G1 - Aula 4 - Soluções e Transformações Químicas

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Misturas 
—  Em nosso dia a dia, é muito frequente 
encontrarmos misturas (sistemas que são 
compostos por mais de um componente): ar, 
fumaça, água do mar, leite, sangue, rochas, 
etc. 
—  Misturas são classificadas com base em sua 
aparência a olho nu: 
—  Homogêneas: uma fase – composição é a 
mesma em toda a amostra; ou seja, totalmente 
uniforme no nível molecular. 
—  Heterogêneas: mais de uma fase – é possível 
identificar diferentes componentes na mistura. 
Misturas 
—  No entanto, alguns sistemas estão entre as misturas 
homogêneas e as heterogêneas e são classificadas 
como dispersões coloidais ou suspensões. 
—  Leite, fumaça de cigarro, plasma sanguíneo, entre 
outros, são exemplos de dispersões coloidais. 
—  Embora as misturas possam ter vários 
componentes, a separação deve ser realizada com 
base nas diferenças de suas propriedades físicas. 
Solução 
—  Solução é sempre uma mistura homogênea. 
—  Quando se fala de solução, normalmente associamos às 
soluções líquidas. 
—  Gases: todas as misturas de gases são soluções. Como 
as moléculas gasosas estão bem separadas umas das 
outras e há muito espaço entre elas, dois ou mais gases 
podem se misturar em quaisquer proporções. 
—  Sólidos: misturas homogêneas de sólidos (ligas), tais 
como o latão, não existem, mas podem ser feitas pela 
fusão de sólidos, misturando os componentes fundidos e 
permitindo que a mistura solidifique. 
—  De uma forma geral, toda vez que misturamos sólidos, 
obtemos uma mistura heterogênea. 
Solução Líquida 
—  Consiste, portanto, de um sólido ou um gás 
dissolvido em um líquido, no qual: 
ü O sólido ou gás dissolvido é chamado de soluto; 
ü O líquido é chamado de solvente. 
—  Quando um líquido é dissolvido em outro, pode 
surgir dúvidas sobre qual é o solvente e qual é o 
soluto. Portanto, quem aparece em maior 
quantidade será sempre o solvente. 
Unidades mais comuns 
—  Algumas unidades de concentração são mais 
apropriadas para seus propósitos. 
—  Em termos qualitativos: soluções diluídas ou 
soluções concentradas. 
—  Na maior parte das vezes, é preciso informações 
quantitativas. 
—  Por exemplo, a enfermeira precisa saber com 
precisão a quantidade de glicose que deve ser dada 
a um paciente. 
—  Unidades mais importantes: concentração 
percentual, quantidade de matéria por volume ou 
massa por volume. 
Concentração Percentual 
—  Os químicos representam a concentração 
percentual de três maneiras: 
ü Massa por volume (m/v); 
ü Massa por massa (m/m); 
ü Volume por volume (v/v). 
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Massa por volume (m/v %) 
Ex.: 10 g de sacarose em quantidade suficiente de 
água, de modo que o volume total da solução seja 
de 100 mL – a concentração será de 10 % m/v. 
( Neste caso, precisamos saber o volume total da 
solução e não o volume do solvente). 
Massa por massa (m/m %) 
Ex.: 10 g de sacarose em quantidade suficiente de 
água, de modo que o massa total da solução seja de 
100 g – a concentração será de 10 % m/m. 
( Neste caso, precisamos saber a massa total da 
solução e não a massa do solvente). 
Volume por volume (m/m %) 
Ex.: 10 mL de ácido nítrico em quantidade suficiente 
de água, de modo que o volume total da solução 
seja de 100 mL – a concentração será de 10 % v/v 
( Neste caso, precisamos saber o volume total da 
solução e não o volume do solvente). 
 
Esta unidade é usada somente para soluções de 
líquidos em líquidos, principalmente para as 
bebidas alcoólicas. 
Quantidade de matéria por 
volume 
Conhecida antigamente por Molaridade. 
Diluição 
—  Quando um volume pequeno de uma solução é 
diluído em um volume maior: 
—  A quantidade de matéria de soluto não muda, mas a 
concentração é diminuída. 
Cinicial x Vinicial = Cfinal x Vfinal 
Densidade 
— Massa da solução por unidade de 
volume: 
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Fração em Mol 
—  Para saber o número relativo de quantidade de 
matéria de cada componente em uma mistura. 
—  Representado pela letra x. 
—  Considerando uma mistura de A e B 
Transformações Químicas - 
Reações 
—  São transformações onde são formadas substâncias que 
possuem propriedades diferentes das substâncias que 
interagem. 
A + B → C + D 
—  As reações químicas abastecem e mantém vivas as 
células dos tecidos vivos, ocorrem quando acendemos 
um fósforo, quando cozinhamos, damos partida num 
carro, ouvimos um rádio ou vemos televisão. 
—  A maior parte dos processos industriais envolvem 
reações químicas, como o refinamento do petróleo, 
produção de fármacos, plásticos, fibras sintética, 
fertilizantes, explosivos e muitos outros materiais. 
Reagentes Produtos 
Transformações Químicas - 
Reações 
Indicadores de que a reação ocorreu: 
— Alteração de calor 
— Mudança de cor 
— Formação de precipitado 
— Produção de gases 
Transformações Químicas - 
Reações 
—  Reação do propano com oxigênio para 
formar gás carbônico e água. 
—  Representação da Reação Química: 
C3H8 + O2 → CO2 + H2O 
 
Equação Esqueleto: só mostra a identidade 
dos reagentes e produtos - qualitativo 
Transformações Químicas - 
Reações 
—  Lei de Conservação das Massas - 
quantitativo 
—  Como os átomos não são criados e nem 
destruídos, é necessário balancear as 
equações. 
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O 
 
Equação Química: expressão balanceada. 
Coeficientes 
Estequiométricos 
— Números inteiros que multiplicam as 
fórmulas químicas nas equações 
químicas. 
— O coeficiente 1 não precisa ser escrito de 
forma explícita. 
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Balanceamento 
—  Comece com os átomos que aparecem em 
apenas um dos compostos. 
—  Se um átomo ocorre como elemento livre 
(como o oxigênio, por exemplo), faça o 
balanceamento deste por último. 
—  Você pode mudar apenas os coeficientes 
estequiométricos, nunca pode mudar as 
fórmulas. 
Balancear as equações: 
—  CH4 + O2 → CO2 + H2O 
—  H2 + O2 → H2O 
—  Na + H2O → NaOH + H2 
—  Al + BaO → Al2O3 + Ba 
Balancear as equações: 
—  CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O 
—  2 H2 + O2 → 2 H2O 
—  2 Na + 2 H2O → 2NaOH + H2 
—  2 Al + 3 BaO → Al2O3 + 3 Ba 
Símbolos usados nas equações 
químicas 
—  (g) Estado gasoso 
—  (l) Estado líquido 
—  (s) Estado sólido 
—  (aq) Reagente ou produto em solução aquosa 
— ↓ formação de produto insolúvel no meio. 
Igual a (s). 
— ↔Usado para indicar uma reação reversível 
—  Uma substância química acima da seta, 
representa um catalisador. 
—  A letra grega delta sobre a seta indica “sob 
aquecimento”. 
— Uma equação química balanceada 
simboliza as mudanças qualitativa e 
quantitativa que ocorrem em uma 
reação química. 
— Os coeficientes estequiométricos nos 
dão os números relativos de mols das 
substâncias envolvidas. 
Reações de Precipitação 
—  Forma-se um produto sólido insolúvel quando 
duas soluções eletrolíticas fortes são 
misturadas. 
—  Utilizamos os símbolos “aq” para indicar as 
substâncias que estão dissolvidas na água e (s) 
para indicar o sólido que precipitou. 
Ex.: AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + 
NaNO3(aq) 
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Íons Espectadores 
AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq) 
Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) + Na+(aq) + NO3-(aq) 
 
Os íons marcados não tem papel nenhum na reação! 
 
Equação Iônica Simplificada: 
Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) 
Ba(NO3)2(aq) + 2NH4IO3(aq) → Ba(IO3)2(s) + 
2NH4NO3(aq) 
 
—  Equação iônica completa: 
Ba2+(aq) + 2(NO3)-(aq) + 2 NH4+(aq)+ 2 (IO3)-(aq) → 
→ Ba(IO3)2(s) + 2 NH4+(aq)+ 2(NO3)-(aq) 
—  Íons Espectadores: 
(NH4)+(aq), (NO3)-(aq) 
—  Equação Iônica Simplificada: 
Ba2+(aq) + 2 (IO3)-(aq) → Ba(IO3)2(s) 
 
ReaçõesÁcidos e Bases 
—  Ácidos e Bases mudam a cor de certos tipos de 
corantes chamados de indicadores. 
Ácido – doador de prótons 
HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq) 
Base – receptor de prótons 
OH-(aq) + HCl(aq) → H2O(l) + Cl-(aq) 
Neutralização: 
Ácido + Base → Sal + H20 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
 
 
2HNO3(aq) + Ba(OH)2(s) → Ba(NO3)2(aq) + 2H2O(l) 
—  Equação iônica completa: 
2H+(aq) + 2(NO3)-(aq) + Ba2+(aq)+ 2(OH)-(aq) → 
→ Ba2+(aq)+ 2(NO3)-(aq) + 2H2O(l) 
 
2H3O+(aq) + 2(NO3)-(aq) + Ba2+(aq)+ 2(OH)-(aq) → 
→ Ba2+(aq)+ 2(NO3)-(aq) + 4H2O(l) 
—  Íons Espectadores: 
Ba2+(aq), (NO3)-(aq) 
—  Equação Iônica Simplificada: 
H3O+(aq) + (OH)-(aq) → 2H2O(l) 
Neste caso, o H+ está presente como H3O+ (hidrônio). Adicionar 2 moléculas 
de água em cada lado. 
Reações Redox 
—  Oxidação é a perda de elétrons e Redução é o ganho de 
elétrons. 
—  Uma reação redox é uma combinação de oxidação e 
redução. 
2NaBr(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s) + Br2(l) 
Aumentou a carga – perda de elétrons 
Diminuiu a carga – ganho de elétrons 
 
Reações Redox 
—  Agente oxidante é a espécie que é reduzida. 
—  Agente redutor é a espécie oxidada. 
Quando balanceamos uma equação química para uma 
reação redox que envolve íons, a carga total de cada lado 
deve ser balanceada. 
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Exercício: 
Quando o estanho é colocado em contato com uma 
solução de íons Fe3+, reduz o ferro a ferro (II) e é 
oxidado a íons estanho (II). Escreva a equação iônica 
para a reação.