Capitulo 1 - Reações Químicas_2013_atualizado

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Química Geral II - Prof. Silvio C. de Oliveira 
Reações Químicas 
 
 
 
UFMS -2013 
 
 
 
Química Geral II 
 
 Licenciatura 
2 
Uma reação química é o processo de mudança química, a conversão de uma 
ou mais substâncias em outras substâncias. 
Os materiais iniciais são chamados de reagentes. 
As substâncias formadas são os produtos. 
 
Representando as reações químicas 
Uma reação química é representada por uma seta: Reagentes  Produtos 
 
Ex.: sódio + água  hidróxido de sódio + hidrogênio 
Através das fórmulas químicas das espécies envolvidas tem-se informação 
quantitativa importante sobre a reação: 
Na + H20  NaOH + H2 
(reação esqueleto: resumo qualitativo de uma reação química) 
 
Para resumir quantitativamente as reações químicas, precisa-se lembrar que os 
átomos não são criados nem destruídos em uma reação química: eles mudam 
de parceiros. 
 
 
3 
A principal evidência para esta conclusão é que não há mudança na massa total 
quando a reação ocorre em um recipiente selado. 
A massa total é constante durante a reação química: lei de conservação das 
massas descoberta por Antonie Lavoisier no final do séc. XVI. 
Como os átomos não são criados nem destruídos, os químicos multiplicam as 
fórmulas por fatores para mostrar o mesmo número de átomos de cada 
elemento em cada lado da seta, e a expressão é dita balanceada e é chamada de 
equação química. 
Ex.: Há dois átomos de H do lado esquerdo da equação esqueleto anterior, mas 
3 átomos de H no lado direito: Na + H2O  NaOH + H2 . 
Então mudamos a expressão para: Na + 2H2O  NaOH + H2 
 Na + 2H2O  2NaOH + H2 
 
 
 2Na + 2H2O  2NaOH + H2 
Agora há 4 átomos de H, 2 de Na e 2 de O em cada lado da equação conforme a lei de 
conservação das massas. 
Os números inteiros são chamados de coeficientes estequiométricos das substâncias. 
Um coeficiente 1 (para o H2 não aparece explicitamente). 
4 
 5O2V
Quando queremos mostrar que uma reação química requer alta temperatura, 
escrevemos a letra grega  (delta) sobre a seta: 
A conversão de calcário em cal, ocorre a 800°C e escrevemos: 
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) 
Algumas vezes, um catalisador, é adicionado. Ex.: O V2O5 é um catalisador 
para a produção industrial do ácido sulfúrico. Expressão: 
2SO2 + O2 (g) 2SO3 (g) 
 


Uma equação química também mostra o estado físico de cada reagente e 
produto usando-se um símbolo que define o estado físico: 
(s): sólido (l): líquido (g): gás (aq): aquosa 
Para a reação entre o sódio e a água, a equação química balanceada e completa 
é portanto: 2Na (s) + 2H2O (l)  2NaOH (aq) + H2 (g). 
5 
Agora vamos a uma interpretação importante de uma equação química: 
-Primeiro, a equação para a reação do sódio com a água nos diz que: 
2Na (s) + 2H2O (l)  2NaOH (aq) + H2 (g). 
Quando quaisquer 2 átomos de sódio reagem com 2 moléculas de água, eles 
produzem 2 fórmulas unitárias de NaOH e 1 molécula de gás hidrogênio. 
Quando multiplicamos estes fatores por 6,022x1023, concluímos que: 
Quando 2 mols de átomos de sódio reagem com 2 mols de moléculas de água, 
eles produzem 2 mols de fórmulas unitárias de NaOH e 1 mol de moléculas de 
gás hidrogênio. 
Ou seja, os coeficientes estequiométricos nos diz o número relativo de mols de 
cada substância que reage ou é produzida em uma reação. 
Uma equação química balanceada simboliza as mudanças qualitativa e 
quantitativa que ocorrem em uma reação química. Os coeficientes 
estequiométricos nos dão o número relativo de mols das substâncias reagentes 
e produtos que tomam parte na reação. 
6 
Balanceando as Equações Químicas 
O metano, CH4 é o é o principal ingrediente do gás natural. Ele queima com o 
gás oxigênio, O2, para formar dióxido de carbono, CO2, e água, H2O. 
 
Para escrever a equação balanceada para a reação, primeiro escrevemos a reação 
esqueleto: CH4 + O2  CO2 + H2O 
 
Começamos balanceando primeiro o C, depois o H e por último o O. Na ordem: C H O. 
 
Os átomos de C já estão balanceados. Balanceamos os átomos de H usando um 
coeficiente estequiométrico igual a 2 para H2O para obter 4 átomos de H de cada lado: 
 
CH4 + O2  CO2 + 2H2O 
 
Observe agora que somente os átomos de O precisam ser balanceados. 
Como há 4 átomos de O no lado direito e somente 2 do esquerdo, O2 necessita de um 
coeficiente estequiométrico igual a 2. O resultado é: 
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O 
A equação está balanceada! Neste ponto especificamos os estados. Se a água for 
produzida como vapor, escrevemos: 
CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2 (g) + 2H2O (g) 
 
7 
Reações Químicas 
Propriedades e Comportamento em Solução Aquosa: 
 
-reações de precipitação, 
 
-reações ácido-base e, 
 
-reações redox 
 
 
 Muitas reações importantes ocorrem em solução, particularmente em meio que 
contém água. 
 
É importante compreender o que está presente em uma solução aquosa e que 
espécie de reações ocorrem entre as substâncias presentes. 
 
Discutiremos primeiro este aspecto geral das reações. 
 
 
 
 
8 
Eletrólitos 
Substância solúvel: é aquela que se dissolve em larga escala em um solvente 
específico. 
Ex.: O NaCl dissolve completamente em meio aquoso. 
 
Substância insolúvel: é a que não se dissolve significativamente em um 
solvente específico. São classificadas como “insoluveis” quando não 
dissolvem mais que 0,1molL-1. 
Ex.: O CaCO3 presente no giz, dissolve em meio aquoso para formar uma 
solução que contém 0,01gL-1 (1x10-4molL-1). É dito “insoluvel”. 
 
Um soluto pode estar presente como íons ou moléculas. 
 
Podemos identificar a forma do soluto observando se a solução conduz corrente 
elétrica. Como a corrente elétrica é um fluxo de cargas, somente soluções 
que contém íons conduzem eletricidade. 
Na água pura, por ex., existe uma concentração muito pequena de íons (~10-7M) 
que não permite que ela conduza eletricidade. 
Uma substância que dissolve dando uma solução que conduz eletricidade: 
eletrólito. 
9 
Soluções eletrolíticas (que contém íons) incluem soluções aquosas de 
compostos iônicos (Ex.: soluções de NaCl). 
Os íons não são formados quando um sólido iônico se dissolve, eles são 
separados pela presença da água e tornam-se livres podendo se mover na água. 
 
Os ácidos também são eletrólitos, diferentes dos sais , eles são compostos 
moleculares no estado puro mas formam íons quando se dissolvem (Ex.: 
cloreto de hidrogênio, que existe como moléculas HCl gasosas). 
Em solução, o HCl é o ácido hidroclorídrico e está presente em meio aquoso 
como íons hidrogênio (H3O
+) e íons cloreto (Cl-). 
 
Um não-eletrólito é uma substância que dissolve para dar uma solução que não 
conduz eletricidade. 
 
Soluções não-eletrolíticas (soluções de não-eletrólitos) não contém íons. 
Ex.: Soluções aquosas de acetona, C3H6O e de glicose, C6H12O6. 
 
Soluções açucaradas contém moléculas intactas de açúcar que se movem entre 
as moléculas de água. 
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Eletrólito forte: leva a uma solução na qual o soluto está presente quase totalmente 
como íons. O cloreto de hidrogênio e o cloreto de sódio são eletrólitos fortes. Todos 
os compostos iônicos solúveis são eletrólitos fortes. Há muito poucos compostos 
moleculares que são eletrólitos fortes: HCl, HBr, HI, entre outros. 
 
Eletrólito fraco: leva a uma solução na qual o soluto está ionizado incompletamente 
em solução; a maioria das espécies subsistem como moléculas. O ácido acético, 
CH3COOH, é um eletrólito fraco, somente algumasmoléculas se ionizam para 
formar íons hidrogênio, H3O
+ e íons acetato, CH3COO
-. 
 
Nos eletrólitos fortes, cada íon tem um número de moléculas de água que estão 
associados a ele. Dizemos que cada íon está hidratado. 
 
 
Íons 
hidratados 
11 
Uma solução aquosa de um eletrólito forte consiste de íons hidratados que estão livres 
para mover-se pelo solvente. 
 
Os solutos em soluções não-eletrolíticas estão presentes como moléculas e não como 
íons. 
 
Somente uma fração pequena de moléculas do soluto em soluções eletrolíticas fracas 
estão presentes como íons. 
12 
 1. Reações de Precipitação 
 
Agora que temos idéia da composição de soluções de eletrólitos fortes, 
podemos considerar o que acontece quando despejamos uma solução em outra. 
 
Uma solução de cloreto de sódio consiste de cátions hidratados Na+ e ânions 
hidratados Cl-. Assim como, uma solução de nitrato de prata, AgNO3, consiste 
de cátions hidratados Ag+ e ânions hidratados NO3
-. 
 
Quando misturamos estas duas soluções aquosas, imediatamente obtemos um 
precipitado branco, uma nuvem de sedimentos sólidos. A análise mostra que o 
precipitado é cloreto de prata, AgCl, um sólido branco insolúvel. 
 
 
A solução remanescente incolor acima 
do precipitado contém cátions hidratados 
Na+ e ânions hidratados NO3
-. Estes íons 
permanecem em solução como Na+NO3
-, 
que é solúvel em água. 
13 
Em uma reação de precipitação forma-se um produto, um sólido insolúvel 
quando duas soluções fortes são misturadas: 
 
AgNO3 (aq) + NaCl (aq)  AgCl (s) + NaNO3 (aq) 
 
 
Uma reação de precipitação ocorre quando duas soluções de eletrólitos fortes 
são misturadas e reagem para formar um sólido insolúvel. 
14 
Equações iônicas e iônicas simplificadas 
 
Uma equação iônica completa para uma reação de precipitação mostra todas as 
espécies de íons em solução explicitamente. 
 
Ex.: Equação iônica completa para a precipitação do cloreto de prata : 
Ag+ (aq) + NO3
- (aq) + Na+ (aq) + Cl- (aq)  AgCl (s) + Na+ (aq) + NO3
- (aq) 
 
 
Como os íons Na+ e NO3
- aparecem tanto como reagentes quanto como 
produtos, eles não tem papel algum na reação. 
 
Eles são íons espectadores, íons que estão presentes quando acontece a reação 
mas permanecem inalterados. 
15 
Os íons espectadores portanto, podem ser cancelados em cada lado da equação: 
 
Ag+ (aq) + NO3
- (aq) + Na+ (aq) + Cl- (aq)  AgCl (s) + Na+ (aq) + NO3
- (aq) 
 
Este procedimento nos deixa uma reação iônica simplificada: 
 
Ag+ (aq) + Cl- (aq)  AgCl (s) 
 
 
 
 
 
Uma equação iônica completa expressa uma reação em termos dos íons que 
estão presentes em solução. 
 
Uma equação iônica simplificada é a equação química que permanece após 
eliminarmos os íons espectadores. 
 
Em outras palavras uma equação iônica 
simplificada mostra somente a variação 
química que ocorre. 
Mostra que os íons Ag+ fornecidos por uma solução combina-se com os íons Cl- 
fornecidos pela outra solução e que estes íons precipitam como cloreto de prata, AgCl. 
Uma equação iônica simplificada põe em evidência o processo real que ocorre e dá 
ênfase à mudança. 
Duas representações de uma reação de precipitação quando os íons em 
duas soluções eletrolíticas são misturadas. 
17 
Ex.: Escrevendo uma equação iônica simplificada. 
 
Partindo de soluções aquosas de nitrato de bário, Ba(NO3) e o iodato de amônio, 
NH4IO3, para formar o precipitado iodato de bário insolúvel, Ba(IO3)2: 
 
Ba(NO3)2 (aq) + 2NH4IO3 (aq)  Ba(IO3)2 (s) + 2NH4NO3 (aq) 
 
Escreva a equação iônica simplificada. 
 
Ba2+(aq) + 2NO3
-(aq) + 2NH4
+(aq) + 2IO3
-(aq)  Ba(IO3)2 (s) + 2NO3
- (aq) + 2NH4
+ (aq) 
 
Íons espectadores: NO3
- e NH4
+. Quando eles são cancelados: Ba2+(aq) + 2IO3
-(aq)  Ba(IO3)2 (s) 
 
 
 
18 
Aplicações das reações de precipitação: 
 
As reações de precipitação tem duas aplicações principais: 
 
1. Produzir compostos a partir de soluções de partida que dão o precipitado de 
interesse quando elas são misturadas e depois separadas por filtração. 
 
2. Análise química: em análise qualitativa (determinação de substâncias em 
uma amostra) a formação de um precipitado é usada para confirmar a 
identidade de certos íons. 
Na análise gravimétrica, a quantidade de substância presente é determinada por 
medidas de massa do precipitado formado. É usada no monitoramento 
ambiental para encontrar quanto chumbo ou mercúrio (metais pesados) há 
em uma amostra de água, por exemplo. 
 
A tabela abaixo resume os padrões de solubilidade observados para compostos 
iônicos comuns em água. 
 
19 
A solubilidade do soluto é tomada como a quantidade necessária para formar 
uma solução saturada numa dada quantidade de solvente. 
Uma solução que contem tanto soluto dissolvido quanto ela pode conter, é dita 
saturada. 
 
O soluto adicional não se dissolverá se adicionado a uma solução saturada. 
 
 
 
 
Regras de solubilidade para compostos inorgânicos 
 
20 
Compostos solúveis Compostos insolúveis 
-Compostos dos elementos do Grupo I. 
 
-Compostos de íon amônio (NH4
+). 
 
-Cloretos (Cl-), brometos (Br-) e iodetos (I-), 
exceto os de Ag+, Hg2
2+ e Pb2+ (levemente 
solúvel). 
 
-nitratos (NO3
- ), 
-acetatos (CH3CO2
- ), 
-cloratos (ClO3
- ), 
-percloratos (ClO4
- ), 
-sulfatos (SO4
2- ), exceto os de Ca2+, Sr2+, Ba2+, 
Pb2+, Hg2
2+ e Ag+ (Ag2SO4 é levemente solúvel ). 
-Carbonatos (CO3
2- ), 
-cromatos (CrO4
2-), 
-oxalatos (C2O3
2- ) e, 
-fosfatos (PO4
3-), exceto os dos elementos 
do Grupo I e NH4
+. 
 
-sulfetos (S2-), exceto os dos elementos do 
Grupo I e II e NH4
+. 
 
-hidróxidos (OH-) e óxidos (O2-), exceto os 
dos elementos do Grupo I e II [Ca(OH)2 e 
Sr(OH)2 levemente solúveis; 
 
Mg(OH)2 é muito pouco solúvel]. 
 
As regras de solubilidade da tabela são usadas para prever e racionalizar as 
reações de precipitação. 
Regras de solubilidade para compostos 
inorgânicos 
21 
 
Observe que todos os nitratos e todos os compostos comuns de metais do 
Grupo I são solúveis (são portanto úteis como soluções de partida em reações 
de precipitação, quaisquer íons espectadores podem ser usados, pois 
permanecem em solução e não reagem). 
 
 
 
Ex.: Prevendo o resultado de uma reação de precipitação 
Preveja os produtos prováveis quando soluções aquosas de fosfato de sódio, Na3PO4, e 
nitrato de chumbo(II), Pb(NO3)2, são misturadas. Escreva a equação iônica simplificada 
para a reação. 
Estratégia: Defina quais íons estão presentes nas soluções misturadas e considere todas as 
combinações possíveis. Use as regras de solubilidade para decidir qual combinação corresponde a 
de um composto insolúvel e escreva a equação iônica simplificada correspondente. 
Compostos solúveis Compostos insolúveis 
-Cloretos (Cl-), brometos (Br-) e iodetos (I-), exceto os 
de Ag+, Hg2
2+ e Pb2+ (levemente solúvel). 
-nitratos (NO3
- ), acetatos (CH3CO2
- ), cloratos (ClO3
- ), 
percloratos (ClO4
- ). 
-Carbonatos (CO3
2- ), cromatos (CrO4
2-), oxalatos 
(C2O3
2- ) e fosfatos (PO4
3-), exceto os dos 
elementos do Grupo I e NH4
+. 
- 
22 
Solução: As soluções misturadas contêm íons Na+, PO4
3-, Pb2+ e NO3
-. Todos os nitratos 
e compostos dos metais do Grupo I são solúveis, mas os fosfatos de outros elementos 
são geralmente insolúveis. Então, podemos prever que os íons Pb2+ e PO4
3-, formarão 
um composto insolúvel e que o fosfato de chumbo (II), Pb3 (PO4)2, iráprecipitar: 
3Pb2+ (aq) + 2PO4
3- (aq)  Pb3 (PO4)2 (s) 
 
Tarefa: Sugira duas soluções que podem ser misturadas para preparar sulfato de 
estrôncio e escreva a equação iônica simplificada da reação. 
 
Os primeiros químicos aplicaram o termo ácido a substâncias que tinham um 
sabor azedo acentuado. Ex.: vinagre. 
2. Reações de Ácidos e Bases 
 
 
- Ácido: latim, “acidus”azêdo 
( Frutas cítricas, vinagre) 
-Papel “tornasol” (líquen) rosa 
(indicador). 
 
-Bases: soluções alcalinas 
Árabe: Al-qali ( cinzas de plantas) 
-Soda, amoníaco, cal. 
-Papel “tornasol”azul. 
Ácidos e Bases em solução aquosa 
 Definição de Svante Arrhenius (de 1884) 
Arrhenius definiu um acido com um composto que uma vez ionizado em água 
libera íon hidrogênio (H+) e base um composto que libera íon hidróxido (OH-). 
 
Exemplo: HCl é um ácido de Arrhenius pois em meio aquoso libera H+: 
 HCl (g)  H+ (aq) + Cl- (aq) 
A amônia é uma base de Arrhenius: 
 NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH
- (aq) 
O sódio metálico, embora produza íons OH- quando reage com a água não conta como 
uma base de Arrhenius porque é um elemento e não um composto como requer a 
definição. 
 
A acidez de vários produtos domésticos pode ser demonstrada adicionando-se 
um indicador (extrato de repolho roxo) e observando-se a cor resultante. 
a) Suco de limão, (b) água com gás, (c) soda limonada, (d) vinagre, (e) 
amônia, (f) soda cáustica, (g) leite de magnésia, (h) detergente na água. 
 
O problema com as definições de Arrhenius é que são específicas para um 
solvente particular, a água. 
Quando os químicos estudaram solventes não-aquosos, tais como a amônia 
líquida, encontraram um número de substâncias que mostraram o mesmo 
padrão de comportamento ácido-base, mas obviamente as definições de 
Arrhenius não podiam ser usadas. 
Em 1923 ouve um avanço no entendimento do que era um ácido ou uma base, 
quando dois químicos trabalhando independentemente, Thomaz Lowry (na 
Inglaterra) e Johannes Bronsted (na Dinamarca) tiveram a mesma idéia: 
 Definição de Brønsted-Lowry 
Ácido: substância capaz de doar um próton e, 
Base: substância capaz de receber um próton. 
HCl (aq) + H2O (l) H3O
+ (aq) + Cl- (aq) 
 
NH3 (g) + H2O (l) NH4
+ (aq) + OH- (aq) 
O ácido acético em meio aquoso libera um próton (H+) do grupo da carbonila 
para a água e outras substâncias (íon acetato) e é então um ácido monoprótico. 
O ácido sulfúrico, H2SO4, pode liberar seus dois prótons como íons – um mais 
facilmente que o outro – é um exemplo de ácido poliprótico. 
 O átomo de hidrogênio ácido em um composto é o átomo de hidrogênio que 
pode ser liberado como um próton. Cuidado com os ácidos orgânicos, exemplo, 
ácido acético, CH3COOH, cujo próton vem do grupo carboxila, -COOH e não, 
do grupo metila. 
Consideremos agora, as bases, espécies que aceitam prótons. Os íons 
hidróxidos são bases , pois eles aceitam prótons dos ácidos para formar 
moléculas de água: 
OH- (aq) + HCl (aq)  H2O (l) + Cl- (aq) 
Então o hidróxido de sódio, que fornece íons OH-, os quais aceitam prótons, é 
uma base de Bronsted. A amônia é uma base pois, aceita prótons da água e 
forma íons NH4
+ : NH3 (g) + H2O (l)  NH4
+ (aq) + OH- (aq) 
 
Os ácidos são moléculas ou íons que são doadores de prótons. 
As bases são moléculas ou íons que são receptores de prótons. 
Força de ácido e base: são eletrólitos e portanto são classificados de forma 
similar, ou seja, vimos que os eletrólitos são classificados como fortes ou 
fracos se estão presentes somente como íons ou como íons e moléculas em 
solução. 
HCl (aq) + H2O (l) H3O
+ (aq) + Cl- (aq) 
Há muito poucos ácidos fortes em água: clorídrico, bromídrico, 
iodídrico, clórico (HClO3), perclórico (HClO4), nítrico e sulfúrico. 
Mas, a maioria de ácidos são fracos, todos os carboxílicos são fracos: 
Para os ácidos, uma constante de equilíbrio é definida : Ka (chamada 
constante de dissociação). O valor de Ka mede o grau de dissociação. 
Dissociação de um Ácido Forte 
Antes da Dissociação: 
 
Após a Dissociação, no equilíbrio: 
Ácidos Fortes: 
reagentes reagentes produtos produtos 
Dissociação de um Ácido Fraco 
Antes da Dissociação: 
 
Após a Dissociação, no equilíbrio: 
Ácidos Fracos: 
reagentes reagentes produtos produtos 
31 
32 
Para um ácido HX qualquer, HX  H+ + X-: 
Constante de Equilíbrio, K: 
33 
As bases mais comuns são hidróxidos de metais iônicos. 
 
As bases fortes são solúveis em água e são completamente dissociadas em solução aquosa 
diluída. 
As bases fortes mais comuns estão listadas abaixo: 
Bases fortes, bases insolúveis e bases fracas 
Elas são os hidróxidos dos metais do grupo IA e os membros mais pesados do 
Grupo II. 
A equação para a dissociação do hidróxido de sódio em água é típico. 
 
 
Equações similares podem ser escritas para outras bases fortes. 
Exemplo: Calcular o pH de uma solução de 0,010 molL-1 de Ba(OH)2. 
(molL-1=M , M=“molar”). 
Etapa 1: Calcular [OH-]: 
Todas as moléculas de Ba(OH)2 se dissociam para formar 3 espécies de 
íons, ou seja, 2 ânions OH- e 1 cátion Ba2+. 
Equação balanceada: Ba(OH)2  2OH
- + 1Ba2+, portanto: 
 
 
Etapa 2: Calcular [H+]: 
 [H+][OH-] = Kw = 1.00 x 10
-14 
[H+] = {1.00 x 10-14 / [OH-]} = {1.00 x 10-14 / 0.020M} = 5.0 x 10-13M 
Etapa 3: Calcular o pH: 
 
pH = -log ( 5.0 x 10-13M) = 12.30 
[OH-]= 0,020M e [Ba2+]=0,01M 
Bases Fortes: 
Outras Bases fortes 
Soluções básicas são formadas quando uma substancia reage com água 
para formar OH- (aq). O exemplo mais comum é o ion O2- (superóxido) : 
O2-(aq) + H2O(l)  2OH
-(aq) 
 O2- é uma base forte e reage rapidamente com água. 
 
Os íons hidritos e nitritos reagem com H2O para formar OH
-: 
H-(aq) + H2O(l)  H2(g) + OH
-(aq) 
 
N3-(aq) + 3H2O(l)  NH3(aq) + 3OH
-(aq) 
36 
Outros metais formam hidróxidos iônicos, mas estes são tão pouco solúveis em água que eles não 
produzem soluções fortemente básicas. Eles são chamados de bases insolúveis ou bases 
moderadamente solúveis. 
Os exemplos típicos incluem Cu(OH)2, Zn (OH) 2, Fe(OH)2 e Fe(OH)3. 
 
 Bases fracas 
As bases fracas comuns são substâncias moleculares que são solúveis em água, mas formam 
apenas concentrações baixas de íons em solução. A base fraca mais comum é a amônia, NH3. 
Bases insolúveis 
Compostos contendo nitrogênio, as aminas, tais como metilamina, CH3NH2, e anilina, 
C6H5NH2, também são bases fracas. Nicotina (encontrada no tabaco) e cafeína 
(encontrada no café, chá e refrigerantes) são aminas que ocorrem naturalmente. 
Base 
 
Ácido.Conj Kb 
 Amônia (NH3) NH4
+ 1.8 x 10-5 
Piridine (C5H5N) C5H5NH
+ 1.7 x 10-9 
Hidroxilamina 
(H2NOH) 
H3NOX
+ 1.1 x 10-8 
Methelamina 
(NH2CH3) 
NH3CH3
+ 4.4 x 10-4 
Bases Fracas 
A Neutralização 
A reação entre um ácido e uma base é chamada de reação de neutralização e o 
composto iônico formado na reação é chamado sal. 
Fórmula geral: Ácido + base  sal + água 
O nome sal foi tomado de sal de cozinha, cloreto de sódio, o produto iônico da 
reação entre HCl (aq) + NaOH (aq)  NaCl (aq) + H2O (l) 
Em qualquer reação de neutralização o cátion do sal vem da base e o 
ânion vem do ácido. Ex.: 
2HNO3 (aq) + Ba(OH)2 (s)  Ba(NO3) 2 (aq) + 2H2O (l) 
Equação iônica: 
2H+(aq) + 2NO3
-(aq) + Ba2+(aq) + 2OH-(aq)  Ba2+(aq) + 2NO3-(aq) +2H2O(l) 
O H+ está presente como íon hidrônio (H3O
+) na água, de modo que devemos 
acrescentar duas moléculas de água a cada lado da equação para obter: 
2H3O+(aq) + 2NO3
-(aq) + Ba2+(aq) + 2OH-(aq)Ba2+(aq) + 2NO3
-(aq) +4H2O(l) 
Os íons comuns a ambos os lados se cancelam, assim: 
2H3O
+ (aq) + 2OH- (aq)  4H2O (l) 
A qual simplificamos assim: 
H3O
+ (aq) + OH- (aq)  2H2O (l) 
 
O resultado de qualquer reação de neutralização entre um ácido forte e uma 
base forte em água é a formação da água dos íons hidrônio e íons hidróxido. 
 
Quando escrevemos a equação iônica resultante para a neutralização de um 
ácido fraco ou uma base fraca, a forma molecular do ácido ou base fracos deve 
ser usado pois é a espécie dominante em solução. Ex.: Reação do ácido fraco 
HCN com a base forte NaOH: 
HCN (aq) + OH- (aq)  2H2O (l) + CN
- (aq) 
Similarmente, a equação iônica resultante para a reação da base fraca amônia 
com o ácido forte HCl é: 
NH3
 (aq) + H3O
+ (aq)  NH4
+ (aq) + H2O (l) 
Em uma reação de neutralização em água, um ácido reage com uma base para 
produzir um sal e água; o resultado para um ácido forte e uma base forte é a 
formação de água a partir dos íons hidrônio e hidróxido. 
40 
Relembrando: Regras de solubilidade 
 
• Todos os sais de metais alcalinos são solúveis 
 
• Todos os sais de amônia são solúveis 
 
•Todos os sais contendo os ânions nitrato, clorato, perclorato 
são solúveis 
 
•Todos os cloretos, brometos e iodetos são solúveis, exceto os 
de prata, chumbo (II) e mercúrio (II). 
 
•Todos os sulfatos são solúveis, exceto os de chumbo (II), 
estroncio (II) e bário (II). Os de cálcio e prata são pouco 
solúveis. 
41 
Compostos insolúveis 
 
• Todos os óxidos metálicos, exceto os dos metais alcalinos e de 
cálcio, estrôncio e bário que são insolúveis 
 
• Todos os hidróxidos são insolúveis, exceto os de metais 
alcalinos, bário e estrôncio. O hidróxido de cálcio é pouco 
solúvel 
 
•Todos os carbonatos, fosfatos, sulfetos, sulfitos são insolúveis, 
exceto os de metais alcalinos e amônia. 
42 
Reação de formação de gás 
A formação de um gás insolúvel ou pouco solúvel fornece uma força motriz para um terceiro tipo 
de reação de metátese (dupla troca) que chamamos de uma reação de formação de gás. 
Os únicos gases comuns que são muito solúveis em água são de HCl (g) e NH3 (g). 
Todos os outros gases são suficientemente insolúveis para forçar uma reação a prosseguir. 
Quando um ácido, por exemplo, ácido clorídrico é adicionado ao carbonato de cálcio sólido, 
ocorre uma reação na qual o ácido carbônico, um ácido fraco, é produzido. 
 
O calor gerado na reação faz com que ocorra a decomposição térmica do ácido carbônico 
formando o dióxido de carbono gasoso e água: 
A maior parte das bolhas de CO2 escapam, e a reação fica completa (com respeito ao reagente 
limitante). O efeito final é a conversão de espécies iônicas em moléculas ionizadas de um gás 
(CO2) e água. 
43 
Giz é formado principalmente de carbonato 
de cálcio, CaCO3. As bolhas de dióxido de 
carbono, CO2, são claramente visíveis nesta 
fotografia em que CaCO3 reage com HCl 
numa reação de metátese formando gás. 
Os sais que contêm o íon sulfito, SO3
2-, reagem com ácidos de uma maneira similar para formar o 
gás dióxido de enxofre, SO2 (g). 
Muitos sais de sulfeto reagem com ácidos para formar sulfeto de hidrogênio gasoso, o H2S. A 
baixa solubilidade do H2S em água ajuda a reação a prosseguir. 
44 
Reação de deslocamento 
(Metal ativo + ácido não oxidante = gás hidrogênio + sal do ácido) 
 2(g)2(aq)(s))aq( H ZnCl Zn HCl2
Um método comum para a preparação de pequenas quantidades de gás hidrogênio envolve a 
reação de metais ativos com ácidos não oxidantes, tais como o HCI e H2SO4. 
Por exemplo, quando zinco é dissolvido em H2SO4, a reação produz sulfato de zinco; hidrogênio 
é deslocado do ácido, e evapora como H2 gasoso: 
45 
46 
Reações de oxidação-redução 
O termo “oxidação” originalmente se refere a combinação de uma substância com o oxigênio. 
As muitas reações que envolvem a transferência de elétrons de uma espécie para outra são 
chamadas de reações de oxidação-redução, ou simplesmente, reações redox. 
Número de oxidação 
Usamos números de oxidação para acompanhar o controle de transferência de elétrons. 
O número de oxidação ou o estado de oxidação de um elemento em um composto iônico binário 
simples é o número de elétrons ganhos ou perdidos por um átomo do referido elemento que 
forma o composto. No caso de um íon simples, o número de oxidação corresponde à carga real do 
íon. 
Em compostos moleculares, os números de oxidação não tem o mesmo significado que aquele 
dos compostos iônicos binários. Em espécies moleculares, os números de oxidação são 
atribuídos de acordo com um conjunto arbitrário de regras. Ao elemento mais a direita e mais 
acima na tabela periódica é atribuído um número de oxidação negativo e o elemento mais à 
esquerda e mais para baixo na tabela periódica é atribuído um número de oxidação positivo. 
47 
Regras: 
 
1. O número de oxidação dos átomos de qualquer elemento livre, não combinado, é zero. Este 
inclui elementos poliatômicos tais como H2, O2, O3, P4, e S8. 
 
2. O número de oxidação de um elemento em um íon (monoatômico) simples é igual a carga do 
íon. 
 
3. A soma dos números de oxidação de todos os átomos em um composto é zero. 
 
4. Em um íon poliatômico, a soma dos números de oxidação dos átomos constituintes é 
igual à carga do íon. 
 
As demais regras estão resumidas na tabela a seguir: 
Algumas regras para a atribuição de números de oxidação 
 
Estas regras não são abrangentes, mas elas cobrem a maioria dos casos. Na aplicação destas 
regras, tenha em mente dois pontos importantes: 
-Em primeiro lugar, os números de oxidação são sempre atribuídos átomo a átomo em um 
composto. 
-Em segundo lugar, deve-se tratar as regras por ordem decrescente de importância, a primeira 
regra que se aplica tem precedência sobre quaisquer regras posteriores que pareçam se aplicar. 
48 
Números de oxidação mais comuns para elementos do Grupo A em compostos e íons: 
Elemento (s) número de oxidação Exemplos Outros números de oxidação 
 comum 
49 
 
• Quando o Zn metálico é adicionado ao HCl, ácido forte, os elétrons são transferidos dos 
átomos de zinco (ele é oxidado) para os íons hidrogênio (que é reduzido) produzindo a 
reação espontânea: 
Zn(s) + 2H+(aq)  Zn2+(aq) + H2(g). 
• O número de oxidação do Zn aumentou de 0 para 2+. 
• O número de oxidação do H reduziu de 1+ para 0. 
• O Zn é oxidado a Zn2+ enquanto o H+ é reduzido a H2. 
• O H+ faz com que o Zn seja oxidado e é o agente de oxidação. 
• O Zn faz com que o H+ seja reduzido e é o agente de redução. 
• Observe que o agente de redução é oxidado e o agente de oxidação é reduzido. 
A transferencia de elétrons que ocorre na reação acima produz energia na forma de calor e 
espontanea. A transferencia de elétrons que ocorre na durante as reações de oxiredução 
podem também ser usadas para produzir energia na forma de eletricidade. 
As reações de oxiredução estão entre as mais comuns e importantes. Ex.: a ferrugem do ferro, 
fabricação e ação de alvejantes e a respiração dos animais. 
A Oxidação refere-se a perda de elétrons. 
A Redução refere-se ao ganho de elétrons. 
Portanto as reações de oxiredução ocorrem quando os elétrons são transferidos do átomo 
oxidado para o átomo reduzido. 
Ex.: 
 
51 
(a) Fio de cobre e uma solução de nitrato de prata. 
(b) Fio de cobre na solução e átomos de prata finamente divididos depositados sobre o fio. O solução está 
azul porque contém nitrato de cobre (II). 
52 
(s)
22
)s(
(s)
-2
-2
)s(
Cu ZnCu Zn
Cu 2e Cu
2e Zn Zn






Reações de oxiredução 
Solução contendo íons Ag+ e eletrodo de Cu. 
 
A reação ocorre? 
Solução contendo íons Zn2+ e eletrodo de Cu. 
 
 A reação ocorre? 
Cu(s) + 2Ag+(aq) 
Cu2+(aq) + 2 Ag(s) 
Cu(s) + Zn2+(aq) 
No reaction 
Anode 
Cathode 
Reações de oxiredução 
 
• A energia liberada em uma reação de oxi-redução espontânea é 
usada para executar trabalho elétrico. 
• Células voltaicas ou galvânicas são aparelhos nos quais a 
transferência de elétrons ocorre através de um circuito externo. 
• As células voltaicas são espontâneas. 
• Se uma fita de Zn é colocada em uma solução de CuSO4, o Cu é 
depositado no Zn e o Zn dissolve-se formando Zn2+. 
Aplicações: células voltaicas 
 
• À medida que ocorre a oxidação, o Zn é convertido em Zn2+ + 2e-. Os elétrons 
fluem no sentido do anodo onde eles são usados na reação de redução. 
• Espera-se que o eletrodo de Zn perca massa e que o eletrodo de Cu ganhe 
massa. 
• “Regras” para células voltaicas: 
1. No anodo os elétrons são produtos (oxidação). 
2. No catodo os elétrons são reagentes (redução). 
3. Os elétrons não podem nadar. 
Células voltaicas 
 
• Os elétrons fluem do anodo para o catodo. 
• Conseqüentemente, o anodo é negativo e o catodo é positivo. 
• Os elétrons não conseguem fluir através da solução, eles têm que ser 
transportados por um fio externo (Regra 3). 
 
Células voltaicas 
 
• Os ânios e os cátions movimentam-se através de uma barreira porosa ou ponte salina. 
• Os cátions movimentam-se dentro do compartimento catódico para neutralizar o excesso 
de íons carregados negativamente (Catodo: Cu2+ + 2e-  Cu, logo, o contra-íon do Cu 
está em excesso). 
• Os ânions movimentam-se dentro do compartimento anódico para neutralizar o excesso 
de íons de Zn2+ formados pela oxidação. 
Cai na 
prova!!! 
Células voltaicas 
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) Ecell = 1,103 V 
 
Visão molecular dos processos do eletrodo 
• Considere a reação espontânea de oxi-redução entre o Zn(s) e o Cu2+(aq). 
• Durante a reação, o Zn(s) é oxidado a Zn2+(aq) e o Cu2+(aq) é reduzido a Cu(s). 
• No nível atômico, um íon de Cu2+(aq) entra em contanto com um átomo de 
Zn(s) na superfície do eletrodo. 
• Dois elétrons são transferidos diretamente do Zn(s) (formando Zn2+(aq)) para o 
Cu2+(aq) (formando Cu(s)). 
Células voltaicas 
Visão molecular dos processos do eletrodo 
Células voltaicas 
Células voltaicas 
Balanceamento de equações 
de oxirredução 
Como determinamos se uma reação é de oxiredução? Podemos fazer isso avaliando os números 
de oxidação de todos os elementos envolvidos na reação. Este procedimento nos diz quais 
elementos (se houver algum) variam o estado de oxidação. 
Na reação abaixo ocorre uma evidente transferência de elétrons. Em qualquer reação redox, tanto 
a redução quanto a oxidação devem ocorrer, ou seja, se uma substância foi oxidada outra deverá 
ser reduzida. 
Balanceamento de equações 
de oxirredução 
Oxigênio com flúor: 1+ e 2+ 
Exemplos: 
O2F2 Nox do O = 1+ 
OF2 Nox do O = 2+ 
Quando balanceamos uma reação química devemos obedecer: 
• Lei da conservação de massa: a quantidade de cada elemento presente no início da reação 
deve estar presente no final. 
• Conservação da carga: os elétrons não são perdidos em uma reação química. 
 
Em muitas reações químicas simples, o balanceamento dos elétrons é manipulado 
automaticamente. Vamos examinar um procedimento sistemático para o balanceamento das 
equações redox. 
Semi-reações 
• As semi-reações são um meio conveniente de separar reações de oxidação e de redução. 
Balanceamento de equações 
de oxirredução 
• As semi-reações para 
Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq)  Sn4+(aq) + 2Fe2+(aq) 
 são 
Sn2+(aq)  Sn4+(aq) +2e- 
2Fe3+(aq) + 2e-  2Fe2+(aq) 
• Oxidação: os elétrons são produtos. 
• Redução: os elétrons são reagentes. 
 O número de elétrons deve ser igual em ambos os lados da equação. 
 
Balanceamento de equações pelo método das semi-reações 
• Considere a titulação de uma solução ácida de Na2C2O4 (oxalato de sódio, 
incolor) com KMnO4 (violeta escuro). 
• O MnO4
- (íon manganato, violeta escuro) é reduzido a Mn2+ (rosa claro) 
enquanto o C2O4
2- (íon oxalato) é oxidado a CO2. 
• O ponto de equivalência é dado pela presença de uma cor rosa claro. 
• Se mais KMnO4 é adicionado, a solução passa para púrpura devido ao excesso 
de KMnO4. 
 
Balanceamento de equações 
de oxirredução 
Balanceamento de equações pelo método das semi-reações 
• Qual é a equação química balanceada? 
1. Escreva as duas semi-reações. 
2. Faça o balanceamento de cada semi-reação: 
a. Primeiro com elementos diferentes de H e O. 
b. Depois faça o balanceamento do O adicionando água. 
c. Depois faça o balanceamento do H adicionando H+. 
d. Termine fazendo o balanceamento de cargas adicionando elétrons. 
Balanceamento de equações 
de oxirredução 
3. Multiplique cada semi-reação para fazer com que o número de elétrons seja igual. 
4. Adicione as reações e simplifique. 
5. Confira! 
 
 
68 
O seguinte mapa mostra como balancear H e O: 
Para KMnO4 + Na2C2O4: 
 
Balanceamento de equações de oxirredução 
 
1. As duas semi-reações incompletas são 
MnO4
-(aq)  Mn2+(aq) 
C2O4
2-(aq)  2CO2(g) 
2. A adição de água e H+ produz 
8H+ + MnO4
-(aq)  Mn2+(aq) + 4H2O 
• Existe uma carga 7+ à esquerda e 2+ à direita. Conseqüentemente, precisam ser 
adicionados 5 elétrons à esquerda : 
5e- + 8H+ + MnO4
-(aq)  Mn2+(aq) + 4H2O 
• Na reação do oxalato, existe uma carga 2- à esquerda e uma carga 0 à direita, 
logo, precisamos adicionar dois elétrons: 
C2O4
2-(aq)  2CO2(g) + 2e
- 
3. Para fazer o balanceamento dos 5 elétrons para o permanganato e 2 elétrons para 
o oxalato, precisamos de 10 elétrons para ambos. A multiplicação fornece : 
10e- + 16H+ + 2MnO4
-(aq)  2Mn2+(aq) + 8H2O 
5C2O4
2-(aq)  10CO2(g) + 10e
- 
4. A adição fornece: 
16H+(aq) + 2MnO4
-(aq) + 5C2O4
2-(aq)  2Mn2+(aq) + 8H2O(l) + 10CO2(g)
 
5. Que está balanceada! Podemos conferir contando os átomos e as cargas. 
Balanceamento de equações 
de oxirredução 
Podemos resumir o procedimento para balancear uma reação redox que ocorre em 
meio ácido como segue: 
1. Divida em semi-reações, uma para a redução outra para a oxidação. 
2. Faça o balanceamento de cada semi-reação. 
a) 1º, faça o balanceamento dos outros elementos que não sejam H e O. 
b) Em seguida, faça o balanceamento dos átomos de O adicionando H2O. 
c) Depois faça o balanceamento dos átomos de H adicionando H+. 
d) Finalmente, faça o balanceamento da carga adicionando e- ao lado com a maior 
carga positiva total. 
3. Multiplique cada semi-reação por um número inteiro de tal forma que o número de 
elétrons dispendidos em uma semi-reação se iguale ao número de elétrons ganhos 
na outra. 
4. Some as duas semi-reações e simplifique quando possível cancelando as espécies 
iguais que aparecem em ambos os membros da equação. 
5. Confira a equação tendo certeza de que existe o mesmo número de átomos de cada 
tipo e a mesma carga total em ambos os lados. 
 
 
• Se uma reação ocorre em meio básico, a equação deve ser completada com a 
utilização de OH- e H2O, em vez de H
+ e H2O. 
• O mesmo método anterior (meio ácido) é usado, mas o OH- é adicionado (para 
“neutralizar” o H+) em ambos os lados da equação e cancelando, quando 
apropriado, as moléculas de água resultante. 
 
Balanceamento de equações para reações que ocorrem em meio básico 
Balanceamento de equaçõesde oxirredução 
Exemplo: Complete e faça o balanceamento da seguinte reação: 
CN- (aq) + MnO4
-(aq)  CNO-(aq) + MnO2 (s) (meio básico) 
 
Resp.: Vamos pelas 4 primeiras etapas como se a reação ocorresse em meio ácido. 
Depois adicionamos o número de íons OH- apropriados em cada lado da equação, 
combinando H+ e OH- para formar H2O. Completamos o processo simplificando a 
equação. 
Primeiro escrevemos as semi-reações incompletas e não balanceadas: 
CN- (aq)  CNO-(aq) 
MnO4
-(aq)  MnO2 (s) 
 
 
Balanceamento de equações 
de oxirredução 
Em segundo lugar, iniciamos o balanceamento de cada semi-reação como se ela ocorresse 
em meio ácido. As semi-reações balanceadas resultantes são: 
CN- (aq) + H2O (l)  CNO
-(aq) + 2H+ (aq) + 2 e- 
3 e- + 4H+ (aq) + MnO4
-(aq)  MnO2 (s) + 2H2O (l) 
 
Em 3º lugar, multiplicamos a equação de cima por 3 e a de baixo por 2 para equiparar os 
elétrons perdidos e ganhos nas duas semi-reações: 
6OH- (aq) + 3CN- (aq)  3CNO-(aq) + 3H2O (l) + 6 e
- 
6 e- + 4H2O (l) + 2MnO4
-(aq)  MnO2 (s) + 8OH
- (aq) 
 
6OH-(aq)+3CN- (aq)+ 4H2O(l)+ 2MnO4
-(aq) 3CNO-(aq) + 3H2O(l)+MnO2(s)+8OH
- (aq) 
 
 
 
 
Em 4º lugar, as semi-reações são somadas e simplificadas para fornecer: 
2H+(aq)+3CN- (aq)+2MnO4
-(aq) 3CNO-(aq) +2MnO2(s)+H2O(l) 
 
Em 5º, como H+ não existe em uma concentração apreciável em meio básico, o 
removemos da equação adicionando uma quantidade apropriada de OH- em ambos os 
lados da equação para neutralizar os dois H+. Os dois OH- e os dois H+ formam formam 
2 H2O: 
 
2OH- (aq) + 2H+ (aq) + 3CN- (aq)+2MnO4
-(aq) 3CNO-(aq) +2MnO2(s)+H2O(l) + 
2OH- (aq) 
2H2O (l)+ 3CN
- (aq)+2MnO4
-(aq) 3CNO-(aq) +2MnO2(s)+H2O(l) + 2OH
- (aq) 
 
A reação pode ser simplificada porque existe H2O em ambos os lados da equação. A 
equação simplificada é: 
 
H2O (l)+ 3CN
- (aq)+2MnO4
-(aq) 3CNO-(aq) +2MnO2(s)+ 2OH
- (aq) 
 
Conferencia: contando atomos e cargar: há 3C, 3N, 2H, 9O e 2Mn e a carga 5- em 
ambos os lados da equação. 
Exercício: 
Exercício: 
Exercício: 
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