Professora: Simone Perruci Galvão

FACULDADE DO VALE DO IPOJUCA

Curso de Engenharia Civil

Disciplina: Química

Estequiometria das reações que usa substâncias puras foram vistas anteriormente (reagentes e produtos). Reações em solução são também comuns.

Solvente - Um componente de uma solução apresenta-se em uma quantidade muito maior do que a dos outros componentes.

Soluto - cada um dos outros componentes é chamado soluto.

Por exemplo: após dissolver um grama de açúcar em um litro de água água (solvente ) e o açúcar (soluto).

Soluções aquosas – são as soluções onde o solvente é água.

Concentração molar, ou molaridade, simbolizada por M (recomenda-se mol/L) Unidade de concentração

Indica o número de mols de soluto adicionado ao solvente em quantidade suficiente para completar um litro (1 dm3) de solução.

Soluções concentradas e diluídas :

◦ solução concentrada alta concentração de soluto no solvente;

◦ Solução diluída baixa concentração de soluto no solvente.

Saturação quantidade de soluto necessário para ter a máxima dissolução em uma quantidade de solvente.

Solução não-saturada contém menos soluto do que o necessário para a saturação.

Solução supersaturada contém mais soluto que o ordinariamente necessário para a saturação.

Exemplo - Uma solução tem um volume de 0,250 L e contém 26,8 g de cloreto de cálcio, CaCl2.Qual é a concentração molar do CaCl2? (Massas atômicas: Ca=40,1; Cl=35,5.). Solução: 1° determinar o número de mols de CaCl2 : massa de fórmula [40,1 + 2(35,5)] = 111,1] 2° regra de três 1 mol de CaCl2 – 111.1g x - 26,8g

2) 126 g de cloreto de sódio são adicionados em uma quantidade de água suficiente para preparar 793 cm3 de solução. Qual é a concentração molar do NaCl? (Massas atômicas: Na = 23,0; Cl = 35,5.) Resposta: 2,72 mol/L.

Solução:

1° determinar o número de mols de NaCl : massa de fórmula [23 + 35.5] =58,5 2° regra de três 1 mol de CaCl2 – 58,5g x - 126g

x= 2,15 mols 2,15/0,793 = 2.72 mol/L

Exemplo - Quantos centímetros cúbicos de uma solução de Cr2(SO4)3 a 0,250 M são necessários para reagir completamente com 300 cm3 de BaCl2 a 0,400 M de acordo com a equação:

Cr2(SO4) + 3BaCl2 3BaSO4 + 2CrCl3 1° - O que se deseja obter - volume (cm3) da solução de Cr2(SO4)3 a 0,250 M . 2° - calcular a quantidade de mols de BaCl2 com V= 300 cm3 0,3L e 0,400 M N° de mols = M(Mols)x V(L) = 0,4 x 0,3 = 0,12 mols

Cr2(SO4) + 3BaCl2 3BaSO4 + 2CrCl3 3° - Estabelecer a relação entre os reagentes: 1 mol de Cr2(SO4) - 3 mol BaCl2 X - 0,12 X = 0,04 mol de Cr2(SO4) 4° Achar o volume de Cr2(SO4) que reagiu V = 0,04 mol/ 0,250M = 0,16 L de solução 160 cm3 de solução de Cr2(SO4)

Exemplo 2 - Quantos gramas de nitrato de sódio, NaNO3, precisam ser usados para preparar 5,00 x 102 mL de uma solução 0,100 mol/L? (Massas atômicas: Na = 23,0; N =14,0; O = 16,0.) 1 passo: Números de mols de NaNO3 (quantidade de soluto para completar o volume (L) da solução). 5,00 x 102 mL 0,500 L (lembre-se: 1 L = 1000 mL) N° de mols de NaNO3 = (0,100 mol/L) (0,500 L) =5,00 x 10-2 mol 2° Passo A massa de fórmula do NaNO3 23,0 + 14,0 + 3(16,0) = 85,0

Problema Paralelo - Quantos gramas de cloreto de magnésio, MgCl, são necessários para preparar 2,50 x 102mL de solução 0,240 mol/L? (Massas atômicas: Mg=24,3; Cl = 35,5.)

3° Passo Regra de três:

Balão volumétrico – Pipeta - Um aparelho conveniente para transferir uma amostra de volume conhecido é a pipeta

Exemplo - 50,0 mL de uma solução aquosa de nitrato de potássio, KNO3,

0,134 mol/L é diluída pela adição de uma quantidade de água suficiente

para aumentar seu volume para 225 mL. Qual é a nova concentração?

1)- O número de mols de KNO3 em solução não muda com a adição de

água.

2) V = 50 mL 0,0500 L.

3) (0,134 mol/L)(0,0500 L) =6,70 x 10-3 mol KNO3

4) Como o novo volume é 225 mL, ou 0,225 L, a nova concentração é:

Diluição por adição de solvente não causa um aumento na concentração do soluto

• Os Ácidos – Um ácido é um composto capaz de fornecer íons de

hidrogênio, H+,em solução aquosa.

HF (Fluoreto) Ácido fluorídrico

HCl (Cloreto) Ácido clorídrico Hidrácidos

H2SO4 (Sulfato) Ácido sulfúrico

HNO3 (Nitrato) Ácido nítrico Oxiácidos

• As Bases - são conhecidas também como álcalis. É um composto

capaz de fornecer íons hidróxidos, OH– em solução aquosa.

Ex:NaOH Hidróxido de sódio

Ex:Mg(OH)2 Hidróxido de magnésio

Reação de ácido-base ou de Neutralização

Pela visão de Arrhenius (restrita a soluções aquosas), a neutralização é definida como :

H+ (aq) + OH- (aq) → H2O(aq)

Reação de Neutralização Total

Reação de Neutralização parcial do ácido

Reação de Neutralização parcial da Base

Ácidos – São substâncias que aumentam a concentração de cátions relacionados com o solvente

Base – São substâncias que aumentam a concentração de ânions relacionados com o solvente

No solvente NH3 um ácido produz NH4+ e uma base

produz NH2-

No solvente SO2 um ácido produz SO2+ e uma base,

SO32-.

Ampliação do conceito ácido e base

São as reações em que ocorre pelo menos uma oxidação e uma redução.

Oxidação é o processo pelo qual um elemento perde elétrons, portanto aumenta o nox.

Redução é o processo em que um elemento ganha elétrons, portanto diminui o nox.

Reações em soluções aquosas - Classificação

• Reação sem transferência de elétrons formação de nova fase ou formação de um eletrólito ) •Reação com transferência de elétrons (oxidação-redução ou redox)

Reação óxido-redução

Oxidação e redução ocorrem sempre juntas nenhuma substância é oxidada sem que a outra seja reduzida.

Agente redutor é a substância que é oxidada

Agente Oxidante é a substância que é reduzida.

Reações em soluções aquosas - Classificação

O Sódio (Na) oxidou 0 → +1 O Hidrogênio (H) reduziu +1 → 0

Reação óxido-redução

• Os metais tem sempre tendência para ceder eletrons; consequentemente, os metais se oxidam e agem como redutores

• Os não-metais tem sempre tendência para receber eletrons; consequentemente, os não metais se reduzem e agem como oxidantes.

REGRAS PARA O BALANCEAMENTO 1° ) O número de oxidação de qualquer elemento livre (não combinado é igual a zero) 2°) O número de oxidação para qualquer íon monoatômico simples (Na+ ou Cl-) é igual a carga do íon . A carga de um íon poliatômico pode ser vista como sendo o número de oxidação líquida do íon. 3°) A soma dos números de oxidação de todos os átomos em uma molécula ou íon poliatômico precisa ser igual a carga da partícula 4°) Em seus compostos , a) o Flúor tem número de oxidação igual a -1, b) O Hidrogênio tem número de oxidação igual a +1 c) O Oxigênio tem número de oxidação igual a -2 5°) Ou Lembrar dos elementos da tabela periódica Grupo 1A- formam íons de carga +1 Grupo 2A - formam íons de carga +2

REGRAS PARA O BALANCEAMENTO 6°) Em compostos iônicos binários com metais, os não metais tem número de oxidação igual as cargas de seus ânions. EX: Fe2O3 O

2-

Mg3P2 P-3

1º) Determinar, na equação química, qual espécie se oxida e qual se

reduz.

a) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2

2º) Encontrar os Δoxid e Δred .

◦ Δoxid = número de elétrons perdidos x atomicidade do elemento

◦ Δred = número de elétrons recebidos x atomicidade do elemento

Reação óxido-redução

•3°Calcular o total de eletrons perdidos de recebidos pelos elementos que sofrem oxidação e redução.

4° – O coeficiente do elemento que sofre oxidação será o total de eletrons

recebidos, e o coeficiente de elemento que sofre redução será,

respectivamente, o total de eletrons perdidos .Devemos colocar o

coeficiente sempre ao lado dos elementos que apresentaram variação no

NOX.

Reação óxido-redução

5o – Agora basta finalizar o ajuste por tentativas. E teremos como resultado

final a seguinte equação balanceada:

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

Reação óxido-redução

EXERCÍCIO

1. Identifique a substância que foi oxidada e reduzida, o agente redutor e

agente de oxidação. Fazer o balanceamento da equação.

a) MnO2 +KClO3 + KOH K2MnO4 + KCl + H2O.

4+ 2- +1 +5 -2 +1 -2+1 +1 +6 -2 +1 -1 +1 -2

Aumentou 2e_ (Oxidação)

Perde 6 e- (redução)

6MnO2 + 2KClO3 + 12KOH 6K2MnO4 + 2KCl + 6H2O.

A água é sempre formada na neutralização H+ (aq) + OH- (aq) → H2O(aq)

◦ Estequiometria da reação 1: 1:1

Exemplo: Quantos mililitros de uma solução de NaOH com concentração 0,1 mol/l são requeridos para neutralizar 25 mL de HCl a 0,3 mol/l?

HCl H+ + Cl- (1:1:1)

◦ M = n°mols/ volume (l)

◦ 0,3 = n° mols/25 x 10-3 n° de mols = 7,5 x 10-3 HCl

ou H ou Cl relação 1:1:1

Exercício

Neutralização :

H+ (aq) + OH- (aq) → H2O(aq) (1: 1:1)

• M = n°mols/ volume (l)

0,1 = 7,5 x 10-3 /l 75ml de solução NaOH.

Exercício