Slide - Reações em Solução Aquosa - 2023-2

04/09/2023 1 Reações em Solução Aquosa Prof. Luciano Andrey Montoro Departamento de Química - ICEx • Reações de precipitação • Reações de oxi-redução • Reações/Teorias ácido-base Reações Químicas Quando reagentes são convertidos em produtos nós observamos: – Mudança de coloração, – Formação de precipitado, – Evolução de gás, – Absorção ou liberação de calor, Evidências químicas são frequentemente necessárias. 1 2 04/09/2023 2 Reações Químicas • Reações espontâneas são aquelas que progridem na direção do equilíbrio por conta própria, sem interferência externa. • A condição mais usual para a espontaneidade termodinâmica de reações inorgânicas é a de que elas sejam exotérmicas. Esse critério se aplica, talvez, a 95% dessas reações. • Pode-se dizer, portanto, que uma variação negativa de entalpia é a força diretora da maioria das reações inorgânicas. • Se uma reação é espontânea em uma dada direção, ela obviamente não o é na direção contrária. Reações Químicas • Seria possível, entretanto, fazer previsões sobre a espontaneidade de uma reação sem o conhecimento de sua variação de entalpia? São espontâneas as reações que formam gases, precipitados ou eletrólitos fracos. São também espontâneas as reações entre oxidantes e redutores fortes. 3 4 04/09/2023 3 Reações Químicas Reações de Precipitação  Íons solúveis se combinam para formar compostos insolúveis.  p.e. O teste para a presença de íons cloreto em água. Ag+ (aq) + Cl- (aq) → AgCl(s) 5 6 04/09/2023 4 Quando Ocorre Precipitação? Quando o limite de solubilidade (saturação) é excedido Pode ocorrer se: (i) o solvente evapora (ii) o solvente se modifica p.e. NaCl em água, 36g/100g H2O NaCl em etanol, 0.12/100g etanol (iii) a temperature se modifica Quando Ocorre Precipitação? KI(aq) + NaCl(aq) → ??? K+ (aq) Na+ (aq) I- (aq) Cl- (aq) KCl(aq) NaI(aq) K+ (aq) + Cl- (aq) + Na+ (aq) + I- (aq) Não ocorre reação 7 8 04/09/2023 5 Reações de Precipitação K2CrO4(aq) + Ba(NO3)2(aq) → BaCrO4(s) + KNO3(aq) Solubilidades (20 oC): K2CrO4 : 63,70 g / 100 g de H2O Ba(NO3)2 : 9,02 g / 100 g de H2O KNO3 : 47 g / 100 g de H2O BaCrO4 : 0,0002775 g / 100 g de H2O Concentração de saturação: BaCrO4 :  0,0000109 mol.L-1 [Ba2+] = [CrO4 2-] = 1,0910-5 mol.L-1 Kps = [Ba2+][CrO4 2-] = 1,210-10 Ag+ (aq) + NO3 - (aq) + Na+ (aq) + I- (aq) → AgI(s) + Na+ (aq) + NO3 - (aq) Reações de Precipitação Ag+ (aq) + NO3 - (aq) + Na+ (aq) + I- (aq) → AgI(s) + Na+ (aq) + NO3 - (aq) íons “espectadores” AgNO3(aq) +NaI(aq) → AgI(s) + NaNO3(aq) Equação molecular: Equação iônica completa: Ag+ (aq) + I- (aq) → AgI(s) Equação iônica simplificada: 9 10 04/09/2023 6 Solubilidade em Água de Compostos Iônicos Compostos Regra Exceções Ácidos Orgânicos Solúveis Permanganatos, Nitritos e Nitratos, Cloratos Solúveis Sais de Alcalinos e Amônio Solúveis carbonato de lítio Percloratos Solúveis de potássio e mercúrio I Acetatos Solúveis de prata Tiocianatos e Tiossulfatos Solúveis de prata, chumbo e mercúrio Fluoretos Solúveis de magnésio, cálcio e estrôncio Cloretos e Brometos Solúveis de prata, chumbo e mercúrio I Iodetos Solúveis de chumbo, mercúrio, bismuto e estanho IV Sulfatos Solúveis de prata, chumbo, bário, e estrôncio Óxido metálico e Hidróxidos Insolúveis de alcalinos, amônio, cálcio, bário e estrôncio Boratos, Cianetos, Oxalatos, Carbonatos, Ferrocianetos, Ferricianetos, Silicatos, Arsenitos, Arseniatos, Fosfitos, Fosfatos, Sulfitos e Sulfetos Insolúveis de alcalinos e de amônio Problemas / Aplicações 11 12 04/09/2023 7 Cada um dos procedimentos abaixo resulta na formação de um precipitado. Para cada reação escreva a equação molecular, a equação iônica completa e a equação iônica simplificada. (a) AgNO3(aq) é misturado com Na2CO3(aq) (b) Pb(NO3)2(aq) é misturado com KI(aq) (c) Ba(OH)2(aq) é misturado com H2SO4(aq) (d) (NH4)2S(aq) é misturado com Cd(NO3)2(aq) (e) KOH(aq) é misturado com CuCl2(aq) Problemas / Aplicações Reações de Oxi-Redução  Reações que envolvem a transferência de elétrons , estando associadas a processos de oxidação e redução de espécies químicas (reações redox).  Extraordinariamente versáteis, pois envolvem reações de combustão, corrosão, fotosíntese, produção de energia em baterias, metabolismo de alimentos, extração de metais a partir de minérios, e muitas outras. 13 14 04/09/2023 8 Reações de Oxi-Redução  p.e. Hematita é convertida a ferro. • Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(l) + 3CO2(g) Fe3+ é reduzido a ferro metálico. D Oxidação e redução sempre ocorrem juntas. CO(g) é oxidado a CO2(g) Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(l) + 3CO2(g) 3+ 2- 0 4+ 2- 2- 2+ redução oxidação Oxidação e Redução Oxidação • Estado de oxidação do elemento aumenta durante a ocorrência da reação. • Há perda de elétrons. • Agente redutor Redução • Estado de oxidação do elemento diminui durante a ocorrência da reação. • Há ganho de elétrons. • Agente oxidante. 3+ 0 redução Fe2O3(s) + 3e Fe(l) CO(g) CO2(g) + 2e 4+ 2+ oxidação 15 16 04/09/2023 9 Balanceamento de Equações Redox  Algumas vezes pode ser feito por tentativa, mas frequentemente são necessários procedimentos sistemáticos. 1) Reações que ocorrem na ausência de solvente - Método do número de oxidação 1) Reações que ocorrem em solução aquosa - Método do número de oxidação - Método das semi-reações Balanceamento de Equações Redox – Sem Solvente  Método do Número de Oxidação: 1) Atribuir número de oxidação a todos os átomos. 2) Observe quais átomos perdem e quais ganham elétrons e determine quantos elétrons são transferidos em cada processo. 3) Determine o total de elétrons ganhos ou perdidos por unidade de fórmula, não por átomo. 4) Iguale o ganho de elétrons do oxidante ao da perda pelo agente redutor utilizando coeficientes apropriados. 5) Complete o balanceamento por tentativa. Inicie pelos átomos que sofreram transferência de elétrons; depois, pelos demais átomos, à excessão do O e H. Ajuste os O, depois os H. 17 18 04/09/2023 10 Balanceamento de Equações Redox – Sem Solvente Exemplo 1) MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O +4 -2 +1 +5 -2 +1 -2 +1 +1 +6 -2 +1 -1 +1 -2 Mn O2 + K Cl O3 + K O H → K2 Mn O4 + K Cl + H2 O  Etapa 1)  Etapa 2) Mn4+ → Mn6+(oxidação), perde 2e Cl5+ → Cl- (redução), ganha 6e  Etapa 3) Como cada unidade de fórmula (MnO2 e KClO3) possuem apenas um átomo com transf. de e (Mn e Cl), o no de e transf. é 2 e 6.  Etapa 4) 3MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O Como cada MnO2 perde 2e, e cada KClO3 ganha 6e, usa-se o coeficiente 3 para balancear o no de elétrons. Esta relação 3:1 (MnO2:KClO3) não deve ser alterada. Balanceamento de Equações Redox – Sem Solvente 3MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O  Etapa 5) - Adicionar coeficientes do lado direito para balancear o Mn e o Cl, os quais foram envolvidos no processo redox. 3MnO2 + 1KClO3 + KOH → 3K2MnO4 + 1KCl + H2O - Balancear o K (o coef. 1 do KClO3 não deve ser alterado) 3MnO2 + 1KClO3 + 6KOH → 3K2MnO4 + 1KCl + H2O - Balancear o O e H 3MnO2 + 1KClO3 + 6KOH → 3K2MnO4 + 1KCl + 3H2O 3 MnO2 + KClO3 + 6 KOH → 3 K2MnO4 + KCl + 3 H2O 19 20 04/09/2023 11 Balanceamento de Equações Redox – Sem Solvente Exemplo 2) H2C2O4 + KMnO4 → CO2 + MnO2 + K2O + H2O +1 +3 -2 +1 +7 -2 +4 -2 +2 -2 +1 -2 +1 -2  Etapa 1)  Etapa 2) C3+ → C4+(oxidação), perde 1e Mn7+ → Mn2+(redução), ganha 5e  Etapa 3) Como há 2 C para cada unidade de fórmula H2C2O4, então ocorre a perda de 2e para cada unidade de fórmula.  Etapa 4) H2 C2 O4 + K Mn O4 → C O2 + Mn O2 + K2 O + H2 O 5H2C2O4 + 2KMnO4 → CO2 + MnO2 + K2O + H2O  Etapa 5) 5H2C2O4 + 2KMnO4 → 10CO2 + MnO2 + K2O + 5H2O Balanceamento de Equações Redox – Soluções Aquosas 1) Atribuir número de oxidação a todos os átomos. 2) Observe quais átomos perdem e quais ganham elétrons e determine quantos elétrons são transferidos em cada processo. 3) Determine o total de elétrons ganhos ou perdidos por unidade de fórmula, não por átomo. 4) Iguale o ganho de elétrons do oxidante ao da perda pelo agente redutor utilizando-se coeficientes apropriados. 5) Complete o balanceamento por tentativa. Inicie pelos átomos que sofreram transferência de elétrons; depois, pelos demais átomos, à excessão do O e H. 6) Balanceie a carga (a soma das cargas iônicas) para que seja igual em ambos os lados, adicionando H+ ou OH-. (a) Se a reação ocorre em meio ácido, use H+. (b) Se a reação ocorre em meio básico, use OH-. 7) Balanceie os átomos de O adicionando H2O do lado apropriado. Verique se os H estão balanceados. (Eles estarão se você não cometeu erros). 21 22 04/09/2023 12 Exemplo 3) Cr2O7 2- (aq) + Fe2+ (aq) → Cr3+ (aq) + Fe3+ (aq) (meio ácido) +6 -2 +2 +3 +3  Etapa 1)  Etapa 2) Fe2+ → Fe3+(oxidação), perde 1e Cr6+ → Cr+3 (redução), ganha 3e  Etapa 3)  Etapa 4) Balanceamento de Equações Redox – Soluções Aquosas Cr2 O7 2- + Fe2+ → Cr3+ + Fe3+ Como há 2 Cr para cada unidade de fórmula Cr2O7 2-, então ocorre o ganho de 6e para cada unidade de fórmula. Cr2O7 2- + 6Fe2+ → Cr3+ + Fe3+  Etapa 5) Cr2O7 2- + 6Fe2+ → 2Cr3+ + 6Fe3+  Etapa 6) Carga total na esquerda = (-2) + (6)(+2) = +10 Carga total na direita = 2 (+3) + (6)(+3) = +24 Exemplo 3) Cr2O7 2- (aq) + Fe2+ (aq) → Cr3+ (aq) + Fe3+ (aq) (meio ácido) +6 -2 +2 +3 +3  Etapa 1)  Etapa 2) Fe2+ → Fe3+(oxidação), perde 1e Cr6+ → Cr+3 (redução), ganha 3e Balanceamento de Equações Redox – Soluções Aquosas Cr2 O7 2- + Fe2+ → Cr3+ + Fe3+ Necessário adicionar carga positiva a esquerda = 14H+ 14H+ + Cr2O7 2- + 6Fe2+ → 2Cr3+ + 6Fe3+  Etapa 7) 14H+ + Cr2O7 2- + 6Fe2+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 14H+ + Cr2O7 2- + 6Fe2+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 23 24 04/09/2023 13 Balanceamento de Equações Redox – Soluções Aquosas Método das semi-reações 1) Separe a reação em duas semi-reações (oxidação e redução) 2) Balanceie separadamente cada semi-reação: (a) Balanceie todos os átomos exceto O e H (b) Balanceie O usando H2O no lado apropriado 3) Balanceie o H. A maneira depende se o meio é ácido ou básico: (a) Meio Ácido: Balanceie usando íons H+ (b) Meio Básico: Balanceie usando íons H+. Adicione então íons OH- em ambos os lados ( o mesmo número) de maneirar a neutralizar os íons H+ adicionados anteriormente. 4) Cancele as moléculas de água existentes em ambos os lados, inclusive as formadas pela reação H+ + OH-. 5) Balanceie a carga adicionando elétrons no lado necessário. 6) Multiplique cada reação por um número apropriado a fim de balancear a perda com o ganho de elétrons. Some as semi-reações e cancele as espécies presentes em ambos os lados. Balanceamento de Equações Redox – Soluções Aquosas Exemplo 1) CrO4 2- + Fe(OH)2 → CrO2 - + Fe(OH)3 (meio básico) Exemplo 2) MnO4 - + CN- → MnO2 + OCN- (meio básico) Exemplo 3) Quantos mililitros de KMnO4 0,0500 mol.L-1 são necessários para oxidar 25,0 mL de H2SO3 0,0400 mol.L-1 em solução ácida? (MnO4 - oxida H2SO3 e forma Mn2+ e HSO4 -) 25 26 04/09/2023 14 Ácidos e Bases Ácidos e Bases 27 28 04/09/2023 15 Ácidos e Bases Teorias Ácido-Base Antoine Laurent de Lavoisier  Ácidos: substâncias que contém oxigênio HCl ??? 29 30 04/09/2023 16 Definições de Arrhenius  Ácido de Arrhenius é a substância que produz íons H+ em solução aquosa.  Base de Arrhenius é a substância que produz íons OH- em solução aquosa. Definições de Arrhenius HCl(g) → H+ (aq) + Cl- (aq) NaOH(s) → Na+ (aq) + OH- (aq) H2O H2O Na+ (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + Cl- (aq) → H2O(l) + Na+ (aq) + Cl- (aq) H+ (aq) + OH- (aq) → H2O(l) Reação de Neutralização As definições de Arrhenius só abordam ácidos e bases formadores de H+ e OH-; não explicam o comportamento básico p.e. da amônia (NH3). 31 32 04/09/2023 17 Ácidos Clássicos: Gera H+ (“próton”) Torna o papel de tornassol vermelho Geralmente na forma H-Z, onde Z é um não-metal Bases Clássicas: Gera OH- (“hidróxido”) Torna o papel de tornassol azul Geralmente na forma M-OH, onde M é um metal Neutralização: ácido + base → sal + água H-Z + MOH → MZ + HOH H+ em água é representado na forma H3O+ - “íon hidrônio” Definições de Arrhenius Limitações nas Definições de Arrhenius Não existem íons H+ ou OH- em solução !!! As definições de Arrhenius não consideram esta uma reação ácido-base Na+ (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + Cl- (aq) → H2O(l) + Na+ (aq) + Cl- (aq) NaOH(aq) + HCl(aq) → H2O(l) + NaCl(aq) NaCl(s) NH4 + (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + Cl- (aq) → NH4 + (aq) + Cl- (aq) NH3(aq) + HCl(aq) → NH4Cl(aq) NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s) 33 34 04/09/2023 18 Definições de Brönsted-Lowry HNO3(aq) + H2O(l) → NO3 - (aq) + H3O+ (aq) ácido base NH3(aq) + H2O(l) → NH4 + (aq) + OH- (aq) base ácido  Apresentado, independentemente, pelo químicos J.N. Brönsted e T.M. Lowry em 1923. • Ácidos são substâncias capazes de doar um próton a outras substâncias. • Bases são substâncias capazes de aceitar um próton de outras substâncias. Definições de Brönsted-Lowry HNO3(aq) + H2O(l) → NO3 - (aq) + H3O+ (aq) ácido de Bronsted base de Bronsted íon hidrônio NH3(aq) + H2O(l) → NH4 + (aq) + OH- (aq) base de Bronsted ácido de Bronsted íon hidróxido 35 36 04/09/2023 19 Definições de Brönsted-Lowry HNO3(aq) + H2O(l) → NO3 - (aq) + H3O+ (aq) base de Bronsted NH3(aq) + H2O(l) → NH4 + (aq) + OH- (aq) ácido de Bronsted A água é uma substância anfiprótica: capaz de se comportar como um ácido ou base de Brönsted O íon Hidrônio  Um íon H+, o núcleo de um átomo de hidrogênio, não é capaz de existir separadamente em água. H+ combina-se com a água formando o íon hidrônio, H3O+, ou outros aglomerados, tais como H5O2 + e H9O4 +. 37 38 04/09/2023 20 Definições de Lewis  Ácido de Lewis • Uma espécie (átomo, íon ou molécula) que é um aceitador de par de elétrons.  Lewis Base • Uma espécie (átomo, íon ou molécula) que um doador de par de elétrons. Base ácido Apresentado por Gilbert Newton Lewis (1875-1946) em 1916, mas aceito apenas a partir de 1923 Ácidos-bases de Lewis 39 40 04/09/2023 21 Ácidos-bases de Lewis Ácidos-bases de Lewis 41 42 04/09/2023 22 Hidrólise do [Al(H2O)6]3+ Ácidos-bases de Lewis 43