ECO-04

Capítulo 4
Reações em soluções aquosas e
estequiometria de soluções
Propriedades gerais das
soluções aquosas

Soluções aquosas: São as soluções
nas quais a água é o meio dissolvente.
 Solvente: É o componente da solução
que está em maior quantidade molar.
 Solutos: São os componentes
restantes.
Propriedades eletrolíticas

Qualquer substância cuja solução
aquosa contém íons é chamada de
eletrólito.

Qualquer substância cuja solução
aquosa não contém íons é chamada de
não-eletrólito.

Os eletrólitos que estão presentes em
solução unicamente como íons são
eletrólitos fortes.
Propriedades eletrolíticas

Os eletrólitos que estão presentes
parcialmente como íons e parcialmente
como moléculas são eletrólitos fracos.
Propriedades eletrolíticas

Exemplo: reação de eletrólito fraco
HC2H3O2(aq)

H+(aq) + C2H3O2-(aq)
Exemplo: reação de eletrólito forte
HCl(aq)
H+(aq) + Cl- (aq)
Reações de precipitação

As reações que resultam na formação
de um produto insolúvel são conhecidas
como reações de precipitação.
Exemplo:
Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq)
PbI2(s) + 2 KNO3(aq)
Reações de precipitação
Regras de solubilidade em água para
compostos iônicos comuns
Compostos iônicos solúveis
COMPOSTO
CONTENDO
NO3C2H3O2ClBrISO42-
Compostos iônicos insolúveis
COMPOSTO
CONTENDO
S2CO32PO43OH-
Exceções importantes
Nenhuma
Nenhuma
Compostos
Compostos
Compostos
Compostos
de
de
de
de
Ag+, Hg22+ e Pb2+
Ag+, Hg22+ e Pb2+
Ag+, Hg22+ e Pb2+
Sr2+, Ba2+, Hg22+ e Pb2+
Exceções importantes
Composto de NH4+ dos cátions de metais
Alcalinos e Ca2+, Sr2+ e Ba2+
Compostos de NH4+ e dos cátions de metais
Alcalinos
Compostos de NH4+ e dos cátions de metais
Alcalinos
Compostos dos cátions de metais Alcalinos e
Ca2+, Sr2+ e Ba2+
Equações iônicas
Exemplo:
Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq)
PbI2(s) + 2KNO3(aq)
Pb2+(aq) + 2 NO3-(aq) + 2 K+(aq) + 2 I-(aq)
Pb2+(aq) + 2 I-(aq)
PbI2(s)
PbI2(s) + 2 K+(aq) + 2 NO3-(aq)
Reações de ácidos e bases
Ácidos: são receptores de par de
elétrons.
 Bases: são doadores de par de
elétrons.
A maioria dos ácidos e bases que
existem na natureza são fracos.
Ex.: ácido carbônico (H2CO3).

Reações de ácidos e bases
Ácidos e bases fracas: tem eletrólitos
fracos
Ex.: NH3 (base), HF (ácido)
 Ácidos e bases fortes: tem eletrólitos
fortes
Ex.: NaOH (base), HCl (ácido)

Ácidos e bases fortes
Ácidos fortes
Bases fortes
Clorídrico, HCl
Bromídrico, HBr
Iodídrico, HI
Clórico, HClO3
Perclórico, HClO4
Nítrico, HNO3
Sulfúrico, H2SO4
Hidróxidos dos metais do
grupos I (LiOH, NaOH, KOH,
RbOH, CsOH)
Hidróxidos dos metais mais
pesados do grupo II (Ca(OH)2,
Sr(OH)2, Ba(OH)2)
Coloque na ordem
crescente de força ácida
Reacões de neutralização
e sais

Toda neutralização (ácido + base),
forma água e sal
Ex.: HCl(aq) + NaOH(aq)
H2O(l) + NaCl(aq)
Reações ácido-base com
formação de gás

Existem bases além do OH- como o íon
sulfeto e o íon carbonato e quando
reagem formam gases com baixas
solubilidades em água.
Ex.: 2 HCl(aq) + Na2S(aq)
H2S(g) + 2 NaCl(aq)
Reações de oxirredução
Oxidação: é a perda de elétrons por
uma substância.
 Redução: é o ganho de elétrons por
uma substância.
Ex.: Ca(s) + 2 H+(aq)
Ca2+(aq) + H2(g)

Números de oxidação


Na forma elementar o nº de oxidação
é zero
Em um composto, o elemento mais
eletronegativo ganha elétrons e o
menos eletronegativo perde elétrons
Números de oxidação
Exemplos:
S2H2S
H+

O2+
OF2
C4+
CO2
F-
O2-
Oxidação de metais por
ácidos e sais

Padrão geral
A + BX
Exemplos:
Zn(s) + 2 HBr(aq)
Mn(s) + Pb(NO3)2(aq)
0
+2
AX + B
ZnBr(aq) + H2(g)
Mn(NO3)2(aq) + Pb(s)
+2
0
Série de atividades de metais
Lítio
Potássio
Bário
Cálcio
Sódio
Magnésio
Alumínio
Manganês
Zinco
Cromo
Ferro
Cobalto
Níquel
Estanho
Chumbo
Hidrogênio
Cobre
Prata
Mercúrio
Platina
Ouro
REAÇÃO DE OXIDAÇAO
Li(s)
K(s)
Ba(s)
Ca(s)
Na(s)
Mg(s)
Al(s)
Mn(s)
Zn(s)
Cr(s)
Fe(s)
Co(s)
Ni(s)
Sn(s)
Pb(s)
H2(s)
Cu(s)
Ag(s)
Hg(s)
Pt(s)
Au(s)
Li+(aq)
K+(aq)
Ba2+(aq)
Ca2+(aq)
Na+(aq)
Mg2+(aq)
Al3+(aq)
Mn2+(aq)
Zn2+(aq)
Cr3+(aq)
Fe2+(aq)
Co2+(aq)
Ni2+(aq)
Sn2+(aq)
Pb2+(aq)
2H+(aq)
Cu2+(aq)
Ag+(aq)
Hg2+(aq)
Pt2+(aq)
Au3+(aq)
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
ee2e2ee2e3e2e2e3e2e2e2e2e2ee2ee2e2e3e-
A facilidade de oxidação aumenta
METAL
Oxidação de metais por
ácidos e sais
Cu(s) + 2 Ag+(aq)
Cu2+(aq) + 2 Ag(s)
Concentrações de soluções

Concentração em quantidade de matéria
Concentração em
=
quantidade de matéria
quantidade de matéria de soluto
volume de solução em litros
Concentrações de soluções
Exemplo:
Calcule a concentração em quantidade
de matéria de uma solução preparada
a partir da dissolução de 23,4 g de
sulfato de sódio (Na2SO4) em água
suficiente para perfazer 125 mL de
solução.
Concentrações de soluções

Diluição: é a adição de solvente em
uma solução; diminui a concentração
do soluto sem alterar sua quantidade
em matéria.
Ex.: Adição de água em um suco
Diluição

Fórmula:
C(conc) x V(conc) = C(dil) x V(dil)
Ex.: Quantos mililitros de H2SO4 3,00 mol/L
são necessários para preparar 450 mL de
H2SO4 0,10 mol/L de H2SO4?
Estequiometria de soluções
e análise química

Quantos gramas de Ca(OH)2 são
necessários para neutralizar 25,0 mL
de HNO3 1,00 mol/L?
Titulação

O que é titulação? É uma forma de se
descobrir a concentração de uma
solução.
Referências bibliográficas
www.Youtube.com
 Química: a ciência central

Eduardo Júnior N° 14439
Eduardo Satiro N° 14440