (e a massa) do soluto. Obs.: o uso do termo “molaridade” não é recomendado pela IUPAC. 86 Soluções Formas de expressar a concentração 4) Molalidade (mol kg-1) ⇨ independente da temperatura 5) Fração em quantidade de substância (adimensional) b = n soluto m solvente x soluto = n soluto n solução = n soluto n soluto + n solvente x solução = n solvente n solução = n solvente n soluto + n solvente xsoluto + xsolvente = 1 87 Soluções concentradas são frequentemente adquiridas ou preparadas (soluções estoque); Soluções diluídas podem ser preparadas a partir das soluções concentradas pela adição de solvente, geralmente água. Diluição de soluções 88 - usar sempre quantidade de substância evita ERROS de cálculo; - ao fazer uma diluição sabemos a concentração da solução estoque e qual deverá ser a concentração da solução diluída (e o volume de solução diluída a ser preparado): 1) calcula-se a quantidade de substância que a solução diluída deverá conter; 2) calcula-se o volume de solução concentrada que contenha exatamente a quantidade de substância necessária para preparar asolução diluída; 3) completa-se o volume desejado com o solvente apropriado. [soluto]= nsoluto Vsolução Diluição de soluções 89 Diluição de soluções O volume da solução aumenta, mas a quantidade de substância (n), permanece a mesma. c = nsoluto VsoluçãoDiluição Adição de solvente Representação do processo de diluição de uma solução. Fonte: Chang, 2006. cinicial x Vinicial = cfinal x Vfinal ninicial = nfinal 90 Diluição de soluções Exemplo. Como preparar 250 mL de uma solução de HCl 0,600 mol L-1 dispondo-se de uma solução estoque 12,0 mol L-1? [HCl] = nHCl Vsolução 1) 2) V solução = nHCl HCl V solução = 0,150 mol 12,0 mol L−1 V solução = 0,0125 L V solução = 12,5 mL alternativamente: 12,00 x Vi = 0,600 x 0,250 Vi = 12,5 mLcinicial x Vinicial = cfinal x Vfinal ninicial = nfinal 91 nHCl = [HCl].Vsolução nHCl = 0,600 mol L -1 x 0,250 L nHCl = 0,150 mol Diluição de soluções H2O CORRETO ÁCIDO ERRADO 92 Interconversão entre unidades de concentração Frequentemente dispõem-se de soluções cujas unidades de concentração são diferentes daquelas que se deseja utilizar. Em laboratórios de química rotineiramente usa-seconcentração em quantidade de substância (mol L-1). No entanto soluções concentradas são frequentemente compradas em % m/m ou % m/V. Ex.: Calcule a quantidade de HCl 37 % m/m necessária para preparar 100 mL de uma solução aquosa de concentração aproximada 0,1 mol L-1. 93 Interconversão entre maneiras de expressar a concentração Ex.: Calcule o volume de HCl 37 % m/m necessário para preparar 100 mL de uma solução aquosa de concentração aproximada 0,1 mol L-1. A resposta pode ser encontrada de algumas maneiras diferentes. Para todas elas é necessário saber a densidade da solução de HCl 37 % m/m (d = 1,19 g mL-1) e a massa molar do HCl (MM = 36,45 g mol-1) 94 Interconversão entre maneiras de expressar a concentração Ex.: Calcule o volume de HCl 37 % m/m necessário para preparar 100 mL de uma solução aquosa de concentração aproximada 0,1 mol L-1. Método 1 - converter % m/m em mol L-1: HCl 37% m/m= 37 g HCl 100 g solução 37 g HCl 100 g solução x 1,19 g solução 1 mL x 1 mol HCl 36,45 g HCl x 1000 mL 1 L = 12 mol L−1 cinicial x Vinicial = cfinal x Vfinal 12 x Vinicial = 0,1 x 100 Vinicial = 0,83 mL ou seja: são necessários 0,83 mL da solução concentrada de HCl 37 % m/m (= 12 mol L-1) para preparar 100 mL da solução diluída 0,1 mol L-1. MMHCl = 36,45 g mol -1 d = 1,19 g mL-1 95 Interconversão entre maneiras de expressar a concentração Método 2 - encontrar a quantidade de substância (mol) de HCl em 100 mL da solução 0,1 mol L-1: nHCl ⇨ vsolução 0,1 mol ⇨ 1 L x mol ⇨ 0,1 L (100 mL) nHCl = 0,01 mol nHCl ⇨ mHCl 1 mol ⇨ 36,45 g 0,01 mol ⇨ y mHCl = 0,3645 g mHCl ⇨ msolução 37 g ⇨ 100 g 0,3645 g ⇨ z msolução = 0,985 gsolução msolução ⇨ Vsolução 1,19 g ⇨ 1 mL 0,985 g ⇨ w Vsolução = 0,83 mL MMHCl = 36,45 g mol -1 cHCl = 37 % m/m d = 1,19 g mL -1 96 Uma solução aquosa de ácido clorídrico (MM = 36,46 g mol-1) concentrado contém 37,50 % em massa e tem densidade de 1,205 g cm−3. Determine a concentração em quantidade de substância (mol L−1), a molalidade (mol kg−1) e a fração em quantidade de substância do soluto na solução. Exercícios 97 Uma solução aquosa de ácido clorídrico (MM = 36,46 g mol-1) concentrado contém 37,50 % em massa e tem densidade de 1,205 g cm−3. Determine a concentração em quantidade de substância (mol L−1), a molalidade (mol kg−1) e a fração em quantidade de substância do soluto na solução. Considerando-se que o volume de solução seja de 1 litro (1000 mL): msolução ⇨ vsolução 1,205 g ⇨ 1 mL msolução ⇨ 1000 mL msolução = 1205 g msoluto ⇨ msolução 37,50 g ⇨ 100 g msoluto ⇨ 1205 g msoluto = 451,9 g msoluto ⇨ nsoluto 36,46 g ⇨ 1 mol 451,9 g ⇨ nsoluto nsoluto = 12,39 mol cHCl = 12,39 mol L -1 Exercícios 98 nsoluto ⇨ msolvente 12,39 mol ⇨ 753,1 g nsoluto ⇨ 1000 g nsoluto = 16,45 mol bHCl = 16,45 mol kg -1 msolvente ⇨ nsolvente 18,02 g ⇨ 1 mol 753,1 g ⇨ nsolvente nsolvente = 41,79 mol msolução = msoluto + msolvente 1205 g = 451,9 g + msolvente msolvente = 753,1 g Uma solução aquosa de ácido clorídrico (MM = 36,46 g mol-1) concentrado contém 37,50% em massa e tem densidade de 1,205 g cm−3. Determine a concentração em quantidade de substância (mol L−1), a molalidade (mol kg−1) e a fração em quantidade de substância do soluto na solução. Considerando-se que o volume de solução seja de 1 litro (1000 mL): x soluto = n soluto n soluto + n solvente x HCl = 12,39 12,39 +41,79 = 0,2287 Exercícios 99 Uma solução aquosa de ácido clorídrico (MM = 36,46 g mol-1) concentrado contém 37,50 % em massa e tem densidade de 1,205 g cm−3. Determine a concentração em quantidade de substância (mol L−1), a molalidade (mol kg−1) e a fração em quantidade de substância do soluto na solução. x soluto = n soluto n soluto + n solvente x HCl = 1,029 1,029 + 3,468 = 0,2288 37,50 g HCl 100 g solução x 1 mol HCl 36,45 gHCl x 100 g solução 62,5 g solvente x 1000 gsolvente 1 Kg = 16,46 mol kg−1 = bHCl nHCl (em 100 gsolução) 1 mol ⇨ 36,45 g x ⇨ 37,50 g nHCl = 1,029 mol msolução = msoluto + msolvente 100 gsolução = 37,50 gHCl + 62,50 gsolvente nsolvente (em 100 gsolução) 1 mol ⇨ 18,02 g y ⇨ 62,50 g nsolvente = 3,468 molágua Exercícios 100 msoluto ⇨ vsoluto 0,790 g ⇨ 1 mL msoluto ⇨ 15,00 mL msoluto = 11,85 g msoluto ⇨ nsoluto 32,04 g ⇨ 1 mol 11,85 g ⇨ nsoluto nsoluto = 0,3699 mol nsoluto ⇨ Vsolução 0,3699 mol ⇨ 105 mL nsoluto ⇨ 1000 mL nsoluto = 3,522 mol cmetanol = 3,522 mol L -1 Uma solução é preparada a partir da dissolução de 15,00 mL de H3COH (MM = 32,04 g mol -1 e d = 0,790 g mL-1) em 90,00 mL de H3CCN (MM = 41,05 g mol -1, d = 0,786 g mL-1). Calcule a concentração em quantidade de substância (mol L-1), a molalidade (mol kg-1), a fração mássica percentual e a fração em quantidade de substância do metanol na solução. Considere que os volumes são aditivos. Considerando-se Vsolução = 105 mL e que o metanol (H3COH) é o soluto e a acetonitrila (H3CCN) o solvente: Exercícios 101 msolvente ⇨ vsolvente 0,786 g ⇨ 1 mL msolvente ⇨ 90,00 mL msolvente = 70,74 g msoluto ⇨ msolução 11,85 g ⇨ 82,59 g msoluto ⇨ 100 g msoluto = 14,35 g wmetanol = 14,35 % nsoluto ⇨ msolvente 0,3699 mol ⇨ 70,74 g nsoluto ⇨ 1000 g nsoluto = 5,229 mol bmetanol = 5,229 mol kg -1 msolução = msoluto + msolvente msolução = 11,85 g + 70,74 g. msolução = 82,59 g Uma solução é preparada a partir da dissolução de 15,00 mL de H3COH (MM = 32,04 g mol -1 e d = 0,790 g mL-1) em 90,00 mL de H3CCN (MM = 41,05 g mol -1, d = 0,786 g mL-1). Calcule a concentração em quantidade de substância (mol L-1), a molalidade (mol kg-1), a fração mássica percentual e a fração em quantidade de substância do metanol na solução. Considere que os volumes são aditivos. Considerando-se Vsolução = 105 mL e que o metanol (H3COH) é o soluto e a acetonitrila (H3CCN) o solvente: Exercícios 102 msolvente ⇨ nsolvente 41,05 g ⇨ 1 mol 70,74 g ⇨ nsolvente nsolvente = 1,723 mol xmetanol = 0,3699 0,3699 + 1,723 = 0,1767 Uma solução é preparada a partir da dissolução de 15,00 mL de H3COH (MM = 32,04 g mol -1 e d = 0,790 g mL-1) em 90,00 mL de H3CCN (MM = 41,05 g mol -1, d = 0,786 g mL-1). Calcule a concentração em quantidade de substância (mol L-1), a molalidade (mol kg-1), a fração mássica percentual e a fração em quantidade de substância do metanol na solução. Considere que os volumes são aditivos. Considerando-se Vsolução = 105 mL e que o metanol (H3COH) é o soluto e a acetonitrila (H3CCN) o solvente: Exercícios 103 xsoluto= nsoluto nsoluto + nsolvente Uma solução aquosa de NaCl (MM = 58,44 g mol-1) tem concentração de 14,61 g L-1. 100,0 mL dessa solução são transferidos para um balão volumétrico de 1 L e o volume completado com água destilada. Calcule a concentração em quantidade de substância (mol L-1) dessa nova solução. msoluto ⇨ nsoluto 58,44 g ⇨ 1 mol 14,61 g ⇨ nsoluto nsoluto = 0,25 mol cNaCl = 0,25 mol L -1 cinicial x Vinicial = cfinal x Vfinal 0,25 x 100 = cfinal x 1000 cfinal = 0,025 mol L -1 Exercícios 104 ninicial = nfinal Reações em solução aquosa – análise volumétrica Se soubermos a equação química de uma reação e as quantidades de reagentes utilizadas podemos calcular as quantidades dos produtos formados. 105 Podemos aplicar raciocínio semelhante para determinar a concentração de uma solução B a partir da reação com uma solução A, de concentração conhecida. Esse processo é chamado de Análise volumétrica. Volume fixo de solução do reagente A, de concentração conhecida éutilizado A(aq) + B(aq) → C(aq) + D(aq) Adiciona-se a solução da substância B até que todo reagente A tenha disso consumido O progresso da reação é monitorado utilizando alguma característica da reação, como variação do pH, mudança de coloração, .... Usa-se o volume e a concentração da solução A, o volume da solução B, e a estequiometria da reação para calcular a concentração de B. 106 Reações em solução aquosa – análise volumétrica Estratégia para encontrar a concentração de uma solução a partir da reação com solução de concentração conhecida de outra substância. Fonte: Brown et al., 2016 (adaptado) 107 Gramas da substância A Use a massa molar de A Quantidade de substância de A (em mols) Use os coeficientes da equação balanceada Quantidade de substância de B (em mols) Use a concentração em quantidade de substância da solução que contém a substância B Volume da solução que contém a substância B Use o volume da solução que contém a substância B Concentração em quantidade de substância da solução que contém a substância B Reações em solução aquosa – análise volumétrica A solução de concentração conhecida é chamada de solução padrão. A técnica experimental é chamada de titulação. A solução da solução de concentração desconhecida é adicionada ao volume da solução padrão até que as quantidades de A e B sejam equivalentes estequiometricamente. Este ponto é conhecido como ponto de equivalência. Reações de neutralização, precipitação e de oxirredução podem ser usadas em análise volumétrica. O ponto de equivalência pode ser identificado a partir do acompanhamento da alteração de propriedades da reação ou pelo uso de indicadores. 108 Reações em solução aquosa – análise volumétrica Determinando a concentração de uma solução desconhecida a partir da titulação com uma solução padrão. Fonte: Brown et al., 2016 (adaptado) 109 Volume de solução padrão necessário para atingir o ponto de equivalência Quantidade de substância de soluto na solução padrão Quantidade de substância de soluto na solução de concentração desconhecida Concentração em quantidade de substância da solução desconhecida Use a concentração em quantidade de matéria da solução padrão Use o volume da solução desconhecida Use os coeficientes da equação balanceada Reações em solução aquosa – análise volumétrica Etapas da titulação de uma solução de concentração desconhecida de ácido com uma solução padrão de NaOH. Fonte: Brown et al., 2016 110 Reações em solução aquosa – análise volumétrica Exemplo. Um método comercial utilizado para descascar batatas é deixa-las de molho em uma solução de NaOH por um curto período, tirá-las da solução e puxar a casca. A concentração de NaOH é, geralmente, de 3 a 6 mol L-1, e a solução deve ser analisada periodicamente. Em uma dessas análises, 45,7 mL de H2SO4 0,500 mol L -1 são necessários para neutralizar 20,0 mL da solução de NaOH. Qual é a concentração da solução de NaOH? H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(l) Estequiometria da reação: 1 mol de H2SO4 reage com 2 mol de NaOH nH2SO4 consumido? 1 L → 0,500 mol 0,0457 L → x nH2SO2 = 0,02285 mol de H2SO4 nNaOH 1 mol H2SO4 → 2 mol NaOH 0,02285 mol → x nNaOH = 0,0457 mol de NaOH [NaOH] = 2,28 mol L -1 NaOH = n NaOH V NaOH = 0,0457 0,02 111 Reações em solução aquosa – análise volumétrica 4.7 Qual dos seguintes íons sempre será um íon expectador em uma reação de precipitação? (a) Cl- (b) NO3 - (c) NH4 + (d) S2 - (e) SO4 2- 4.17 Especifique quais íons estão presents em uma solução quando cada uma das seguintes substâncias é dissolvida em água: (a) FeCl2 (b) HNO3 (c) (NH4)2SO4 (d) NaCH3COO (Brown et al. Química: a ciência central, 13 ed. Pearson Education do Brasil, São Paulo, 2016, Capítulos 4 e 13).Exercícios 112 4.61 (a) Calcule a concentração em quantidade de substância de uma solução que contém 0,175 mol de ZnCl2 em exatamente 150 mL de solução. (b) Quantos mol de íons H +(aq) há em 35,0 mL de uma solução de ácido nítrico 4,50 mol L-1? (c) Quantos mililitros de uma solução de NaOH 6,00 mol L-1 são necessários para obter 0,350 mol de NaOH? Exercícios 113 4.19 O ácido fórmico, HCOOH, é um eletrólito fraco. Quais solutos estão presents em uma solução aquosa deste compost? Escreva a equação química da ionização do HCOOH. 4.23 Ocorre precipitação quando as seguintes soluções são misturadas? Em caso afirmativo, escreva a equação química balanceada para a reação. (a) Na2CO3 e AgNO3 (b) KOH e Cu(NO3)2 (c) FeSO4 e Pb(NO3)2 Exercícios 114 Exercícios 115 4.37 Classifique cada uma das seguintes substâncias como um não eletrólito, um eletrólito fraco ou um eletrólito forte em água: (a) H2SO3 (b) C2H5OH (etanol) (c) NH3 (d) KClO3 (e) Cu(NO3)2 4.43 O carbonato de magnésio, o óxido de magnésio e o hidróxido de magnésio são todos sólidos brancos que reagem com soluções ácidas. (a) Escreva uma equação molecular balanceada e uma equação iônica simplificada para a reação que ocorre quando cada substância reage com uma solução de ácido clorídrico. (b) Observando as reações do item (a), como você diferenciaria qualquer uma das três substâncias de magnésio das outras duas? 4.63 Uma pessoa adulta média tem volume sanguíneo total de 5,0 L. Se a concentração de íon sódio (Na+) for 0,135 mol L-1 nessa média individual, qual será a massa do íon sódio em circulação no sangue? 4.65 A concentração de álcool etílico (CH3CH2OH) no sangue (CAS) é dada em gramas de álcool por 100 mL de sangue. A definição legal de intoxicação, em muitos lugares nos Estados Unidos, é uma CAS igual ou acima de 0,08. Se a CAS for igual a 0,08, como esse valor pode ser representado em concentração em quantidade de substância? Exercícios 116 4.71 Indique a concentração de cada íon ou molécula presente nas seguintes soluções: (a) NaNO3 0,25 mol L -1, (b) MgSO4 1,3 x 10 -2 mol L-1, (c) C6H12O6 0,0150 mol L -1, (d) uma mistura de 45,0 mL de NaCl 0,272 mol L-1 e 65 mL de (NH4)2CO3 0,0247 mol L -1. Suponha que os volumes sejam aditivos. 4.73 (a) Você tem uma solução estoque de NH3 14,8 mol L -1. Quantos mililitros dessa solução você deve diluir para preparar 1000,0 mL de NH3 0,250 mol L -1? (b) Se retirar uma amostra de 10,0 mL da solução estoque, diluindo-a até obter um volume total de 0,500 L, qual será a concentração da solução final? Exercícios 117 4.77 O ácido acético puro, conhecido como ácido acético glacial, é um líquido com uma densidade de 1,049 g mL-1 a 25 °C. Calcule a concentração em quantidade de substância de uma solução de ácido acético, preparada mediante dissolução de 20,00 mL de ácido acético glacial a 25 °C, em água suficiente para preparar 250,0 mL de solução. Exercícios 118 4.83 Um pouco de ácido sulfúrico é derramado em uma bancada de laboratório. Você pode neutralizar o ácido borrifando bicarbonato de sódio sobre ele e, em seguida, remover a solução resultante com um pano. O bicarbonato de sódio reage com o ácido sulfúrico conforme a equação química a seguir: 2 NaHCO3(s) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) + 2 CO2(g) O bicarbonato de sódio é adicionado até que para a efervescência provocada pela formação de CO2(g). Se 27 mL de H2SO4 6,0 mol L -1 forem derramados, qual será a massa mínima de NaHCO3 que deve ser adicionada ao líquido derramado para neutralizar o ácido? Exercícios 119 4.95 Os antiácidos são frequentemente utilizados para aliviar a dor e promover a cicatrização no tratamento de úlceras leves. Escreva equações iônicas simplificadas balanceadas para as reações entre o HCl aquoso do estômago e cada uma das seguintes substâncias utilizadas em vários antiácidos: (a) Al(OH)3(s) (b) Mg(OH)2(s) (c) MgCO3(s) (d) NaAl(CO3)(OH)2(s) (e) CaCO3(s) Exercícios 120 4.109 Uma amostra de 7,75 g de Mg(OH)2 é adicionada a 25,0 mL de HNO3 0,200 mol L -1. (a) Escreva a equação química da reação. (b) Qual é o reagentelimitante na reação? (c) quantos mol de Mg(OH)2, HNO3 e Mg(NO3)2 estão presentes depois que a reação é completada? 13.39 Calcule a percentagem em massa de Na2SO4 em uma solução que contém 10,6 g de Na2SO4 em 483 g de água. (b) um minério contém 2,86 g de prata por tonelada. Qual a concentração da prata em ppm? 13.41 Uma solução é feita com 14,6 g de CH3OH em 184 g de H2O. Calcule (a) a fração molar de CH3OH, (b) o percentual em massa do CH3OH, (c) a molalidade do CH3OH. Exercícios 121 13.43 Calcule a concentração em quantidade de substância das seguintes soluções aquosas: (a) 0,540 g de Mg(NO3)2 em 250 mL de solução, (b) 22,4 g de LiClO4.3H2O em 125 mL de solução, (c) 25,0 mL de HNO3 3,50 mol L -1 diluído para 0,250 L. 13.45 Calcule a molalidade de cada uma das seguintes soluções: (a) 8,66 g de benzeno (C6H6) dissolvidos em 23,6 g de tetracloreto de carbono (CCl4), (b) 4,80 g de NaCl dissolvidos em 0,350 L de água. 13.47 Uma solução de ácido sulfúrico com 571,6 g de H2SO4 por litro de solução tem densidade de 1,329 g mL-1. Calcule (a) o percentual em massa, (b) a fração molar, (c) a molalidade, (d) a concentração em quantidade de substância do H2SO4 nessa solução. Exercícios 122 13.51 Calcule a quantidade de substância (mol) de soluto presente em cada uma das seguintes soluções aquosas: (a) 600 mL de SrBr2 0,250 mol L -1, (b) 86,4 g de KCl 0,180 mol Kg-1, (c) 124,0 g de uma solução com 6,45 % de glicose (C6H12O6) em massa. 13.53 Descreva como você prepararia cada uma das seguintes soluções aquosas, começando com KBr sólido: (a) 0,75 L de solução de KBr 1,5 x 10-2 mol L-1, (b) 125 g de solução de KBr 0,180 mol Kg-1, (c) 1,85 L de uma solução com 12,0 % em massa de KBr (a densidade da solução é 1,10 g mL-1), (d) uma solução de KBr 0,150 mol L-1 que contém apenas a quantidade de KBr suficiente para precipitar 16,0 g de AgBr a partir de uma solução com 0,480 mol de AgNO3. Exercícios 123 13.55 O ácido nítrico aquoso comercial tem densidade de 1,42 g mL-1 e concentração em quantidade de substância de 16 mol L-1. Calcule o percentual em massa do HNO3 na solução. 13.57 O latão é uma liga de substituição que consiste em uma solução de cobre e zinco. Um exemplo particular de bronze vermelho com 80,0 % de Cu e 20,0 % de Zn em massa tem densidade de 8750 kg m-3. (a) Qual a molalidade do Zn na solução sólida? (b) qual a concentração em quantidade de substância do Zn na solução? Exercícios 124 4.53 Calcule (a) a massa em gramas de soluto presente em 0,250 L de uma solução 0,150 mol L- 1 de KBr, (b) a concentração em quantidade de substância de uma solução contendo 4,75 g de Ca(NO3)2 em 0,200 L de solução, (c) o volume (em mL) de solução de Na3PO4 1,50 mol L -1 que contém 5,00 g do soluto. 13.27 Calcule a concentração em quantidade de substância das seguintes soluções aquosas: (a) 10,5 g de Mg(NO3)2 em 250 mL de solução; (b) 22,4 g de LiClO4.3H2O em 125 mL de solução; (c) 25,0 mL de uma solução 3,50 mol L-1 de HNO3 diluídos para 0,250 mL. (Brown et al. Química: a ciência central, 9 ed. Pearson Education do Brasil, São Paulo, 2005, Capítulo 4 ).Exercícios 125 Respostas (b) Podemos distinguir carbonato de magnésio, MgCO3(s), porque sua reação com ácido produz CO2(g), que aparece na forma de bolhas. Os outros dois compostos não podem ser distinguidos porque os produtos das duas reações são exatamente iguais. 4.61 (a) 1,17 mol L-1 de ZnCl2; (b) 0,158 mol de H +; (c) 58,3 mL de 6,00 mol L-1 de NaOH. 4.63 16 g Na+(aq). 4.65 CAS de 0,08 = 0,02 mol L-1 de CH3CH2OH (álcool etílico). 4.71 (a) 0,25 mol L-1 de Na+, 0,25 mol L-1 de NO3 -; (b) 1,3 x 10-2 mol L-1 de Mg2+, 1,3x10-2 mol L-1 de SO4 2-; (c) 0,0150 mol L-1 de C6H12O6; (d) 0,111 mol L-1 de Na+, 0,111 mol L-1 de Cl-, 0,0292 mol L-1 de NH4 +, 0,0146 mol L-1 de CO3 2-. 4.73 (a), 16,9 mL de 14,8 mol L-1 de NH3; (b) 0,296 mol L -1 de NH3. 4.77 1,398 mol L-1 de CH3COOH. 4.83 27 g de NaHCO3. 4.95 (a) Al(OH)3(s) + 3 H +(aq) → Al3+(aq) + 3 H2O(l); (b) Mg(OH)2(s) + 2 H +(aq) → Mg2+(aq) + 2 H2O(l); (c) MgCO3(s) + 2 H +(aq) → Mg2+(aq) + H2O(l) + CO2(g); (d) NaAl(CO3)(OH)2(s) + 4 H +(aq) → Na+(aq) + Al3+(aq) + 3H2O(l) + CO 2(g); (e) CaCO3(s) + 2 H +(aq) → Ca2+(aq) + H2O(l) + CO2(g) [Em (c), (d) e (e), também é possível escrever a equação para formar bicarbonato, como MgCO3(s) + H +(aq) → Mg2+(aq) + HCO3 -(aq)]. 126 4.7 (b) NO3 - e (c) NH4 + serão sempre íons espectadores. 4.17 (a) FeCl2(aq) → Fe 2+(aq) + 2 Cl-(aq); (b) HNO3(aq) → H +(aq) + NO3 -(aq); (c) (NH4)2SO4(aq) → 2 NH4 +(aq) + SO4 2-(aq); (d) Ca(OH)2(aq) → Ca 2+(aq) + 2 OH-(aq). 4.23 (a) Na2CO3(aq) + 2 AgNO3(aq) → Ag2CO3(s) + 2 NaNO3(aq); (b) não há precipitação; (c) FeSO4(aq) + Pb(NO3)2(aq) → PbSO4(s) + Fe(NO3)2(aq). 4.37 (a) H2SO3, eletrólito fraco; (b) C2H5OH, não eletrólito; (c) NH3, eletrólito fraco; (d) KClO3, eletrólito forte; (e) Cu(NO3)2, eletrólito forte. 4.43 (a) MgCO3(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g); MgCO3(s) + 2 H +(aq) → Mg2+(aq) + H2O(l) + CO2(g); MgO(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2O(l); MgO(s) + 2 H+(aq) → Mg2+(aq) + H2O(l); Mg(OH)2(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + 2H2O(l) Mg(OH)2(s) + 2 H +(aq) → Mg2+(aq) + 2 H2O(l); Respostas 4.109 (a) Mg(OH)2(s) + 2 HNO3(aq) → Mg(NO3)2(aq) + 2 H2O(l); (b) HNO3 é o reagente limitante. (c) 0,130 mol de Mg(OH)2, 0 mol de HNO3 e 0,00250 mol de Mg(NO3)2 estão presentes. 13.39 (a) 2,15% Na2SO4 em massa; (b) 3,15 ppm Ag. 13.41 (a) xCH3OH = 0,0427; (b) 7,35 % CH3OH em massa; (c) 2,48 mol kg-1 CH3OH. 13.43 (a) 1,46x10-2 mol L-1 Mg(NO3)2; (b) 1,12 mol L-1 LiClO4.3H2O; (c) 0,350 mol L-1 HNO3. 13.45 (a) 4,70 mol kg-1 C6H6; (b) 0,235 mol L-1 NaCl. 13.47 (a) 43,01% H2SO4 em massa, (b) xH2SO4 = 0,122; (c) 7,69 mol kg-1 H2SO4; (d) 5,827 mol L-1 H2SO4. 13.51 (a) 0,150 mol de SrBr2; (b) 1,56 x 10-2 mol KCl; (c) 4,44 x 10-2 mol C6H12O6. 13.53 (a) Pesar 1,3 g KBr, dissolver em água, e completar o volume para 0,75 L. (b) Pesar 2,62 g de KBr, dissolver em 122,38 g H2O para preparar exatos 125 g de solução 0,180 mol kg-1. (c) Dissolver 244 g de KBr em água, diluir para completar 1,85 L. (d) Pesar 10,1 g de KBr, dissolver em pequena quantidade de água e diluir até 0,568 L. 13.55 71 % HNO3 em massa. 13.57 (a) 3,82 mol kg-1 Zn; (b) 26,8 mol L-1 Zn. 4.53 (a) 4,46 g de KBr (b) 0,145 mol L-1 de Ca(NO3)2 (c) 20,3 mL de 1,50 mol L-1 de Na3PO4 13.27 (a) 0,283 mol L-1 de Mg(NO3)2 (b) 1,12 mol L-1 de LiClO4.3H2O (c) 0,350 mol L-1 de HNO3 127 Referências - BROWN, T. L.; LeMAY Jr, H. E.; BURSTEN, B. E.; MURPHY, C. J.; WOODWARD, P. M.; STOLTZFUS, M. W. Química: A ciência central. 13 ed., São Paulo, Pearson Education do Brasil, 2016, 1188 p. - ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 1094 p. - MCNAUGHT, A. D.; WILKINSON, A. Compendium of Chemical Terminology. IUPAC recommendations. 2. ed. Oxford: Blackwell Scientific Publications, 2019. Disponível em: <https://doi.org/10.1351/goldbook>. Acesso em: 15 jul. 2020. - CHANG, R. Química Geral. Conceitos Essenciais. 4° Ed. Porto Alegre: McGrawHill, 2007. 778 p. - HOUAISS, A. Dicionário Houaiss da Língua Portuguesa. São Paulo: Objetiva, 2009. 1986 p. - SOCIEDADE BRASILEIRA DE QUÍMICA. Nomenclatura de Química Inorgânica. Recomendações da IUPAC 2005. Portugal: IST Press, 2017. 361 p. 128 Propriedades das soluções Universidade Federal de Goiás – UFG Instituto de Química Avenida Esperança s/n, Campus Samambaia. CEP: 74690-900, Goiânia - GO - Brasil. Leonildo A. Ferreira leonildoferreira@ufg.br INQ0158 Química Geral B O processo de dissolução 130 Uma solução é formada quando uma substância se dispersa uniformemente em outra. Dependência com: i) a tendência natural das substâncias de se misturarem e se espalharem em volumes maiores, quando não são restringidas de alguma maneira. ii) os tipos de interações intermolecularesenvolvidos no processo de solução. Fonte: Brown et al., 2016. O processo de dissolução 131 ii) os tipos de interações intermoleculares envolvidos no processo de solução. Interações solvente-soluto entre partículas de soluto e solvente ocorrem à medida que as partículas se misturam. Interações solvente-solvente entre as partículas de solvente devem ser superadas para acomodar as partículas de soluto no solvente. Interações soluto-soluto entre partículas de soluto devem ser superadas para dispersar as partículas de soluto no solvente Fonte: Brown et al., 2016. O processo de dissolução 132 “semelhante dissolve semelhante”. As atrações soluto-soluto são substituídas por atrações soluto-solvente, e pode-se esperar dissolução se as novas interações forem semelhantes às interações originais. Solutos com forças coesivas principais sendo ligações hidrogênio dissolvem mais provavelmente em solventes com ligações hidrogênio. Soluto com forças coesivas principais entre as moléculas de interações de London, então o melhor solvente, provavelmente, será aquele capaz de substituir essas forças. n-heptano (C7H16) n-pentano (C5H12) Etanol (C2H5OH) Água (H2O) O processo de dissolução 133 Fonte: Brown et al., 2016. Energética da formação de uma solução 134 Hsol = Hsolvente + Hsoluto + Hmistura Endotérmico → H > 0 Exotérmico → H < 0. Fonte: Brown et al., 2016. Solubilidade Solubilidade pode ser definida como a capacidade de uma substância de se dissolver em outra. KCl (74 g L-1); NaHCO3 (96 g L -1) e sacarose (330 g L-1) ⇨ 25 oC Classificação das soluções: 135 solução saturada: contém igual quantidade de soluto dissolvido quanto a máxima quantidade de soluto que o solvente consegue dissolver, a uma determinada temperatura. solução insaturada: contém menor quantidade de soluto dissolvido do que a máxima quantidade que o solvente consegue dissolver a uma determinada temperatura. solução supersaturada: a uma determinada temperatura, a solução contém mais soluto dissolvido do que a máxima quantidade que o solvente consegue dissolver. C - deixando a solução “B” resfriar até temperatura ambiente, sem perturbar o sistema, obtém-se uma solução supersaturada. Solubilidade aq u ec im en to B - ao aquecer a mistura, todo o sólido consegue ser dissolvido pelo solvente devido ao aumento da temperatura; A - se adicionarmos mais soluto do que uma determinada quantidade de solvente consegue dissolver, temos uma solução saturada com corpo de fundo; re sf ri am en to 136 Solubilidade 137 Fonte: Brown et al., 2016. Solubilidade Fatores que afetam a solubilidade: i) interações soluto-solvente 138 Gás Massa molar (g mol-1) Solubilidade (x 10-3 mol L-1) N2 28,0 0,69 O2 32,0 1,38 Ar 39,9 1,50 Kr 83,8 2,79 Fonte: Kotz et al., 2016. Solubilidade Fatores que afetam a solubilidade: i) interações soluto-solvente 139 Líquidos que se misturam em todas as proporções são miscíveis.Álcool Solubilidade (g de álcool/100 g de solvente) Água n-hexano Metanol (CH3OH) miscível 0,12 Etanol (CH3CH2OH) miscível miscível n-Propanol (CH3CH2CH2OH) miscível miscível n-Butanol (CH3CH2CH2CH2OH) 0,11 miscível n-Pentanol (CH3CH2CH2CH2CH2OH) 0,030 miscível n-Hexanol (CH3CH2CH2CH2CH2CH2OH) 0,0058 miscível Substâncias anfifílicas: possuem uma região hidrofílica (solúvel em meio aquoso), e uma região hidrofóbica (insolúvel em água, porém solúvel em solventes apolares). Solubilidade 140 As substâncias com forças de atração intermoleculares semelhantes tendem a ser solúveis umas nas outras. “semelhante dissolve semelhante” Solubilidade em água (25 °C): 909 g / L de H2O 0,055 g / L de H2O Solubilidade 141 Hidrossolubilidade x lipossolubilidade Vitamina C Vitamina B1 Vitamina B9 Vitamina B3 Vitamina B2 Vitamina B6 Vitamina D3 Vitamina E Vitamina A Vitamina K água gordura 142 Solubilidade Alice Ball (1892-1916), primeira mulher e primeira afro-americana nos Estados Unidos a obter um mestrado em química. Fonte: https://www.bbc.com/portuguese/geral-60922562 Até o início do século XX, o único tratamento para a hanseníase (antigamente conhecida como lepra) era um óleo das sementes das árvores de chaulmoogra (Hydnocarpus wightiana), na forma de injeção. Este era um tratamento secular na medicina chinesa e indiana. O óleo é espesso (muito viscoso) e praticamente insolúvel em água de modo que a injeção era extremamente dolorosa. Possível composto encontrado no óleo de sementes de chaulmoogra. - Quim. Nova, Vol. 45, No. 7, 875-881, 2022. - https://www.bbc.com/portuguese/geral-60922562 (acesso em 18 jan. 2023). https://www.bbc.com/portuguese/geral-60922562 143 Solubilidade Óleo muito viscoso e praticamente insolúvel em água Óleo pouco viscoso e com alguma solubilidade em água Quim. Nova, Vol. 45, No. 7, 875-881, 2022. https://www.bbc.com/portuguese/geral-60922562 (acesso em 18 jan 2023) https://www.bbc.com/portuguese/geral-60922562 Solubilidade 144 Fatores que afetam a solubilidade: ii) pressão Solubilidade de sólidos ou líquidos pouco afetada pela pressão. Gases: aumento da solubilidade à medida que a pressão parcial do gás que se encontra logo acima do solvente aumenta. Fonte: Brown et al., 2016. Solubilidade 145 Fatores que afetam a solubilidade: ii) pressão 𝑆𝑔 = 𝑘𝑃𝑔 Lei de Henry: Sg = solubilidade do gás (mol L -1); Pg = pressão parcial do gás k = constante de proporcionalidade (depende do soluto, solvente e temperatura). Fonte: Brown et al., 2016. Solubilidade 146 Fatores que afetam a solubilidade: iii) temperatura Solvente = águaSolvente = água Fonte: Brown et al., 2016. Propriedades coligativas 147 Coligativo = “que depende do conjunto” Propriedades físicas das soluções que dependem da quantidade (concentração) mas não do tipo ou da identidade das partículas de soluto. • Aumento ebulioscópico • Redução da pressão de vapor • Abaixamento crioscópico • Redução da pressão osmótica Propriedades coligativas 148 Redução da pressão de vapor 𝑃𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 𝑥𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 . 𝑃𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 ° Lei de Raoult (para soluções ideais): Psolução = pressão parcial exercida pelo vapor acima da solução; P°solvente = pressão de vapor do solvente puro; xsolvente = fração molar do solvente: 𝑥𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝑛𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑛𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 A redução da pressão de vapor causada pela adição de um soluto não volátil depende da concentração total de partículas do soluto, independentemente de se tratar de moléculas ou íons (solução ideal). Fonte: Brown et al., 2016. Propriedades coligativas 149 𝑃𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 𝑥𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 . 𝑃𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 ° O glicerol (a.k.a glicerina, C3H8O3) é um eletrólito não volátil com densidade de 1,26 g mL-1, a 25 °C. Calcule a pressão de vapor a 25 °C de uma solução produzida mediante a adição de 50,0 mL de glicerina a 500,0 mL de água. A pressão de vapor da água pura é 23,8 torr, e sua densidade, 1,00 g mL-1. Propriedades coligativas 150 Aumento ebulioscópico (elevação do ponto de ebulição) O ponto de ebulição da solução é maior que o do solvente puro. Depende da molalidade (m; mol Kg-1) Δ𝑇𝑒 = 𝑇𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 − 𝑇𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝑖𝐾𝑒𝑚 Te = temperatura de ebulição; Ke = constante molal de elevação do ponto de ebulição para o solvente; i = fator de van’t Hoff (número de partículas formadas em solução quando um dado soluto é separado por um determinado solvente); m = molalidade: 𝑚 = 𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 Fonte: Brown et al., 2016. Propriedades coligativas 151 Abaixamento crioscópico (redução do ponto de congelamento) O ponto de congelamento de uma solução é a temperatura na qual os primeiros cristais de solvente puro são formados em equilíbrio com a solução. Depende da molalidade (m; mol Kg-1) Δ𝑇𝑐 = 𝑇𝑐 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 − 𝑇𝑐 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = − 𝑖𝐾𝑐𝑚 Te = temperatura de ebulição; Ke = constante molal deelevação do ponto de ebulição para o solvente; i = fator de van’t Hoff (número de partículas formadas em solução quando um dado soluto é separado por um determinado solvente); m = molalidade: 𝑚 = 𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 Fonte: Brown et al., 2016. Propriedades coligativas 152 Solvente Ponto de ebulição normal (°C) Ke (°C Kg mol-1) Ponto de congelamento normal (°C) Kc (°C Kg mol-1) Água, H2O 100,0 0,51 0,0 1,86 Benzeno, C6H6 80,1 2,53 5,5 5,12 Etanol, C2H5OH 78,4 1,22 -114,6 1,99 Tetracloreto de carbono, CCl4 76,8 5,02 -22,3 29,8 Clorofórmio, CHCl3 61,2 3,63 -63,5 4,68 Propriedades coligativas 153 Anticongelantes automotivos contêm etilenoglicol, HOCH2CH2OH, um não eletrólito não volátil, em água. Calcule o ponto de ebulição e o ponto de congelamento de uma solução 25,0% em massa de etilenoglicol em água. Δ𝑇𝑒 = 𝑇𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 − 𝑇𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝑖𝐾𝑒𝑚 Δ𝑇𝑐 = 𝑇𝑐 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 − 𝑇𝑐 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = − 𝑖𝐾𝑐𝑚 Ke (água) = 0,51 °C Kg mol -1 Kc (água) = 1,86 °C Kg mol -1 𝑚 = 𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 Propriedades coligativas 154 Redução da pressão osmótica (Π) Π = 𝑖 𝑛 𝑉 𝑅𝑇 R = constante do gás ideal: 8,31446 J K-1 mol-1 8,31446 Pa m3 K-1 mol-1 0,0831446 bar L K-1 mol-1 0,082057 atm L K-1 mol-1 T = temperatura absoluta (K). Fonte: Brown et al., 2016. Propriedades coligativas 155 Soluções isotônicas possuem pressão osmótica idênticas. Se uma solução tem pressão osmótica mais baixa, ela é hipotônica em relação à solução mais concentrada (hipertônica). Fonte: Brown et al., 2016. Propriedades coligativas 156 A pressão osmótica do sangue é 7,7 atm a 25 °C. Qual concentração em quantidade de substância (mol L-1) de solução aquosa de glicose (C6H12O6) será isotônica com o sangue? Π = 𝑖 𝑛 𝑉 𝑅𝑇 R = constante do gás ideal: 8,31446 J K-1 mol-1 8,31446 Pa m3 K-1 mol-1 0,0831446 bar L K-1 mol-1 0,082057 atm L K-1 mol-1 T = temperatura absoluta (K). Propriedades coligativas e massa molar 157 A massa molar de um soluto pode ser determinada a partir de qualquer uma das propriedades coligativas de uma solução do soluto. Ex.: Um pó branco misterioso poderia ser açúcar de confeiteiro (C12H22O11), cocaína (C17H21NO4), codeína (C18H21NO3), norfrenefrina (C8H11NO2) ou frutose (C6H12O6). Quando 80 mg do pó são dissolvidos em 1,50 mL de etanol (d = 0,789 g cm -3), ponto de congelamento normal -114,6 °C, Kc = 1,99 °C Kg mol -1), o ponto de congelamento é reduzido para -115,5 °C. Qual é a identidade do pó branco? (a) açúcar de confeiteiro (C12H22O11; 342,3 g mol -1) (b) cocaína (C17H21NO4; 303,4 g mol -1) (c) codeína (C18H21NO3; 299,4 g mol -1) (d) norfrenefrina (C8H11NO2: 153,2 g mol -1) (f) frutose (C6H12O6; 180,2 g mol -1) 158 Exercícios 13.12 Indique se cada afirmação é verdadeira ou falsa: (a) Um soluto vai se dissolver em um solvente caso as interações soluto-soluto sejam mais fortes que as interações soluto-solvente; (b) Ao produzir uma solução, a entalpia da mistura é sempre um número positivo. (c) O aumento da entropia favorece a mistura. 13.15 Indique o tipo de interação soluto-solvente que deve ser mais importante em cada uma das seguintes soluções: (a) CCl4 em benzeno (C6H6) (b) Metanol (CH3OH) em água (c) KBr em água (d) HCl em acetonitrila (CH3CN) (Brown et al. Química: a ciência central, 13 ed. Pearson Education do Brasil, São Paulo, 2016, Capítulo 13). 159 Exercícios 13.23 A solubilidade do Cr(NO3)3.9H2O em água é de 208 g por 100 g de água pura a 15 °C. uma solução de Cr(NO3)3.9H2O em água a 35 °C é formada mediante a dissolução de 324 g em 100 g de água. Quando essa solução é lentamente resfriada até 15 °C, não há formação de precipitado. (a) Que termo descreve essa solução? (b) Que medida você pode tomar para iniciar a cristalização? Utilize processos em nível molecular para explicar como funciona o procedimento sugerido. 13.27 Considere a água e o glicerol. (a) Você acredita que eles são miscíveis em todas as proporções? Explique. (b) Liste as interações intermoleculares que ocorrem entre uma molécula de água e uma molécula de glicerol. 160 Exercícios 13.35 (a) Explique por que bebidas gaseificadas devem ser armazenadas em recipientes hermeticamente fechados. (b) Uma vez que a bebida foi aberta, por que ela mantém mais gaseificada quando refrigerada do que à temperatura ambiente? 13.39 (a) Calcule a porcentagem em massa de Na2SO4 em uma solução que contém 10,6 g de Na2SO4 em 483 g de água. (b) um minério contém 2,86 g de prata por tonelada. Qual é a concentração da prata em ppm. 13.51 Calcule a quantidade de substância em mols de soluto presente em cada uma das seguintes soluções aquosas: (a) 600 mL de SrBr2 0,250 mol L -1; (b) 86,4 g de KCl 0,180 mol Kg-1; (c) 124,0 g de uma solução com 6,45 % de glicose (C6H12O6) em massa 161 Exercícios 13.61 Você prepara uma solução com um soluto não volátil e um solvente líquido. Indique se cada uma das seguintes afirmações é verdadeira ou falsa. (a) O ponto de congelamento da solução é maior que o do solvente puro. (b) O ponto de congelamento da solução é inferior ao do solvente puro. (c) O ponto de ebulição da solução é maior que o do solvente puro. (d) O ponto de ebulição da solução é inferior ao do solvente puro. 13.63 Considere duas soluções, uma formada mediante a adição de 10 g de glicose (C6H12O6) a 1 L de água, e outra formada mediante adição de 10 g de sacarose (C12H22O11) a 1 L de água. Calcule a pressão de vapor para cada solução a 20 °C; a pressão de vapor da água pura a essa temperatura é 17,5 torr. 162 Exercícios 13.65 (a) Calcule a pressão de vapor de água sobre uma solução preparada mediante a adição de 22,5 g de lactose (C12H22O11) a 200,0 g de água a 338 K (Consulte uma tabela sobre dados de pressão de vapor da água para encontrar qual a pressão de vapor da água a 338 K). (b) Calcule a massa de propilenoglicol (C3H8O2) que deve ser adicionada a 0,340 kg de água para reduzir a pressão de vapor em 2,88 torr a 40 °C. 13.75 Quantos gramas de etilenoglicol (C2H6O2) devem ser adicionados a 1,00 kg de água para produzir uma solução que congela a -5,00 °C? 13.77 Qual é a pressão osmótica formada mediante a dissolução de 44,2 mg de aspirina (C9H8O4) em 0,358 L de água a 25 °C? 163 Exercícios 13.81 A lisozima é uma enzima que quebra paredes celulares bacterianas. Uma solução com 0,150 g dessa enzima em 210 mL tem pressão osmótica de 0,953 torr a 25 °C. Qual a massa molar da lisozima? 13.100 Uma solução contém 0,115 mol de H2O e um número desconhecido de mols de cloreto de sódio. A pressão de vapor de água pura a essa temperatura é 31,8 torr. Calcule o número de gramas de cloreto de sódio na solução. Referências - BROWN, T. L.; LeMAY Jr, H. E.; BURSTEN, B. E.; MURPHY, C. J.; WOODWARD, P. M.; STOLTZFUS, M. W. Química: A ciência central. 13 ed., São Paulo, Pearson Education do Brasil, 2016, 1188 p. - ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 1094 p. - KOTZ, J. C., TREICHEL Jr, P. Química e Reações Químicas. 4 ed, vol 1, Rio de Janeiro, LTC ed., 2002, 538 p. - CHANG, R. Química Geral. Conceitos Essenciais. 4 Ed. Porto Alegre: McGrawHill, 2007. 778 p. - KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; TOWNSEND, J. R.; TREICHEL, D. A. Chemistry & Chemical Reactivity. 10 ed., Cengage Learning, 2019, 1398 p. 164 Eletroquímica Universidade Federal de Goiás – UFG Instituto de Química Avenida Esperança s/n, Campus Samambaia. CEP: 74690-900, Goiânia - GO - Brasil. Leonildo A. Ferreira leonildoferreira@ufg.br INQ0158 Química Geral B Reações de oxidação e redução (oxirredução) Definições Oxidação: a remoção completa de um ou mais elétrons de uma entidade molecular (átomo, íon, molécula etc.). (Mcnaught e Wilkinson, 2019). Mg(s) → Mg2+(aq) + 2 e− 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l) → Cr2O7 2−(aq) + 14 H+(aq) + 6 e− Redução: a
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