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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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