Aula 11-Reações em sol. aquosa

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Química Geral I 
LOQ4031 
Profª: Livia Carneiro 
liviacarneiro@usp.br 
29/05/2014 
Reações Químicas em 
Solução Aquosa 
- Soluções 
 
 
- Ácidos e bases 
Solvente; 
Soluto; 
Concentração 
Eletrólitos e não eletrólitos 
Definição de Ácidos e Bases de 
Arrhenius 
Bronsted-Lowry 
Lewis 
Soluções 
 
Dissolução de NaCl em água 
 
Dissolução de C12H22O11 em água 
 
Qual a diferença? 
Soluções eletrolíticas e não-eletrolíticas 
 Dispositivo para detectar íons em solução 
A capacidade de uma solução para conduzir eletricidade 
depende do número de íons que ela contém. 
 
 
 
 
 
 
 
a) Água pura (lâmpada não acende) 
b) Eletrólito fraco 
c) Eletrólito forte 
 
 
As soluções aquosas podem ser: 
 
• Eletrolíticas: soluções capazes de conduzir eletricidade 
• Não-Eletrolíticas: um não-eletrólito é uma substância que não 
forma íons em solução; não conduzem eletricidade 
 
• A capacidade da solução em ser um bom condutor depende da 
quantidade de íons liberados em solução (eletrólitos fortes ou 
fracos). 
Propriedades Gerais das Reações em 
Soluções Aquosas 
 
Eletrólitos 
Composto iônico 
(NaCl em água) 
Propriedades Gerais das Reações em 
Soluções Aquosas 
Não-Eletrólitos 
Composto molecular 
(Metanol em água) 
 
• Eletrólitos fortes: são solutos que existem em solução totalmente 
ou quase total como íons. Ex.: todos os compostos iônicos solúveis 
(NaCl) e alguns compostos moleculares são eletrólitos fortes 
 
• Eletrólitos fracos: são solutos que existem em solução, na forma de 
moléculas com apenas uma pequena fração na forma de íons. Por 
exemplo, uma solução de ácido acético (HC2H3O2) 
 
Propriedades Gerais das Reações em 
Soluções Aquosas 
Eletrólitos fortes e fracos: 
(diferem na extensão da condutividade elétrica) 
• Eletrólitos fortes: dissociam-se completamente em solução. 
Por exemplo: 
 
 
 
• Eletrólitos fracos: produzem uma pequena concentração de íons 
quando se dissociam. 
• Esses íons existem em equilíbrio com a substância não-ionizada. 
 Por exemplo: 
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)
HC2H3O2(aq) H
+(aq) + C2H3O2
-(aq)
Propriedades Gerais das Reações em 
Soluções Aquosas 
Reações Iônicas 
 Neutralização (Ácido-Base) 
 Precipitação 
 
Reações de oxirredução 
 Métodos de Balanceamento 
 
Reações Químicas em Solução Aquosa 
 Quando misturamos duas soluções, os solutos 
presentes nessa mistura podem reagir, e quando 
isso acontece dizemos que há uma reação 
química em solução. 
Como ocorre uma reação química em solução? 
 Um número muito grande de reações 
químicas envolvem substâncias dissolvidas em 
água! 
 
Qual a importância? 
 Os três principais tipos de processos que 
ocorrem em solução aquosa são: 
 
• Reações de precipitação; 
 
 
 
• Reações de neutralização; 
 HCl(aq) + NaOH(aq)  H2O + NaCl 
 
 
• Reações de oxirredução 
 
 
2KI(aq) +Pb(NO3)2(aq)  PbI2(s) +2KNO3(aq) 
2Na + 2 H2O  2NaOH + H2 
1. Reações Iônicas 
 Neutralização (Ácido-Base) 
 Precipitação 
Reações Químicas em Solução Aquosa 
 Reações iônicas 
 
 
 As reações iônicas ocorrem sem 
transferência de elétrons, ou seja, 
não há variação do número de 
oxidação dos átomos envolvidos. 
 
 Qual a diferença entre reações 
iônicas e reações de óxido redução ? 
 
 
Reações iônicas 
 Reações de neutralização (ácido-base) 
 As reações de neutralização ocorrem quando uma 
solução de um ácido e a de uma base se misturam. 
 O que são reações de neutralização? 
Exemplo: 
 O produto da reação entre o ácido clorídrico e hidróxido de sódio é o 
cloreto de sódio e água 
 
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) 
 
 No sal formado o cátion é proveniente da base forte e o ânion é proveniente do 
ácido forte. 
 
 
Reações iônicas 
 Reações de neutralização 
Definição de ácido e base 
 
Arrhenius: - os ácidos aumentam a [H+] 
 - as bases aumentam a [OH-] em solução aquosa. 
Bronsted-Lowry: Reações que envolvem a transferência de Prótons 
A base de Bronsted-Lowry não precisa conter OH-. 
 - O ácido doa H+ 
 - A base recebe H+. 
 
 HCl(aq) + H2O(l)  H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
 Representação das reações 
 
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) 
Reações iônicas 
 Reações de neutralização 
Reações de neutralização com formação de gás 
Reações iônicas 
Reações de neutralização 
Reações iônicas 
Reações de precipitação 
 Em uma reação de precipitação é 
caracterizada pela formação de um 
produto insolúvel (precipitado) como 
resultado da mistura de duas soluções de 
eletrólitos fortes. 
 O que são reações de precipitação? 
Reações iônicas 
Reações de precipitação 
 Reações de Precipitação também são chamadas de 
Reações de dupla troca. 
 
 
AgNO3 (aq) + NaCl (aq) → AgCl (s) + NaNO3 (aq) 
 
 
 
Reações de Precipitação 
Reações iônicas 
Reações de precipitação 
 Exemplo: 
 2KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) → PbI2(s) + 2KNO3 (aq) 
 Apenas 1,2 x 10-3 mol de 
PbI2 dissolve-se em 1 litro de 
água a 25ºC. 
 
Preparação de sais: pela misturando soluções que 
formem o composto insolúvel desejado. 
 
Análise qualitativa: determinação das substâncias 
presentes em uma amostra. 
 
Análise quantitativa: determinar a quantidade de cada 
substância ou elemento presente em uma amostra. 
Reações iônicas 
 Reações de precipitação 
Aplicações das reações de precipitação 
Reações iônicas 
 Reações de precipitação 
Como prever a formação de um precipitado? 
 
 1. Observar os íons presentes nos reagentes; 
 2. Considerar possíveis combinações de cátions e ânions; 
 3. Usar a Tabela de solubilidade para determinar se 
algumas dessas combinações é insolúvel; 
 
Reações iônicas 
Reações de precipitação 
Regras de solubilidade em água para compostos iônicos comuns 
Reações iônicas 
Reações de precipitação 
Exemplo 1: 
 Duas soluções foram preparadas em um laboratório e por 
descuido seus frascos não foram rotulados. Sabe-se que as solução 
eram Mg(NO3)2 e Pb(NO3)2. Se você dispõe de um frasco de H2SO4 
diluído, como você faria para testar uma alíquota de cada solução a 
fim de identificá-las? 
 
Reações iônicas 
Reações de precipitação 
Exemplo 2: 
 Baseado no conceito de reação de precipitação e na Tabela 
abaixo, formará ou não precipitado se misturarmos soluções 
de Mg(NO3)2 e NaOH ? 
 
 
Resposta: Haverá a formação de Mg(OH)2 (s) 
 As Reações de Oxirredução ou Redox são reações 
químicas em que ocorre transferência de elétrons entre 
os reagentes. 
Reações de Oxirredução 
Definição 
Substância que se Oxida 
(perda de elétron) 
Substância que se Reduz 
(ganho de elétron) 
Originalmente reação de oxidação referia-se a reação com 
oxigênio: 
2Mg(s) + O2(g)  2Mg
2+ + 2O2-(s), como 2 MgO(s) 
 
Reações de Oxirredução 
Definição 
Originalmente: reação de redução referia-se à extração de 
um metal de seu óxido pela reação com H2, C ou CO 
Fe2O3(s) + 3CO(g)  2Fe(l)
 + 3CO2(g) 
 
Reação semelhante ocorre quando Mg reage com cloro: 
Mg(s) + Cl2(g)  Mg
2+
(s)
 + Cl-(s), como MgCl2(s) 
 
Reações de Oxirredução 
Tipos de reações de redox 
Reações de Oxirredução 
Tipos de reações de redox 
Reações de OxirreduçãoTipos de reações de redox 
Exemplo: Sal de cobre com zinco metálico: 
 
Eq. Iônica Líquida Zn(s) + Cu
+2
(aq) → Cu(s) + Zn
+2
(aq) 
 
-Zn (agente redutor) fornece 
elétrons para o Cu+2 e é 
oxidado a Zn+2 
 
- Cu+2 (agente oxidante-
provoca a oxidação) recebe 
elétrons do Zn e é reduzido a 
Cu. 
 
Reações de Oxirredução 
 Definição 
O conceito de Número de Oxidação (Nox) foi desenvolvido 
para facilitar a visualização da transferência dos elétrons nas 
reações redox. 
Definição: 
O nox de um elemento em um íon monoatômico é igual a sua 
carga. 
Quando o elemento participa de um composto ou íon poliatômico, 
o nox é a carga hipotética atribuída ao átomo a partir de 
algumas regras simples. 
A Oxidação ocorre quando há um aumento do número de 
oxidação 
A Redução ocorre quando há uma diminuição do número de 
oxidação 
Reações de Oxirredução 
 Definição 
Regras para determinação de número de Oxidação: 
Reações de Oxirredução 
Número de Oxidação (Nox) 
Em íons compostos, a soma total dos Nox dos 
elementos corresponde a sua carga:
SO4
-2
+6 -2
X-8=-2
NO3
-1
+5 -2
X-6= -1
S2O3
-2
+2 -2
2x – 6= -2
PtCl6
-4
+2 -1
X – 6 = -4 
Em moléculas 
Em íons compostos 
Exemplo: 
Relembrando! 
 O conceito de Número de 
Oxidação (Nox) foi desenvolvido 
para facilitar a visualização da 
transferência dos elétrons nas 
reações. 
 
Regras para determinação de número de Oxidação: 
Substancias simples... 
Br2 
Nox = 0 
O nox do elemento é zero 
Íons monoatômicos... 
Fe+2 
Al+3 
H+1 
Br- 
Nox = +2 
O nox do elemento é sua carga 
Nox = +3 
Nox = +1 
Nox = -1 
Fe 
Al 
H2 
Para elementos de cargas fixos... 
Hidretos metálicos 
Compostos Moleculares 
-1 
+1 
Hidrogênio 
Maioria 
Peróxidos 
-2 
-1 
Oxigênio 
constante +2 Alcalinos Terrosos 
constante +1 Alcalinos 
observações Nox Classificação 
Exemplo: 
 
 Os metais são oxidados por ácidos para formarem sais: 
 
 Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) 
 Durante a reação, 2H+(aq) 
é reduzido para H2(g). 
Reações de Oxirredução 
Tipos de reações de redox 
Como sabemos o 
por quê que essas 
reações ocorrem??? 
Potenciais Padrão de Redução em água a 25°C 
Balanceamentos de Reações Redox não são tão simples 
quanto o das reações de Dupla Troca, por isso devemos 
utilizar Métodos para Facilitar esta operação. 
Reações de Oxirredução 
Balanceamento de reações de redox 
 Para determinar se a reação é redox, uma ferramenta útil é 
verificar a mudança do número de oxidação de cada espécie, qual é 
oxidada e qual é reduzida. 
 
 Após balancearmos uma equação redox além de obedecermos a 
lei de conservação de massa, os elétrons recebidos e doados devem 
estar balanceados. 
 
Reações de Oxirredução 
Balanceamento de reações de redox 
Regras: 
Após Balanceamento: KClO3 + 3HNO2  KCl + 3HNO3 
1. Determinar o número de oxidação de todos os átomos envolvidos na reação. 
2. Localizar os átomos em que houve alteração no nox e igualar as suas 
quantidades. 
3. Fazer o balanço eletrônico (nos átomos que sofreram variação de nox, 
verificar o número de elétrons envolvidos e igualar as suas quantidades – 
multiplicando os compostos envolvidos). 
4. Balancear o restante dos átomos. 
Balanceamento de reações de redox 
1° MÉTODO – Variação do Número de oxidação 
 Permite balancear as reações redox que estão na forma de Equação Molecular. 
Ex: KClO3 + HNO2 → KCl + HNO3 
Resposta: 
Sim é uma reação de oxi-redução, pois uma substância é oxidada e outra é 
reduzida. 
Balanceamento: 
 K2Cr2O7 + 14HCl  2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O 
 
Ex: K2Cr2O7 + HCl  KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O 
 
Exemplo: A reação abaixo é uma reação de oxi-redução??? Se sim, faça o 
seu balanceamento. 
 MnO4
-
(aq) + C2O4
-2
(aq) → Mn
+2
(aq) + CO2(g) 
 
Exemplo: Uma reação que ocorre em meio ácido 
2° MÉTODO – Íon Eletron (Semi-reações) 
 Permite balancear as reações de redox que estão na forma de Equação Iônica 
Líquida. 
Lembrando que: As semi-reações são um meio conveniente de separar reações de 
oxidação e de redução. 
Geralmente as reações redox ocorrem em meio ácido ou básico! 
Reações de Oxi-Redução 
 Balanceamento de reações de redox 
1. Escrever as duas semi-reações. 
2. Definir o nox dos átomos em cada um dos íons envolvidos na reação. 
3. Balancear as semi-reações: 
a. Balancear os elementos diferentes de H e O, ou seja, os átomos que são oxidados ou 
reduzidos. 
b. Balancear os átomos de O adicionando H2O. 
c. Fazer o balanceamento dos átomos de H adicionando H+ 
d. Fazer o balanceamento de cargas adicionando elétrons. 
4. Multiplicar cada semi-reação para fazer com que o número de elétrons seja igual. 
5. Adicionar as reações e simplificá-las. 
 
Neste ponto, cada semi-reação deve estar completamente balanceada (mesmo número de 
átomos e de carga em cada lado) 
 
Regras de balanceamento 
Confira! 16H+(aq) + 2MnO4
-
(aq) + 5C2O4
2-
(aq)  2Mn
2+
(aq) + 8H2O(l) + 10CO2(g) 
 MnO4
-
(aq) + C2O4
-2
(aq) → Mn
+2
(aq) + CO2(g) 
Ex: Meio Básico 
 SO3
-2 (aq) + MnO4
- (aq)  SO4
-2 (aq) + MnO2 (s) 
 
Regras: 
 O mesmo método anterior (para meio ácido) é usado, mas o OH- é 
adicionado para “neutralizar” o H+ usado. 
 
 Após Balanceamento: 
 
H2O(l) + 3SO3
-2(aq) + 2MnO4
-(aq)  3SO4
-2(aq) + 2MnO2(s) + 2OH
-(aq) 
 
3° MÉTODO – Emprego das Semi-Reações Padrão de Redução 
Ex: Cr2O7
-2 (aq) + I- (aq) Cr+3 (aq) + I2(s) 
 
Permite balancear as reações de redox que estão na forma de 
Equação Iônica Líquida e Verificar se ela é espontânea ou não a 
partir dos valores dos potenciais padrão de redução. 
Balanceamento Redox 
Eºcel = Eºred(catodo) – Eºred (anodo) 
1. Identificar os composto que estão sofrendo Redução e Oxidação. 
2. Procurar e Copiar na Tabela de Potencial de Redução a semi-reação de 
redução. 
3. Procurar e Copiar na Tabela de Potencial de Redução a semi-reação do 
elemento que está sofrendo oxidação – Atenção: é uma reação de 
oxidação mas em uma Tabela de Redução! 
4. Multiplique cada semi-reação para fazer com que o número de 
elétrons seja igual. 
5. Adicione as reações e simplifique. 
6. Calcule o Potencial da Reação (E). 
E + Reação Espontânea 
E - Reação não espontânea 
Regras 
OBS: Potencial de Redução é 
uma 
propriedade intensiva, portanto, 
no balanceamento o 
Potencial permanece inalterado! 
Balanceamento Redox 
Potenciais Padrão de Redução em água a 25°C 
 Ex: Cr2O7
- (aq) + 14H+ + 6I- (aq) 2Cr+3 (aq) + 3I2(s) + 7H2O (l) 
 
Após Balanceamento: 
Reação Espontânea!!! E°cel = +0,79 
Balanceamento Redox 
Balanceamento Redox 
4° MÉTODO – Decomposição do Agente Oxidante 
Permite prever os produtos de uma reação de oxi-redução. 
É um processo totalmente teórico que admite que em uma reação de 
oxi-redução existem “partes” da reação: 
1. Decomposição do oxidante 
2. Reação do redutor 
3. Reações complementares 
 Ex: K2Cr2O7(aq) + HCl(aq) → ? 
Balanceamento Redox 
4° MÉTODO – Decomposição do Agente Oxidante 
Permite prever os produtos formados e balancear a equação 
Regras: 
1. Copiar da tabela a reação do agente oxidante 
2. Copiar da tabela a reação do agente redutor 
3. Igualar as quantidades de [O] (artifício – hipotético) 
4. Reagir todos os óxidos metálicos com o ácidopresente (os óxidos 
metálicos tem que desaparecer) 
5. Escrever a equação global! 
1. Decomposição do oxidante 
2. Reação do redutor 
3. Reações complementares 
 K2Cr2O7(aq) + 14 HCl(aq) → 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 7 H2O 
Resposta: 
2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 → 2 MnSO4 + K2SO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 8 H2O 
Balanceamento Redox 
4° MÉTODO – Decomposição do Agente Oxidante 
Exemplo: 
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → ?