Capítulo 3

Departamento de Química
2003-2004
Fundamentos de Química I (Lic. Química e Bioquímica)
3.4
(a) 2Al(s) + 3H2 SO4 (aq) → Al2 (SO4 )3 (s) + 3H2 (g)
(b) 3Pb(NO3 )2 (aq) + 2Na3 PO4 (aq) → Pb3 (PO4 )2 (s) + 6NaNO3 (aq)
∆
(c) 2KClO 3 (s) → 2KCl(s) + 3O2 (g)
(d) 2H3 PO4 (aq) + 3Na2 CO3 (aq) → 2Na3 PO4 (aq) + 3CO2 (g) + 3H2 O(l)
3.6
(a) 2NiS(s) + 3O2 (g) → 2NiO(s) + 2SO2 (g)
∆ (2000°C)
(b) SiO 2 (s) + 3C(s) → SiC(s) + 2CO(g)
(c) 3H2 (g) + N2 (g) → 2NH3 (g) Processo de Haber
(d) 3Mg(s) + B2 O3 (s) → 2B(s) + 3MgO(s)
3.8
hc/λ (λ > 241nm)
(a) O3 (s) → O2 (g) + •O(g)
•O(g) + •O(g) → O 2 (g)
2O3 (s) → 3O2 (g)
3.10
(a) 4BF 3 (g) + 3NaBH4 (s) → 3NaBF 4 (s) + 2B2 H6 (g)
1º acerta o F; 2º o Na
(b) B2 H6 (g) + 3O2 → B2 O3 (s) + 3H2 O (l)
3.12
∆
(a) 5Sb2 O3 (s) + 2SbCl3 (s) → 3Sb4 O5 Cl2 (s)
(na ausência de Oxigénio)
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2/8
Reacções de precipitação
3.14
Iões espectadores: São iões que estão presentes mas não participam na reacção química
(a) Numa reacção de precipitação o ião espectador não participa na precipitação.
Ag+(aq) + NO3 -(aq) + Na+(aq) + Cl-(aq) → AgCl (s) + NO3 -(aq) + Na+(aq)
(b) numa reacção de neutralização o ião espectador não participa na neutralização
Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → Na+(aq) + H2 O(l) + Cl-(aq)
3.16
(a) Zn(CH3 COO)2 - solúvel
(b) FeCl2 – solúvel
(c) AgCl – insolúvel
(d) Cu(OH)2 - insolúvel
3.18
(a) PbSO4 (s) + H2 O(l) →× (permanece insolúvel)
(b) K2 CO3 (s) + H2 O(l) → 2K+(aq) + CO3 2-(aq)
(c) K2 CrO 4 (s) + H2 O(l) → 2K+(aq) + CrO 4 2-(aq)
(d) Hg2 Cl2 (s) + H2 O(l) →× (permanece insolúvel)
3.20
(a) Fe2 (SO4 )3 (aq) + KOH(aq) → 2 Fe3+ + 3SO4 2-(aq) + K+(aq) + OH-(aq)
(b) 2K3 PO4 (aq) + 3CuCl2 (aq) → Cu3 (PO4 )2 (s) + 6K+(aq) + 6Cl-(aq)
(c) K2 S(aq) + 2AgNO3 (aq) → Ag2 S + 2K+(aq) + 2NO3-(aq)
(d) NiSO4 (aq) + (NH4 )2 CO3 (aq) → NiCO3 (s) + SO4 2-(aq) + 2NH4 +(aq)
(e) Na2 SO4 (aq) + Ca(HO)2 (aq) → CaSO4 (aq) + 2Na+(aq) + 2HO -(aq)
3.22
“A equação iónica expressa a reacção em termos dos iões presentes na solução”
“A equação iónica efectiva é a equação química que resulta após eliminação dos
iões espectadores”
(a) AgNO3 (aq) + Na2 CO3 (aq) → Ag2 CO3 (s)
equação iónica
2Ag+(aq) + 2 NO3 -(aq) + 2 Na+(aq) + CO3 2-(aq) → Ag2 CO3 (s) +2 NO3-(aq) + 2 Na+(aq)
equação iónica efectiva
2Ag+(aq) + CO3 2-(aq) → Ag2 CO3 (s)
(b) → PbI2 (s)
(c) → BaSO4 (s)
(d) → CdS(s)
(e) → Cu(OH)2 (s)
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3/8
3.26
(a) Pb(NO3 )2 (aq) + Na2 CO3 (aq) → PbCO 3 (s)
Pb2+(aq) + CO32-(aq) → PbCO 3 (s)
Iões espectadores: NO3 - + Na+
(b) AlCl3 (aq) + NaOH(aq) → Al(OH)3 (s)
Al3+(aq) + 3OH-(aq) → Al(OH)3 (s)
Iões espectadores: Cl- + Na+
(c) ZnSO4 (aq) + Na2 CrO4 (aq) → ZnCrO 4 (s)
Zn2+(aq) + CrO 4 2-(aq) → ZnCrO 4 (s)
Iões espectadores: SO4 2- + Na+
3.28
Uma solução está a ser investigada quanto à presença dos seguintes iões: Ag+? Ca2+?
Hg2+?
(i) Sol(aq) + HCl(aq) →× (não existe Cl-. Caso existisse formava-se um pp. Branco de
AgCl)
(ii) Sol(aq) + H2 SO4 (aq) → pp branco (Xn SO4 (s)) (CaSO4 (s) – pp. Branco)
(iii) Filtrado + H2 S(aq) → pp negro (XS) (HgS – pp. Negro)
A solução tem Ca2+ e Hg2+
Àcidos e Bases
3.30
Para preparar o sal Cat An deve escolher-se o ácido HAn + a base Cat OH
HAn + CatOH → Cat An (aq) + H2 O(l)
3.32
(a) HNO3 (aq) – ácido nítrico (ácido)
(b) CH3 NH2 (aq) – metilamina (base)
(c) CH3 COOH(aq) – ácido acético (ácido)
(d) KOH(aq) – hidróxido de potássio (base)
(e) HClO 4 (aq) – ácido perclórico (ácido)
3.34
Ácidos
Bases
NH4 +; CH3 COOH
NH3 ; CH3 COO -
(CH3 )3 NH+; HCl
(CH3 )3 N; Cl-
H2 O
O2-; HO -
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4/8
3.40
1
2
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
3
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
B
Al
Ga
In
Tl
C
Si
Ge
Sn
Pb
N
P
As
Sb
Bi
S
Se
Te
Po
F
Cl
Br
I
At
Ácido
Anfotérico
Básico
(a) P2 O5 – óxido ácido P2 O5 + 3H2 O → 2H3 PO4 → H+ + H2 PO4 (b) Na2 O – óxido básico Na2 O + H2 O → 2Na+ + 2HO - (o anião O2- é básico)
(c) CO2 – óxido ácido CO2 + H2 O → H2 CO3 → H+ + HCO3 - → H+ + CO32(d) MgO – óxido básico MgO + H2 O → Mg2+ + 2HO - (o anião O2- é básico)
O Al forma óxidos anfotéricos
Al2 O3 (s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3 (aq) + 3H2 O(l)
Al2 O3 (s) + 2 HO -(aq) + 3 H2 O(l) → 2 [Al(HO)4 ]-(aq) + 3H2 O(l)
3.42
Reacções de oxidação/redução são todas as reacções químicas que envolvem variação
do número de oxidação (no) de alguns dos elementos dos seus reagentes. Envolvem
transferência de electrões.
3.44
(a) 2 Fe(s) + 2 H2 O(l) + O2 (g) → 2 Fe(OH)2 (s)
(b) 2 KNO3 (s)→ 2KNO 2 (s) + O2 (g)
(c) 2 Al (s) + 3 Cu(NO3 )2 (aq) → 3 Cu(s) + 2 Al(NO3 )3 (aq)
(d) 2 Na(s) + 2 H2 O(l) → 2 NaOH(aq) + H2 (g)
3.46
(a) 2 Ag+(aq) + Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 Ag(s)
+1
0
+2
0
(b) TiCl4 (g) + 2 Mg(l) → 2 MgCl2 (s) + Ti(s)
+4
0
+2
0
∆
(c) CuS(s) + O2 (g)  → Cu(s) + SO2 (g)
+2-2
0
0
+4-2
Cu (+2 → 0) = +2 e
S (-2 → +4) = -6 e
O 2x (0 → -2) = 2x(+2 e) = +4 e
(d) Cl2 (g) + 2 Br-(aq) → Br2 (l) + 2 Cl-(aq)
0
-1
0
-1
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18
Xe
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5/8
Números de oxidação
3.48
Oxidação: Aumento do no;
3.50
(a) H2 SO4
(b) B2 O3
(c) NH3
(d) N2 O3
(e) SO3
(f) H3 PO3
3.52
(a) IO3 (b) CrO4 2(c) VO2+
(d) BrO4 (e) IO2 -
no(S) = X;
no(B) = X;
no(N) = X;
no(N) = X;
no(S) = X;
no(P) = X;
Reduçao: Diminuição do no
2(+1)+X+4(-2) = 0
2(X)+3(-2) = 0
X+3(+1) = 0
2(X)+3(-2) = 0
X+3(-2) = 0
3(+1)+X+3(-2) = 0
X = +6
X = +3
X = -3
X = +3
X = +6
X = +3
no(I) = +5
no(Cr) = +6
no(V) = +4
no(Br) = +7
no(I) = +3
3.54
(a) Cl2 (g) + 2 I-(aq) → I2 (aq) + 2 Cl-(aq)
0
-1
0
-1
Oxidante; Espécie reduzida = Cl2 + 2 e → 2 ClRedutor; Espécie oxidada = 2 I- → I2 + 2 e
(b) Cl2 (g) + 2 NaOH)aq) → NaCl(aq) + NaOCl(aq) + H2 O(l)
0
-1
+1
Oxidante; Espécie reduzida = Cl2 + 2 e → 2 ClRedutor; Espécie oxidada = Cl2 + 4 HO - → 2 OCl- + 2 H2 O + 2 e
(c) NO(g) + O3 (g) → NO2 (g) + O2 (g)
+2
0
+4
0
Oxidante; Espécie reduzida = Um dos átomo s do O3
Redutor; Espécie oxidada = NO → NO2
3.58
(a) KBrO vs. KBrO 3
+1
+5 Agente oxidante mais forte: KBrO 3
(b) MnO 4 vs. Mn2+
+7
+2 Agente oxidante mais forte: MnO 4 3.70
(a) HCl – electrólito forte
(b) KOH – electrólito forte
(c) CH3 COOH – electrólito fraco
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6/8
Problemas complementares
1 - Classifique as seguintes reacções quanto ao seu tipo (ácido base, precipitação ou
oxidação/redução). Identifique devidamente cada uma das espécies envolvidas no
processo.
(a) SO3 2- + 2 H3 O+ → SO2 + 3 H2O
(b) SO3 + MgO → MgSO4
(c) Mg + 2 H3 O+ → H2 + Mg2+ + 2 H2 O
(d) 2 Al + 6 H2 O → 3 H2 + 2Al(OH)3
(e) 2 K + 2H2 O → H2 + 2KOH
(f) SO3 2- + 2 HO- → SO42- + H2 O
2 – Identifique o oxidante e o redutor
(a) Na(s) + 1/2Cl2 (g) → NaCl(s)
(b) Zn(s) + Cu2+(aq) → Cu(s) + Zn2+(aq)
(c) Fe2 O3 (aq) + 2Al(s) → 2 Fe(s) + Al2 O3 (s)
(d) Al(s) + HCl(aq) → Al3+ (aq) + H2 (g)
3 – Na seguinte reacção:
a H+ + b MnO 2 + c CH4 O
→ d Mn2+ + e CO2 + f H2 O
indique o seguinte:
a) Os coeficientes estequiométricos a, b, c, d, e, f
b) O agente oxidante e o redutor
c) O número de electrões em jogo
4 – O glutatião, na sua forma reduzida, é um tripéptido (glutamilcisteinilglicina) que se
pode representar por:
O
O
Glu-Cys-Glu
C
CH
NH3
O
H2
C
H2
C
C
O
H
N
CH
CH 2
C
O
H
N
CH
C
O
H
SH
SH
(GSH)
É um anti-oxidante que, quando se oxida, forma o composto GSSG, representado da
seguinte forma:
Glu-Cys-Glu
S
S
Glu-Cys-Glu
O glutatião pode ser oxidado pelo oxigénio e reduzido pelo NADPH (fosfato de
nicotinamida-adenina-dinucleotídeo) .
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7/8
Escreva a reacção de oxidação do glutatião pelo oxigénio. Identifique o oxidante e o
redutor, assim como o respectivo número de oxidação.
Resolução:
1 - Classifique as seguintes reacções quanto ao seu tipo (ácido base, precipitação ou
oxidação/redução). Identifique devidamente cada uma das espécies envolvidas no
processo.
(a) SO3 2- + 2 H3 O+ → SO2 + 3 H2O
S(+4) H(+1) → S(+4) H(+1)
Não há variação dos nºs de oxidação. Reacção de ácido-base com libertação de gás
(SO2 )
Base = SO3 2- ; Ácido = H3 O+
(b) SO3 + MgO → MgSO4
S(+6) Mg(+2) → Mg(+2) S(+6)
Não há variação dos nºs de oxidação. Reacção de ácido-base com precipitação de
MgSO4
Base = O2 2- ; Ácido = SO3
(c) Mg + 2 H3 O+ → H2 + Mg2+ + 2 H2 O
Mg(0) H(+1) → H(0) Mg(+2)
Há variação dos nºs de oxidação. Reacção de oxidação-redução com formação de
gás
O Mg é oxidado (Redutor) 0 → +2
O H+ é reduxido (Oxidante) +1 → 0
(d) 2 Al + 6 H2 O → 3 H2 + 2Al(OH)3
Al(0) H(+1) → H(0) Al(+3)
Há variação dos nºs de oxidação. Reacção de oxidação-redução com pp. do Al(OH)3
com
formação de gás
O Al é oxidado (Redutor) 0 → +3
O H+ é reduxido (Oxidante) +1 → 0
(e) 2 K + 2H2 O → H2 + 2KOH
K(0) H(+1) → H(0) K(+1)
Há variação dos nºs de oxidação. Reacção de oxidação-redução
O K é oxidado (Redutor) 0 → +1
O H+ é reduxido (Oxidante) +1 → 0
(f) SO3 2- + 2 HO- → SO42- + H2 O
S(+4) H(+1) → S(+6) H(+1)
Há variação do nº de oxidação do enxofre. A reacção é de oxidação
SO32- + 2 HO- → SO42- + H2O + 2e
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8/8
2 – Identifique o oxidante e o redutor
(a) Na(s) + 1/2Cl2 (g) → NaCl(s)
Oxidante: Cl2 (reduz-se 0 → -1)
Redutor: Na (Oxida-se 0 → +1)
(b) Zn(s) + Cu2+(aq) → Cu(s) + Zn2+(aq)
Oxidante: Cu (reduz-se +2 → 0)
Redutor: Zn (Oxida-se 0 → +2)
(c) Fe2 O3 (aq) + 2Al(s) → 2 Fe(s) + Al2 O3 (s)
Oxidante: Fe (reduz-se +3 → 0) [Fe3+ (Fe2 O3 ) +3 e → Fe]
Redutor: Al (Oxida-se 0 → +3)
(d) Al(s) + HCl(aq) → Al3+ (aq) + H2 (g)
Oxidante: H (reduz-se +1 → 0)
Redutor: Al (Oxida-se 0 → +3)
1M H3 O+:
pH 7
:
1M HO - :
1M H3 O+:
H3 O+ + e → 1/2H2 + H2 O
H2 O + e → 1/2 H2 + HO H2 O + e → 1/2 H2 + HO H2 O → 1/2 O2 + 2 H+ + 2e
(E° = 0.00 V)
(E° = -0.414 V)
(E° = -0.828 V)
(E° = -1.229 V)
E° da redução de H2 O a H2 varia com o pH
3 – Na seguinte reacção:
a H+ + b MnO 2 + c CH4 O
indique o seguinte:
→ d Mn2+ + e CO2 + f H2 O
(a) Os coeficientes estequiométricos a = 6, b=3, c=1, d=3, e=1, f=5
6 H+ + 3 MnO 2 + 1 CH4 O → 3 Mn2+ + 1 CO2 + 5 H2O
(b) O agente oxidante = MnO 2 e o reductor = CH4 O
(c) O número de electrões em jogo é de 6
4 – Oxidação do glutatião
(a) 2 GSH → GSSG + 2 e (Oxidação; O GSH é o Redutor, Oxida-se)
no(S) GSH = -2 → no(S) GSSG = -1
Glu-Cys-Glu
S
Glu-Cys-Glu
SH
Glu-Cys-Glu
+
SH
S
(GSH) → Glu-Cys-Glu (GSSG) + 2 H+ + 2 e
(b) O2 + 4 H+ + 4 e → 2 H2 O (Redução; O O2 é o Oxidante, reduz-se)
∴ 2x(a) + (b) = 4 GSH + O2 → 2 GSSG + 2 H2 O
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