Capítulo 4 Reações em soluções aquosas e estequiometria de soluções

1. Capítulo 4 Reações em soluções aquosas e estequiometria de soluções

2. Propriedades gerais das soluções aquosas • Soluções aquosas: São as soluções nas quais a água é o meio dissolvente. • Solvente: É o componente da solução que está em maior quantidade molar. • Solutos: São os componentes restantes.

3. Propriedades eletrolíticas • Qualquer substância cuja solução aquosa contém íons é chamada de eletrólito. • Qualquer substância cuja solução aquosa não contém íons é chamada de não-eletrólito. • Os eletrólitos que estão presentes em solução unicamente como íons são eletrólitos fortes.

4. Propriedades eletrolíticas • Os eletrólitos que estão presentes parcialmente como íons e parcialmente como moléculas são eletrólitos fracos.

5. Propriedades eletrolíticas • Exemplo: reação de eletrólito fraco HC2H3O2(aq) H+(aq) + C2H3O2-(aq) • Exemplo: reação de eletrólito forte HCl(aq) H+(aq) + Cl- (aq)

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. Reações de precipitação

8. Regras de solubilidade em água para compostos iônicos comuns Compostos iônicos solúveis Exceções importantes COMPOSTO CONTENDO Compostos iônicos insolúveis Exceções importantes COMPOSTO CONTENDO NO3- C2H3O2- Cl- Br- I- SO42- S2- CO32- PO43- OH- Nenhuma Nenhuma Compostos de Ag+, Hg22+ e Pb2+ Compostos de Ag+, Hg22+ e Pb2+ Compostos de Ag+, Hg22+ e Pb2+ Compostos de Sr2+, Ba2+, Hg22+ e Pb2+ Composto de NH4+ dos cátions de metais Alcalinos e Ca2+, Sr2+ e Ba2+ Compostos de NH4+ e dos cátions de metais Alcalinos Compostos de NH4+ e dos cátions de metais Alcalinos Compostos dos cátions de metais Alcalinos e Ca2+, Sr2+ e Ba2+

9. Equações iônicas Exemplo: Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq) PbI2(s) + 2KNO3(aq) Pb2+(aq) + 2 NO3-(aq)+ 2 K+(aq) + 2 I-(aq) PbI2(s) + 2 K+(aq) + 2 NO3-(aq) Pb2+(aq) + 2 I-(aq) PbI2(s)

10. Reações de ácidos e bases • Ácidos: são receptores de par de elétrons. • Bases: são doadores de par de elétrons. A maioria dos ácidos e bases que existem na natureza são fracos. Ex.: ácido carbônico (H2CO3).

11. Reações de ácidos e bases • Ácidos e bases fracas: tem eletrólitos fracos Ex.: NH3 (base), HF (ácido) • Ácidos e bases fortes: tem eletrólitos fortes Ex.: NaOH (base), HCl (ácido)

12. Ácidos e bases fortes Ácidos fortes Bases fortes Clorídrico, HCl Hidróxidos dos metais do Bromídrico, HBr grupos I (LiOH, NaOH, KOH, Iodídrico, HI RbOH, CsOH) Clórico, HClO3 Hidróxidos dos metais mais Perclórico, HClO4 pesados do grupo II (Ca(OH)2, Nítrico, HNO3 Sr(OH)2, Ba(OH)2) Sulfúrico, H2SO4

13. Coloque na ordem crescente de força ácida

14. Reacões de neutralização e sais • Toda neutralização (ácido + base), forma água e sal Ex.: HCl(aq) + NaOH(aq) H2O(l) + NaCl(aq)

15. Reações ácido-base com formação de gás • Existem bases além do OH- como o íon sulfeto e o íon carbonato e quando reagem formam gases com baixas solubilidades em água. Ex.: 2 HCl(aq) + Na2S(aq) H2S(g) + 2 NaCl(aq)

16. Reações de oxirredução • Oxidação: é a perda de elétrons por uma substância. • Redução: é o ganho de elétrons por uma substância. Ex.: Ca(s) + 2 H+(aq) Ca2+(aq) + H2(g)

17. Números de oxidação • Na forma elementar o nº de oxidação é zero • Em um composto, o elemento mais eletronegativo ganha elétrons e o menos eletronegativo perde elétrons

18. Números de oxidação • Exemplos: S2- O2+ C4+ H2S OF2 CO2 H+ F- O2-

19. Oxidação de metais por ácidos e sais • Padrão geral A + BX AX + B Exemplos: Zn(s) + 2 HBr(aq) ZnBr(aq) + H2(g) Mn(s) + Pb(NO3)2(aq) Mn(NO3)2(aq) + Pb(s) 0 +2 +2 0

20. Série de atividades de metaisMETAL REAÇÃO DE OXIDAÇAO Lítio Potássio Bário Cálcio Sódio Magnésio Alumínio Manganês Zinco Cromo Ferro Cobalto Níquel Estanho Chumbo Hidrogênio Cobre Prata Mercúrio Platina Ouro Li(s) K(s) Ba(s) Ca(s) Na(s) Mg(s) Al(s) Mn(s) Zn(s) Cr(s) Fe(s) Co(s) Ni(s) Sn(s) Pb(s) H2(s) Cu(s) Ag(s) Hg(s) Pt(s) Au(s) Li+(aq) K+(aq) Ba2+(aq) Ca2+(aq) Na+(aq) Mg2+(aq) Al3+(aq) Mn2+(aq) Zn2+(aq) Cr3+(aq) Fe2+(aq) Co2+(aq) Ni2+(aq) Sn2+(aq) Pb2+(aq) 2H+(aq) Cu2+(aq) Ag+(aq) Hg2+(aq) Pt2+(aq) Au3+(aq) + e- + e- + 2e- + 2e- + e- + 2e- + 3e- + 2e- + 2e- + 3e- + 2e- + 2e- + 2e- + 2e- + 2e- + e- + 2e- + e- + 2e- + 2e- + 3e- A facilidade de oxidação aumenta

21. Oxidação de metais por ácidos e sais Cu(s) + 2 Ag+(aq) Cu2+(aq) + 2 Ag(s)

22. Concentrações de soluções • Concentração em quantidade de matéria Concentração em = quantidade de matéria de soluto quantidade de matéria volume de solução em litros

23. Concentrações 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 perfazer 125 mL de solução.

24. Concentrações de soluções • Diluição: é a adição de solvente em uma solução; diminui a concentração do soluto sem alterar sua quantidade em matéria. Ex.: Adição de água em um suco

25. Diluição • Fórmula: C(conc) x V(conc) = C(dil) x V(dil) Ex.: Quantos mililitros de H2SO4 3,00 mol/L são necessários para preparar 450 mL de H2SO4 0,10 mol/L de H2SO4?

26. Estequiometria de soluções e análise química • Quantos gramas de Ca(OH)2 são necessários para neutralizar 25,0 mL de HNO3 1,00 mol/L?

27. Titulação • O que é titulação? É uma forma de se descobrir a concentração de uma solução.

29. Referências bibliográficas • www.Youtube.com • Química: a ciência central Eduardo Júnior N° 14439 Eduardo Satiro N° 14440