Material 5 - Reações em solução aquosa

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Material 5 – Reações em Solução Aquosa 
Professor Frank Pereira de Andrade 
Universidade Federal de São João Del Rei 
Campus Centro Oeste Dona Lindu (CCO/UFSJ) 
 
REAÇÕES EM ÁGUA (SOLUÇÃO AQUOSA) 
São reações que acontece na água, gerando assim, uma “solução”. 
SOLUÇÃO: Mistura homogênea de duas ou mais substâncias. 
SUBSTÂNCIA SOLÚVEL: Substância que se dissolve em grande quantidade. 
SUBSTÂNCIA INSOLÚVEL: Substância que não se dissolve significativamente num dado 
solvente. 
Observe que a solubilidade de uma determinada substância depende do tipo de 
solvente empregado. Utilizaremos nesta disciplina a ÁGUA como solvente. Observe 
ainda que a classificação de solúvel e não solúvel depende da quantidade dissolvida. 
Uma referência numérica desta quantidade é 0,1 mol/L. Assim, uma substância 
insolúvel é aquela que não se dissolve mais que 0,1 mol/L. 
Os solutos podem ser iônicos (ex. Ca2+ ; HCO3
– ; CN– ; SO4
2– ; Cu+) e moleculares (H2SO4 
; C6H12O6 ; C3H6O). Para identificar o tipo de soluto, deve-se verificar a capacidade da 
solução em conduzir corrente elétrica. 
Considere, por exemplo, cinco recipientes, cada um contendo os solutos abaixo, bem 
como a grandeza observada das condutividades. 
SOLUTO CONDUTIVIDADE CLASSIFICAÇÃO 
Água: 
2 H2O ⇌ H3O
+ + OH– 
Corrente de Referência ----------------------------- 
NaCl Aumentou a condutividade Eletrólito 
Glicose (C6H12O6) Condutividade Inalterada Não Eletrólito 
HCl Aumentou muito a condutividade Eletrólito Forte 
CH3COOH (ácido acético) Aumentou pouco a condutividade Eletrólito Fraco 
 
Observe que a solução de NaCl altera a condutividade da solução, devido a geração 
dos íons Na+ e Cl–. Já a glicose não altera a condutividade da solução, pois não há 
formação de íons. Assim, o NaCl é denominado “ELETRÓLITO” e a glicose um “NÃO 
ELETRÓLITO”. 
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Observe também que houve alteração na condutividade das duas soluções ácidas. 
Logo, os dois solutos são classificados como eletrólitos. Contudo, o HCl proporciona 
maior aumento na condutividade quando comparado ao CH3COOH. Neste sentido, o 
HCl é classificado como “ELETRÓLITO FORTE”, enquanto o CH3COOH é classificado 
como “ELETRÓLITO FRACO”. Esta diferença aconteceu porque houve maior formação 
de íons na solução de HCl. 
REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO 
Reações nas quais há formação de um produto insolúvel. Esta substância insolúvel 
pode ser visualizada como um corpo de fundo denominado “PRECIPITADO”, ou ficar 
em solução, apresentando assim, um aspecto de “TURBIDEZ”. 
EXEMPLO: 
Considere a seguinte reação: AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq) . 
Trata-se de uma reação de precipitação, onde se observa a formação de uma 
substância sólida. Esta mesma reação pode ser escrita na sua forma iônica, uma vez 
que, em solução, as substâncias estarão dissolvidas. Neste caso, escreve-se da seguinte 
maneira: 
 Ag+(aq) + NO
–
(aq) + Na
+
(aq) + Cl
–
 (aq) → AgCl(s) + Na
+
(aq) + NO3
–
 (aq) Equação iônica 
completa. 
 
Podemos ainda escrever a “EQUAÇÃO IÔNICA SIMPLIFICADA”, onde levaremos em 
consideração somente as espécies que, efetivamente, participaram da reação. 
Ag+(aq) + Cl
–
 (aq) → AgCl(s) Equação iônica simplificada. 
 
EXEMPLOS: 
1) Escreva a equação iônica completa e simplificada para a reação abaixo. 
Ba(NO3)2(aq) + NH4IO3(aq) → Ba(IO3)2(s) + NH4NO3(aq) 
 
2) Escreva a equação iônica simplificada da reação entre duas soluções: nitrato de 
prata (incolor) e cromato de sódio (amarelo), para formar um precipitado vermelho 
de cromato de prata. 
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3) Ao misturar uma solução de fosfato de sódio e nitrato de chumbo(II) em água, 
quais serão os produtos formados? Escreva a equação iônica completa e 
simplificada. 
 
4) Ao misturar uma solução de sulfeto de amônio e sulfato de cobre(II) em água, 
quais serão os produtos formados? Escreva a equação iônica completa e 
simplificada. 
 
5) Todos os reagentes abaixo são solúveis e levam à formação de algum precipitado. 
Escreva a equação química balanceada. 
a) Carbonato de sódio misturado com cloreto de cobre(II) 
 
b) Cloreto de níquel(II) misturado com hidróxido de potássio 
 
6) (Prova aplicada no 1° semestre de 2016) Dois estudantes receberam uma solução 
com suspeita de conter os íons Mn2+, Ag+, Sr2+ e Ba2+. Com o objetivo de identificar 
quais íons estão presentes em solução, cada estudante realizou os seguintes 
procedimentos: 
 
O estudante A adicionou ácido clorídrico e observou a formação de um precipitado. 
Após a filtração do sólido, o estudante adicionou ácido sulfúrico na solução e observou 
um precipitado. Após a filtração do sólido, o estudante adicionou hidróxido de sódio 
na solução e não observou formação de precipitado. 
O estudante B adicionou ácido clorídrico e observou a formação de um precipitado. 
Após a filtração do sólido, o estudante adicionou hidróxido de sódio na solução e não 
observou formação de precipitado. Em seguida, adicionou ácido sulfúrico na solução e 
observou formação de precipitado. 
 
Baseado nos procedimentos adotados pelos dois estudantes, diga qual(is) íons está(ão) 
ausentes na solução original, mostrando a(s) reação(ões) que não ocorreu(ram). 
 
 
7) (Prova aplicada no 2° semestre de 2013) Um estudante de farmácia encontrou no 
laboratório três frascos rotulados como Frasco A, Frasco B e Frasco C. Um deles 
continha solução de AgNO3, outro continha Al2(SO4)3 e o outro continha CaCl2. O 
estudante pegou um pouco da solução do frasco A e colocou em dois tubos de 
ensaio (A1 e A2). No tubo A1 ele adicionou 2,0 mL de Ba(NO3)2 e no tubo A2 e 
adicionou 2,0 mL de NaCl. Após este, o estudante pegou um pouco da solução do 
frasco B e colocou em outros dois tubos de ensaio (B1 e B2). No tubo B1 ele 
adicionou 2,0 mL de Ba(NO3)2 e no tubo B2 e adicionou 2,0 mL de NaCl. Em 
seguida, o estudante pegou um pouco da solução do frasco C e colocou em outros 
dois tubos de ensaio (C1 e C2). No tubo C1 ele adicionou 2,0 mL de Ba(NO3)2 e no 
tubo C2 e adicionou 2,0 mL de NaCl. De acordo com as observações feitas pelo 
estudante que se encontra na tabela abaixo, faça o que se pede: 
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Tubo Adição de Ba(NO3)2 Adição de NaCl 
A1 Não forma precipitado ----------------------------- 
A2 ------------------------------- Não forma precipitado 
B1 Não forma precipitado ------------------------------- 
B2 ------------------------------- Formação de precipitado 
C1 Formação de precipitado ----------------------------- 
C2 ------------------------------- Não forma precipitado 
 
Identifique as soluções dos frascos A , B e C, dizendo a fórmula e o nome dos 
precipitados nos tubos B2 e C1? 
 
Frasco Solução de ... Tubo Fórmula Nome 
A B2 
B C1 
C 
 
8) (2ª Prova aplicada no 2° semestre de 2014) Complete as reações abaixo, 
colocando nos parênteses a soma dos menores coeficientes estequiométricos 
inteiros. 
 
a) Nitrato de cádmio(II) + fosfato de amônio → ( ) 
 
 
b) Fosfato de sódio + Nitrato de cobre(II) → ( ) 
 
 
9) (Prova Especial aplicada no 2° semestre de 2015) Complete as reações abaixo, 
colocando nos parênteses a soma dos menores coeficientes estequiométricos 
inteiros. 
 
Carbonato de amônio + nitrato de bário → carbonato de bário + nitrato de 
amônio 
 
 
10) (1ª Prova aplicada no 2° semestre de 2015) – Sabe-se que a reação entre 15,6g de 
hidróxido de alumínio e 30 g de ácido sulfúrico leva à formação de 5,4 g de água. 
Dê o nome e a massa do sal formado? Dados de massas molares (g/mol): hidróxido 
de alumínio = 78 ; ácido sulfúrico = 98 ; água = 18 ; sal = 342. 
 
 
 
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ALGUMAS REGRAS DE SOUBILIDADE COMUMENTE ENCONTRADAS NAS PRINCIPAIS 
REFERÊNCIAS CITADAS NO CRONOGRAMA 
 
1) Sais de amônio (NH4
+) e dos metais alcalinos são solúveis. 
2) Nitratos (NO3
-), cloratos (ClO3
-), percloratos (ClO4
-) e acetatos (CH3CO2
-) são 
solúveis. 
3) Cloretos, brometos e iodetos são solúveis. Exceções: sais desses ânions como Pb2+, 
Hg2
2+ e Ag+, são insolúveis. 
4) Sulfitos (SO3
2-), carbonatos (CO3
2-), cromatos (CrO4
2-) e fosfatos (PO4
3-) são 
insolúveis. 
5) Sulfetos (S2-) são insolúveis. Exceções: Sulfetos de metais alcalinos-terrosos são 
solúveis. 
6) Sulfatos (SO4
2-) são solúveis. Exceções: os sulfatos de Sr2+, Ba2+, Hg2
2+, Hg2+ e Pb2+ 
são insolúveis, enquanto os sulfetos de Ca2+ e Ag+ são moderadamente solúveis. 
7) Hidróxidos são insolúveis. Exceções: hidróxidos de Ca2+, Sr2+ e Ba2+ são 
moderadamente solúveis. 
 
 
 
 
 
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REAÇÕES DE ÁCIDOS E BASES 
Antigamente, a denominação de substância ácida ou básica era baseada em suas 
propriedades organolépticas. Assim, “ÁCIDOS” eram substâncias que apresentavam 
sabor azedo enquanto “BASES” eram substâncias que apresentavam gosto de sabão. 
Atualmente, não há a necessidade de avaliar esta propriedade organoléptica, podendo 
esta ser substituída por “INDICADORES”, que mudam de cor em função do pH do 
meio. 
INDICADOR MEIO ÁCIDO (pH < 7,00) MEIO BÁSICO (pH > 7,00) 
Tornassol Vermelho Azul 
Fenolftaleína Incolor Avermelhado 
 
Os conceitos de espécies ácidas e básicas podem ser abordados em três teorias 
amplamente difundidas: TEORIA DE ARRHENIUS, TEORIA DE BRONSTED E LOWRY e 
TEORIA DE LEWIS. Abordaremos rapidamente as duas primeiras e, no decorrer do 
curso, aprofundaremos sobre a Teoria de Bronsted e Lowry e voltaremos nossa 
atenção na Teoria de Lewis. 
 TEORIA DE ARRHENIUS 
 
 ÁCIDO: Compostos que contém hidrogênio e que, ao reagirem com água, 
formam íon hidrogênio (H3O
+ = H+). 
HX ⇌ H+ + X– ou HX + H2O ⇌ H3O
+ + X– 
Exemplos: HCl ; HCN ; H2SO4. Observe, porém, que o CH4 possui hidrogênio, mas não 
libera íon hidrogênio em solução. 
 BASE: Compostos que produzem íons hidróxido na água. 
BOH ⇌ B+ + OH– ou BOH + H2O ⇌ BOH2
+ + OH– 
Exemplos: NaOH ; KOH ; Ba(OH)2. Observe que a NH3 não possui hidróxido, mas libera 
íon hidróxido em solução, sendo então considerada uma base de Arrhenius. Contudo, 
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o sódio também libera OH– em solução, mas é um elemento, o que não o caracteriza 
como uma base de Arrhenius. 2 Na + 2 H2O ⇌ 2 Na
+ + 2 OH– + H2 
 
 TEORIA PROTÔNICA DE BRONSTED E LOWRY 
 
 ÁCIDO: Espécies que doam prótons.  BASE: Espécies que recebem 
prótons. 
EXEMPLOS: 
HCl + H2O ⇌ Cl
– + H3O
+ CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO
– + H3O
+ 
Ácido Base Ácido Base 
 
NH3 + H2O ⇌ NH4
+ + OH– 
Base Ácido 
Ácidos como HCl, CH3COOH, HNO3 levam à formação de apenas um íon hidrogênio em 
solução. Estas espécies são denominadas “ÁCIDOS MONOPRÓTICOS”. Similarmente, 
as espécies NaOH, KOH, LiOH, NH3 são denominadas “BASES MONOPRÓTICAS”, pois 
geram apenas uma hidroxila em solução. 
Quando espécies ácidas levam à formação de dois ou mais íons hidrogênio, ou 
espécies básicas geram dois ou mais íons hidróxidos, estas espécies são classificadas, 
respectivamente, como “ÁCIDOS POLIPRÓTICOS” e “BASES POLIPRÓTICAS”. 
Exemplos: H2SO4 ; H3PO4 ; Mg(OH)2 ; Al(OH)3. 
Similarmente aos eletrólitos, a classificação de ácidos / bases em fortes e fracos está 
baseada em suas capacidades de doarem ou receberem prótons. 
Quando dizemos “perda de próton” estamos dizendo “DESPROTONAÇÃO”. 
Quando dizemos “ganho de próton” estamos dizendo “PROTONAÇÃO”. 
Assim... 
 
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ÁCIDO FORTE: Completamente DESPROTONADO em solução. Exemplos: HCl , HNO3. 
ÁCIDO FRACO: Parcialmente DESPROTONADO em solução. Exemplo: CH3COOH. 
BASE FORTE: Completamente PROTONADA em solução. Exemplos: NaOH , KOH. 
BASE FRACA: Parcialmente PROTONADA em solução. Exemplos: Mg(OH)2 , NH3. 
 
A reação entre uma espécie ácida e uma espécie básica é denominada “REAÇÃO DE 
NEUTRALIZAÇÃO” e leva à formação de um sal e água. 
EXEMPLOS: 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(s) + H2O(l) 
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → CH3COONa(aq) + H2O(l) 
 
Observe que o cátion é proveniente da base enquanto o ânion é proveniente do ácido. 
EXERCÍCIOS: 
1) Complete a reação abaixo e dê a reação iônica e a reação simplificada. 
a) Ácido nítrico + hidróxido de bário → 
b) Ácido perclórico + hidróxido de cálcio → 
 
2) Que soluções ácidas e básicas você usaria para preparar o nitrato de rubídio. 
Escreva a reação. 
 
3) (2ª Prova aplicada no 2° semestre de 2014) Complete as reações abaixo, 
colocando nos parênteses a soma dos menores coeficientes estequiométricos 
inteiros. 
 
a) Hidróxido de cálcio + ácido fosfórico → ( ) 
 
 
b) Ácido sulfúrico + hidróxido de alumínio → ( ) 
 
 
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REAÇÕES REDOX ou OXIRREDUÇÃO 
São reações que envolvem a transferência de elétrons. 
Considere a seguinte reação: 
 
Zn(s) + Cu
2+
(aq) → Zn
2+
(aq) + Cu(s) 
 
Nesta reação, o Zn perdeu dois elétrons, adquirindo assim, duas cargas positivas. Estes 
elétrons foram transferidos para a espécie Cu2+ que assume a forma Cu. Dizemos que o 
Zn sofre “OXIDAÇÃO”, enquanto o Cu2+ sofreu “REDUÇÃO”. 
 OXIDAÇÃO: perda de elétrons. 
 REDUÇÃO: Ganho de elétrons. 
 
Observe que uma espécie só recebe elétrons se há outra espécie para doá-los. A 
recíproca também é verdadeira: uma espécie só doa elétrons se houver outra espécie 
para recebê-los. Neste sentido, uma espécie somente sofrerá redução se houver outra 
espécie para sofrer oxidação. Dizemos então que uma espécie que sofre redução é um 
“AGENTE OXIDANTE”. Analogamente, uma espécie somente sofrerá oxidação se 
houver outra espécie para sofrer redução. Dizemos então que uma espécie que sofre 
redução é um “AGENTE REDUTOR”. 
 
EXEMPLO: 
Considere a reação abaixo e identifique o agente oxidante e redutor: 
2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s) , onde a espécie MgO(s) refere-se a Mg
2+
(s) e O
2–
(s) 
Assim, a reação pode ser escrita da seguinte maneira: 
 
2 Mg(s) + O2(g) → 2 Mg
2+
(s) + 2 O
2–
(s) 
 
Observe que é necessário conhecermos as cargas de cada espécie envolvida, mesmo 
que as mesmas não estejam explícitas. Estas cargas, que são individuais para cada 
espécie, São denominadas “NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)”. 
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O “NÚMERO DE OXIDAÇÃO” de um átomo, íon ou molécula é definido como a carga 
que um átomo tem, ou aparenta ter, de acordo com algumas regras de atribuição do 
nox.Ainda, temos que: 
 OXIDAÇÃO: corresponde ao aumento do NOX. 
 REDUÇÃO: corresponde à diminuição do NOX. 
 
Iremos verificar algumas regras, iniciando pelos elementos, seguido pelos compostos. 
As regras apresentadas neste material foram retiradas do Átkins e demais livros 
indicados no cronograma. 
 
 REGRAS PARA ATRIBUIÇÃO DO NOX PARA ELEMENTOS 
 
1) O NOX de um elemento não combinado é “ZERO”. 
Exemplos: I2 ; O2 ; Fe ; Mg ; Zn ; Cu. 
 
2) A soma dos NOX de todos os átomos em uma espécie é igual a sua carga total. 
Exemplos: Mg2+ : NOX = 2+ ; Fe3+ : NOX = 3+ ; Cl– : NOX = – 1 ; S2– : NOX = 2–. 
 
REGRAS PARA ATRIBUIÇÃO DO NOX NOS COMPOSTOS 
 
1) O NOX do hidrogênio é “+1” quando combinado com não-metais e “–1” quando 
combinados com metais. 
Exemplos: HF : NOXH = 1+ ; KH : NOXH = –1 ; CaH2 : NOXH = –1. 
 
2) O NOX dos elementos do grupo 1 e 2 é igual ao número do seu grupo. 
Exemplos: CaCl2 : NOXCa = 2+ ; NaOH : NOXNa = 1+ ; CsNO3 : NOXCs = +1 ; BaCl2 : 
NOXBa = 2+. 
3) O NOX de flúor é “–1”, em todos os compostos. 
Exemplos: IF5 : NOXF = –1 ; XeF4 : NOXF = –1. 
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4) O NOX de todos os halogênios é “–1”, exceto quando o halogênio está combinado 
com o oxigênio ou outro halogênio mais alto do grupo. 
Exemplos: FeI3: NOXI = –1 ; AlCl3: NOXCl = –1 ; ClO
–: NOXCl = +1 ; ICl5: NOXCl = –1 e 
NOXI = +5. 
 
5) O número de oxidação do oxigênio é “–2” na maior parte dos seus compostos. Não 
obedece esta regra os compostos de flúor, os peróxidos (O2
2–), superóxidos (O2
–) e 
ozonídeos (O3
–), no qual adota-se as 2 regras para elementos. 
Exemplos: FeO : NOXO = –2 ; H2O2
 : NOXO = –1. 
 
6) A soma algébrica dos NOX em um composto neutro deve ser zero. Em íons 
poliatômicos, a soma deve ser igual à carga do íon. 
Exemplos: FeCl3: NOXFe = +3 ; SO2: NOXS = +4 ; SO4
2– : NOXS = 6 ; MnO4
– = NOXMn = 
7+. 
 
EXERCÍCIOS: 
1) Identifique os agentes oxidantes e redutores nas reações redox abaixo. 
 
a) Cr2O7
2–
(aq) + 6 Fe
2+
(aq) + 14 H
+
(aq) → 6 Fe
3+
(aq) + 2 Cr
3+
(aq) + 7 H2O(l) 
b) H2S(g) + 5 O2(g) → 3 S(S) + 2 H2O(l) 
c) HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 
BALANCEAMENTO DE REAÇÕES REDOX SIMPLES 
 
Como não há criação nem destruição de elétrons, a carga total dos reagentes deve ser 
igual à carga total dos produtos. 
 
EXEMPLOS: 
1) Faça o balanceamento das seguintes reações. 
a) Cu + Ag+ → Cu2+ + Ag 
b) Sn2+ + Fe3+ → Sn4+ + Fe2+ 
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c) Pt4+ + H2 → Pt
2+ + H+ 
d) Tl+ → 2 Tl + Tl3+ 
e) Cr2O7
2–
(aq) + Fe
2+
(aq) + H
+
(aq) → Fe
3+
(aq) + Cr
3+
(aq) + H2O(l) 
 
 
2) (1ª Prova aplicada no 1° semestre de 2016) Na reação abaixo, qual é a quantidade 
de matéria de iodo formado a partir de 8,75 g do agente redutor com 80% de 
pureza, considerando um rendimento de 25%? DADOS: CO = 28 g/mol ; I2O5 = 366 
g/mol; I2 = 254 g/mol ; CO2 = 44 g/mol 
CO + I2O5 → I2 + CO2 
 
3) (Prova Especial aplicada no 2° semestre de 2015) Faça o balanceamento das 
equações abaixo, colocando nos parênteses a soma dos menores coeficientes 
estequiométricos inteiros. 
 
a) Fe2+ + Cr2O7
2- + H+ → Fe3+ + Cr3+ + H2O ( ) 
 
 
b) Cr2+ + Sn4+ → Cr3+ + Sn2+ ( ) 
 
 
4) (1ª Prova aplicada no 2° semestre de 2015) Na reação abaixo, qual é a quantidade 
de matéria de Mn(II) formado a partir de 15,875 g do agente redutor com 80% de 
pureza, considerando um rendimento de 50%? DADOS: MMMn = 55 g/mol ; MMCu 
= 63,5 g/mol ; MMH = 1,0 g/mol ; MMO = 16 g/mol. 
 
permanganato + Cu + H+ → Mn2+ + Cu2+ + H2O 
 
 
5) (Prova Especial aplicada no 2° semestre de 2015) Na reação abaixo, qual é a 
quantidade de matéria de nitrato de alumínio formado a partir de 9,0 g do agente 
oxidante com 60% de pureza, considerando um rendimento de 50%? DADOS: Al = 
27 g/mol ; Fe = 56 g/mol; nitrato de ferro = 180 g/mol ; nitrato de alumínio = 213 
g/mol. 
Fe(NO3)2 + Al → Fe + Al(NO3)3 
 
 
 
 
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6) (1ª Prova aplicada no 1° semestre de 2015) Na reação abaixo, qual é a quantidade 
de matéria de Fe(III) formado a partir de 3,60 g do agente oxidante com 60% de 
pureza, considerando um rendimento de 50%? DADOS: MMCr = 52 g/mol ; MMFe = 
56 g/mol ; MMH = 1,0 g/mol ; MMO = 16 g/mol. 
 
Cr2O7
2– + Fe2+ + H+ → Cr3+ + Fe3+ + H2O 
 
 
7) (1ª Prova do 2° semestre de 2014) – Na reação abaixo, qual é a quantidade de 
matéria de estanho(IV) formado a partir de 1,40 g do agente redutor com 80% de 
pureza, considerando um rendimento de 70%? DADOS: Fe = 56 g/mol e Sn = 119 
g/mol. 
 
Fe3+ + Sn2+ → Fe2+ + Sn4+ 
 
8) Forneça a soma dos menores coeficientes estequiométricos inteiros da reação 
abaixo. 
K2Cr2O7(aq) + Fe(SO4)2 (aq) + H2SO4(aq) → Fe2(SO4)3 (aq) + Cr2(SO4)3 (aq) + H2O(l) + K2(SO4)