Reações e equações iônicas

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Professora Cristiane Forte
GOVERNO DO ESTADO DO CEARÁ
Secretaria da Ciência Tecnologia e Educação Superior
Universidade Estadual do Ceará - UECE
Centro de Ciência e Tecnologia - CCT
Curso de Licenciatura em Química
GOVERNO DO ESTADO DO CEARÁ
Secretaria da Ciência Tecnologia e Educação Superior
Universidade Estadual do Ceará - UECE
Centro de Ciência e Tecnologia - CCT
Curso de Licenciatura em Química
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3.1 Evidências de reações químicas
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3.2 Tipos de Reações químicas 
 Reação Ácido-Base
 Reação de precipitação
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 Formação de complexos:
 Reações de oxidação-redução: 
3.2 Tipos de Reações químicas 
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3.4 Sensibilidade, Especificidade e 
Seletividade das Reações Analíticas 
Sensibilidade
Condições para que uma reação ocorra:
 Meio adequado
Ex.: Se um precipitado for solúvel tanto em 
soluções ácidas como em soluções básicas, o 
mesmo só poderá ser formado em meio neutro.
 Temperatura da solução
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3.4 Sensibilidade, Especificidade e 
Seletividade das Reações Analíticas 
 Concentração do íon a identificar na solução: para 
que as reações ocorram é necessário que a 
concentração do íon que será identificado seja 
suficientemente elevada. 
 Composto com S  precipita em baixas 
concentrações  reações sensíveis;
 Composto com S  precipita em elevadas 
concentrações  reações pouco sensíveis;
 A sensibilidade das reações se caracteriza 
quantitativamente por dois índices interdependentes: 
limite de sensibilidade e a diluição limite.
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3.4 Sensibilidade, Especificidade e 
Seletividade das Reações Analíticas 
 Limite de sensibilidade ou quantidade mínima 
detectável: é a menor quantidade de substância ou de íon 
que se pode ser detectada por meio de uma dada reação, 
em condições estabelecidas. Como esta quantidade é 
muito pequena, o resultado é expresso em microgramas 
(μg). 
 Diluição ou Concentração Limite (D.L): caracteriza a 
menor concentração da substância ou do íon que dá 
sempre uma reação positiva. A diluição limite é expressa 
pela seguinte proporção: 
D.L. = 1 / G
Onde G igual à quantidade em peso do solvente 
correspondente a uma unidade de peso da substância ou 
íon a identificar.
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Exemplo: Para determinar a sensibilidade de uma reação para o
Fe+3 foi preparada uma solução contendo 1,0 g de ferro por litro.
Encontrou-se que o teste não dá bons resultados quando a
diluição ultrapassa 1000 vezes. Sabendo-se que o teste foi
executado com 2 mL da solução de ferro diluída. Calcular a
diluição limite e a quantidade mínima detectável.
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3.4 Sensibilidade, Especificidade e 
Seletividade das Reações Analíticas 
 A sensibilidade das reações que servem para identificar um
mesmo íon pode ser muito variada, como pode ser observado
para o exemplo do cobre:
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3.4 Sensibilidade, Especificidade e 
Seletividade das Reações Analíticas 
 Especificidade e Seletividade das reações
 Especificidade das reações: As reações específicas são 
aquelas que permitem identificar o íon na presença de 
outros. Um exemplo deste tipo de reação é a reação de 
identificação do íon amônio (NH4+) por ação de uma base, a 
quente, que é acompanhada de uma liberação de amônia 
que pode ser reconhecida facilmente pelo seu odor.
 Seletividade das reações: As reações seletivas são aquelas 
que produzem resultados idênticos ou muito parecidos com 
um número reduzido de íons em determinadas condições. 
Quanto menor é o número de íons em que a reação dá um 
resultado positivo, maior é o grau de seletividade de uma 
reação.
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3.5 Eletrólitos e Não Eletrólitos
 As substâncias solúveis são representadas em equações 
na forma iônica enquanto as substâncias pouco 
solúveis ou insolúveis são representadas na forma 
molecular
Os eletrólitos fortes são 
sólidos iônicos que, em 
solução aquosa, se ionizam 
completamente, 
transformando-se em íons 
carregados
Os eletrólitos fracos são 
substâncias presentes em solução 
em geral na forma molecular, 
com apenas uma pequena fração 
na forma de íons
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• Classificação dos eletrólitos
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3.6 Reação Iônica Essencial
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 consultarmos a tabela 
de solubilidade e a partir daí escrever as reações.
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Sumário de solubilidade em água
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 Regras para se escrever a equação química de 
uma reação iônica essencial:
1. Eletrólitos fortes em solução devem ser escritos 
nas suas formas iônicas;
2. São escritos nas formas moleculares:
a) Todos os sólidos presentes ou formados na reação 
(AgCl)
b) Todos os sólidos presentes ou formados na reação 
(H2(g));
c) Todos os eletrólitos fracos solúveis;
d) Todos os não eletrólitos.
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 Exemplos:
1. Nitrato de prata com cromato de potássio;
2. Ácido acético com hidróxido de sódio;
3. Cloreto de alumínio com hidróxido de amônio;
4. Ácido acético com hidróxido de sódio.
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 Balanceamento de reações iônicas
 Balanceamento pelo método do íon-elétron:
1. Identificar quais as espécies que estão sofrendo
variação de Nox;
2. Escrever separadamente as equações parciais de
semirreações de oxidação e redução, mostrando:
 Agentes oxidantes – forma reduzida (ganhou é);
 Agente redutor – forma oxidada (perda é).
3. Fazer o balanço das massas dos elementos que
sofreram variação no Nox, por tentativa.
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 Balanceamento de reações iônicas
4. Para os elementos Hidrogênio e Oxigênio, seguir as
seguintes orientações:
 Se a reação ocorre em meio ácido, adiciona-se H+ no
membro da equação onde houver predominância de
átomos de oxigênio; e H2O, no outro membro da equação.
 Se a reação ocorre em meio básico (alcalino), adicione OH-
no lado da equação onde houver deficiência de átomos de
oxigênio; e H2O, no lado oposto.
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5. Balancear eletricamente cada equação parcial com
adição de elétrons;
6. Por multiplicação cruzada, fazer o número de
elétrons perdidos em uma equação igual ao
número de elétrons ganho na outra;
7. Somar as duas equações parciais e cancelar
elétrons, H+, H2O, OH
-, tanto quanto possível. Não
deve haver elétrons na equação final;
8. Para ter certeza de que a equação esteja
balanceada, verificar:
 (1) se o número de átomos de cada elemento é igual;
 (2) se a soma das cargas iônicas é igual em ambos os lados
da reação
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 Exemplos:
1. Sn2+ + Hg2+ + Cl– → Sn4+ + Hg2Cl2
2. Cr2O7
2-(aq) + Sn2+(aq) → Cr
3+
(aq) + Sn
4+
(aq) (meio ácido)
3. MnO4
- + H2O2  MnO2 + O2 (meio básico)
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Valores de Nox para metais e não metais
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