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Reações em Soluções Aquosas e Estequiometria de Soluções

Reações em Soluções Aquosas e Estequiometria de Soluções. Propriedades gerais das soluções. Solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Solvente é a substância presente em maior quantidade na solução. Solutos são as outras substâncias presentes na solução.

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Reações em Soluções Aquosas e Estequiometria de Soluções

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Presentation Transcript

  1. Reações em Soluções Aquosas e Estequiometria de Soluções

  2. Propriedades gerais das soluções • Solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. • Solvente é a substância presente em maior quantidade na solução. • Solutos são as outras substâncias presentes na solução.

  3. Propriedades Eletrolíticas • Eletrólito: substância cujas soluções aquosas contêm íons. • Não-Eletrólito: substância que não forma íons em solução.

  4. Eletrólitos Fortes e Fracos • O cloreto de sódio em meio aquoso se dissocia em íons Na+ e Cl-. Esses íons são estabilizados pela molécula de água não havendo uma recombinação entre eles. • Compostos moleculares em água se dissolvem em moléculas individuais mantendo-se a integridade molecular.

  5. Exemplos

  6. Reações de Precipitação • As reações que resultam na formação de um produto insolúvel são conhecidas como reações de precipitação. Exemplo: Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq) PbI2(s) + 2 KNO3(aq)

  7. Solução com Corpo de Fundo Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq)PbI2(s) + 2 KNO3(aq)

  8. Compostos Solúveis e Insolúveis

  9. Equações de Dupla Troca ou Metáteses • Reações nas quais os íons positivos e negativos recombinam-se. AX + BY  AY + BX Exemplo: Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq) PbI2(s) + 2KNO3(aq)

  10. Equações iônicas Equação iônica completa: Ca2+(aq) + 2Cl-(aq) + 2Na+(aq) + CO32+(aq) CaCO3(s) + 2Na+(aq) + 2Cl-(aq) Equação iônica simplificada: • Ca2+(aq) + CO32-(aq) CaCO3(s)

  11. Definição de Ácido-base • Para Arrhenius: • ÁCIDO: Em água, ioniza e libera H+ como cátion exclusivo. Ex: H2SO4(aq) H+(aq) + HSO4-(aq) HSO4-(aq) H+(aq) + SO42-(aq) • BASE: Em água, dissocia e libera a HIDROXILA(OH-) como ânion exclusivo. Ex: NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH⁻(aq)

  12. Definição de ácido-base • TEORIAS MODERNAS: • Conceito protônico de Bronstead-Lowry: • Ácido doa íons H+ • Base recebe íons H+ Ex: HBr + H2O  H3O+ + Br- • Conceito eletrônico de Lewis: • Ácido recebe par de elétrons • Base doa par de elétrons Ex: NH3 + H+ NH4+

  13. Grau de ionização • Ácidos e bases fortes: Formados por eletrólitos fortes, são também altamente reativos. Ionizam-se completamente. Ex: H2SO4 (ácido) e NaOH (base) • Ácidos e bases fracos: Formados por eletrólitos fracos, são menos reativos e não são completamente ionizados. • Ex: HClO (ácido) e Cu(OH)2 (base)

  14. Reações de neutralização e sais • Sal: Composto iônico formado da seguinte forma: Ácido + base  sal + água 2 HCl + Mg(OH)2 MgCl2 + 2 H2O

  15. Reações de oxirredução • Trata-se de um tipo de reação onde ocorre transferência de elétrons. Mg + Cl2MgCl2 00+2 -1

  16. Oxidação de metais por ácidos e bases • A + BX AX + B • Reações de deslocamento: íon em solução é deslocado ou trocado pela oxidação de um elemento. • Ex: Mg(s) + 2 HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g) 0 +1 +2 0 oxidação redução

  17. Série de atividade dos metais

  18. Concentrações das Soluções • Concentração em quantidade de matéria: expressa a quantidade de matéria de soluto em 1 L de solução. M = quantidade de soluto (mol) volume da solução (litros)

  19. Concentração de Soluções Exemplo: Calcule a concentração em quantidade de matéria de uma solução preparada a partir da dissolução de 23,4 g de sulfato de sódio (Na2SO4) em água suficiente para fazer 125 mL de solução.

  20. Diluição • É a adição de solvente a uma solução. Quantidade de matéria antes = Quantidade de matéria depois. C(conc) x V(conc) = C(dil) x V(dil)

  21. Diluição • Procedimento para a preparação de 250 mL de uma solução de 0,1 mol/L de CuSO4 por diluição de uma solução de 1,00 mol/L de CuSO4.

  22. Estequiometria de soluções e análise química

  23. Exemplo Estequiométrico • Quantos gramas de Ca(OH)2 são necessários para neutralizar 25,0 mL de 1,00 mol/L de HNO3?

  24. Titulação • A titulação é uma forma de determinar a concentração de um determinado soluto em uma solução, combinando uma amostra de solução com concentração conhecida (solução padrão).

  25. Titulação

  26. Referências Bibliográficas • http://pt.wikipédia.org • Livro:Química A ciência Central • Capítulo 04

  27. Integrantes Nome: Lucas Martucci Favoretto Nº 17097 Rafaela Ferreira Lima Nº 17124 Thiago Antonio da Silva Nº 17128

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