AulaV Reações Químicas2 QGI

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11/07/2018
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QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
Reações Químicas em Meio Aquoso
REAÇÕES ÁCIDO-BASE
Antoine Lavoisier 
Todos os ÁCIDOS continham oxigênio
( HNO3 e H2SO4 - oxi-ácidos)
No século XVIII – A. Lavoisier – fundador da química moderna
E o HCl?
Em 1810, Humphry Davy:
popular a ideia de que o H combinado era 
responsável pelo comportamento ácido
Arrhenius Brønsted-Lowry Lewis
HISTÓRICO DE REAÇÕES ÁCIDO-BASE
REAÇÃO ÁCIDO-BASE
ARRHENIUS
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REAÇÕES ÁCIDO-BASE
1884 – S. Arrhenius:
elaborou uma visão coerente de 
soluções eletrolíticas que daria 
uma explicação satisfatória do 
comportamento ácido-base.
REAÇÃO ÁCIDO-BASE (ARRHENIUS)
Ácido:
é toda substância que em solução aquosa libera H+ ou H3O
+
HCl(g) + H2O(l) H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq)
Base:
é toda substância que em solução aquosa libera o ânion OH-
NH3(s) + H2O(l)  NH4
+
(aq) + OH
-
(aq)
- Combinação destes íons (H+ e OH-) para formar a água.
- Ocorre quando uma solução de um ácido e a de uma base
são misturadas:
HCl(aq) + NaOH(aq)  H2O(l) + NaCl(aq)
REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
REAÇÃO ÁCIDO-BASE (ARRHENIUS)
sais de Arrhenius
H+(aq) + OH
-
(aq)  H2O ∆Hneut = -55,9 kJ mol
-1
Soluções diluídas:
HCl, HBr, HNO3 ou HClO4
NaOH, KOH, RbOH, Ba(OH)2 ou La(OH)3
Calor de neutralização - ∆Hneut
sempre o mesmo 
1) Limitada ao comportamento em soluções
aquosas;
2) Ignora muitas substâncias e outras espécies
dissolvidas além dos íons OH- que se combinarão
com os íons H+, e vice-versa;
3) Muitas substâncias que não são compostos
contendo principalmente hidrogênio ou hidróxido
aumentam a concentração de H+ ou OH- quando
adicionadas à água.
L
IM
IT
A
Ç
Ã
O
 D
E
 A
R
R
H
E
N
IU
S
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REAÇÃO ÁCIDO-BASE
BRØNSTED-LOWRY
REAÇÃO ÁCIDO-BASE (BRØNSTED-LOWRY)
Em 1923, Brønsted (Dinamarca) e Lowry (Inglaterra),
independentemente, sugeriram uma definição ácido-base
muito útil:
“Ácido é uma espécie que tende a doar um próton e
base é uma espécie que tende a receber um próton.”
Ex.: HCl - É um ácido de Arrhenius em solução 
aquosa - libera H+.
- É um ácido de Brønsted-Lowry em 
qualquer outro solvente – simplesmente 
porque pode doar um próton.
ácido1 base2
REAÇÃO ÁCIDO-BASE (BRØNSTED-LOWRY)
“Ácido é uma espécie que tende a doar um próton e base
é uma espécie que tende a receber um próton.”
base1ácido2
Par Conjugado Ácido-Base é aquele par formado por 
duas espécies químicas que diferem entre si por um H+.
REAÇÃO ÁCIDO-BASE (BRØNSTED-LOWRY)
ÁCIDO: DOADOR DE PRÓTON
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REAÇÃO ÁCIDO-BASE (BRØNSTED-LOWRY)
BASE: RECEPTOR DE PRÓTON
- Amônia → íon amônio
REAÇÃO ÁCIDO-BASE (BRØNSTED-LOWRY)
BASE: RECEPTOR DE PRÓTON
- Metilamina → íon metilamônio
Ácido monoprótico: cada unidade do ácido origina 1 íon H+
HCl H+ + Cl-
HNO3 H
+ + NO3
-
CH3COOH H
+ + CH3COO
-
Ácido diprótico: cada unidade do ácido origina 2 íon H+
H2SO4 H
+ + HSO4
-
HSO4
- H+ + SO4
2-
Ácido triprótico: cada unidade do ácido origina 3 íon H+
H3PO4 H
+ + H2PO4
-
H2PO4
- H+ + HPO4
2-
HPO4
2- H+ + PO4
3-
REAÇÃO ÁCIDO-BASE (BRØNSTED-LOWRY)
Água: caráter anfiprótico
podem agir tanto como doadores quanto como receptores de prótons
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REAÇÃO ÁCIDO-BASE
LEWIS
REAÇÃO ÁCIDO-BASE (LEWIS)
Os ácidos e as bases de Lewis não precisam
conter prótons.
Ácido de Lewis: receptor de par de elétrons.
Base de Lewis: doador de par de elétrons.
Toda reação ácido-base de Lewis consiste na
formação de uma ligação covalente coordenada.
ácido – recebeu (um compartilhamento de) o par de é
base – doou um par de elétrons à ligação
par de elétrons
O
H
H+ + O
H
H
-
FH+ + FH
-
ácido base
Exemplos:
N HAg+ + 2
ácido base
H
H
Ag N H
H
H
H N
H
H
+
Formação de um íon complexo
- Não poderia ser classificada como uma reação ácido-
base segundo a definição de Brønsted-Lowry ou a de 
Arrhenius.
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REAÇÃO PRECIPITAÇÃO E COMPLEXAÇÃO
MEIO AQUOSO – embora as camadas hidratadas de
moléculas de água tendam a manter separados entre si os
íons de cargas opostas e de outras espécies, em alguns
casos tais íons podem se combinar um com o outro.
PRECIPITAÇÃO – o produto da reação é uma fase
condensada (sólida ou líquida) pouco solúvel em água.
COMPLEXAÇÃO – o produto da reação é um íon
complexo solúvel.
Reações de Precipitação
Quando duas soluções são misturadas e um sólido é formado,
o sólido é chamado de um precipitado.
Reações de dupla troca (metáteses)
•As reações de metátese envolvem a troca de íons em solução:
AX + BY  AY + BX.
Vale as regras de solubilidade;
Reações de Complexação
AgCl(s) + 2NH3(aq)  Ag(NH3)2
+
(aq) + Cl
-
(aq)
NaCl + AgNO3  NaNO3 + AgCl 
Adicionar amônia, NH3
O ppt branco se dissolve formando uma sol. incolor.
Isso ocorre devido a formação de um cátion muito 
estável, Ag(NH3)2
+
Cada íon de Ag+ foi complexado pelas moléculas de NH3
O processo se chama Complexação e 
o NH3 é o agente complexante.
Reações de Complexação
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Reações de Complexação
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
Reações Químicas em Meio Aquoso
REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
As reações ácido-base envolvem troca de íons em solução;
• outros tipos de reações envolvem transferência de elétrons 
de um espécie para outra – Estas são chamadas de reações 
de oxidação-redução.
Reações Redox
REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
• Muitas envolvem a reação de uma substância com O2(g)
• A reação envolve um metal reagindo com um não-metal
Além disso, ambas reações envolvem a conversão de um 
elemento livre em íons.
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REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
Para converter um elemento livre em um íon, os átomos devem 
ganhar ou perder elétrons
- Naturalmente, se um átomo perder elétrons, outro átomo deve 
aceitá-los.
• Os átomos que perdem elétrons são oxidados,
os átomos que ganham elétrons são reduzidos
REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
Um agente oxidante: contém um elemento no qual o estado 
de oxidação diminui em uma reação redox. 
• O agente oxidante sofre redução.
• Um agente redutor: contém um elemento no qual o estado 
de oxidação aumenta em uma reação redox.
• O agente redutor sofre oxidação.
• Para reações que não ocorrem entre metais e não-metais, 
ou não envolvem O2, necessita-se de um método para 
determinar como os elétrons são transferidos.
• Atribui-se um número a cada elemento em uma reação 
chamado de estado de oxidação que nos permite determinar 
o fluxo de elétrons na reação.
• O estado de oxidação refere-se ao número de cargas que a 
espécie teria se houvesse transferência completa de elétrons; 
• estados de oxidação não são cargas dos íons!
"estados de oxidação são cargas imaginárias atribuídas 
baseadas em um conjunto de regras”
"cargas dos íons são cargas reais, cargas mensuráveis”
REGRAS PARA ATRIBUIR O ESTADO DE OXIDAÇÃO
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REGRAS PARA ATRIBUIR O ESTADO DE OXIDAÇÃO
(c) Metais do grupo I tem um estado de oxidação +1 
em todos os seus compostos
(d) Metais do grupo II tem um estado de oxidação +2 
em todos os seus compostos
REGRAS PARA ATRIBUIR O ESTADO DE OXIDAÇÃO
Em seus compostos, os não-metais tem estados de 
oxidação de acordo com a tabela abaixo
The Oxidation Numbers of Elements in their Compounds
LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
A massa total de uma reação química é constante. Os átomos não
são criados nem destruídos em uma reação química, simplesmente eles
rearranjam.
Como os átomos não são criados nem destruídos em uma reação
química, os químicos multiplicaram as fórmulas por fatores para mostrar o
mesmo número de átomo de cada elementoem cada lado da reação. Este
artifício matemático é conhecido como BALANCEAMENTO.
Na + H2O NaOH + H2
2Na + 2H2O 2NaOH + H2
EQUAÇÃO NÃO 
BALANCEADA
EQUAÇÃO 
BALANCEADA
COEFICIENTE 
ESTEQUIOMÉTRICO
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BALANCEAMENTO
Uma equação química balanceada simboliza as mudanças qualitativas
e quantitativas que ocorrem em uma reação química.
Os coeficientes estequiométricos nos dão os números relativos de
mols dos reagentes e produtos que fazem parte de uma reação.
As equações químicas podem ser balanceadas por dois
métodos:
- Método de balanceamento por tentativas ou direto: sem
transferência de elétrons.
- Método de balanceamento de equações de oxido-redução:
ocorre a transferência de elétrons.
É muito útil para as equações químicas simples, baseando-
se nas seguintes regras práticas:
1ª – Selecionar os elementos (ou radicais) que apareçam 
apenas uma vez no primeiro e segundo membros da 
equação química;
2ª - Caso vários elementos (ou radicais) satisfaçam a condição 
anterior, deve-se optar por aquele que possui os índices 
maiores;
Balanceamento por Tentativa
3ª – Após a seleção do elemento (ou radical), inverter os 
seus índices do primeiro para o segundo membro da 
equação e vice-versa, utilizando agora estes índices como 
coeficientes (escreva inclusive o coeficiente 1, apenas para 
lembrar que aquela parcela já foi ajustada);
4ª - Com a inversão feita, use os dois coeficientes para 
acertar os demais.
Balanceamento por Tentativa Balanceamento por Tentativa
C4H10(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(l)
Iniciar com a fórmula que tem o maior número de átomos ou maior número
de elementos diferentes.
C4H10(g) + O2(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l)
Os átomos de Oxigênio são os únicos que não estão balanceados a
esquerda da equação.
Exemplo: O butano (C4H10) é um dos ingrediente do gás natural. Ele queima
na presença de oxigênio (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) e água
(H2O).
Para montarmos a equação balanceada para esta reação, primeiro devemos
escrever a equação principal.
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C4H10(g) + 13/2 O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(l)
Para remover a fração basta multiplicar todos os coeficientes
estequiométricos por 2.
2 C4H10(g) + 13 O2(g) 8 CO2(g) + 10 H2O(l)
C4H10(g) + O2(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l)
Os átomos de Oxigênio são os únicos que não estão balanceados a
esquerda da equação.
Balanceando o Oxigênio temos: 13
Sugestões para o balanceamento de equações
Ao balancear as equações químicas, existem diversos fatores 
que precisam ser levados em consideração:
1. Você só pode colocar números como índices na frente das 
moléculas, nunca no meio da molécula alterando a 
composição do composto.
2. Faça o balanceamento de moléculas grandes e com muitos 
átomos primeiro. Adicionar índices à frente destas 
moléculas pode bagunçar o ajuste de outras; por isto utilize 
as moléculas menores para realizar ajustes finos.
3. Se você não quiser manter números fracionários como 
índices, você poderá multiplicar toda a equação por um mesmo 
valor, de forma a neutralizar a fração.
⅓H2O
4. Deixe as moléculas que representam elementos puros por 
último; assim, quando você balancear estas moléculas não irá 
causar o desajuste de outras moléculas já balanceadas.
Sugestões para o balanceamento de equações
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
Reações Químicas em Meio Aquoso
- Padronização de Soluções -
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• Na prática…
Concentrações de soluções
Preparar uma solução de NaOH 0,1 M
• Normalmente padroniza-se a solução de NaOH
por titulação com uma solução de ácido de
concentração conhecida com exatidão.
• O ácido monoprótico empregado é o
hidrogenoftalato de potássio (KHP) – KHC8H4O4
– M.M. = 204,2g.
• O KHP é um sólido branco, solúvel,
comercializado de forma altamente pura.
O número de mols do biftalato de potássio necessário 
para reagir com uma alíquota do NaOH 0,1M:
20 mL
? 1:1 m g do sal puro+
100mL
 20 mL
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• 3 Titulações com NaOH 0,1M
• 1ª alíquota:
Vi=X1 mL; Vf= X2 mL .·. 
Vg=X1 – X2 (mL)
• 2ª alíquota;
• 3ª alíquota.
Fc = Volume Teórico
Volume gasto
Concentração Real = Concentração Teórica x Fc
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
1-Relações Molares (Mol – Mol);
2-Relações Mol – Massa;
3- Relações massa – massa;
4- Relações Massa – Volume;
5-Relações entre o número de moléculas (átomos) e massa, quantidade 
em mols ou volume;
6- Problemas Envolvendo mais de uma Reação;
7-Problemas Envolvendo a Lei de Gay-Lussac;
8- Problemas Envolvendo Reagentes em Excesso ou Reagente Limitante;
9-Sistema em que os reagentes são substâncias impuras;
10-Sistemas envolvendo rendimentos das reações.