Fórmulas moleculares - IQ-USP

General Chemistry
Principles and Modern Applications
Petrucci • Harwood • Herring
9th Edition
Compostos, Equações Químicas e Reações em
Solução Aquosa
Philip Dutton
University of Windsor, Canada
Prentice-Hall © 2008
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Chemistry: A Molecular Approach, 1st Ed.
Nivaldo Tro
Moléculas,
Compostos,
Equações
Químicas e
Reações em
Solução
Roy Kennedy
Massachusetts Bay Community College
Wellesley Hills, MA
2008, Prentice Hall
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Conteúdo

Compostos moleculares e iônicos

Massa molecular

Composição

Estados de oxidação

Nomes e fórmulas
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Elementos e Compostos
• os elementos se combinam para formar um
número ilimitado de substâncias e compostos
• as propriedades do composto são totalmente
diferentes das propriedades dos elementos
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Elementos e Compostos
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Formação da água a partir das
substâncias elementares
Misturas e Compostos
Mistura de Oxigênio e
Hidrogênio
Pode ter qualquer proporção de
hidrogênio e oxigênio
Água (um Composto)
Moléculas de água possuem uma
razão fixa entre hidrogênio (2 átomos) e oxigênio (1 átomo)
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Esquema Padronizado de Cores
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Algumas Moléculas
H2O2
CH3CH(OH)CH3
CH3CH2Cl
P4O10
HCO2H
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Ligações Químicas
• compostos são constituídos por átomos unidos
através de ligações químicas
• as ligações são forças de atração entre átomos
• a força de atração vem das atrações entre
prótons e elétrons
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Tipos de Ligação
• há dois tipos gerais de ligação química em compostos:
iônica e covalente
• ligações iônicas resultam quando elétrons são
transferidos entre átomos, resultando em íons de cargas
opostas que se atraem
– em geral, átomos metálicos ligados a átomos de não-metais
• ligações covalentes resultam quando dois átomos
compartilham parte de seus elétrons
– em geral, na ligação entre átomos de não metais
Menor energia potencial
(mais estável)
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
A Formação de Um Composto Iônico
Sódio (um metal)
perde um elétron
Cloro (um não-metal)
ganha um elétron
átomo de Na
neutro, 11 e-
átomo de Cl
neutro, 17 e-
Cloro gasoso
Sódio metálico
Íons de cargas opostas
são mantidos unidos por
ligações iônicas, formando
um retículo cristalino
Cloreto de sódio
(sal de cozinha)
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Representando Compostos: Fórmulas
Químicas
• compostos são geralmente representados através de
uma fórmula química
• a quantidade de informação sobre a estrutura do
composto varia com o tipo de fórmula
– todas as fórmulas e modelos transmitem uma quantidade
limitada de informação – não há representação perfeita
• todas as fórmulas nos dizem quais são os elementos
presentes no composto
– usamos os símbolos dos elementos
Fórmula Molecular
Fórmula Estrutural
Modelo de esferas e palitos Modelo de preenchimento espacial
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Tipos de Fórmula
Fórmula Empírica
• Fórmulas empíricas descrevem os tipos de
elementos encontrados no composto e a
razão entre seus átomos
– Não descrevem quantos átomos, o ordenamento
das ligações ou o formato
– As fórmulas dos compostos iônicos são
empíricas
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Tipos de Fórmula
Fórmula Molecular
• Fórmulas moleculares descrevem os tipos
de elementos encontrados no composto e o
número de átomos de cada elemento
– Não descrevem o ordenamento das ligações ou
o formato da molécula
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Tipos de Fórmula
Fórmula Empírica
• Fórmulas estruturais descrevem os tipos de
elementos encontrados no composto, o número de
átomos de cada elemento, o ordenamento das ligações
e o tipo de ligação
– Não descrevem a forma tridimensional, mas dá a um químico
experiente uma boa idéia do formato da molécula
– Usa-se linhas para representar ligações covalentes
– Cada linha descreve o número de elétrons compartilhados
pelos átomos ligados
•
•
•
Uma linha = 2 elétrons compartilhados, uma ligação covalente simples
Linha dupla = 4 elétrons compartilhados, uma ligação covalente dupla
Linha tripla = 6 elétrons compartilhados, uma ligação covalente tripla
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Representando Compostos
Modelos Moleculares
• Modelos mostram a estrutura tridimensional,
além de todas as informações dadas na fórmula
estrutural
• Modelos de esferas e palitos usam esferas para
representar os átomos e palitos para representar
as ligações entre eles
• Modelos de preenchimento espacial usam
esferas interconectadas para mostrar as nuvens
eletrônicas dos átomos ligados
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Fórmulas Químicas
Peróxido de Hidrogênio
Fórmula Molecular = H2O2
Fórmula Empírica = HO
Benzeno
Fórmula Molecular = C6H6
Fórmula Empírica = CH
Glicose
Fórmula Molecular = C6H12O6
Fórmula Empírica = CH2O
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Benzeno, Acetileno, Glicose a Amônia
Nome do
Composto
Fórmula
empírica
Fórmula
molecular
Fórmula
estrutural
Modelo de esferas
e palitos
Modelo de
preenchimento espacial
Benzeno
Acetileno
Glicose
Amônia
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Visão Molecular dos Compostos e
Substâncias Elementares
Classificação das Substâncias Elementares e Compostos
Substâncias
Puras
Compostos
Elementares
Atômicas
Moleculares
Moleculares
Iônicos
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Classificação dos Materiais
• Substâncias elementares atômicas= substâncias
cujas partículas são átomos isolados
• Substâncias elementares moleculares = substâncias
cujas partículas são moléculas constituídas por um
único tipo de átomo
• Compostos moleculares = compostos cujas
partículas são constituídas por não-metais (há
exceções!!!!)
• Compostos iônicos = compostos cujas partículas
são cátions e ânions
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Substâncias Elementares Moleculares
• Certas substâncias elementares ocorrem como moléculas
diatômicas
– Cl2, F2, O2, H2
• Outras ocorrem como moléculas poliatômicas
– P4, S8, Se8
H2
17
N2
7
O2
F2
Cl2
Br2
I2
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Moléculas Inorgânicas
S8
P4
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Substâncias Elementares Moleculares
Diatômicos
Poliatômicos
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Compostos Iônicos vs. Moleculares
Um composto molecular
Propano – contém
moléculas
individuais de C3H8
Um composto iônico
Sal de cozinha– contém
um arranjo de íons Na+ e íons
Cl-
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Compostos Moleculares
Fórmula empírica
Fórmula molecular
Fórmula estrutural
Modelo molecular:
Esferas e palitos
Modelo molecular:
Preenchimento espacial
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Compostos Iônicos
• metais + não-metais
• não há unidades moleculares individuais;
há um arranjo tridimensional de cátions e
ânions compostos por unidades-fórmula
ou fórmulas unitárias
• podem conter íons poliatômicos
– diversos átomos ligados, formando um íon
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Compostos
Iônicos
Compostos que Contém Íons
• compostos de metais com não-metais são feitos
de íons (há exceções!!!!!!!!!)
– metais formam cátions e não-metais formam ânions
• o composto não pode ter uma carga total,
portanto o número de cátions e ânions deve ser
balanceado para que a carga seja 0
• se Na+ se combina com S2-, são necessários 2
íons Na+ para cada íon S2- para balancear a
carga, portanto a fórmula deve ser Na2S
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Escrevendo a Fórmula de Compostos
Iônicos
1.
2.
3.
4.
5.
Escreva o símbolo do cátion metálico e sua carga
Escreva o símbolo do não-metal e sua carga
A carga (sem o sinal) se torna o subscrito do outro íon
Reduza os subscritos à menor razão de números inteiros
Verifique se a soma das cargas do cátion cancela a soma
das cargas do ânion
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Escreva a fórmula de um composto feito de
cátions alumínio e ânions óxido
1.
2.
3.
4.
5.
Escreva o símbolo do cátion
metálico e sua carga
Escreva o símbolo do ânion
não-metálico e sua carga
Carga (sem sinal) se torna o
subscrito do outro íon
Simplifique os subscritos
Verifique as cargas
Al+3 grupo 13
O2- grupo 16
Al+3 O2Al2 O3
Al = (2)∙(+3) = +6
O = (3)∙(-2) = -6
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Quais são os compostos constituídos pelos
seguintes íons?
• Íon potássio e íon nitreto
• Íon cálcio e íon brometo
• Íon alumínio e íon sulfeto
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Quais são os compostos constituídos pelos
seguintes íons?
• K+ com N3-
K3N
• Ca+2 com Br-
CaBr2
• Al+3 com S2-
Al2S3
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Cloreto de Sódio
Arranjo estendido de íons Na+ e Cl-. A fórmula unitária mais simples é
NaCl
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Alguns Íons São Poliatômicos
Nome
Fórmula
Nome
Fórmula
acetato
carbonato
hydrogenocarbonato
(ou bicarbonato)
hydróxido
nitrato
nitrito
cromato
dicromato
amônio
C2H3O2–
CO32–
hipoclorito
clorito
clorato
perclorato
sulfato
sulfito
hidrogenosulfate
(ou bisulfato)
hidrogenosulfito
(ou bisulfito)
ClO–
ClO2–
ClO3–
ClO4–
SO42–
SO32–
HCO3–
OH–
NO3–
NO2–
CrO42–
Cr2O72–
NH4+
Tro, Chemistry: A Molecular Approach
HSO4–
HSO3–
33
Hidratos
• hidratos são compostos iônicos que contém
•
•
um número específico de moléculas de água
para cada unidade de fórmula
águas de hidratação são geralmente
eliminadas por aquecimento
na fórmula, as águas são separadas por ∙
 CoCl2∙6H2O
• no nome, usa-se o sufixo -hidratado após o
nome do composto iônico
CoCl2∙6H2O = cloreto de cobalto (II) hexaidratado
CaSO4∙½H2O = sulfato de cálcio hemihidratado
Hidrato
CoCl2∙6H2O
Tro, Chemistry: A Molecular Approach
Anidro
CoCl2
Prefixo No. de
Águas
hemi
½
mono
1
di
2
tri
3
tetra
4
penta
5
hexa
6
hepta
7
octa
8
Nomenclatura
•
•
•
•
•
Estudar !!!!!!!!
Kotz
Atkins e Jones
Brown
Etc., etc., etc….
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Estados de Oxidação
Metais tendem a
perder elétrons
Na → Na+ + e-
Não-metais tendem a
ganhar elétrons.
Cl + e- → Cl-
Agentes redutores
Agentes oxidantes
Usamos o estado de oxidação para saber o número de elétrons
ganhos ou perdidos por cada elemento.
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Regras
1.
2.
O estado de oxidação (nox) de um átomo
individual em uma substância elementar é 0.
O nox total de todos os átomos em:
1.
2.
3.
4.
Uma espécie neutra é 0
Em uma espécie iônica é igual à carga do íon
Em seus compostos, os metais alcalinos e
alcalino terrosos possuem nox = +1 e +2,
respectivamente.
Em compostos, o nox do flúor é sempre –1.
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Regras
5.
Em compostos, o nox do hidrogênio é geralmente +1
6.
Em compostos, o nox do oxigênio é geralmente–2.
7.
Em compostos binários (2 elementos) com metais:
i. Halogênios têm nox –1,
ii. Grupo 16 têm nox –2 e
iii. Grupo 15 têm nox –3.
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
Exemplo 3
Atribuindo estados de oxidação.
Qual é o estado de oxidação do elemento sublinhado em cada
um dos seguintes casos: a) P4; b) Al2O3; c) MnO4-; d) NaH
a) P4 é uma substância elementar. nox P = 0
b) Al2O3: O é –2. O3 é –6. Como (+6)/2=(+3), nox Al = +3.
c) MnO4 – : nox total = – 1, O4 é –8. nox Mn = +7.
d) NaH: nox total = 0, regra 3 precede a regra 5,
nox Na = +1 e nox H = -1.
Flavio Vichi, QFL-2142 (2012)
General Chemistry
Principles and Modern Applications
Petrucci • Harwood • Herring
9th Edition
Introdução às Reações em Solução Aquosa
Philip Dutton
University of Windsor, Canada
Prentice-Hall © 2008
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Conteúdo
1
2
3
4
5
6
7
A Natureza das Soluções Aquosas
Reações de Precipitação
Reações Ácido-Base
Oxirredução: Alguns Princípios Gerais
Balanceamento de Reações Redox
Agentes Oxidantes e Redutores
Estequiometria das Reações em Solução
Aquosa: Titulações.
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
A Natureza das Soluções Aquosas
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Eletrólitos
Fonte de
eletricidade
• Alguns solutos podem
se dissociar em íons.
• Pode haver condução
de eletricidade.
Bastão de
grafite
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Tipos de Eletrólito
• Eletrólito forte se dissocia
completamente.
– Boa condutividade elétrica.
• Eletrólito fraco se dissocia parcialmente.
– Razoável condutividade elétrica..
• Não-eletrólito não se dissocia.
– Baixa ou nenhuma condutividade elétrica..
Em geral: Compostos iônicos: eletrólitos fortes
Compostos moleculares: eletrólitos fracos ou
não-eletrólitos
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Eletrólitos
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Representação de Eletrólitos Usando
Equações Químicas
Um eletrólito forte:
MgCl2(s) → Mg2+(aq) + 2 Cl-(aq)
Um eletrólito fraco:
→ CH3CO2-(aq) + H+(aq)
CH3CO2H(aq) ←
Um não-eletrólito:
CH3OH(aq)
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Notação de Concentração
MgCl2(s) → Mg2+(aq) + 2 Cl-(aq)
Em MgCl2: 0,0050 M
A estequiometria é importante.
[Mg2+] = 0,0050 M
[Cl-] = 0,0100 M
[MgCl2] = 0 M
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Exemplo 1
Cálculo da concentração de íons em uma solução de eletrólito
forte.
Quais são as concentrações de íons alumínio e sulfato em
Al2(SO4)3 0,0165 M?.
Equação química balanceada:
Al2(SO4)3 (s) → 2 Al3+(aq) + 3 SO42-(aq)
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Exemplo 1
Concentração de alumínio:
0,0165 mol Al2(SO4)3
2 mol Al3+
[Al] =
×
1L
1 mol Al2(SO4)3
= 0,0330 M Al3+
Concentração de sulfato:
[SO4
2-]
3 mol SO420,0165 mol Al2(SO4)3
=
×
= 0,0495 M SO421L
1 mol Al2(SO4)3
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Reações de Precipitação
• Íons solúveis podem se
combinar, formando
compostos insolúveis.
• Ocorre a precipitação.
Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s)
Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq) → 2 KNO3(aq) + PbI2(s)
Equação iônica líquida:
Pb2+(aq) + 2 I-(aq) → PbI2(s)
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Reação Iônica Líquida
Reação de precipitação global:
AgNO3(aq) +NaI (aq) → AgI(s) + NaNO3(aq)
Equação iônica completa:
Íons espectadores
Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + I-(aq) →
AgI(s) + Na+(aq) + NO3-(aq)
Equação iônica líquida:
Ag+(aq) + I-(aq) → AgI(s)
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Regras de Solubilidade
• Compostos solúveis:
– Sais com íons de metais alcalinos e com o íon
amônio
Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+
NH4+
– Nitratos, percloratos e acetatos
NO3-
ClO4-
CH3CO2-
Uma exceção: AgCH3CO2: sólido avermelhado
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Regras de Solubilidade
• Compostos em sua maioria solúveis:
– Cloretos, brometos e iodetos
Cl-, Br-, I-
• Exceto os de Pb2+, Ag+, e Hg22+.
– Sulfatos
SO42-
• Exceto os de Sr2+, Ba2+, Pb2+ e Hg22+.
• Ca(SO4) é ligeiramente solúvel.
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Regras de Solubilidade
• Compostos insolúveis:
HO-, S2-
– Hidróxidos e sulfetos
• Exceto sais de metais alcalinos e amônio
• Sulfetos dos alcalino terrosos são solúveis
• Hidróxidos de Sr2+ e Ca2+ são ligeiramente solúveis.
– Carbonatos e fosfatos
CO32-, PO43-
• Exceto sais de metais alcalinos e amônio
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Solubilidade em Água
Minerais comuns são geralmente formados com
ânions que levam a produtos insolúveis:
sulfeto
fluoreto
carbonato
óxido
Azurita, um
carbonato de
cobre
Pirita de ferro, um
sulfeto
Orpimento,
sulfeto de
arsênico
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Ácidos e Bases
• Latim acidus (azedo)
– Sabor azedo
• Árabe al-qali (cinzas de certas plantas)
– Sabor amargo
• Svante Arrhenius (1884): teoria ácido-base.
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Reações Ácido-Base
• A “força motriz” é a formação de água.
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(liq)
• Equação iônica líquida:
OH-(aq) + H+(aq) → H2O(liq)
• Isto se aplica a todas as reações de ácidos e bases
FORTES.
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Ácidos
• Ácidos liberam H+ em
solução aquosa.
• Ácidos fortes:
HCl(aq)
→
H+(aq) + Cl-(aq)
←
→
H+(aq) + CH3CO2-(aq)
• Ácidos fracos:
CH3CO2H(aq)
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Bases
• Bases liberam OH- em solução aquosa.
• Bases fortes:
NaOH(aq)
→ Na+(aq) + OH-(aq)
H2O
• Bases fracas:
NH3(aq) + H2O(l)
←
→
OH-(aq) + NH4+(aq)
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Bases
• As bases fortes se dissociam completamente
– Hidróxidos de metais do grupo 1 e alguns metais do grupo 2.
• Certas substâncias produzem íons através da reação com
água: hidrólise
NH3(aq) + H2O(l)
←
→
OH-(aq) + NH4+(aq)
• NH3 é uma base fraca pois a reação não é completa.
• A maioria das bases é fraca
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Reconhecendo Ácidos e Bases.
• Ácidos possuem íons hidrogênio ionizáveis.
– CH3CO2H ou HC2H3O2
• Bases possuem OH- combinado com um íon metálico.
KOH
ou são identificados por equações químicas
Na2CO3(s) + H2O(l)→ HCO3-(aq) + 2 Na+(aq) + OH-(aq)
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Mais Reações Ácido-Base
• Leite de magnésia
Mg(OH)2
Mg(OH)2(s) + 2 H+(aq) → Mg2+(aq) + 2 H2O(l)
Mg(OH)2(s) + 2 CH3CO2H(aq) →
Mg2+(aq) + 2 CH3CO2-(aq) + 2 H2O(l)
Equação 1: reação com ácido forte
Equação 2: reação com ácido fraco
Note a formação de água
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Mais Reações Ácido-Base
• Calcário e mármore.
CaCO3(s) + 2 H+(aq) → Ca2+(aq) + H2CO3(aq)
Mas: H2CO3(aq) → H2O(l) + CO2(g)
CaCO3(s) + 2 H+(aq) → Ca2+(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Mas aqui quem atua como base é o CO32Temos que expandir nosso conceito de ácidos e bases
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Calcário e Mármore
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Reações Formadoras de Gás
Corresponde principalmente à química dos
carbonatos metálicos.
CO2 e água → H2CO3
H2CO3(aq) + Ca2+ →
2 H+(aq) + CaCO3(s) (calcário)
A adição de ácido reverte esta reação.
MCO3 + ácido → CO2 + sal
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Reações
Formadores
de Gás
CaCO3(s) + H2SO4(aq) →
2 CaSO4(s) + H2CO3(aq)
Ácido carbônico é instável e forma CO2 + H2O
H2CO3(aq) → CO2 + água
(Os antiácidos têm ácido cítrico + NaHCO3)
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Algumas Reações Formadoras de Gases
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Troca: Reações de Precipitação
Troca
Reações
formadoras
de gases
REAÇÕES
Troca
Reações
ácido-base
REAÇÕES
REDOX
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Reações Redox
Oxidação—
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
Todas as reações de corrosão são reações redox.
2 Al(s) + 3 Cu2+(aq) → 2 Al3+(aq) + 3 Cu(s)
Redução—
Fe2O3(s) + 2 Al(s) → 2 Fe(s) + Al2O3(s)
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Reações
Redox
Cu(s) + 2 Ag+(aq)
→ Cu2+(aq) + 2 Ag(s)
Em todas as reações,
se algo foi oxidado,
outra coisa tem que
ser reduzida
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Por quê estudar reações redox?
Baterias
Corrosão
Metalurgia
Combustíveis
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Oxirredução: Alguns Princípios Gerais
• A hematita é convertida em ferro em um alto-forno.
∆
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 22 Fe(l)
Fe(l) +
+ 33 CO
CO2(g)
• A oxidação e a redução sempre ocorrem juntas.
Fe3+ é reduzido a ferro metálico.
CO(g) é oxidado a dióxido de carbono.
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Mudanças de Estado de Oxidação
• Atribua números de oxidação:
3+ 2-
2+ 2-
∆
0
4+ 2-
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(l) + 3 CO2(g)
Fe3+ é reduzido a ferro metálico.
CO(g) é oxidado a dióxido de carbono.
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Oxidação e Redução
• Oxidação
– nox de algum elemento aumenta na reação.
– Os elétrons estão à direita na equação
• Redução
– nox de algum elemento diminui na reação.
– Os elétrons estão à esquerda na equação.
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Reação Termita
• Fe2O3 + Al → Al2O3 + Fe
• Usada para soldar trilhos de ferrovias
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Zinco em Sulfato de Cobre
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
QFL-2142 Flavio Vichi, 2012
Semi-Reações
• Representam uma reação com duas semireações.
Oxidação:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-
Redução:
Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)
Global:
Cu2+(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn2+(aq)
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Balanceamento de Equações Redox
• Poucas podem ser balanceadas por simples
observação.
• É necessária uma abordagem sistemática.
• O método da semi-reação ou íon-elétron.
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Balanceamento de Reações Redox
 No método das semi-reações, trata-se uma
reação redox como se fossem duas reações
como reações separadas (apenas no papel):
uma de oxidação e outra de redução.
 Balanceia-se cada uma das semi-reações, que
são somadas no final para dar a equação
global
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O Método das Semi-Reações
1. Atribua os números de oxidação, para
determinar a espécie oxidada e a reduzida.
2. Escreva as semi-reações de oxidação e
redução.
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O Método das Semi-Reações
3. Balanceie cada semi-reação.
a.
b.
c.
d.
Balanceie os elementos diferentes de O e H.
Balanceie O através da adição de H2O.
Balanceie H através da adição de H+.
Balanceie a carga através da adição de
elétrons.
4. Multiplique as semi-reações por números
inteiros de modo a igualar os elétrons
ganhos e perdidos.
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O Método das Semi-Reações
5. Some as semi-reações, subtraindo as
espécies que aparecem dos dois lados.
6. Verifique o balanço de massa.
7. Verifique o balanço de carga.
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O Método das Semi-Reações
Considere a reação entre MnO4− e C2O42− :
MnO4− (aq) + C2O42− (aq) → Mn2+ (aq) + CO2 (aq)
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O Método das Semi-Reações
Primeiro, atribuimos os números de oxidação.
+7
+3
+2
+4
MnO4− + C2O42- → Mn2+ + CO2
O manganês vai de +7 a +2, portanto é reduzido.
O carbono vai de +3 a +4, portanto é oxidado.
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Semi-reação de Oxidação
C2O42− → CO2
Para balancear o carbono, adicionamos um
coeficiente 2:
C2O42− → 2 CO2
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Semi-reação de Oxidação
C2O42− → 2 CO2
O oxigênio já está balanceado. Para
balancear a carga, adicionamos 2 elétrons
ao lado direito.
C2O42− → 2 CO2 + 2 e−
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Semi-reação de Redução
MnO4− → Mn2+
O manganês está balanceado; para
balancear o oxigênio, adicionamos 4 águas
ao lado direito.
MnO4− → Mn2+ + 4 H2O
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Semi-reação de Redução
MnO4− → Mn2+ + 4 H2O
Para balancear o hidrogênio, adicionamos 8
H+ ao lado esquerdo.
8 H+ + MnO4− → Mn2+ + 4 H2O
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Semi-reação de Redução
8 H+ + MnO4− → Mn2+ + 4 H2O
Para balancear a carga, adicionamos 5 e− ao
lado esquerdo.
5 e− + 8 H+ + MnO4− → Mn2+ + 4 H2O
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Combinando as Semi-Reações
Podemos agora considerar as duas semireações conjuntamente:
C2O42− → 2 CO2 + 2 e−
5 e− + 8 H+ + MnO4− → Mn2+ + 4 H2O
Para atingir o mesmo número de elétrons em
ambos os lados, multiplicamops a semireação de oxidação por 5 e a semi-reação de
redução por 2.
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Combinando as Semi-Reações
5 C2O42− → 10 CO2 + 10 e−
10 e− + 16 H+ + 2 MnO4− → 2 Mn2+ + 8 H2O
Somando as semi-reações, temos:
10 e− + 16 H+ + 2 MnO4− + 5 C2O42− →
2 Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2 +10 e−
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Combinando as Semi-Reações
10 e− + 16 H+ + 2 MnO4− + 5 C2O42− →
2 Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2 +10 e−
A única coisa que aparece dos dois lados são os
elétrons. Quando os cancelamos, temos:
16 H+ + 2 MnO4− + 5 C2O42− →
2 Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2
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Exemplo 2
Balanceamento de equação para uma reação redox em solução
ácida.
A reação descrita abaixo é usada para determinar a concentração
de íons sulfito em águas residuais de fábricas de papel. Escreva
uma equação balanceada para esta reação em solução ácida.
SO32-(aq) + MnO4-(aq) → SO42-(aq) + Mn2+(aq)
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Exemplo 2
Determine os estados de oxidação:
4+
6+
7+
2+
SO32-(aq) + MnO4-(aq) → SO42-(aq) + Mn2+(aq)
Escreva as semi-reações:
SO32-(aq) → SO42-(aq) + 2 e-(aq)
5 e-(aq) +MnO4-(aq) → Mn2+(aq)
Balanceie os átomos diferentes de H e O:
Já está balanceada.
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Exemplo 2
Balanceie O através da adição de H2O:
H2O(l) + SO32-(aq) → SO42-(aq) + 2 e-(aq)
5 e-(aq) +MnO4-(aq) → Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
Balanceie H através da adição de H+:
H2O(l) + SO32-(aq) → SO42-(aq) + 2 e-(aq) + 2 H+(aq)
8 H+(aq) + 5 e-(aq) +MnO4-(aq) → Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
Verifique se as cargas estão balanceadas:
necessário
Adicione e- se
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Exemplo 2
Multiplique as semi-reações para balancear todos os e-:
5 H2O(l) + 5 SO32-(aq) → 5 SO42-(aq) + 10 e-(aq) + 10 H+(aq)
16 H+(aq) + 10 e-(aq) + 2 MnO4-(aq) → 2 Mn2+(aq) + 8 H2O(l)
Some ambas as equações e cancele quem aparece em ambos
os lados:
5 SO32-(aq) + 2 MnO4-(aq) + 6H+(aq) →
5 SO42-(aq) + 2 Mn2+(aq) + 3 H2O(l)
Verifique!
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Balanceamento em Meio Ácido
• Escreva as equações das semi-reações
–
–
–
–
Balanceie todos os átomos exceto H e O
Balanceie oxigênio usando H2O.
Balanceie hidrogênio usando H+.
Balanceie a carga usando e-.
• Iguale o número de elétrons.
• Some as semi-reações.
• Verifique o balanceamento.
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Balanceamento em Meio Básico
• OH- aparece no lugar de H+.
• Trate a equação como se fosse em meio ácido.
– Então adicione OH- a cada lado para neutralizar H+.
– Remova H2O que aparece de ambos os lados da
equação.
• Verifique o balanceamento.
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Exemplo 3: Para casa
Balanceamento de equação para uma reação redox em solução
básica.
O alumínio metálico é oxidado em solução básica, com a água
atuando como agente oxidante. Os produtos da reação são
Al(OH)4-(aq) e H2(g). Escreva uma equação balanceada para esta
reação.
Al(s) + H2O(l) → Al(OH)4-(aq) e H2(g).
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Agentes Oxidantes e Redutores
• Um agente oxidante:
– Contém um elemento cujo estado de
oxidação diminui em uma reação redox.
• Um agente redutor:
– Contém um elemento cujo estado de
oxidação aumenta em uma reação redox.
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Redox
Esta espécie não
pode ser mais
oxidada
Esta espécie não
pode ser mais
reduzida
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Exemplo 4
Identificando agentes oxidantes e redutores.
O peróxido de hidrogênio, H2O2, é uma substância versátil. Seus
usos incluem o branqueamento de polpa de madeira e de tecidos,
além de ser um substituto do cloro na purificação de água. Um
dos motivos de sua versatilidade é que ele pode atuar tanto como
agente oxidante quanto como agente redutor. Nas reações a
seguir, determine se o peróxido de hidrogênio atua como agente
oxidante ou redutor.
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Exemplo 4
H2O2(aq) + 2 Fe2+(aq) + 2 H+ → 2 H2O(l) + 2 Fe3+(aq)
Ferro é oxidado e
peróxido é reduzido.
Fe(II) é oxidado a Fe(III). Portanto, o peróxido é agente oxidante
O peróxido é reduzido a água.
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Exemplo 4
5 H2O2(aq) + 2 MnO4-(aq) + 6 H+ →
8 H2O(l) + 2 Mn2+(aq) + 5 O2(g)
Manganês é reduzido e
peróxido é oxidado.
Mn(VII) é reduzido a Mn(II). Portanto, o peróxido é o agente redutor.
O peróxido é oxidado a oxigênio molecular.
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Estequiometria de Reações em Solução:
Titulação
• Titulação
– Adição cuidadosamente controlada de uma
solução a outra.
• Ponto de Equivalência
– Am,bos os reagentes foram completamente
consumidos.
• Indicadores
– Substâncias que mudam de cor próximo ao
ponto de equivalência
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Indicadores
5,0 mL CH3CO2H
Algumas gotas de
fenolftaleína
Ad. NaOH 0,1000
mol/L
O “ponto final”
(próximo ao ponto de equivalência)
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EXAMPLO
Padronização de uma solução para uso em titulações redox.
Um pedaço de fio de ferro pesando 0,1568 g é convertido a
Fe2+(aq). Para titular o Fe2+(aq), são necessários 26,42 mL de
uma solução de KMnO4(aq). Qual é a molaridade do
KMnO4(aq)?
5 Fe2+(aq) + MnO4-(aq) + 8 H+(aq) →
5 Fe3+(aq) + Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
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EXAMPLE 5-10
5 Fe2+(aq) + MnO4-(aq) + 8 H+(aq) → 4 H2O(l) + 5 Fe3+(aq) + Mn2+(aq)
Determine KMnO4 consumido na reação:
nMnO4
1 mol Fe × 1 mol Fe2+ ×
= 0,1568 g Fe ×
55,847 g Fe
1 mol Fe
1 mol MnO4- 1 mol KMnO4
-4 mol KMnO
×
=
5,615
×
10
4
5 mol Fe2+
1 mol MnO4
Determine a concentração:
cKMnO
4
5,615 × 10-4 mol KMnO4
=
= 0,02140 mol/L
0,02624 L
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EXEMPLO: Padronize uma solução de
NaOH.
1,065 g de H2C2O4 (ácido oxálico) necessitam de
35,62 mL de NaOH para uma neutralização
completa. Qual é a concentração da solução de
NaOH?
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Padronize uma solução de NaOH
Passo 1: Calcule a quantia de H2C2O4
1 mol
= 0.0118 mol
1.065 g •
90.04 g
Passo 2: Calcule a quantia de NaOH necessária
2 mol NaOH
0.0118 mol acid •
= 0.0236 mol NaOH
1 mol acid
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Padronize uma solução de NaOH
Passo 1: Calcule a quantia de H2C2O4
= 0,0118 mol ácido
Passo 2: Calcule a quantia de NaOH necessária
= 0,0236 mol NaOH
Passo 3: Calcule a concentração de NaOH
0.0236 mol NaOH
= 0.663 M
0.03562 L
[NaOH] = 0,663 M
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EXEMPLO: Use o NaOH padronizado
para determinar a quantia desconhecida
de ácido em uma amostra.
Maçãs contém o ácido málico, C4H6O5.
C4H6O5(aq) + 2 NaOH(aq) →
Na2C4H4O5(aq) + 2 H2O(liq)
76,80 g de maçã necessitam de 34,56 mL de
NaOH 0,663 mol/L para a titulação. Qual é a
porcentagem em massa de ácido málico?
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76,80 g de maçã: 34,56 mL de NaOH 0,663
mol/L. Qual a % em massa de ácido málico?
Passo 1:
C•V =
=
Passo 2:
Calcule a quantia de NaOH usado.
(0,663 M)(0,03456 L)
0,0229 mol NaOH
Calcule a quantia de ácido titulado.
1 mol acid
0.0229 mol NaOH •
2 mol NaOH
= 0,0115 mol ácido
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76,80 g de maçã: 34,56 mL de NaOH 0,663
mol/L. Qual a % em massa de ácido málico?
Passo 1: Calcule a quantia de NaOH usado.
= 0,0229 mol NaOH
Passo 2: Calcule a quantia de ácido titulado
= 0,0115 mol acid
Passo 3 Calcule a massa de ácido.
134 g
0.0115 mol acid •
= 1.54 g
mol
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76,80 g de maçã: 34,56 mL de NaOH 0,663
mol/L. Qual a % em massa de ácido málico?
• Passo 1: Calcule a quantia de NaOH usado.
= 0,0229 mol NaOH
• Passo 2: Calcule a quantia de ácido titulado
= 0,0115 mol ácido
Passo 3: Calcule a massa de ácido = 1,54 g ácido
Passo : Calcule % de ácido málico
1.54 g
• 100% = 2.01%
76.80 g
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