Reações químicas

Professora Sonia
Reações Químicas
Reação química é todo fenômeno em que uma substância pura A, se transforma em outra
substância pura B, com modificação total de suas propriedades específicas.
Reação química é um fenômeno químico, pois, há modificação da natureza das matérias
participantes.
Consideremos a seguinte experiência: colocamos em um tubo de ensaio, limalha de ferro e
adicionamos ácido sulfúrico diluído. Observa-se imediatamente o desprendimento de um gás,
que é o hidrogênio; por outro lado, o ferro se transforma em outra substância, que é o sulfato de
ferro.
Houve uma reação química entre o ácido sulfúrico e o ferro, pois estas substâncias foram
transformadas em outras, totalmente diferentes, sulfato de ferro e hidrogênio:
Fatores que influem nas reações químicas
1o.) Estado nascente
Uma substância, no momento que se forma numa reação química, se encontra em estado
nascente.
Assim o hidrogênio, no momento em que se desprende da reação de zinco com ácido clorídrico,
se encontra em estado nascente. A substância em estado nascente se caracteriza por uma
reatividade muito maior. No caso de se libertar uma substância simples, como no exemplo
anterior (desprendimento de hidrogênio), admite-se que a mesma se encontra na forma de
átomos (estado atômico), e daí sua maior reatividade (no estado molecular há configuração
estável, enquanto que no estado atômico, não).
Muitas reações que não ocorrem ou que ocorrem lentamente, na presença de hidrogênio
molecular, com hidrogênio nascente são rápidas. Quando se coloca ouro, por exemplo, em
atmosfera de cloro a frio, a combinação é muito lenta. Entretanto, o ouro se dissolve
rapidamente em água régia (três partes de ácido clorídrico concentrado e uma parte de ácido
nítrico concentrado); forma-se cloreto áurico, solúvel. Neste caso tem-se a combinação do ouro
com cloro nascente, libertado da reação do ácido clorídrico com o ácido nítrico:
2o.) Superfície de contato
Quanto maior for a superfície de contato entre os reagentes, maior será a velocidade da reação.
Assim, colocando-se alumínio em pó em um tubo de ensaio contendo uma solução de ácido
sulfúrico, observa-se uma reação bastante violenta, com desprendimento de hidrogênio.
Substituindo-se o alumínio em pó por uma lâmina de alumínio, observa-se que a reação e mais
lenta, pois neste último caso o contato entre os reagentes é muito menor. Em ambos os casos, a
equação da reação é a seguinte:
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3o.) Temperatura
As reações químicas são comumente favorecidas pelo aquecimento. Com relação à influência da
temperatura nas reações químicas, Van’t Hoff estabeleceu a seguinte regra: "Um aumento de
temperatura de 10 °C, freqüentemente duplica ou triplica a velocidade de uma reação".
Como exemplo de uma reação que se dá com um ligeiro aquecimento, pode-se citar, a
decomposição do nitrito de amônio:
Em muitos casos, a temperatura influi na natureza da reação química.
Por exemplo, o cloro reage com hidróxido de sódio formando hipoclorito de sódio quando a
reação é feita a frio, mas quando a reação é feita a quente forma-se clorato de sódio:
4o.) Pressão
As reações que ocorrem com contração de volume são muito facilitadas pelo aumento de
pressão. A síntese do amoníaco é favorecida pela compressão, pois há uma contração de metade
do volume inicial.
5o.) Luz
É outro fator que pode influir nas reações químicas. As reações de análise (decomposição) que
ocorrem pela ação da luz chamam-se fotólises. Como exemplo de fotólise tem-se a decomposição
dos sais de prata pela luz solar; é o princípio da fotografia.
As substâncias que se decompõe pela ação da luz são guardadas em frascos escuros.
As reações de sínteses que se dão sob ação da luz, são chamadas de fotossínteses. Como
exemplo, pode-se citar a fotossíntese das plantas.
Observação: Clorofila é um pigmento que contém Magnésio. O Magnésio emite elétrons
energéticos necessários ao processo de fotossíntese.
Outro exemplo é a combinação do hidrogênio com cloro; a mistura destes dois gases quando
exposta à luz solar, explode violentamente, formando-se gás clorídrico. A reação em ambientes
escuros é muito lenta.
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6o.) Eletricidade
A influência da eletricidade nas reações químicas pode ser:
I. Por corrente elétrica
Como exemplos de reações produzidas pela corrente elétrica, temos todas as reações de
eletrólise.
II. Por faísca elétrica
O hidrogênio e oxigênio, misturados, quando submetidos a faíscas elétricas, se combinam
formando água:
O oxigênio, submetido a descargas elétricas silenciosas (eflúvios elétricos) se transforma em
ozônio.
Estabelecendo um arco voltaico entre eletrodos de grafite, numa atmosfera de hidrogênio,
Berthelot obteve acetileno:
7o.) Concentração
A influência da concentração, ou a ação das massas dos reagentes será estudada
posteriormente. Aqui, nos limitaremos a um exemplo, a fim de mostrar a influência da
concentração dos reagentes numa reação química.
Consideremos a reação de cloreto de sódio com carbonato de cálcio, dando carbonato de sódio e
cloreto de cálcio:
Esta reação não pode ser realizada em laboratório, em condições comuns de concentração, pois
o cloreto de cálcio e o carbonato de sódio são solúveis, enquanto que o carbonato de cálcio é
insolúvel. Já a reação inversa se realiza facilmente.
Entretanto usando-se cloreto de sódio, em concentração extremamente elevada em relação à
concentração de carbonato de cálcio, pode-se "forçar" a reação nesse sentido. Assim, Bertholet
em 1778 explicou a existência de carbonato de sódio em certos lagos do Egito; devido a grande
concentração de cloreto de sódio nesses lagos.
8o.) Catalisador
Catalisador é uma substância que modifica a velocidade de uma reação química sem, contudo,
sofrer qualquer alteração permanente em composição e quantidade. O fenômeno em que toma
parte um catalisador chama-se catálise.
Quando o catalisador acelera a velocidade da reação tem-se uma catálise positiva; quando
retarda, tem-se uma catálise negativa.
Hidrogênio e oxigênio se combinam facilmente na presença de uma esponja de platina dando
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água; neste caso temos uma catálise positiva.
Sulfito de sódio, em solução, se oxida facilmente, formando sulfato de sódio. Mas a oxidação se
torna muito mais lenta presença de quantidades mínimas de glicerina, ou seja, ocorre uma
catálise negativa.
A decomposição da água oxigenada é acelerada em presença de hidróxidos (OH-) e retardada em
presença de ácidos (H+).
A s e g u ir u m e s tu d o s u c in to d o s p rin c ip a is á c id o s .
Ácido Carbônico (H2CO3)
O ácido carbônico H2CO3 está presente em todas as bebidas gaseificadas, por exemplo, nos
refrigerantes. Quando este ácido se decompõe ele se transforma em H2O e CO2 (gás carbônico),
que é o gás responsável pelas bolhas que vemos dentro do líquido na garrafa.
Ácido Etanóico ou Acético (H3CCOOH)
O ácido acético é um ácido orgânico muito utilizado no seu cotidiano, quando ele é misturado
com água forma uma solução conhecida com o nome de vinagre.
A equação de ionização completa do ácido acético é:
A equação que representa a fórmula estrutural plana do ácido acético é representada a seguir.
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Ácido Clorídrico (HCl)
O ácido clorídrico é uma solução aquosa de gás clorídrico ou cloridreto.
Ele é o ácido derivado de halogênio (halógeno-ácido) mais importante da indústria. Apresenta
odor intenso e produz efeitos sufocantes.
Uma solução aquosa que contenha mais de 37 % em massa de gás clorídrico, fumega no ar e
por isso o ácido clorídrico é conhecido como ácido fumegante.
No comércio ácido clorídrico concentrado é uma solução aquosa de, no mínimo, 35 % em
massa, de cloridreto.
O ácido clorídrico é um dos ácidos mais fortes conhecidos, ou seja, possui um alto grau de
ionização.
Características do ácido clorídrico:
O HCl reage com hidróxidos e óxidos de metais formando sais (cloretos) e água.
NaOH + HCl → NaCl + H2O
MnO + 2HCI → MnCl2 + H2O
O HCl reage com metais menos nobres que o hidrogênio formando sais (cloretos), nestas reações
ocorre liberação de gás hidrogênio.
2HCl + Zn → ZnCl2 + H2
2HCl + Fe → FeCl2 + H2
O ácido clorídrico reage com os sais de prata originando um sólido branco (cloreto de prata) e
um ácido correspondente.
Também reage com os carbonatos produzindo um cloreto, água e gás carbônico (que produz
efervescência).
Métodos de obtenção do ácido clorídrico
Método sintético: Este método é empregado em países onde o cloro é fabricado em grande
quantidade como subproduto na eletrólise do cloreto de sódio.
Obtém-se o HCl a partir da combustão de hidrogênio em atmosfera de cloro: H2 + Cl2 → 2HCl.
Obtenção a partir da reação de ácido sulfúrico concentrado com sal comum (NaCl): Este
método é usado em laboratórios nos quais se emprega cloreto de amônio no lugar do cloreto de
sódio. O ácido sulfúrico é gotejado de um funil de decantação ligado a um balão de vidro que
contém o cloreto (observe a figura a seguir).
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Temos a seguinte reação:
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl.
O gás clorídrico (HCl) liberado é recolhido em um cilindro de vidro, no qual se deposita, pelo fato
de ser mais denso que o ar.
O HCl também pode ser recolhido em água, formando uma solução de ácido clorídrico.
Na equação da reação dada (NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl), notamos que apenas um, dos dois
átomos de hidrogênio da molécula de ácido sulfúrico é substituído, ocorrendo a formação de um
sal ácido, o hidrogenossulfato de sódio.
Para ocorrer a substituição do outro átomo de hidrogênio devemos aquecer (numa temperatura
mais alta) esta mistura com excesso de cloreto de sódio. Assim obteremos o sulfato de sódio
(Na2SO4):
NaCl + NaHSO4 → Na2SO4 + HCl.
Aplicações do ácido clorídrico
O ácido clorídrico é empregado:
I) Na preparação de cloro.
II) Na limpeza de superfícies de metálicas.
III) Laboratório, como ácido forte.
IV) Na preparação de cloretos.
V) Na fabricação de tintas.
VI) No branqueamento de açúcares.
VII) Na fabricação de glicose a partir do amido.
VIII) Em reações orgânicas.
Ácido Nítrico (HNO3)
Acredita-se que tenha sido descoberto por volta do ano 1100, é um dos ácidos mais antigos
conhecidos pela ciência. Era chamado, pelos alquimistas, de aqua fortis, nome que foi
substituído, no final do século XVII, por ácido azótico.
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Puro é um líquido incolor de densidade 1,52 g/mL e é muito fumegante quando exposto ao ar.
Ataca o tecido animal e vegetal produzindo manchas amarelas na pele e destruindo
rapidamente os vegetais.
É solúvel em água (em todas as proporções) e forma uma solução com na qual tem alto grau de
ionização.
No comércio é conhecido como ácido nítrico concentrado e apresenta uma cor amareloacastanhada devido à presença de dióxido de nitrogênio (NO2).
O ácido nítrico concentrado comercial contém 65 % de HNO3 em massa, dissolvido em água.
Quando é exposto à luz ou aquecido, torna-se instável e se decompõe produzindo água, oxigênio
e dióxido de nitrogênio, que é um óxido castanho-avermelhado. Observe a equação de
decomposição:
4HNO3 → 2H2O + 4NO2 + O2.
O ácido nítrico é um poderoso oxidante, pois libera oxigênio com facilidade. Ele oxida, por
exemplo, não-metais como o carbono que é oxidado a dióxido de carbono e o enxofre que é
oxidado a ácido sulfúrico:
3C + 4HNO3 → 3CO2 + 2H2O + 4NO
S + 2HNO3 → H2SO4 + 2NO.
O ácido nítrico oxida metais e o óxido formado reage com o excesso de ácido nítrico, formando o
nitrato do metal. Observe:
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3Zn + 8HNO3 → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Nas reações anteriores o monóxido de nitrogênio (NO) formado é incolor e percebemos o
desprendimento de vapores castanhos-avermelhados.
Isto acontece, pois, o monóxido de nitrogênio (NO) em contato com o ar se oxida a dióxido de
nitrogênio (NO2) que é castanho-avermelhado:
2NO + O2 → 2NO2 (castanho avermelhado)
Métodos de obtenção do ácido nítrico
Método de laboratório: O HNO3 é obtido com a reação de ácido sulfúrico concentrado e
nitratos.
O nitrato de sódio, que se encontra em jazidas naturais (salitre do Chile) é misturado com ácido
sulfúrico:
NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3
Este método de preparação envolve o aquecimento de uma mistura de salitre do Chile com
ácido sulfúrico concentrado.
O HNO3 produzido é destilado (P. E. = 86°C) sendo recolhido em recipiente de recolhimento e
resfriado por água e gelo (observe a figura a seguir).
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Método sintético: Uma corrente de ar atmosférico atravessa um arco voltáico de altíssima
temperatura, forma-se pequena quantidade de monóxido de nitrogênio (NO): N2 + O2 → 2NO.
O monóxido de nitrogênio (NO) na presença de oxigênio do ar se oxida a dióxido de nitrogênio
(NO2), este é borbulhado em água quente e reage produzindo ácido nítrico:
2NO + O2 → 2NO2
3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO.
Combustão catalítica do gás amoníaco (NH3) (90 % da produção mundial): É um dos
métodos mais empregados. Uma mistura aquecida a 600 °C de gás amoníaco com dez vezes seu
volume de ar atmosférico é infiltrada através de uma rede de platina, que atua como catalisador
da reação.
Ocorrem várias reações, entre elas a mais importante é a seguinte: o gás amoníaco é oxidado,
pelo oxigênio do ar, a monóxido de nitrogênio. O monóxido de nitrogênio (NO) a temperaturas
mais baixas (aproximadamente 150 °C) é oxidado a dióxido de nitrogênio (NO2) que reage com a
água e forma (aproximadamente 50 °C) o ácido nítrico.
4NH3 + 5O2 → 6H2O + 4NO
4NO + 2O2 → 4NO2
3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO
Aplicações do ácido nítrico
O ácido nítrico é empregado:
I) Na fabricação de explosivos (cerca de 75 % do ácido nítrico fabricado) tais como nitrocelulose
(algodão-pólvora), trinitroglicerina, trinitrotolueno (T. N. T.) e ácido pícrico.
II) Como agente oxidante em geral.
III) Na reparação de ácido sulfúrico pelo processo das câmaras de chumbo.
IV) Na fabricação de celulóides, plásticos, tintas e vernizes.
VI) Na preparação de nitratos (em reações com hidróxidos, óxidos, metais, carbonatos, etc.).
VII) Na fabricação de tecidos sintéticos como a seda artificial.
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Ácido Nitroso (HNO2)
O ácido nitroso é um ácido semiforte (ou moderado) que existe apenas em soluções aquosas
diluídas. Estas soluções apresentam uma cor azul pálida.
Método de obtenção
O ácido nitroso é obtido a partir de sais que contenham o ânion nitrito (NO2-).
O sal mais importante para a obtenção do ácido nitroso é o nitrito de sódio (NaNO2) que é
empregado em grandes quantidades na indústria de corantes artificiais. O nitrito de sódio é
misturado a uma solução diluída de um ácido forte, como o ácido clorídrico (HCl).
NaNO2 + HCl → NaCl + HNO2
O ácido nitroso também pode ser obtido pela mistura de NO com NO2 (na proporção de 1:1),
esta mistura produz N2O3 que é, então, adicionado à água.
N2O3 + H2O → 2HNO2
Ácido Sulfúrico (H2SO4)
É o ácido mais importante da indústria mundial e é fabricado em grandes quantidades. O
consumo de ácido sulfúrico serve para se medir o progresso industrial de um país.
É um líquido incolor e oleoso, sua densidade é de 1,85 g/mL e ponto de ebulição 338 °C. Tem
grande afinidade pela água, ou seja, é higroscópico. Pode ser dissolvido em qualquer quantidade
de água e esta mistura acontece com apreciável liberação de calor.
Quando precisamos obter uma solução diluída de ácido sulfúrico, devemos adicionar o ácido
sobre a água e nunca o contrário.
O ácido sulfúrico concentrado é muito corrosivo e destrói substâncias orgânicas, que contêm
hidroxilas, como açúcares, celulose (papel, madeira, etc.) produzindo carbonização total. Ataca
tecidos animais e vegetais.
Em solução aquosa reage com os metais menos nobres que o hidrogênio, com exceção do
chumbo, produzindo gás hidrogênio e um sulfato (sal correspondente).
Exemplos:
2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2
Sn + H2SO4 → SnSO4 + H2
O ácido sulfúrico concentrado é um eficaz agente desidratante e oxidante.
A quente oxida a maior parte dos elementos químicos, até prata, cobre, enxofre, carbono,
hidrogênio e mercúrio.
A reação do H2SO4 com metais produz um óxido básico, que reage com o excesso de ácido e
forma um sulfato do metal e água e ocorre o desprendimento de dióxido de enxofre (SO2).
Observe:
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A reação do H2SO4 com ametais produz um óxido ácido e dióxido de enxofre (SO2). Observe:
Métodos de obtenção do ácido sulfúrico
Os processos de obtenção de ácido sulfúrico passam primeiro pela obtenção do dióxido de
enxofre (SO2) que pode ser produzido pela combustão do enxofre:
S + O2 → SO2.
Quando não é possível o acesso a grandes quantidades de enxofre o dióxido de enxofre pode ser
produzido pela ustulação de sulfetos, geralmente da pirita (FeS2):
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
Processo de contato: Passamos uma mistura de dióxido de enxofre e oxigênio, através de uma
câmara contendo platina pulverizada que funciona como catalisador.
Neste ponto ocorre a oxidação do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre:
2SO2 + O2 → 2SO3.
O trióxido de enxofre (SO3) produzido é misturado a ácido sulfúrico diluído em água, formandose então ácido sulfúrico:
H2O + SO3 → H2SO4.
Processo das câmaras de chumbo: Neste caso o dióxido de enxofre (SO2) é oxidado pelo dióxido
de nitrogênio (NO2) em câmaras de chumbo na presença de água. O dióxido de nitrogênio é
então reduzido a monóxido de nitrogênio (NO) que entra em contato com oxigênio e é novamente
transformado em dióxido de nitrogênio. Observe as reações a seguir.
Aplicações do ácido sulfúrico
O ácido sulfúrico é empregado:
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I) Na agricultura, na fabricação de superfosfatos, usados como fertilizantes (adubos).
II) Na fabricação de açúcares a partir de amido.
III) No refino do petróleo e óleos minerais.
IV) Nos acumuladores e baterias.
V) Na fabricação de sulfatos, carbonato de sódio, ácido clorídrico, ácido nítrico.
VI) Na fabricação de filmes de celulose e de rayon (tipo de seda artificial, cujo principal
componente é um derivado da celulose (acetato de celulose, nitroceluloses, etc.)).
VII) Na fabricação de explosivos como o trinitrotolueno (T.N.T), trinitocelulose e trinitroglicerina
(nitroglicerina).
VIII) Na fabricação de éter a partir da desidratação intermolecular do álcool.
IX) Na preparação de corantes e branqueamento de tecidos.
X) Na metalurgia.
XI) Na limpeza de peças de motores em oficinas mecânicas.
Ácido Hipocloroso (HClO)
É um ácido muito fraco e instável, existindo apenas em solução.
Métodos de obtenção do ácido hipocloroso
Cloro em uma suspensão de óxido de mercúrio (HgO) em água: O cloro reage com a água
originando ácido clorídrico e ácido hipocloroso.
O ácido clorídrico formado reage com o óxido de mercúrio formando cloreto mercúrio (HgCl2).
No final do processo obtemos uma solução aquosa do ácido hipocloroso que é separado por
destilação.
A partir de sais: Neste caso sais que apresentam o ânion hipoclorito são tratados com ácidos.
2KClO + H2SO4 → K2SO4 + 2HClO
Aqui, também, o ácido hipocloroso é separado por destilação.
Aplicações do ácido hipocloroso
O ácido hipocloroso é muito usado na purificação da água de reservatórios e piscinas e também
no branqueamento de tecidos.
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Ácido Sulfídrico (H2S) ou Sulfidreto
O ácido sulfídrico é encontrado águas sulfurosas, algumas águas minerais, e em material
vulcânico.
É produzido a partir da putrefação de materiais orgânicos que contêm enxofre, ele é responsável
pelo cheiro de ovo podre (cheiro característico do gás sulfídrico) que exala de certos materiais.
O ácido sulfídrico é incolor e muito tóxico. Dissolve-se na água na proporção de três volumes de
gás para um de água, onde forma um ácido fraco.
Queima no ar, produzindo dióxido de enxofre e água.
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2
Na reação anterior quando a quantidade de oxigênio não é suficiente para a combustão total,
forma-se dióxido de enxofre (SO2) e enxofre.
2H2S + O2 → 2S + 2H2O
O ácido sulfídrico reage com sais de metais pesados como o zinco, cobre, estanho, ferro,
cobalto, níquel e forma sulfetos insolúveis.
ZnSO4 + H2S → ZnS + H2SO4
SnCl2 + H2S → SnS + 2HCl
É um ótimo agente redutor, pois reduz os halogênios, formando enxofre e um ácido
halogenídrico (que possui um halogênio).
Br2 + H2S → 2HBr + S
l2 + H2S → 2Hl + S
O ácido sulfídrico (sulfidreto) também reduz o ácido nítrico a monóxido de nitrogênio.
H2S + 2HNO3 → 2H2O + SO2 + 2NO
Métodos de obtenção do ácido sulfídrico ou sulfidreto
O sulfidreto é preparado a partir de um sulfeto metálico misturado a um ácido não oxidante,
como por exemplo, o ácido clorídrico ou o ácido sulfúrico diluído. Este processo é feito com a
utilização do aparelho de Kipp. Observe a figura a seguir.
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O sulfeto ferroso (FeS), em pedras é colocado na parte do meio do aparelho, logo em seguida
introduz-se ácido clorídrico pela parte superior do aparelho de Kipp e temos a reação a seguir.
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S
A reação é controlada pela pressão do gás sulfídrico (H2S) no interior do aparelho que também
controla o contato da solução do ácido com o sulfeto sólido.
Aplicações do ácido sulfídrico
O ácido sulfídrico é empregado:
I) Na química analítica, como reagente para a separarão dos íons dos metais.
II) Como agente redutor.
Ácido Sulfuroso (H2SO3)
O ácido sulfuroso é instável e existe apenas em solução aquosa que apresenta, no máximo, 6 %
em massa.
É um agente redutor, pois se transforma em ácido sulfúrico retirando oxigênio de moléculas de
outras substâncias. Observe os dois exemplos a seguir.
Reduz água oxigenada à água:
H2SO3 + H2O2 → H2SO4 + H2O
e reduz halogênios a ácidos halogenídricos:
H2SO3 + H2O + I2 → H2SO4 + 2HI.
Método de obtenção
O ácido sulfuroso é obtido a partir da dissolução de dióxido de enxofre, também conhecido
como anidrido sulfuroso (SO2), em água.
SO2 + H2O → H2SO3
Aplicações do ácido sulfuroso
O ácido sulfuroso é empregado:
I) Como agente redutor.
II) Como conservante de alimentos.
III) Na indústria é usado no branqueamento de tecidos.
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Ácido Persulfúrico (H2S2O8)
Este ácido é muito importante na fabricação da água oxigenada (H2O2).
Aquecemos a 80 °C uma solução de ácido persulfúrico e como produto, além do ácido sulfúrico,
temos a água oxigenada ou peróxido de hidrogênio.
H2S2O8 + H2O → H2O2 + 2H2SO4
Ácido Hipossulfuroso (H2S2O4) e Tiossulfúrico (H2S2O3)
Estes ácidos são derivados de sais, por isso não são encontrados puros.
Ácido Fluorídrico ou Fluoridreto (H2F2 ou HF)
O fluoridreto ou gás fluorídrico é um gás incolor muito solúvel na água (até 35 % em massa).
Esta solução é chamada de ácido fluorídrico.
Verificou-se que pela determinação massa molecular o fluoridreto, à temperatura ambiente, tem
fórmula H2F2.
Com o aumento da temperatura as moléculas H2F2 se transformam em moléculas HF, sendo
que acima de 88 °C temos apenas estas moléculas. Isto também acontece em solução aquosa.
Costumamos utilizar a fórmula HF para o fluoridreto e ácido fluorídrico.
Aplicações do ácido fluorídrico
O ácido fluorídrico e o fluoridreto reagem com sílica formando ácido fluossilícico.
SiO2 + 6HF → H2SiF6 + 2H2O
Quando o ácido fluorídrico é colocado em contato com o vidro (que contém sílica), corrói a sua
superfície.
Método de obtenção
O ácido fluorídrico pode ser obtido pela reação do minério fluorita (CaF2) com ácido sulfúrico
concentrado em cadinhos de chumbo.
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF
Aplicações do ácido fluorídrico
Ele é usado na marcação de utensílios de vidro (recipientes, instrumentos, frascos) de laboratório e objetos decorativos.
O ácido fluorídrico também é usado na química analítica para o reconhecimento da sílica e do
flúor.
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Exercícios
01. (Usp) Qual das alternativas abaixo corresponde melhor ao que se passa quando bromo é
introduzido em água?
a) o bromo permanece insolúvel na água.
b) o bromo dissolve na água, mas, não reage com a mesma.
c) Br2 + 2 H2O
2 BrO2- + 4 H+.
d) Br2 + H2O
Br2O2- + 2 H+.
e) Br2 + H2O
Br- + BrO- + 2 H+.
02. (Usp) Todos os sistemas abaixo relacionados irão formar hidrogênio, exceto:
a) prata metálica mais ácido clorídrico diluído.
b) ferro metálico mais ácido sulfúrico diluído.
c) sódio metálico mais álcool etílico.
d) magnésio metálico mais vapor d'água.
e) alumínio metálico mais solução de hidróxido de sódio.
03. (Santa Casa) Todas as interações indicadas abaixo, podem formar dióxido de enxofre,
EXCETO
a) mercúrio metálico e ácido sulfúrico concentrado.
b) sulfato de potássio e ácido fluorídrico diluído.
c) sulfeto de zinco e ar (aquecidos conjuntamente).
d) sulfito de potássio e ácido clorídrico diluído.
e) brometo de potássio e ácido sulfúrico concentrado.
04. (Ita) As equações abaixo se referem às reações observadas no estudo das propriedades do
H2S. Qual das equações abaixo é FALSA?
a) 2 H2S(g) + SO2(g) → 2 H2O(g) + 3 S(g)
b) H2S(aq) + Pb+2(aq) → PbS(s) + H2(g)
c) H2S(aq) + 2 OH-(aq) → 2 H2O(l) + S2-(aq)
d) H2S(g) + 3/2 O2(g) → H2O(g) + SO2(g)
e) H2S(aq) + NH3(aq) → NH4+(aq) + SH-(aq)
05. (Ita) A maior parte do oxigênio produzido industrialmente, nos nossos dias, é obtido por
qual das alternativas abaixo:
a) liquefação do ar por compressão e redução de temperatura e sua destilação fracionada
subseqüente;
b) eletrólise de água acidulada, usando eletrodos inertes. O outro produto (hidrogênio) é todo
consumido pelas refinarias de petróleo;
c) aquecimento de óxidos de certos metais que dissociam facilmente;
d) passagem de ar quente por câmaras que contém substâncias que fixam o nitrogênio na forma
de nitretos não voláteis;
e) injeção alternada de jatos de ar e jatos de vapor sobre carvão de pedra incandescente.
06. (Usp) Um prospecto que procura atrair capital para construção de uma fábrica de ácido
sulfúrico afirma: "Nosso projeto prevê a produção de 90 toneladas de ácido sulfúrico de cada 30
toneladas de enxofre".
Desta afirmação podemos concluir que...
a) a fábrica irá empregar o método da "câmara de chumbo".
b) a fábrica irá empregar o método de "contacto".
c) tal performance, em princípio, é possível para qualquer método que produza ácido sulfúrico
com a matéria prima citada.
d) a fábrica irá empregar um método novo, radicalmente diferente dos métodos clássicos já
conhecidos.
e) salvo erro de impressão, estamos em face de um "conto do vigário" pois os números dados
violam princípios elementares da Física e da Química.
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07. (Ita) "Ácido sulfúrico (H2SO4) (a) é um líquido (b) pouco volátil (c) que pode ser obtido em
aparelhagem de chumbo (d) pela oxidação do enxofre de acordo com uma seqüência de reações
globalmente representadas por (e) S + 3/2 O2 + H2O → H2SO4. (f) É um ácido muito reativo (g)
reagindo violentamente com alguns metais, como o zinco, produzindo gás e o respectivo sal. (h)
O mesmo ocorre com o chumbo. (i) Na reação com cloretos de metais alcalinos libera gás
clorídrico."
Nesse trecho de uma redação sobre ácido sulfúrico é encontrada a seguinte contradição:
a) (a) com (b)
b) (d) com (e)
c) (b) com (f)
d) (c) com (h)
e) (b) com (i)
08. (Ita) Um aluno, no laboratório, derramou ácido sulfúrico no braço. Qual é o melhor
procedimento a adotar?
a) Chamar imediatamente o médico e não tocar na zona atingida enquanto ele não chegar;
b) Aplicar imediatamente uma pomada gordurosa para diminuir a dor e evitar o contato do ar
com a zona atingida;
c) Lavar imediatamente o braço com água corrente em profusão e depois aplicar uma solução
diluída de bicarbonato de sódio;
d) Aplicar imediatamente sobre a zona atingida uma solução de hidróxido de sódio para
neutralizar o ácido;
e) Ingerir imediatamente um antídoto para envenenamento por ácido sulfúrico.
09. (Ita) O conjunto de afirmações: "muito volátil, facilmente hidrolisável e os produtos da
hidrólise são muito solúveis na água" se aplica melhor ao seguinte cloreto:
a) CCl4
b) SiCl4
c) PCl5
d) BaCl2
10. (Ita) Partindo das substâncias gasosas H2, N2 e O2, é possível obter na prática NH4NO3,
usando um dos seguintes processos:
a) Síntese, sob catálise e alta pressão, a partir de 2 moles de H2, 1 mol de N2 e 3/2 moles de O2.
b) Reação, sob catálise, do N2 com água formada pela reação entre H2 e O2.
c) Oxidação cuidadosa do gás amoníaco, produzido pela reação entre N2 e H2, com oxigênio.
d) Reação entre amoníaco, produzido cataliticamente a partir de N2 e H2, com o ácido nítrico
produzido a partir da reação de NH3 com O2.
e) Reação de N2O, produzido cataliticamente a partir de N2 e O3, com dois moles de água
produzida entre H2 e O2.
11. (Ita) A combustão do gás amoníaco produz uma mistura gasosa incolor. Depois de resfriada
essa mistura se torna castanha, quando posta em contacto com oxigênio. A equação química
que representa a combustão é:
a) 2 NH3 + 3/2 O2 → N2 + 3 H2O
b) 2 NH4OH → 2 NO + 5 H2
c) NH3 + C → HCN + H2
d) 2 NH3 + 5/2 O2 → 2 NO + 3 H2O
e) 2 NH3 + 7/2 O2 → 2 NO2 + 3 H2O
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12. (Ita) Qual das alternativas abaixo representa um mecanismo natural de "fixação" do
nitrogênio atmosférico, isto é, sua transformação em compostos assimiláveis pelos seres vivos
em geral:
a) combinação química do N2 com o O2 absorvidos pelo solo catalisada por águas. Estes óxidos
de nitrogênio são absorvidos posteriormente pelas plantas;
b) os peixes assimilam o N2 dissolvido na água durante as reações associadas com seu
mecanismo de respiração;
c) as plantas clorofiladas assimilam o N2 durante a reação de fotossíntese;
d) absorção do N2 atmosférico por certos microorganismos que vivem associados com as raízes
de certos vegetais;
e) todas as afirmativas acima são falsas pois o total de nitrogênio biológico e constante
reciclando do solo para plantas e destes para animais, e destes novamente para o solo.
13. (Ita) Adicionando amônia a uma solução de CuSO4 em água, irá ocorrer o seguinte:
a) forma-se um precipitado azul que não se redissolve na presença de excesso de amônia;
b) forma-se um precipitado marrom que se redissolve na presença de excesso de amônia,
formando uma solução incolor;
c) forma se um precipitado preto que, na presença de excesso de amônia transforma-se num
precipitado branco;
d) forma-se um precipitado azulado que se redissolve na presença de amônia formando uma
solução de cor azul intensa.
e) n. d. a.
14. (Ita) A uma solução aquosa de cor verde-azulada pálida, junta-se solução de hidróxido de
sódio. Aparece um precipitado branco-esverdeado sujo, que em contato com o ar escurece,
finalmente ficando castanho. A solução verde-azulada era de um sal:
a) ferroso;
b) férrico;
c) cúprico;
d) de zinco;
e) de íon cromato.
15. (Ita) É possível determinar a massa de cada um dos metais contidos numa mistura de Al,
Mg e Cu empregando soluções aquosas de ácido clorídrico e de hidróxido de sódio. Em cada
uma das operações descritas abaixo, após o ataque pelo reagente, o resíduo sólido foi lavado
com água e secado. Assinale a experiência abaixo que foi interpretada erroneamente.
a) A massa de cobre é representada pela massa do resíduo do ataque da mistura pelo ácido
clorídrico;
b) A massa do alumínio é representada pela variação de massa observada na mistura pelo
ataque com hidróxido de sódio;
c) A massa de alumínio é representada pela variação de massa observada na mistura após o
tratamento por ácido clorídrico;
d) A massa do magnésio é representada pela segunda variação de massa do resíduo após o
tratamento da mistura por hidróxido de sódio, lavagem e tratamento por ácido clorídrico;
e) A massa do cobre é representada pela massa do resíduo do ataque pelo hidróxido de sódio,
lavagem e ataque por ácido clorídrico.
16. (Ita) Qual das alternativas abaixo se aplica ao comportamento de cloreto de prata recém
precipitado e exposto à luz solar:
a) sólido branco que aos poucos fica violáceo na superfície e só depois de muito tempo fica preto
fosco;
b) sólido preto que lentamente desbota até ficar completamente branco depois de muito tempo
de exposição à luz;
c) sólido branco que em fração de segundos fica inteiramente preto;
d) sólido branco que não é afetado pela luz;
e) sólido branco amarelado que com o tempo adquire brilho metálico, tornando-se bom refletor
de luz.
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17. (Ita) Uma solução de nitrato de chumbo NÃO FORMA precipitado quando a ela é
acrescentada uma solução de:
a) Acetato de Sódio;
b) Cloreto de Sódio;
c) Sulfato de Sódio;
d) Sulfeto de Sódio;
e) Brometo de Potássio.
18. Se uma moeda de cobre for mergulhada num béquer contendo ácido clorídrico, diluído,
observa-se
a) somente libertação de cloro.
b) somente libertação de hidrogênio.
c) libertação de cloro e hidrogênio.
d) precipitação de cloreto de cobre.
e) nenhuma reação perceptível.
19. Fazendo-se passar uma corrente de dióxido de carbono numa solução de amoníaco em
água, a condutividade da solução final é maior do que a da solução inicial porque:
a) forma-se ácido carbônico.
b) há um aumento do pH.
c) forma-se um sal ionizado.
d) forma-se uréia pela reação de dióxido de carbono com amoníaco.
e) a solução básica original torna-se ácida.
Respostas
01. E
02. A
03. B
04. B
05. A
06. B
08. C
09. C
10. D
11. D
12. D
13. D
14. A
15. C
16. A
17. A
18. E
07. D
19. C
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