Slide - Reações Químicas Balanceamento de Equações Químicas - Química Geral 2020-1

+1 +3 -2 H2C2O4 + +1 +7 -2 KMnO4 → +4 -2 CO2 + +2 -2 MnO + +1 -2 K2O + +1 -2 H2O Redução: Mn ganha 5e Oxidação: C perde 1e C perde 1e- x 2 átomos = 2e- Mn ganha 5e- = 5e- Para igualar nº. de e-: x 5 x 2 Equação balanceada: 5 H2C2O4 + 2 KMnO4 → 10 CO2 + 2 MnO + K2O + 5 H2O EXERCÍCIO Balancear a seguinte equação: K2Cr2O7 + C6H12O6 → Cr2O3 + K2O + CO2 + H2O +1 +6 -2 K2Cr2O7 + 0 +1 -2 C6H12O6 → +3 -2 Cr2O3 + +1 -2 K2O + +4 -2 CO2 + +1 -2 H2O Redução: Cr ganha 3e Oxidação: C perde 4e C perde 4e- x 6 átomos= 24e- Cr ganha 3e- x 2 átomos= 6e- Para igualar nº. de e-: x 4 Equação balanceada: 4 K2Cr2O7 + C6H12O6 → 4 Cr2O3 + 4 K2O + 6 CO2 + 6 H2O Reações Químicas: equações químicas 4 ✓ Uma equação química está balanceada quando há o mesmo número de átomos de cada elemento nos lados direito e esquerdo da seta. O número de átomos é obtido ao multiplicar cada subscrito em uma fórmula química pelo coeficiente da fórmula. 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ✓ Subscritos indicam a identidade da entidade molecular; coeficientes indicam a quantidade dessa entidade molecular. ✓ Para indicar o estado físico de cada reagente e produto nas equações químicas, usamos os símbolos (g), (l), (s) e (aq) para as entidades moleculares que são gases, líquidas, sólidas, e que estão solúveis/miscíveis em água, respectivamente. Reações Químicas: Padrões de reatividade ✓ Reações de combinação (síntese) CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) ✓ Reações de decomposição 2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g) Cu(OH)2(s) → CuO(s) + H2O(g) ✓ Reações de combustão CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) combustão completa 2 CH4(g) + 3 O2(g) → 2 CO(g) + 4 H2O(g) combustão incompleta 5 Reações Químicas: equações químicas 6 ✓ Equação molecular: todas as espécies listadas como entidades moleculares. HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → H2O(l) + MgCl2(aq) 2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → 2 H2O(l) + MgCl2(aq) ✓ Equação iônica: utilizada para representar a reação entre íons. Ela lista TODOS os íons (em solução aquosa). Sólidos e líquidos não devem ser dissociados {PbS(s)} ou ionizados {HBr(l)}. 2 H+(aq) + 2 Cl-(aq) + Mg2+(aq) + 2 OH−(aq) → 2 H2O(l) + Mg2+(aq) + 2 Cl−(aq) ✓ Equação iônica simplificada: lista somente íons relevantes (as espécies espectadoras não aparecem): 2 H+(aq) + 2 OH−(aq) → 2 H2O(l) H+(aq) + OH−(aq) → H2O(l) Reações Químicas: equações químicas ▪ Escrevendo equações químicas ✓ O metal cálcio reage com água líquida ocorrendo a produção de gás hidrogênio e hidróxido de cálcio em solução aquosa. Ca(s) + 2 H2O(l) → H2(g) + Ca(OH)2(aq) Equação molecular Ca(s) + 2 H2O(l) → H2(g) + Ca2+(aq) + 2 OH−(aq) Equação iônica e iônica simplificada ✓ Uma solução de nitrato de prata é misturada com uma solução de cromato de potássio e ocorre formação de um precipitado. 2 AgNO3(aq) + K2CrO4(aq) → 2 KNO3(aq) + Ag2(CrO4)(s) Eq. molecular 2 Ag+(aq) + 2 NO3 −(aq) + 2 K+(aq) + CrO4 2−(aq) → 2 K+(aq) + 2 NO3 −(aq) + Ag2(CrO4)(s) Eq. iônica 2 Ag+(aq) + CrO4 2−(aq) → Ag2(CrO4)(s) Eq. Iônica simplificada 7 Reações de Oxidação e Redução (Oxirredução) ▪ Definições ✓ Oxidação: a remoção completa de um ou mais elétrons de uma entidade molecular (átomo, íon, molécula etc.). (Mcnaught e Wilkinson, 2019). Mg(s) → Mg2+(aq) + 2 e− 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l) → Cr2O7 2−(aq) + 14 H+(aq) + 6 e− ✓ Redução: a transferência completa de um ou mais elétrons para uma entidade molecular (átomo, íon, molécula etc.). (Mcnaught e Wilkinson, 2019). Ag+(aq) + e− → Ag(s) MnO4 −(aq) + 8 H+(aq) + 5 e− → Mn2+(aq) + 4 H2O(l) 8 Reações de oxirredução ▪ Definições ✓ Estado de oxidação (número de oxidação, na língua inglesa): é a carga do átomo considerando-se o modelo iônico na formação das ligações heteronucleares. (Mcnaught e Wilkinson, 2019). NaCl ⇨ Na = +1 e Cl = −1 (estados de oxidação) NaCl ⇨ Na(1+) e Cl(1−) ou Na+ e Cl− (cargas iônicas) CO2 ⇨ C = +4 e O = −2 (estados de oxidação) ✓ Algumas regras ajudam a definir o estado de oxidação dos elementos nos diferentes compostos. 9 Reações de oxirredução ▪ Regras para atribuição dos estados de oxidação (EO) ✓ Em uma substância elementar, o EO do átomo é considerado igual a zero (0)  Br2 ⇨ Br tem EO = 0. ✓ A soma dos EO de todos os átomos em uma entidade molecular é igual à sua carga total.  KMnO4 ⇨ EOK + EOMn + 4 × EOO = 0 (zero), porque a espécie é neutra.  BrO− ⇨ EOBr + EOO = 1− (carga iônica da espécie). ✓ O EO do hidrogênio é +1 quando combinado a não metais e -1 quando combinado com metais.  HCl ⇨ EOH = +1  NaH ⇨ EOH = −1 10 Reações de oxirredução ▪ Regras para atribuição dos estados de oxidação (EO) 11 ✓ O EO dos elementos do grupo 1 é +1 e dos elementos do grupo 2 é +2. ✓ O EO dos elementos do grupo 17 é -1, exceto quando o halogênio está combinado ao oxigênio ou outro halogênio presente em um nível superior.  BrO3 − ⇨ EOBr = +5.  ICl2 − ⇨ EOCl = −1 e EOI = +1. ✓ O EO do oxigênio é −2 na maior parte dos compostos.  Peróxidos (EO = −1) ⇨ H2O2  Superóxidos (EO = −½) ⇨ Cs2O4 Reações de oxirredução ▪ Balanceamento de equações que representam reações de oxirredução ✓ Para balancear qualquer equação química, sempre fique atento ao balanço de massas e de cargas. Ag+(aq) + Fe(s) → Ag(s) + Fe2+(aq) 2 Ag+(aq) + Fe(s) → 2 Ag(s) + Fe2+(aq) H2(g) + Co3+(aq) → H+(aq) + Co2+(aq) H2(g) + 2 Co3+(aq) → 2 H+(aq) + 2 Co2+(aq) 12 Reações de oxirredução ▪ Balanceamento de equações que representam as reações de oxirredução Ca3(PO4)2(s) + SiO2(s) + C(s) → P4(g) + CaSiO3(s) + CO(g) Primeiro passo: identifique as espécies que sofreram mudança no EO. P ⇨ +5 para 0, corresponde a uma redução de 5 elétrons por átomo C ⇨ 0 para +2, corresponde a uma oxidação de 2 elétrons por átomo Segundo passo: encontre os coeficientes estequiométricos, considerando o número total de elétrons de cada processo (oxidação e redução). P ⇨ 5 e- × 4 (átomos de P) = 20 (sempre escolha a espécie com maior número de átomos) C ⇨ 2 e- × 1 (átomo de C) = 2 Terceiro passo: use os coeficientes encontrados de forma inversa (o coeficiente da espécie que oxidou naquela que reduziu e vice-versa). 13 Reações de oxirredução ▪ Balanceamento de equações que representam as reações de oxirredução Ca3(PO4)2(s) + SiO2(s) + 20 C(s) → 2 P4(g) + CaSiO3(s) + CO(g) 4 Ca3(PO4)2(s) + SiO2(s) + 20 C(s) → 2 P4(g) + CaSiO3(s) + 20 CO(g) 4 Ca3(PO4)2(s) + 12 SiO2(s) + 20 C(s) → 2 P4(g) + 12 CaSiO3(s) + 20 CO(g) 2 Ca3(PO4)2(s) + 6 SiO2(s) + 10 C(s) → 1 P4(g) + 6 CaSiO3(s) + 10 CO(g) 14 Reações de oxirredução 15 ▪ Balanceamento de equações que representam reações de oxirredução: semiequações Mn2+(aq) + Cr2O7 2−(aq) → Cr3+(aq) + MnO4 −(aq) (meio ácido) Identifique as espécies que estão oxidadas ou reduzidas no processo. Escreva as semiequações de oxidação e de redução (separadamente). Cr2O7 2−(aq) → Cr3+(aq) Mn2+(aq) → MnO4 -(aq) Quantifique o número de elétrons envolvidos no processo (oxidação ou redução) e acrescente na semiequação (se necessário, faça o balanço de massa para o átomo envolvido no processo). Cr2O7 2−(aq) + 6 e− → 2 Cr3+(aq) Mn2+(aq) → MnO4 -(aq) + 5 e− Reações de oxirredução ▪ Balanceamento de equações que representam reações de oxirredução: semiequações Mn2+(aq) + Cr2O7 2−(aq) → Cr3+(aq) + MnO4 −(aq) (meio ácido) Faça o balanço de cargas da semiequação usando o meio (ácido = H3O+ ou básico = OH−) no qual a reação ocorre. Cr2O7 2−(aq) + 6 e− + 14 H3O+(aq) → 2 Cr3+(aq) Mn2+(aq) → MnO4 -(aq) + 5 e− + 8 H3O+(aq) Faça o balanço de massas da semiequação usando a molécula de água (somente ela pode ser usada). Cr2O7 2−(aq) + 6 e− + 14 H3O+(aq) → 2 Cr3+(aq) + 21 H2O(l) semiequação de redução Mn2+(aq) + 12 H2O(l) → MnO4 -(aq) + 5 e− + 8 H3O+(aq) semiequação de oxidação 16 Reações de oxirredução 17 ▪ Balanceamento de equações que representam reações de oxirredução: semiequações Mn2+(aq) + Cr2O7 2−(aq) → Cr3+(aq) + MnO4 −(aq) (meio ácido) Para obter a equação global, iguale o número de elétrons das duas equações, usando os coeficientes estequiométricos adequados. 5 Cr2O7 2−(aq) + 30 e− + 70 H3O+(aq) → 10 Cr3+(aq) + 105 H2O(l) (x5) 6 Mn2+(aq) + 72 H2O(l) → 6 MnO4 −(aq) + 30 e− + 48 H3O+(aq) (x6) Escreva a equação global somando as duas semiequações. 5 Cr2O7 2−(aq) + 6 Mn2+(aq) + 22 H3O+(aq) → 10 Cr3+(aq) + 6 MnO4 −(aq) + 33 H2O(l) Resumindo... 18 ✓ Uma reação é representada por meio de uma equação química. ✓ Todas as espécies químicas da equação devem possuir um estado físico associado. ✓ Deve-se verificar sempre o balanço de massa e de carga das equações químicas. ✓ Equações iônicas simplificadas indicam as espécies relevantes para a ocorrência da reação química. ✓ Reações de oxirredução envolvem a transferência de elétrons entre substâncias químicas. Referências 19 ✓ ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 1094 p. ✓ MCNAUGHT, A. D.; WILKINSON, A. Compendium of Chemical Terminology. IUPAC recommendations. 2. ed. Oxford: Blackwell Scientific Publications, 2019. Disponível em: <https://doi.org/10.1351/goldbook>. Acesso em: 15 jul. 2020. ✓ VENTURA, D. Antoine Lavoisier, o químico revolucionário que foi decapitado graças a disputa científica, 2019. Disponível em: <https://www.bbc.com/portuguese/geral-50861019>. Acesso em: 20 jul 2020. + - Substância oxidada (perdeu elétron) íon positivo cátion Substância reduzida (ganhou elétron) íon negativo ânion Reações de oxi-redução Agente Redutor Agente Oxidante • O número de oxidação para um íon: é a carga no íon. • O número de oxidação para um átomo: é a carga hipotética que um átomo teria se fosse um íon. • Os números de oxidação são determinados por uma série de regras: 1. Se o átomo estiver em sua forma elementar, o número de oxidação é zero. Por exemplo, Cl2, H2, P4, Li, Na, Mg, Au… 2. Para um íon monoatômico, a carga no íon é o estado de oxidação. Número de Oxidação 3. Os não-metais normalmente têm números de oxidação negativos: a) O número de oxidação do O geralmente é –2. O íon peróxido, O2 2-, tem oxigênio com um número de oxidação de –1. b) O número de oxidação do H é +1 quando ligado a não- metais e –1 quando ligado a metais. c) O número de oxidação do F é –1. 4. A soma dos números de oxidação para o átomo é a carga na molécula (zero para uma molécula neutra). Nas reações abaixo, indique o agente oxidante e agente redutor: Nas reações abaixo, indique o agente oxidante e agente redutor: REAÇÕES REDOX SEM SOLVENTE 1) Atribua nox para todos os átomos. 2) Determine quais átomos ganham/perdem elétrons e o número de elétrons envolvidos. 3) Se há mais de um átomo ganhando ou perdendo elétrons em uma fórmula unitaria, determine o número total de elétrons perdidos ou recebidos por fórmula unitaria. 4) Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ao da perda de elétrons pelo agente redutor, colocando o coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um, no lado esquerdo da equação. 5) Complete o balanceamento por tentativa. Inicialmente balanceie os atomos que ganharam ou perderam elétrons. Em segundo lugar, todos os outros átomos, a exceção do O e H. Em terceiro, os átomos de O e por último, os átomos de H. VERIFIQUE QUE O NÚMERO DE ÁTOMOS DE CADA ELEMENTO É O MESMO EM AMBOS OS LADOS DA EQUAÇÃO. REAÇÕES REDOX EM SOLUÇÃO AQUOSA Para conseguir balancear pode ser necessário introduzir H₂O, H⁺ e OH⁻. Dois métodos: a) Método do número de oxidação b) Método da semi-reação MÉTODO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO 1) Atribua nox para todos os átomos. 2) Determine quais átomos ganham/perdem elétrons e o número de elétrons envolvidos. 3) Se há mais de um átomo ganhando ou perdendo elétrons em uma fórmula unitária, determine o número total de elétrons perdidos ou recebidos por fórmula unitária. 4) Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ao da perda de elétrons pelo agente redutor, colocando o coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um, no lado esquerdo da equação. 5) Balanceie os átomos que ganharam ou perderam elétrons, adicionando coeficientes apropriados à direita. 6) Balanceie todos outros átomos, exceto O e H. 7) Balanceie a carga (a soma das cargas iônicas) de modo que seja a mesma em ambos os lados, adicionando H+ ou OH- a- Solução ácida: adicionar H+ do lado deficiente em cargas positivas b- Solução básica: adicionar OH- do lado deficiente em cargas negativas 8) Balanceie os átomos de O, adcionando H2O do lado apropriado. Verifique o balanceamento dos H. Exemplo: Cr₂O₇²⁻ + Fe²⁺ → Cr³⁺ + Fe³⁺ Redução: Cr ganha 3e⁻ Oxidação: Fe perde 1e⁻ Fe perde 1e⁻ x 1 átomo = 1e⁻ Cr ganha 3e⁻ x 2 átomos = 6e⁻ Para igualar n° de e⁻ : x 6 Equilibrando o n° de átomos: 2 Cr e 6 Fe do lado direito Carga total á esquerda: -2 + (6.2) = +10 Adicionar H⁺ do lado esquerdo Carga total á direita: (2.3) + (6.3) = +24 Equilibrando n° átomos de “O”: 7 do lado esquerdo Adicionar 7 H₂O do lado direito Equação balanceada: Cr₂O₇²⁻ + 6 Fe²⁺ + 14 H⁺ → 2 Cr³⁺ + 6 Fe³⁺ + 7 H₂O CrO4 2- + Fe(OH)2 → CrO2 + Fe(OH)3 Oxidação: Fe perde 1e Redução: Cr ganha 3e Solução básica Fe perde 1e- x 1 átomo= 1e- Cr ganha 3e- x 1 átomo= 3e- Para igualar nº de e- : x3 Equilibrando o nº. de átomos: 3 Fe do lado direito Carga total á esquerda: -2 Carga total á direita: -1 Adicionar OH- do lado direito Nº. átomos de “O”: 10 do lado esquerdo e 12 do lado direito Adicionar 2 H2O do lado esquerdo Nº. átomos de “H” já equilibrado. Equação balanceada: CrO4 2- + 3 Fe(OH)2 + 2 H2O → CrO2 + 3 Fe(OH)3 + OH- EXERCÍCIO Balancear as seguintes equações: MnO4- + Cl- → Mn2+ + Cl2 Solução ácida MnO4- + I- → MnO2 + IO3- Solução básica