Balanceamento e reações químicas

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Universidade Federal de Mato Grosso
Instituto de Ciências Exatas e da Terra
QUÍMICA GERAL.
Prof. Fabricio Tarso de Moraes
Propriedades eletrolíticas
➢ As soluções aquosas - em água - têm o potencial de conduzir eletricidade.
➢ A habilidade da solução em ser um bom condutor depende do seu 
número de íons.
➢ Há três tipos de solução:
eletrólitos fortes;
eletrólitos fracos;
não-eletrólitos.
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Propriedades eletrolíticas
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Compostos iônicos em água.
➢ Os íons se dissociam em água.
➢ Em solução, cada íon é rodeado por moléculas de água.
➢ O transporte de íons através da solução provoca o fluxo 
de corrente.
Compostos moleculares em água
➢ Compostos moleculares em água, por exemplo, o C2H5OH, não formam íons.
➢ Se não existem íons em solução, não existe nada para transportar a carga elétrica.
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Eletrólitos fortes e fracos
➢ 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)
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Envolvem a troca de íons em solução:
AX + BY→AY + BX
As reações de metátese levarão a uma alteração na solução se um 
dos três eventos abaixo acontecer:
➢ forma-se um sólido insolúvel (precipitado);
➢ formam-se eletrólitos fracos ou não-eletrólitos;
➢ forma-se um gás insolúvel.
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➢ Quando duas soluções são misturadas e um sólido é formado, o sólido
é chamado de precipitado.
➢ Nitrato de Chumbo + Iodeto de Potássio.
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Equações iônicas
➢ Equação iônica: utilizada para realçar a reação entre íons.
➢ Equação iônica completa: lista todos os íons:
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) + Na
+(aq) + Cl-(aq)
➢ Equação iônica simplificada: lista somente íons únicos:
H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l)
➢ Equação molecular: todas as espécies listadas como moléculas:
HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq)
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Ácidos
➢Dissociação = os íons pré-formados no sólido se separam em solução.
➢ Ionização = uma substância neutra forma íons em solução.
➢Ácido = substâncias que se ionizam para formar H+ em solução (por exemplo, HCl, HNO3, 
CH3CO2H, limão, lima, vitamina C).
➢Ácidos com um próton ácido são chamados monopróticos (por exemplo, HCl).
➢Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos (por exemplo, H2SO4).
➢Ácidos com muitos prótons são chamados polipróticos.
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Bases
Bases = substâncias que reagem com os íons H+ formados por ácidos (por 
exemplo, NH3).
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Ácidos e bases fortes e fracos
➢Ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes: Eles estão 
completamente ionizados em solução.
➢Ácidos e bases fracas são eletrólitos fracos: Eles estão 
parcialmente ionizados em solução.
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Identificando eletrólitos fortes e fracos
➢Iônico e solúvel em água = eletrólito forte (provavelmente).
➢Solúvel em água e não-iônico, mas é um ácido (ou base) forte = eletrólito 
forte.
➢Solúvel em água e não-iônico, e é um ácido ou uma base fraca = eletrólito 
fraco.
➢Caso contrário, o composto é provavelmente um não-eletrólito.
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Identificando eletrólitos fortes e fracos
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Reações de neutralização e sais 
A neutralização ocorre quando uma solução de um ácido e a de uma base são 
misturadas:
HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq)
Observe que formamos um sal (NaCl) e água.
Sal = composto iônico cujo cátion vem de uma base e o ânion de um ácido.
A neutralização entre um ácido e um hidróxido metálico produz água e um 
sal.
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Reações ácido-base com formação de gás
Os íons sulfeto e carbonato podem reagir com H+ de uma maneira 
similar ao OH−.
2HCl(aq) + Na2S(aq) → H2S(g) + 2NaCl(aq)
Sulfeto de hidrogênio
2H+(aq) + S2-(aq) → H2S(g)
HCl(aq) + NaHCO3(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g)
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Oxidação e redução
Quando um metal sofre corrosão, ele perde elétrons e forma cátions:
Ca(s) +2H+(aq) → Ca2+(aq) + H2(g)
Oxidado: o átomo, a molécula ou o íon torna-se mais carregado positivamente.
➢A oxidação é a perda de elétrons.
Reduzido: o átomo, a molécula ou o íon torna-se menos carregado positivamente.
➢Redução é o ganho de elétrons.
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Números de oxidação
➢ O número de oxidação para um íon: é a carga no íon.
➢ O número de oxidação para um átomo: é a carga hipotética que um átomo teria 
se fosse um íon.
➢ Os números de oxidação são determinados por uma série de regras:
• Se o átomo estiver em sua forma elementar, o número de oxidação é zero. Por 
exemplo, Cl2, H2, N2.
• Para um íon monoatômico, a carga no íon é o estado de oxidação.
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Números de oxidação
➢ Os não-metais normalmente têm números de oxidação negativos:
a)O número de oxidação do O geralmente é –2. O íon peróxido, O2
2-, tem 
oxigênio com um número de oxidação de –1.
b)O número de oxidação do H é +1 quando ligado a não-metais e –1 quando 
ligado a metais.
c)O número de oxidação do F é –1.
➢ A soma dos números de oxidação para o átomo é a carga na 
molécula (zero para uma molécula neutra).
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Oxidação de metais por ácidos e sais
Os metais são oxidados por ácidos para formarem sais:
Mg(s) +2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
Durante a reação, 2H+(aq) é reduzido para H2(g).
Os metais também podem ser oxidados por outros sais:
Fe(s) +Ni2+(aq) → Fe2+(aq) + Ni(s)
Observe que o Fe é oxidado para Fe2+ e o Ni2+ é reduzido para Ni.
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Série de atividade
➢Alguns metais são facilmente oxidados; outros, não;
➢ Série de atividade: é uma lista de metais organizados em ordem 
decrescente pela facilidade de oxidação;
➢Quanto mais no topo da tabela estiver o metal, mais ativo ele é;
➢Qualquer metal pode ser oxidado pelos íons dos elementos abaixo 
dele.
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➢ O Zn adicionado ao HCl produz a reação espontânea
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g).
➢ O número de oxidação do Zn aumentou de 0 para 2+.
➢ O número de oxidação do H reduziu de 1+ para 0.
➢ O Zn é oxidado a Zn2+ enquanto o H+ é reduzido a H2.
➢ O H+ faz com que o Zn seja oxidado e é o agente de oxidação.
➢ O Zn faz com que o H+ seja reduzido e é o agente de redução.
➢ Observe que o agente de redução é oxidado e o agente de oxidação é reduzido. 28
➢ Lei da conservação de massa: a quantidade de cada elemento presente no início da 
reação deve estar presente no final;
➢ Conservação da carga: os elétrons não são perdidos em uma reação química.
Semi-reações
➢ As semi-reações são um meio conveniente de separar reações de oxidação e de 
redução.
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Semi-reações
As semi-reações para: Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq) → Sn4+(aq) + 2Fe2+(aq)
São: Sn2+(aq) → Sn4+(aq) +2e-
2Fe3+(aq) + 2e- → 2Fe2+(aq)
Oxidação: os elétrons são produtos.
Redução: os elétrons são reagentes.
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Balanceamento de equações pelo método das semi-reações
➢ Considere a titulação de uma solução ácida de Na2C2O4 (oxalato de sódios, incolor) 
com KMnO4 (violeta escuro).
➢ O MnO4
- é reduzido a Mn2+ (rosa claro) enquanto o C2O4
2- é oxidado a CO2.
➢ O ponto de equivalência é dado pela presença de uma cor rosa claro.
➢ Se mais KMnO4 é adicionado, a solução passa para púrpura devido ao excesso de 
KMnO4.
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Balanceamento de equações pelo método das semi-reações
Qual é a equação química balanceada?
1. Escreva as duas semi-reações.
2. Faça o balanceamento de cada semi-reação:
a) Primeiro com elementos diferentes de H e O.
b) Depois faça o balanceamento do O adicionando água.
c) Depois faça o balanceamento do H adicionando H+.
d) Termine fazendo o balanceamento de cargas adicionando elétrons.
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Balanceamento de equaçõespelo método das semi-reações
Qual é a equação química balanceada?
3. Multiplique cada semi-reação para fazer com que o número de elétrons seja igual.
4. Adicione as reações e simplifique.
5. Confira!
Para KMnO4 + Na2C2O4:
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Balanceamento de equações pelo método das semi-reações
1. As duas semi-reações incompletas são:
• MnO4
-(aq) → Mn2+(aq)
• C2O4
2-(aq) → 2CO2(g)
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Balanceamento de equações pelo método das semi-reações
2. A adição de água e H+ produz
• 8H+ + MnO4
-(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O
• Existe uma carga 7+ à esquerda e 2+ à direita. Consequentemente, precisam ser adicionados 5 
elétrons à esquerda :
• 5e- + 8H+ + MnO4
-(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O
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Balanceamento de equações pelo método das semi-reações
• Na reação do oxalato, existe uma carga 2- à esquerda e uma carga 0 à direita, logo, precisamos 
adicionar dois elétrons:
• C2O4
2-(aq) → 2CO2(g) + 2e
-
3. Para fazer o balanceamento dos 5 elétrons para o permanganato e 2 elétrons para o 
oxalato, precisamos de 10 elétrons para ambos. A multiplicação fornece :
• 10e- + 16H+ + 2MnO4
-(aq) → 2Mn2+(aq) + 8H2O
• 5C2O4
2-(aq) → 10CO2(g) + 10e
-
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Balanceamento de equações pelo método das semi-reações
4. A adição fornece:
• 16H+(aq) + 2MnO4
-(aq) + 5C2O4
2-(aq) → 2Mn2+(aq) + 8H2O(l) + 10CO2(g)
5. Que está balanceada!
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Balanceamento de equações pelo método das semi-reações
Podemos utilizar OH- e H2O, em vez de H
+ e H2O.
O mesmo método acima é usado, mas o OH- é adicionado para reações que ocorrem 
em meio básico.
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Balanceamento de equações pelo método das semi-reações
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Ex1: Quando uma placa de cobre metálico é adicionado a uma solução
concentrada de ácido nítrico, percebe-se que a solução adquire uma coloração
azulada e observa-se a saída de um gás castanho.
Balanceamento de equações pelo método das semi-reações
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Ex2: Quando se mistura uma solução de oxalato de sódio com uma solução de
dicromato de potássio, em meio ácido, observa-se que a solução laranja
torna-se verde e nota-se o desprendimento de um gás.
Balanceamento de equações pelo método das semi-reações
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