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Reações em solução aquosa
Capítulo 4
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4.1
Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias
O(s) soluto(s) é(são) a(s) substância(s) presente(s) em menor quantidade
O solvente é a substância presente em maior quantidade
Solution Solvent Solute
Soft drink (l)
Air (g)
Soft Solder (s)
H2O
N2
Pb
Sugar, CO2
O2, Ar, CH4
Sn
Algumas definições
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Um eletrólito é uma substância que, quando dissolvida em água, resulta numa solução condutora de eletricidade (hidrosolúveis).
Um não-eletrólito é uma substância que, quando dissolvida em água, resulta numa solução não-condutora de eletricidade (geralmente liposolúveis).
nonelectrolyte weak electrolyte strong electrolyte4.1
Algumas definições
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Eletrólitos fortes – 100% dissociados
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq)H2O
Eletrólitos fracos – não completamente dissociados
CH3COOH (aq) CH3COO- (aq) + H+ (aq)
Cátions (+) e Ânions (-) são responsáveis pela condução elétrica
4.1
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Ionização do ácido acético
CH3COOH (aq) CH3COO- (aq) + H+ (aq)
4.1
Essa seta indica uma reação reversível que ocorre em ambos os sentidos.
O ácido acético é um eletrólito fraco pois sua ionização é incompleta.
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• Solvatação é o processo no qual o solvente “engloba” o soluto.
• Em água, esse processo é chamado de hidratação. Ele ocorre com orientação específica.
H2O 4.1
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Estrutura cristalina do NaCl
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Simulação da dissolução do NaCl em H2O
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Simulação da solvatação do cloreto por 12 H2O
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Simulação da remoção de sais da água pelo uso de folhas de grafeno
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4.1
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Precipitidado – sólido insolúvel que se separa da solução
Equação molecular
Equação iônica
Equação iônica líquida
Pb2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2I- PbI2 (s) + 2Na+ + 2NO3
-
Na+ e NO3- são íons espectadoresPbI2
Pb(NO3)2 (aq) + 2NaI (aq) PbI2 (s) + 2NaNO3 (aq)
precipitado
Pb2+ + 2I- PbI2 (s)
4.2
Reações de Precipitação
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4.2
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Duto de óleo com diâmentro reduzido devido à precipitação de BaSO4
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Ácidos de Arrhenius são substâncias que liberam H+ (H3O+) em água
Bases de Arrhenius são substâncias que liberam OH- em água
4.3
Reações ácido-base
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Íon hidrônio (hidroxônio), próton hidratado, H+(aq)
4.3
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Possíveis estruturas para o H+(aq)
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Um ácido de Brønsted é um doador de prótons
Uma base de Brønsted é um aceptador de prótons
ácidobase ácido
base
4.3
Um ácido de Brønsted deve conter ao menos um próton ionizável.
Reações ácido-base
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Ácidos monopróticos
HCl H+ + Cl-
HNO3 H+ + NO3-
CH3COOH H+ + CH3COO-
Eletrólito forte, ácido forte
Eletrólito forte, ácido forte
Eletrólito fraco, ácido fraco
Ácido diprótico
H2SO4 H+ + HSO4-
HSO4- H+ + SO4
2-
Eletrólito forte, ácido forte
Eletrólito fraco, ácido fraco
Ácido triprótico
H3PO4 H+ + H2PO4-
H2PO4- H+ + HPO4
2-
HPO42- H+ + PO4
3-
Eletrólito fraco, ácido fraco
Eletrólito fraco, ácido fraco
Eletrólito fraco, ácido fraco
4.3
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ácido + base sal + água
HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O
H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + H2O
H+ + OH- H2O
4.3
Reações de neutralização
Para ácidos de Arrenhius
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(reações de transferência de elétrons)
2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)
2Mg 2Mg2+ + 4e-
O2 + 4e- 2O2-
Meia-reação de oxidação
Meia-reação de Redução
2Mg + O2 + 4e- 2Mg2+ + 2O2- + 4e-
2Mg + O2 2MgO 4.4
Reações de oxi-redução
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Número de oxidação
Carga que o átomo teria numa molécula (ou composto iônico) se os elétrons estivessem totalmente transferidos
1. Elementos livres (não combinados) tem número de oxidação zero.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2. Em íons monoatômicos, o número de oxidação é igual à carga do íon.
Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
3. O número de oxidação do oxigênio é geralmente –2. No H2O2 e O22- é –1.
4.4
Reações de oxi-redução
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4. O número de oxidação do hidrogênio é +1, exceto quando combinado com metais em compostos binários. Nesse caso, o núm. de oxidação é –1.
6. A soma do número de oxidação de todos os átomos na molécula deve ser igual à carga total.
5. Metais do grupo 1 tem NOX +1, Metais do grupo 2 tem NOX +2 e flúor tem sempre NOX –1.
HCO3-
O = -2 H = +1
3x(-2) + 1 + ? = -1
C = +4
Qual o número de oxidação de todos os elementos no HCO3
- ?
4.4
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Figura 4.10 NOX dos elementos nos seus compostos. O NOX mais comum está representado na cor vermelha. 4.4
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NaIO3
Na = +1 O = -2
3x(-2) + 1 + ? = 0
I = +5
IF7
F = -1
7x(-1) + ? = 0
I = +7
K2Cr2O7
O = -2 K = +1
7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0
Cr = +6
Alguns outros casos…
4.4
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Reações de Combinação (ou síntese)
A + B C
S + O2 SO2
Reações de Decomposição
2KClO3 2KCl + 3O2
C A + B
0 0 +4 -2
+1 +5 -2 +1 -1 0
4.4
Reações de oxi-redução: tipos
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Reações de Deslocamento
A + BC AC + B
Sr + 2H2O Sr(OH)2 + H2
TiCl4 + 2Mg Ti + 2MgCl2
Cl2 + 2KBr 2KCl + Br2
Deslocamento de hidrogênio
Deslocamento de metal
Deslocamento de halogênio
4.4
0 +1 +2 0
0+4 0 +2
0 -1 -1 0
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Série de atividade metálica
M + BC AC + B
Reações de Desloc. de hidrogênio
M é um metalBC é um ácido ou H2O
B é H2
Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2
Pb + 2H2O Pb(OH)2 + H2
4.4
Figure 4.15
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Reação de sódio e potássio com água
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Reação de Desproporcionamento
Cl2 + 2OH- ClO- + Cl- + H2O
Um elemento é simultaneamente oxidado e reduzido
0 +1 -1
4.4
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M = molaridade =mols de soluto
Volume da solução
Qual a massa de KI necessária para preparar 500 mL de solução KI 2,80 M ?
4.5
Cálculos envolvendo soluções
m = 232,4 g
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4.5
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Diluição é o procedimento utilizado para o preparo de uma solução mais diluída a partir de uma mais concentrada
Diluição
Adição de solvente
Mols de soluto antes da diluição(i)
Mols de soluto após a diluição(i)=
MiVi MfVf=4.5
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Como preparar 60,0 mL de uma solução 0,2 M HNO3 partindo de uma solução estoque 4,00 M HNO3?
MiVi = MfVf
Mi = 4,00 Mf = 0,200 Vf = 0,06 L Vi = ? L
4.5
Vi =MfVf
Mi
=0,200 x 0,06
4.00= 0,003 L = 3 mL
3 mL de ácido + 57 mL de água = 60 mL de solução
Qual volume de uma solução de NaOH de 1.420 M é necessário para titular 25,00 mL de uma solução de H2SO4 4,50 M?