Aula 02 Reações em solução aquosa

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Reações em solução aquosa
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Uma solução é uma mistura homogênea de 2 ou 
mais substâncias.
O soluto é a substância presente em menor 
quantidade.
O solvente é a substância presente em maior 
quantidade.
Solução aquosa de 
KMnO4
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Um eletrólito é uma substância que, quando 
dissolvido em água, resulta em uma solução que 
conduz eletricidade.
Um não-eletrólito é uma substancia que, quando 
dissolvido, resulta em uma solução que não conduz 
eletricidade.
Não eletrólito Eletrólito fraco Eletrólito forte
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Eletrólito forte - 100% Dissociado
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq)
H2O
Eletrólito fraco – não completamente ionizado
CH3COOH CH3COO
- (aq) + H+ (aq)
Conduz eletricidade em solução?
Cátions(+) e Ânions (-)
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Ionização do ácido acético
CH3COOH CH3COO
- (aq) + H+ (aq)
Uma reação reversível. A reação está ocorrendo 
em ambas as direções.
O ácido acético é um eletrólito fraco porque não esta 
totalmente ionizado em água.
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Hidratação é o processo em que o ion é cercado por 
moléculas de água disposta de uma maneira específica
d+
d-
H2O
+ -
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Reação de Precipitação
Precipitado- Sólido insolúvel que se separa da solução
Equação molecular
Equação ionica
Equação iônica líquida
Pb2+ + 2NO3
- + 2Na+ + 2I- PbI2 (s) + 2Na
+ + 2NO3
-
Na+ e NO3
- são íons espectadores
PbI2
Pb(NO3)2 (aq) + 2NaI (aq) PbI2 (s) + 2NaNO3 (aq)
precipitado
Pb2+ + 2I- PbI2 (s)
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Precipitação de iodeto de chumbo
PbI2
Pb2+ + 2I- PbI2 (s)
Solubilidade é a quantidade máxima de soluto que pode ser 
dissolvido em uma dada quantidade de solvente a uma 
temperatura específica.
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Exemplos de compostos insolúveis
CdS PbS Ni(OH)2 Al(OH)3
Example 4.1
Classifique os seguintes compostos iônicos como solúveis ou 
insolúveis
(a) Sulfato de prata (Ag2SO4)
(b) Carbonato de cálcio (CaCO3)
(c) Fosfato de Sódio (Na3PO4).
Example 4.1
Estratégia: Apesar de não ser necessário a memorização da 
solubilidade de compostos, você deve ter em mente algumas 
regras úteis: todos os compostos iônicos contendo cátions de 
metais alcalinos, íon amônio, íon nitrato, bicarbonato e íons 
cloreto são solúveis. Para outros compostos, precisamos 
consultar a Tabela 4.2. 
Solução:
(a) de acordo com a tabela 4.2, Ag2SO4 é insoluvel.
(b) este é um carbonato e Ca é um metal do grupo 2A. 
Portanto CaCO3 é insoluvel.
(c) Sódio é um metal alcalino (Grupo 1A) então Na3PO4 é 
soluvel.
.
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Escrevendo equações iónicas líquidas
1. Escreva a equação molecular balanceada.
2. Escreva a equação iônica mostrando os eletrólitos fortes
completamente dissociados em cátions e ânions.
3. Cancelar os íons espectador em ambos os lados da equação
iônica.
4. Verifique se as cargas e o número de átomos estão
balanceados na equação iônica líquida.
Example 4.2
Preveja o que acontece quando uma solução de fosfato de 
potássio (K3PO4) é misturada com uma solução de nitrato de 
cálcio [Ca(NO3)2]. Escreva uma equação iônica líquida para a 
reação.
Example 4.2
Estrategia: 
A partir da informação fornecida, é útil primeiro escrever a 
equação desequilibrada
O que acontece quando um composto iônico é dissolvido em 
agua?
Quais íons são formados a partir da dissociação do K3PO4 e 
Ca(NO3)2?
O que acontece quando os cátions encontram os ânions em 
solução?
Example 4.2
Solução: em solução, K3PO4 dissocia em íons K
+ e PO4
3- e 
Ca(NO3)2 dissocia em íons Ca2
+ e NO3
-.
Os íons cálcio (Ca2
+) e íons fosfato (PO4
3-) formam um 
composto insolúvel, fosfato de cálcio [Ca3(PO4)2], enquanto o 
outro produto, KNO3, é solúvel e permanece em solução.
Portanto, esta é uma reação de precipitação. Seguimos o 
procedimento passo a passo descrito.
Passo 1: a equação balanceada para esta reação é
Example 4.2
Passo 2: para escrever a equação iônica, os compostos 
solúveis são mostrados como íons dissociados:
Passo 3: Cancelando os íons espectadores (K+ e NO3
-) ​​de 
cada lado da equação, obtemos a equação iônica líquida:
Passo 4: Note que, como balanceamos a equação molecular 
primeiro, a equação iônica líquida é equilibrada quanto ao 
número de átomos em cada lado e o número de cargas 
positivas (+6) e negativas (-6) no lado esquerdo é o mesmo .
Example 4.3
BaCl2(aq) + Na2SO4(aq) ????
Al(NO3)3(aq) + NaOH(aq) ????
AgNO3(aq) + KCl(aq) ????
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Tem um gosto amargo.
Muitos sabões contém bases.
Propriedades das Bases
Causa mudanças de cor em corantes de plantas.
Soluções aquosas de bases conduzem eletricidade.
Exemplos:
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Ácido de Arrhenius é uma substância que produz H+(H3O
+) em água.
Base de Arrhenius é uma substância que produz OH- em água.
Propriedades dos ácidos e Bases 
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Um ácido de Brønsted é um doador de próton 
Uma base de Brønsted é um aceptor de próton
ácidobase ácido base
Um ácido de Brønsted deve conter pelo menos um próton 
ionizável!
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Ácido monoprótico
HCl H+ + Cl-
HNO3 H
+ + NO3
-
CH3COOH H
+ + CH3COO
-
Eletrólito forte, ácido forte
Eletrólito forte, ácido forte
Eletrólito fraco, ácido fraco
Ácido diprótico
H2SO4 H
+ + HSO4
-
HSO4
- H+ + SO4
2-
Eletrólito forte, ácido forte
Eletrólito fraco, ácido fraco
Ácido triprótico
H3PO4 H
+ + H2PO4
-
H2PO4
- H+ + HPO4
2-
HPO4
2- H+ + PO4
3-
Eletrólito fraco, ácido fraco
Eletrólito fraco, ácido fraco
Eletrólito fraco, ácido fraco
Example 4.3
Classificar cada uma das seguintes espécies em solução 
aquosa como um ácido ou base de Brønsted:
(a) HBr
(b)
(c)
Example 4.3
Solução
(a) entendemos que HCl é um acido. 
Como Br e Cl são ambos halogênios (Grupo 7A), esperamos 
que o HBr, como HCl, ionize em água da seguinte maneira:
Assim sendo HBr é um acido de Bronsted.
(b) Em solução o íon nitrito pode receber um próton da água 
para ácido nitroso:
Esta propriedade faz do uma base de Brønsted.
Example 4.3
(c) o íon bicarbonato é um acido de bronsted porque ioniza em 
solução como se segue:
É também uma base de Brønsted porque pode aceitar um 
proton para formar o ácido carbônico:
Diz-se que a espécie é anfotérica porque possui 
propriedades ácidas e básicas. As setas duplas mostram que 
esta é uma reação reversível.
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Reação de neutralização
Ácido + Base Sal + Água
HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O
H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + H2O
H+ + OH- H2O
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Reação de neutralização envolvendo um 
eletrólito fraco
Ácido fraco + Base Sal + Água
HCN (aq) + NaOH (aq) NaCN (aq) + H2O
HCN + Na+ + OH- Na+ + CN- + H2O
HCN + OH- CN- + H2O
Example 4.4
Escreva a equação molecular, iônica e iônica liquida para cada 
uma das reações acido-base:
(a) Ácido bromídrico(aq) + Hidróxido de bário(aq)
(b) Ácido sulfúrico(aq) + hidróxido de potássio(aq)
Example 4.4
Estrategia:
O primeiro passo é a identificação dos ácidos e 
bases como fortes ou fracos.
Vimos que HBr é um ácido forte e H2SO4 é um 
ácido forte para a primeira etapa de ionização e um 
ácido fraco para a segunda etapa de ionização.
Ambos Ba(OH)2 e KOH são bases fortes.
Example 4.4
Solução
(a) Equação molecular:
2HBr(aq) + Ba(OH)2(aq) BaBr2(aq) + 2H2O(l)
Equação iônica:
2H+(aq) + 2Br−(aq) + Ba2+(aq) + 2OH−(aq)
Ba2+(aq) + 2Br−(aq) + 2H2O(l)
Equação iônica líquida:
2H+(aq) + 2OH−(aq) 2H2O(l)
ou
H+(aq) + OH−(aq) H2O(l)
Ambos Ba2
+ e Br- são íons espectadores.
Example 4.4
(b) Equação molecular :
H2SO4(aq)+ 2KOH(aq) K2SO4(aq) + 2H2O(l)
equação iônica:
equação iônica líquida:
Note-se que HSO4
-, por ser um ácido fraco e não 
se ionizar completamente em água, o único íon 
espectador é K+.
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Solução estequiométrica
A concentração de uma solução é a quantidade de 
soluto presente em uma dada quantidade quantidade 
de solvente ou solução.
M = molaridade =
mols de soluto
litros de solução
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Preparando uma solução de concentração conhecida
Example 4.7
Quantos gramas de dicromato 
de potassio (K2Cr2O7) são 
necessarios para preparar 
uma solução de 250 mL cuja 
concentração final seja 2,16 
M?
A K2Cr2O7 solution.
Example 4.8
Num ensaio bioquímico, um químico precisa adicionar 3,81 g 
de glicose a uma mistura reacional. Calcule o volume em 
mililitros de uma solução de glicose 2,53 M que deve utilizar 
para a adição.
C6H12O6 = Glicose
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A DILUIÇÃO é o procedimento para a preparação de uma 
solução menos concentrada a partir de uma solução mais 
concentrada.
Diluição
Adiciona Solvente
Mols de solute (ni)
Antes da diluição (i)
Mols de solute (nf)
Depois da diluição (f)=
CiVi CfVf=
Example 4.9
Descreva como você prepararia 5.00 ×102 mL de um
Solução de H2SO4 1,75 M, começando com um estoque de 
8,61 M de H2SO4.
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Titulação
Em uma titulação, uma solução de concentração conhecida é 
adicionada gradualmente a outra solução de concentração 
desconhecida até que a reação química entre as duas 
soluções se complete.
Ponto de Equivalência – ponto no qual a reação está completa
Indicador – substância que muda a cor no ponto de equivalência 
Adicione a base
no ácido desc.
ATÉ
O indicador
mudar de cor
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Titulações podem ser usadas na análise de: 
Reações Ácido-Base:
Reações Redox:
H2SO4 + 2NaOH 2H2O + Na2SO4
5Fe2+ + MnO4
- + 8H+ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
Example 4.11
Em um experimento de titulação, um estudante encontrou que 
23,48 mL de uma solução de NaOH são necessárias para 
neutralizar 0,5468 g de KHC8H4O4. Qual é a concentração da 
solução de NaOH?
MM1 (KHC8H4O4) = 204,2 g/mol
Example 4.12
Quantos (mL) de uma solução de NaOH (0.610 M ) são 
necessárias para neutralizar 20.0 mL de uma solução de 
H2SO4 (0.245 M)?