Química Aplicada ao Ambiente
CET: ESTTQA-TMR1
Reacções em Solução Aquosa
Valentim M B Nunes
Unidade Departamental de Engenharias
Instituto Politécnico de Tomar, Fevereiro,2014
Reacções em solução aquosa
Muitas reacções químicas, e praticamente todos os processos biológicos ocorrem em
meio aquoso. 2/3 do corpo humano é constituído por água.
Solução aquosa - algumas definições
Solução: mistura homogénea (gasosa, líquida ou sólida) de duas ou mais substâncias. O
soluto é a substância presente em menor quantidade e o solvente é a substância
presente em maior quantidade. Nas soluções aquosas o solvente é a água.
Compostos em solução aquosa:
moléculas - após dissolução permanecem como moléculas neutras rodeadas por
moléculas de água - não electrólitos (açúcar, etanol, etilenoglicol, ….)
Substâncias iónicas - após dissolução formam iões individuais hidratados - electrólitos
(NaCl, KNO3, HCl..)
Tipos de reacções
• Reacções de Precipitação: causadas pela insolubilidade de uma combinação de iões
presentes na solução
•Reacções ácido-base: causadas pela formação da molécula de água, bastante estável,
como resultado da combinação de um ião hidrogénio, H+, e um ião hidróxido, OH-.
•Reacções de oxidação - redução (ou redox): causadas pela diferença de potencial de
redução entre dois átomos, resultando num fluxo de electrões.
Reacções de precipitação
Caracterizadas pela formação de um produto insolúvel (precipitado) que se separa da
solução. Os reagentes são geralmente solúveis.
BaCl2 (aq) + K2SO4 (aq)  BaSO4(s) + 2 KCl(aq)
Equação iónica efectiva:
Ba2+(aq) + SO42-(aq)  BaSO4 (s)
K+ e Cl- são iões espectadores.
Solubilidade
Como poderemos saber se haverá formação de um precipitado quando se misturam
duas soluções?
Solubilidade: é a quantidade máxima de soluto que se pode dissolver numa dada
quantidade de solvente a uma dada temperatura.
O nitrato de prata (AgNO3) é solúvel, e o cloreto de potássio (KCl) é igualmente
solúvel, mas o cloreto de prata (AgCl) é insolúvel.
Ag+ + NO3Reacção de metátese ou dupla troca.
K+ + Cl-
Regras de Solubilidade
Exercício 1. Classifique os seguintes compostos iónicos como solúveis ou insolúveis: a)
sulfato de prata, Ag2SO4; b) carbonato de cálcio, CaCO3; c) fosfato de sódio, Na3PO4.
Exercício 2. Classifique os seguintes compostos iónicos como solúveis ou insolúveis: a)
CuS; b) Ca(OH)2; c) Zn(NO3)2.
Ácidos e bases
Definições de Arrhenius:
Ácido: é uma substância que quando dissolvida em água, ioniza e faz aumentar a
concentração de iões H+.
Fortes: HCl (aq)  H+(aq) + Cl-(aq)
Fracos: H2SO4 H+(aq) + HSO4-(aq)  H+(aq) + SO42-(aq)
CH3COOH  H+(aq) + CH3COO-(aq)
Base: é uma substância que quando dissolvida em água, ou reagindo com água, faz
aumentar a concentração de iões OH-.
Fortes: NaOH(aq)  Na+(aq) + OH-(aq)
Fracas: NH3(aq) + H2O(aq)  NH4+(aq) + OH-(aq)
Reacções ácido-base
Uma reacção ácido – base envolve a reacção entre um ácido e uma base e formação de
água. São por vezes designadas por reacções de neutralização.
Ácido + Base  Sal + Água
HNO3 (aq) + KOH(aq)  KNO3(aq) + H2O(l)
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq)  Na2SO4(aq) + 2 H2O(l)
H+(aq) + OH-(aq) H2O(l)
Exercício 3. Escreva a equação molecular, iónica e iónica efectiva para cada uma das
seguintes reacções ácido-base: a) HBr + Ba(OH)2; b) HCl + NaOH.
Exercício 4. Escreva a equação molecular, iónica e iónica efectiva a seguinte reacção
ácido-base: H3PO4 + NaOH.
Reacções de Oxidação-Redução
As reacções de oxidação-redução são reacções em que ocorre transferência de
electrões. Embora muitas reacções ocorram em solução aquosa, uma grande parte
ocorre noutras fases.
Cu2+(aq) + Zn(s)  Cu(s) + Zn2+(aq)
Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e-
(oxidação)
Cu2+(aq) + 2 e-  Cu(s) (redução)
2 Mg(s) + O2(g)  2 MgO(s)
trata-se igualmente de uma reacção redox
Número de oxidação
Número ou estado de oxidação: número de cargas que um átomo teria numa molécula
(ou composto iónico) se houvesse transferência completa de electrões. Numa reacção
redox tem de ocorrer variação dos números de oxidação.
1. O número de oxidação de um elemento em qualquer das suas formas alotrópicas é
zero: S8, O2, O3, Cu, Au, etc..
2. Num ião monoatómico corresponde á sua carga: Al3+(+3), Cl-(-1), Ca2+ (+2), etc..
3. O número de oxidação do oxigénio, O, é sempre -2, excepto nos peróxidos onde é -1
(H2O2)
4. O número de oxidação do hidrogénio, H, é sempre +1 excepto nos hidretos onde é -1
(NaH, CaH2,..)
5. A soma algébrica dos número de oxidação num composto neutro é zero. Num ião
poliatómico é igual à carga do ião.
Exercício 5. Atribuir os números de oxidação a todos os elementos dos seguintes
compostos ou iões: a) Li2O; b) HNO3; c) Cr2O72-; d) MnO4-.
Exercício 6. Atribuir os números de oxidação a todos os elementos dos seguintes
compostos ou iões: a) PF3; b) CO2; c) CrO4-; d) NH4+
Concentração de soluções
O estudo quantitativo (estequiometria) de reacções em solução requer o conhecimento
das quantidades de reagentes presentes na solução.
Concentração de uma solução: é a quantidade de soluto presente numa dada
quantidade de solvente.
Molaridade (ou concentração molar): é o número de moles de soluto em 1 L de
solução.
molesde soluto
molaridade
litrosde solução
ou
n
C
V
A concentração é uma propriedade intensiva, isto é, não depende da quantidade de
solução.
Preparação de soluções
Exercício 7. Qual a molaridade de uma solução que contem 0.435g de KMnO4 em 250
mL de solução?
Exercício 8. Quantos gramas de dicromato de potássio (K2Cr2O7) são necessários
para preparar 250 mL de uma solução 2.16 M?
Exercício 9.Qual a molaridade de uma solução de etanol (C2H5OH) que contem 1.77 g
de etanol em 85 mL?
Exercício 10. Que volume (em mL) de solução 0.315 M de NaOH contem 6.22 g de
NaOH?
Diluição de soluções
A diluição é um processo de preparação de soluções menos concentradas a partir de
outras mais concentradas.
moles de soluto antes da diluição
=
moles de soluto após a diluição
Ci Vi  C f V f
Exercício 11. Como se poderá preparar 200 mL de uma solução 0.8 M de NaOH a partir
de uma solução armazenada 5.0 M?
Exercício 12.Descreva a preparação de 500 mL de uma solução 1.75 M de H2SO4 a partir
de uma solução mais concentrada de H2SO4 8.6 M.
Titulações ácido-base
Os estudos quantitativos de reacções ácido-base efectuam-se usando uma técnica
conhecida como titulação. Numa titulação, uma solução de concentração exactamente
conhecida, denominada solução padrão, é adicionada a outra solução de concentração
desconhecida até que a reacção química esteja completa.
Titulações ácido-base
Ponto de equivalência: ponto no qual o ácido reagiu completamente com a base,
neutralizando-a. Normalmente é detectado pela variação brusca da cor de um
indicador.
Indicadores: substâncias que apresentam cores distintas em meio ácido (excesso de
ácido) e em meio básico (excesso de base).
Fenolftaleína
Exercício 13. Quantos mL de uma solução 0.6 M de NaOH são necessários para
neutralizar 20 mL de uma solução 0.245 M de H2SO4?
Exercício 14. Para trabalhos analíticos exactos o NaOH tem de ser aferido (determinar a
sua concentração exacta). Para isso titula-se uma solução padrão de hidrogenoftalato
de potássio (KHP) cuja fórmula química é KHC8H4O4. Numa titulação verifica-se que são
necessários 23.48 mL de uma solução de NaOH para neutralizar 0.5468 g de KHP. Qual a
concentração molar da solução de NaOH?
Exercício 15. Quantos mL de uma solução 0.5 M de NaOH são necessários para
neutralizar 20 mL de uma solução 0.1 M de HCl?
Aplicando…..
Exercício 16. O ácido acético (CH3COOH) é um componente importante do vinagre.
Uma amostra de 50 mL de um vinagre comercial é titulada com uma solução de NaOH
1 M. Qual a concentração do ácido e o grau de acidez (% em massa) se forem
necessários 5.75 mL para a titulação?
Exercício 17. A concentração de iões chumbo, Pb2+, presentes numa amostra de água
poluída que contém também iões nitrato, NO3-, é determinada através da adição de
sulfato de sódio, Na2SO4, e água até perfazer um volume total de 500 mL. a) escreva as
equações moleculares e iónica efectiva; b) Calcule a concentração molar de Pb2+
sabendo que foram adicionados à amostra 0.00450 g de Na2SO4 para a completa
precipitação dos iões Pb2+.