Reacções em Solução Aquosa Unidade Departamental de Engenharias Química Aplicada ao Ambiente CET: ESTTQA-TMR1 Reacções em Solução Aquosa Valentim M B Nunes Unidade Departamental de Engenharias Instituto Politécnico de Tomar, Fevereiro,2014

Reacções em solução aquosa Muitas reacções químicas, e praticamente todos os processos biológicos ocorrem em meio aquoso. 2/3 do corpo humano é constituído por água.

Solução aquosa - algumas definições Solução: mistura homogénea (gasosa, líquida ou sólida) de duas ou mais substâncias. O soluto é a substância presente em menor quantidade e o solvente é a substância presente em maior quantidade. Nas soluções aquosas o solvente é a água. Compostos em solução aquosa: moléculas - após dissolução permanecem como moléculas neutras rodeadas por moléculas de água - não electrólitos (açúcar, etanol, etilenoglicol, ….) Substâncias iónicas - após dissolução formam iões individuais hidratados - electrólitos (NaCl, KNO3, HCl..)

Tipos de reacções Reacções de Precipitação: causadas pela insolubilidade de uma combinação de iões presentes na solução Reacções ácido-base: causadas pela formação da molécula de água, bastante estável, como resultado da combinação de um ião hidrogénio, H+, e um ião hidróxido, OH-. Reacções de oxidação - redução (ou redox): causadas pela diferença de potencial de redução entre dois átomos, resultando num fluxo de electrões.

Reacções de precipitação Caracterizadas pela formação de um produto insolúvel (precipitado) que se separa da solução. Os reagentes são geralmente solúveis. BaCl2 (aq) + K2SO4 (aq)  BaSO4(s) + 2 KCl(aq) Equação iónica efectiva: Ba2+(aq) + SO42-(aq)  BaSO4 (s) K+ e Cl- são iões espectadores.

Solubilidade Ag+ + NO3- K+ + Cl- Como poderemos saber se haverá formação de um precipitado quando se misturam duas soluções? Solubilidade: é a quantidade máxima de soluto que se pode dissolver numa dada quantidade de solvente a uma dada temperatura. O nitrato de prata (AgNO3) é solúvel, e o cloreto de potássio (KCl) é igualmente solúvel, mas o cloreto de prata (AgCl) é insolúvel. Ag+ + NO3- K+ + Cl- Reacção de metátese ou dupla troca.

Regras de Solubilidade

Exercício 1. Classifique os seguintes compostos iónicos como solúveis ou insolúveis: a) sulfato de prata, Ag2SO4; b) carbonato de cálcio, CaCO3; c) fosfato de sódio, Na3PO4. Exercício 2. Classifique os seguintes compostos iónicos como solúveis ou insolúveis: a) CuS; b) Ca(OH)2; c) Zn(NO3)2.

Ácidos e bases Definições de Arrhenius: Ácido: é uma substância que quando dissolvida em água, ioniza e faz aumentar a concentração de iões H+. Fortes: HCl (aq)  H+(aq) + Cl-(aq) Fracos: H2SO4 H+(aq) + HSO4-(aq)  H+(aq) + SO42-(aq) CH3COOH  H+(aq) + CH3COO-(aq) Base: é uma substância que quando dissolvida em água, ou reagindo com água, faz aumentar a concentração de iões OH-. Fortes: NaOH(aq)  Na+(aq) + OH-(aq) Fracas: NH3(aq) + H2O(aq)  NH4+(aq) + OH-(aq)

H+(aq) + OH-(aq) H2O(l) Reacções ácido-base Uma reacção ácido – base envolve a reacção entre um ácido e uma base e formação de água. São por vezes designadas por reacções de neutralização. Ácido + Base  Sal + Água HNO3 (aq) + KOH(aq)  KNO3(aq) + H2O(l) H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq)  Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) H+(aq) + OH-(aq) H2O(l)

Exercício 3. Escreva a equação molecular, iónica e iónica efectiva para cada uma das seguintes reacções ácido-base: a) HBr + Ba(OH)2; b) HCl + NaOH. Exercício 4. Escreva a equação molecular, iónica e iónica efectiva a seguinte reacção ácido-base: H3PO4 + NaOH.

Reacções de Oxidação-Redução As reacções de oxidação-redução são reacções em que ocorre transferência de electrões. Embora muitas reacções ocorram em solução aquosa, uma grande parte ocorre noutras fases. Cu2+(aq) + Zn(s)  Cu(s) + Zn2+(aq) Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e- (oxidação) Cu2+(aq) + 2 e-  Cu(s) (redução) 2 Mg(s) + O2(g)  2 MgO(s) trata-se igualmente de uma reacção redox

Número de oxidação Número ou estado de oxidação: número de cargas que um átomo teria numa molécula (ou composto iónico) se houvesse transferência completa de electrões. Numa reacção redox tem de ocorrer variação dos números de oxidação. 1. O número de oxidação de um elemento em qualquer das suas formas alotrópicas é zero: S8, O2, O3, Cu, Au, etc.. 2. Num ião monoatómico corresponde á sua carga: Al3+(+3), Cl-(-1), Ca2+ (+2), etc.. 3. O número de oxidação do oxigénio, O, é sempre -2, excepto nos peróxidos onde é -1 (H2O2) 4. O número de oxidação do hidrogénio, H, é sempre +1 excepto nos hidretos onde é -1 (NaH, CaH2,..) 5. A soma algébrica dos número de oxidação num composto neutro é zero. Num ião poliatómico é igual à carga do ião.

Exercício 5. Atribuir os números de oxidação a todos os elementos dos seguintes compostos ou iões: a) Li2O; b) HNO3; c) Cr2O72-; d) MnO4-. Exercício 6. Atribuir os números de oxidação a todos os elementos dos seguintes compostos ou iões: a) PF3; b) CO2; c) CrO4-; d) NH4+

Concentração de soluções O estudo quantitativo (estequiometria) de reacções em solução requer o conhecimento das quantidades de reagentes presentes na solução. Concentração de uma solução: é a quantidade de soluto presente numa dada quantidade de solvente. Molaridade (ou concentração molar): é o número de moles de soluto em 1 L de solução. ou A concentração é uma propriedade intensiva, isto é, não depende da quantidade de solução.

Preparação de soluções

Exercício 7. Qual a molaridade de uma solução que contem 0 Exercício 7. Qual a molaridade de uma solução que contem 0.435g de KMnO4 em 250 mL de solução? Exercício 8. Quantos gramas de dicromato de potássio (K2Cr2O7) são necessários para preparar 250 mL de uma solução 2.16 M? Exercício 9.Qual a molaridade de uma solução de etanol (C2H5OH) que contem 1.77 g de etanol em 85 mL? Exercício 10. Que volume (em mL) de solução 0.315 M de NaOH contem 6.22 g de NaOH?

Diluição de soluções A diluição é um processo de preparação de soluções menos concentradas a partir de outras mais concentradas. moles de soluto antes da diluição = moles de soluto após a diluição

Exercício 11. Como se poderá preparar 200 mL de uma solução 0 Exercício 11. Como se poderá preparar 200 mL de uma solução 0.8 M de NaOH a partir de uma solução armazenada 5.0 M? Exercício 12.Descreva a preparação de 500 mL de uma solução 1.75 M de H2SO4 a partir de uma solução mais concentrada de H2SO4 8.6 M.

Titulações ácido-base Os estudos quantitativos de reacções ácido-base efectuam-se usando uma técnica conhecida como titulação. Numa titulação, uma solução de concentração exactamente conhecida, denominada solução padrão, é adicionada a outra solução de concentração desconhecida até que a reacção química esteja completa.

Titulações ácido-base Ponto de equivalência: ponto no qual o ácido reagiu completamente com a base, neutralizando-a. Normalmente é detectado pela variação brusca da cor de um indicador. Indicadores: substâncias que apresentam cores distintas em meio ácido (excesso de ácido) e em meio básico (excesso de base). Fenolftaleína meio básico meio ácido

Exercício 13. Quantos mL de uma solução 0 Exercício 13. Quantos mL de uma solução 0.6 M de NaOH são necessários para neutralizar 20 mL de uma solução 0.245 M de H2SO4? Exercício 14. Para trabalhos analíticos exactos o NaOH tem de ser aferido (determinar a sua concentração exacta). Para isso titula-se uma solução padrão de hidrogenoftalato de potássio (KHP) cuja fórmula química é KHC8H4O4. Numa titulação verifica-se que são necessários 23.48 mL de uma solução de NaOH para neutralizar 0.5468 g de KHP. Qual a concentração molar da solução de NaOH? Exercício 15. Quantos mL de uma solução 0.5 M de NaOH são necessários para neutralizar 20 mL de uma solução 0.1 M de HCl?

Aplicando….. Exercício 16. O ácido acético (CH3COOH) é um componente importante do vinagre. Uma amostra de 50 mL de um vinagre comercial é titulada com uma solução de NaOH 1 M. Qual a concentração do ácido e o grau de acidez (% em massa) se forem necessários 5.75 mL para a titulação? Exercício 17. A concentração de iões chumbo, Pb2+, presentes numa amostra de água poluída que contém também iões nitrato, NO3-, é determinada através da adição de sulfato de sódio, Na2SO4, e água até perfazer um volume total de 500 mL. a) escreva as equações moleculares e iónica efectiva; b) Calcule a concentração molar de Pb2+ sabendo que foram adicionados à amostra 0.00450 g de Na2SO4 para a completa precipitação dos iões Pb2+.