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Reações e equações iônicas

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MEC - UFC -CENTRO DE CIÊNCIAS 
DEPARTAMENTO DE QUIMICA ANALITICA E 
FISICO-QUIMICA 
Disciplina: Química Analítica I Aplicada a Farmácia 
Professor: Antonio Carlos Magalhães 
 
Reações e equações iônicas 
1 - Introdução 
 As equações químicas representam as reações 
químicas, esta representação deve se aproximar o 
mais fielmente possível da verdadeira reação que se 
processa, necessitamos, portanto da reação iônica 
essencial, ou seja, a reação que realmente ocorre 
retirando destas os íons expectadores, para que 
saibamos disto é necessário antes consultamos a 
tabela de solubilidade e a partir daí escrever as 
reações. As reações iônicas são eficientes e rápidas, 
dependem basicamente da colisão entre íons. São 
evidenciadas pela mudança de cor, odor, evolução de 
gases, desprendimento ou absorção de calor, formação 
de precipitado, variação de pH, condutividade,etc. 
 As reações mais comuns são: ácido-base, 
precipitação, formação de complexos e oxi-redução. 
 
2 - Eletrólitos 
São compostos que podem conduzir energia 
elétrica em solução, estes podem ser: 
Eletrólitos fortes – São aqueles que quando em 
água se ionizam totalmente. 
Eletrólitos fracos – São aqueles que quando 
em água se ionizam pouco. 
 
2.1 - Regras para se escrever uma equação química 
1 – Eletrólitos fortes em solução devem ser escritos 
nas suas formas iônicas. 
Ex. Ácido clorídrico (H
+
 + Cl
−
), hidróxido de 
sódio (Na
+
 + OH
−
), nitrato de cálcio 
(Ca
2+
 + 2NO3
−
), Sulfato de sódio (2Na
+
 + SO4
=
). 
2 – São escritos nas formas moleculares 
2.1 – Todos os sólidos presentes ou formados na 
reação 
Ex. Ag
+ 
 + Cl
−
 AgCl

 
2.2 – Todos os gases presentes ou formados na 
reação 
Ex. 2H
+
 + S
=
 H2S↑ 
2.3 – Todos os eletrólitos fracos solúveis. 
Ex. Ácido cianídrico (HCN), ácido acético 
(CH3COOH) 
2.4 Todos não eletrólitos 
Ex. Uréia (CO(NH2)2 
 
 
2.2 - Regras para determinação do número de 
oxidação 
1 – O no de oxidação de um elemento não 
combinado é zero. 
Ex. Fe, Na 
2 - O n
o
 de oxidação de um cátion é igual a sua 
carga. 
Ex. Ba
2+
 → +2, Al3+ → +3, Na+1 → +1 
3 - O n
o
 de oxidação do oxigênio combinado é -2, 
exceto nos peróxidos (-1) e nos super-óxidos (-1/2). 
Ex. H2O → -2, H2O2 → -1, NaO2 → -1/2 
4 - O n
o
 de oxidação do hidrogênio combinado é +1, 
exceto nos hidretos (-1) 
Ex. H2O → +1, LiH → -1, CaH2 → -1 
5 – A soma do nox dos elementos que compõe o íon 
deve ser igual a carga definitiva do íon. 
Ex. PO4
3-
 → P +5, CrO4
=
 → Cr +6, MnO4
−
 → 
Mn +7 
6 – Para uma molécula a soma total deve ser zero. 
 
2.3 – Reação iônica essencial 
 A representação final da reação deve ser feita 
levando-se em consideração apenas os íons que 
participam diretamente da reação, os íons que servem 
apenas para contrabalançar carga são chamados de 
íons expectadores e devem ser eliminados na 
representação final. Para que possamos realizar isto 
necessitamos antes conhecer a solubilidade dos 
compostos, para tanto temos a tabela de solubilidade, 
onde se segue a seguinte regra: Se o composto for 
considerado solúvel, representamos na forma iônica, 
se o composto não for solúvel, escrevemos na forma 
molecular. A tabela de solubilidade torna-se útil, pois 
prediz com certo grau de confiabilidade que 
compostos possivelmente serão formados quando os 
reagentes estiverem em solução aquosa. 
Exemplo de obtenção de reação iônica essencial 
 
2.4 – Exemplos de como obter arepresentação de uma 
reação iônica essencial 
1 – Nitrato de prata e cloreto de magnésio 
Passo 1 – Representação das formas moleculares dos 
reagente e possíveis produtos 
AgNO3 + MgCl2 AgCl + Mg(NO3)2 
Passo 2 – Balanceamento quanto ao número de 
átomos 
2AgNO3 + MgCl2 2AgCl + Mg(NO3)2 
Passo 3 – Determinar pela tabela de solubilidade quais 
são os compostos solúveis e escrever os respectivos 
nas forma iônicas, os classificados como insolúveis 
são escritos nas formas moleculares. 
2AgNO3 + MgCl2 2AgCl + Mg(NO3)2 
Solúvel solúvel insolúvel solúvel 
2Ag
+
 + 2NO3
─
 + Mg
2+
 + 2Cl
─
 2AgCl↓ + 
Mg
2+
 + 2NO3
─ 
Passo 4 – Eliminar os íons comuns em ambos lados da 
equação (ions expectadores) 
2Ag
+
 + 2NO3
─
 + Mg
2+
 + 2Cl
─
 2AgCl↓ + 
Mg
2+
 + 2NO3
─ 
Passo 5 – Representar a equação final reduzindo os 
coeficientes ao menor índice. 
2Ag
+
 + 2Cl
─
 2AgCl↓ 
Ag
+
 + Cl
─
 AgCl↓ (reação iônica essencial) 
 
2.4 – Balanceamento das equações 
As equações devem estar devidamente 
balanceadas quanto a carga e aos átomos, para que 
isto ocorra existem principalmente dois métodos de 
balanceamento que são o método do íon elétron e o 
método do número de oxidação. Existem regras 
simples para que possamos utilizar estes métodos. 
 
2.4.1 - Exemplos de como balancear equações 
Exemplo 1 
H3PO3 + Cr2O7
=
 H3PO4 + Cr
3+
 (meio ácido) 
Método do íon elétron 
1. Cr2O7
=
 Cr
3+
 
H3PO3 H3PO4 
2. a) Cr2O7
=
 2Cr
3+
 
H3PO3 H3PO4 
b) 14H
+
 + Cr2O7
=
 2Cr
3+
 + 7H2O 
H2O + H3PO3 H3PO4 + 2H
+
 
c) Não precisa, pois os átomos de hidrogênio 
se encontram balanceados. 
3. 14H
+
 + Cr2O7
=
 + 6e
─
 2Cr
3+
 + 7H2O 
H2O + H3PO3 H3PO4 + 2H
+
 + 2e
─
 
(multiplicar por 3, para o passo seguinte) 
4. 14H
+
 + Cr2O7
=
 + 6e
─
 2Cr
3+
 + 7H2O 
3H2O + 3H3PO3 3H3PO4 + 6H
+
 + 6e
─
 
5. 14H
+
 + Cr2O7
=
 + 6e
─
 2Cr
3+
 + 7H2O 
3H2O + 3H3PO3 3H3PO4 + 6H
+
 + 6e
─
 
8H
+
 + Cr2O7
=
 + 3H3PO3 2Cr
3+
 + 3H3PO4 + 4H2O 
6. 
Lado esquerdo Lado direito 
17 átomos de 
hidrogênio 
17 átomos de 
hidrogênio 
02 átomos de cromo 02 átomos de cromo 
16 átomos de oxigênio 16 átomos de 
oxigênio 
03 átomos de fósforo 03 átomos de fósforo 
06 cargas positivas 06 cargas positivas 
 
A equação está balanceada quanto a átomos e 
quanto a carga. 
 
Método do número de oxidação 
H3PO3 + Cr2O7
=
 H3PO4 + Cr
3+
 (meio ácido) 
1. Cr2O7
=
 Cr
3+
 
H3PO3 H3PO4 
2. Cr2O7
=
 2Cr
3+
 ( cromo passa do estado +6 
para o estado +3) 
H3PO3 H3PO4 ( Fósforo passa do estado 
+3 para o estado +5) 
3. Agente oxidante ∆ = +6 → +3 ↔ 3 elétrons 
x 2 átomos de cromo = ganhou 6 elétrons 
Agente redutor ∆ = +3 → +5 ↔ 2 elétrons x 
1 átomos de fósforo = perdeu 2 elétrons 
4. Cr2O7
=
 + 6e
─
 2Cr
3+
 (Multiplicar por 1) 
H3PO3 H3PO4 + 2e
─
 (Multiplicar por 3) 
Cr2O7
=
 + 6e
─
 2Cr
3+
 
3H3PO3 3H3PO4 + 6e
─ 
5. Cr2O7
=
 + 6e
─
 2Cr
3+
 
3H3PO3 3H3PO4 + 6e
─ 
Cr2O7
=
 + 3H3PO3 2Cr
3+
 + 3H3PO4 
Existem duas cargas negativas do lado esquerdo e 
seis cargas positivas do lado direito, como o meio 
ácido, inseriremos oito cargas positivas do lado 
esquerdo a fim de que fique em ambos os lados, seis 
cargas positivas. 
8H
+
 + Cr2O7
=
 + 3H3PO3 2Cr
3+
 + 3H3PO4 
Do lado direito inseriremos quatro moléculas de 
água a fim de balancear o número de átomos de 
oxigênio e hidrogênio. 
8H
+
 + Cr2O7
=
 + 3H3PO3 2Cr
3+
 + 3H3PO4 +4H2O 
6. 8H+ + Cr2O7
=
 + 3H3PO3 2Cr
3+
 + 3H3PO4 +4H2O 
Lado esquerdo Lado direito 
17 átomos de hidrogênio 17 átomos de 
hidrogênio 
02 átomos de cromo 02 átomos de cromo 
16 átomos de oxigênio 16 átomos de oxigênio 
03 átomos defósforo 03 átomos de fósforo 
06 cargas positivas 06 cargas positivas 
 
A equação está balanceada quanto a átomos e 
quanto a carga. 
 
Exemplo 2 
MnO4
─
 + NO2
─
 MnO2 + NO3
─
 (meio básico) 
Método do íon elétron 
1. MnO4
─
 MnO2 
NO2
─
 NO3
─
 
 
2. a) MnO4
─
 MnO2 
NO2
─
 NO3
─
 
b) 2H2O + MnO4
─
 MnO2 + 4OH
─
 
2OH
─
 + NO2
─
 NO3
─
 + H2O 
c) Não precisa, pois os átomos de hidrogênio 
se encontram balanceados. 
3. 2H2O + MnO4
─
 + 3e
─
 MnO2 + 4OH
─
 
(multiplicar por 2, para o passo seguinte) 
2OH
─
 + NO2
─
 NO3
─
 + H2O + 2e
─ 
(multiplicar por 3, para o passo seguinte)
 
4. 4H2O + 2MnO4
─
 + 6e
─
 2MnO2 +8OH
─
 
6OH
─
 + 3NO2
─
 3NO3
─
 + 3H2O + 6e
─
 
5. 4H2O + 2MnO4
─
 + 6e
─
 2MnO2 + 8OH
─
 
6OH
─
 + 3NO2
─
 3NO3
─
 + 3H2O + 6e
─
 
H2O + 2MnO4
─
 + 3NO2
─
 2MnO2 + 3NO3
─
 + 2OH
─
 
6. 
Lado esquerdo Lado direito 
02 átomos de hidrogênio 02 átomos de 
hidrogênio 
02 átomos de manganês 02 átomos de manganês 
15 átomos de oxigênio 15 átomos de oxigênio 
03 átomos de nitrogênio 03 átomos de 
nitrogênio 
05 cargas negativas 05 cargas negativas 
 
A equação está balanceada quanto a átomos e 
quanto a carga. 
MnO4
─
 + NO2
─
 MnO2 + NO3
─
 (meio básico) 
Método do número de oxidação 
1. MnO4
─
 MnO2 
NO2
─
 NO3
─
 
2. MnO4
─
 MnO2 ( manganês passa do estado 
+7 para o estado +4) 
 NO2
─
 NO3
─
 ( Nitrogênio passa do estado 
+3 para o estado +5) 
3. Agente oxidante ∆ = +7 → +4 ↔ 3 elétrons x 1 
átomos de manganês = ganhou 3 elétrons 
Agente redutor ∆ = +3 → +5 ↔ 2 elétrons x 
1 átomos de nitrogênio = perdeu 2 elétrons 
4. MnO4
─ 
+ 3e
─
 MnO2 (Multiplicar por 2) 
NO2
─
 NO3
─
 + 2e
─
 (Multiplicar por 3) 
2MnO4
─ 
+ 6e
─
 2MnO2 
3NO2
─
 3NO3
─
 + 6e
─ 
5. 2MnO4
─ 
+ 6e
─
 2MnO2 
3NO2
─
 3NO3
─
 + 6e
─
 
2MnO4
─
 + 3NO2
─
 2MnO2 + 3NO3
─
 
Existem cinco cargas negativas do lado esquerdo e 
três cargas negativas do lado direito, como o meio é 
básico, inseriremos duas cargas negativas na forma de 
OH
─ 
do lado direito a fim de que fiquem em ambos os 
lados, cinco cargas negativas. 
2MnO4
─
 + 3NO2
─
 2MnO2 +3NO3
─
 + 2OH
─
 
Do lado esquerdo inseriremos uma molécula de 
água a fim de balancear o número de átomos de 
oxigênio e hidrogênio. 
H2O + 2MnO4
─
 + 3NO2
─
 2MnO2 + 3NO3
─
 + 2OH
─
 
6. 
Lado esquerdo Lado direito 
02 átomos de 
hidrogênio 
02 átomos de 
hidrogênio 
02 átomos de manganês 02 átomos de manganês 
15 átomos de oxigênio 15 átomos de oxigênio 
03 átomos de nitrogênio 03 átomos de 
nitrogênio 
05 cargas negativas 05 cargas negativas 
 
A equação está balanceada quanto a átomos e 
quanto a carga. 
 
Exercicios 
1 – Escreva a reação iônica essencial para cada para 
de reagentes, obedecendo as regras da tabela de 
solubilidade. 
a) Nitrato de prata e 
cloreto de magnésio 
b) Cloreto de ferro III e 
hidróxido de sódio 
 
c) Nitrato e chumbo e 
cromato de potássio 
 
d) Cloreto de amônio de 
hidróxido de sódio 
 
e) Cloreto de alumínio e 
hidróxido de amônio 
 
f) Cloreto de chumbo e 
sulfato de sódio 
 
g) Sulfato de cromo III e 
hidróxido de cálcio 
h) Sulfato de cádmio e 
hidróxido de sódio 
 
2 – Balancear pelo método do número de oxidação e 
pelo método do íon elétron, as seguintes reações: 
a) Fe3+ + H2S → Fe
2+
 + S↓ (solução ácida) 
b) Bi2S3 + NO3 
─
 → Bi3+ + NO↑ + S↓ (solução ácida) 
c) [Cu(NH3)4 ]
++
 + S2O4
 =
 → SO3
=
 + Cu↓ + NH3 
(solução básica) 
d) HgS + NO3 
─
 + Cl 
─
 → HgCl4 
═
 + NO↑ + S↓ 
(solução ácida) 
e) Zn + MnO4 
─
 → ZnO2 
=
 + MnO2 (solução básica) 
f) MnO4 
─
 + NO2 
─
 → MnO2 + NO3 
─
 (solução básica)

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