Apostila Química Geral parte 2

CEFET QUÍMICA UNIDADE RJ

QUÍMICA GERAL II TEORIA

2º PERÍODO ENSINO INTEGRADO

Montagem e revisão: Profª. Ana Paula da Costa Ilhéu Fontan

SUMÁRIO CAPÍTULO 1 : DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA

CAPÍTULO 2 : ÓXIDOS

CAPÍTULO 3 : ÁCIDOS

CAPÍTULO 4 : HIDRÓXIDOS OU BASES

CAPÍTULO 5 : SAIS

CAPÍTULO 6 : ESTUDO DE REAÇÕES

CAPÍTULO 7 : REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO

CAPÍTULO 8 : GRANDEZAS E UNIDADES

CAPÍTULO 9 : CÁCULO ESTEQUIOMETRICO

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

-2-

CAPÍTULO 1 DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA A teoria da dissociação, desenvolvida por Svante Arrhenius, defendia a idéia de que algumas substâncias, quando dissolvidas em água, são capazes de dar origem a íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions), o que possibilita a condução de corrente elétrica através delas.

As soluções que devem apresentar, obrigatoriamente, íons, sendo denominadas soluções iônicas ou eletrolíticas. As substâncias capazes de produzir soluções iônicas são: substâncias iônicas substâncias moleculares polares No entanto, existem substâncias que, ao se dissolverem em água, não são capazes de originar íons, produzindo soluções que , e que são denominadas soluções não-eletrolíticas ou moleculares. Na dissolução dessas substâncias, ocorre simplesmente uma separação das moléculas que as constituem e estas soluções são formadas a partir de substâncias moleculares apolares.

Convém ressaltar que, na época dos estudos de Arrhenius, não existia o conceito de substância iônica e, portanto, todas as substâncias eram consideradas moleculares. A teoria de Arrhenius, à luz dos conhecimentos atuais, possui explicações distintas para os dois tipos de substâncias (iônica e molecular), denominando-se dissociação ao fenômeno que ocorre nas substâncias iônicas e, ionização, ao que ocorre com as substâncias moleculares .

DISSOCIAÇÃO A dissociação iônica é uma propriedade característica de substâncias iônicas.

Estas substâncias, formadas por um aglomerado de íons unidos por força eletrostática, ao interagirem com água têm seus íons separados e hidratados. Os íons, agora livres, possuem a capacidade de se movimentar e se orientar quando sujeitos à ação de um campo elétrico externo.

Veja, por exemplo, o que ocorre quando dissolvemos cloreto de sódio (NaCl ) em água.

( Na

+

Na+Cl (sólido) Retículo cristalino

Cl

)

Solução aquosa de NaCl

A água é uma substância formada por moléculas polares, cujo pólo negativo está situado no átomo de oxigênio e o pólo positivo está nos átomos de hidrogênio.

=

+

+

=

+

+

=

+

+

Como as partículas de sinais opostos se atraem, os pólos positivos das moléculas de água exercerão atração sobre os íons Cl do NaCl, enquanto os pólos negativos das moléculas de água exercerão atração sobre os íons Na+. O resultado dessas interações será a obtenção de uma solução iônica.

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molécula de água

ânion cloro

cátion sódio

Observação As moléculas que envolvem os íons são denominadas água de solvatação.

A equação que representa todo o processo é dada por: H 2O NaCl

Na+

+

Cl

Há também outra maneira de equacionar a dissociação, um pouco mais detalhada:

Na+ (aq) +

NaCl(s)

Cl (aq)

Outros exemplos: KBr (s) ?

K+(aq) + Br (aq) 2 Al3+(aq) + 3 SO42 (aq)

Al2(SO4)3 (s) ?

Fe(NO3)3 (s) ?

Fe 3+(aq) + 3 NO3 (aq)

IONIZAÇÃO A ionização é uma propriedade característica de algumas substâncias moleculares que, ao entrarem em contato com a água, interagem dando origem a íons.

Vejamos, por exemplo, o gás clorídrico ( HCl ) que é formado por moléculas, em seu estado natural.

Observe que o hidrogênio está ligado ao ametal cloro e que há diferença de eletronegatividade entre o H e o Cl, caracterizando uma polaridade na molécula. Quando esta molécula é dissolvida em água, os dipolos da água podem enfraquecer suficientemente a ligação covalente, ocasionando a divisão da molécula. Na divisão, o par eletrônico fica com o cloro, que é mais eletronegativo que o hidrogênio. A molécula HCl é transformada em íons H+ e Cl pela ação da água , e dizemos que o HCl sofreu ionização.

Água

HCl

H

+

+

Cl

Na verdade, essa equação é uma representação simplificada. O fenômeno da ionização do HCl ( e de outros ácidos ) ocorre, de fato, através da interação entre as moléculas de HCl e de água, e, o cátion H+ não fica livre na solução, ocorrendo uma ligação química entre ele e a água, com formação do cátion H3O+, chamado de íon hidrônio ou hidroxônio.

H 2O

+

HCl

H 3O

+

+ +

-4-

Cl

Como as espécies formadas são íons de carga oposta, tendem normalmente a recombinar-se, isto é, tende a ocorrer também: +

H3O + Cl HCl + H2O Dizemos então que o processo é reversível e a representamos:

HCl + H2O

H 3O

+

+ Cl

Assim, quando moléculas polares são dissolvidas em água, os dipolos da água podem enfraquecer a ligação covalente, ocasionando a ionização das mesmas.

Outros exemplos da representação da ionização: HCl

+

+ H 2O

H3O

HNO3 + H2O

H3O

H2SO4 + 2H2O

2 H 3O

H3PO4 + 3H2O

3 H 3O

+

+

Cl

+ NO3 + +

+ SO4

2

+ PO4

3

A ionização é um processo em que coexistem moléculas e íons num equilíbrio dinâmico denominado equilíbrio químico. O equilíbrio químico é estabelecido quando a velocidade de formação dos íons se iguala à velocidade de regeneração das moléculas.

Esse equilíbrio pode ser estabelecido em momentos diferentes para as diversas substâncias: se, no momento do equilíbrio, há mais moléculas do que íons, dizemos que o eletrólito é fraco; se houver mais íons do que moléculas, o eletrólito é forte.

O coeficiente que mede a extensão da ionização é denominado grau de ionização e é representado pela letra a (alfa). = número de moléculas ionizadas número de moléculas dissolvidas O grau de ionização, que é tabelado, varia entre 0 e 1 ou entre 0 e 100 %. Quando está próximo de zero, a substância está pouco ionizada e é um eletrólito fraco; quando se aproxima de 1 (ou 100 %), a substância está bastante ionizada e é um eletrólito forte.

Exemplos: HCl :

= 92 / 100 = 0,92 ou 92 % ( eletrólito forte )

HF :

= 8 / 100 = 0,08 ou 8 %

( eletrólito fraco )

ATENÇÃO

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Conceito de ácido e base, segundo Arrhenius Em suas experiências, Arrhenius, que trabalhava com soluções aquosas de diversas substâncias analisando seu comportamento quanto à condutibilidade elétrica, observou certos grupos de substâncias que se comportavam de maneira semelhante (possuíam propriedades químicas semelhantes) e dividiu-as em dois grupos: ácidos e bases.

Segundo ele, ácido seria toda a substância que, em solução aquosa, liberaria o cátion H+ (próton) e base, toda substância que, em solução aquosa, liberaria o ânion OH (hidroxila). Com esse tipo de abordagem ele incluiu dentro desses dois grupos, substâncias que hoje enquadramos em funções que possuem outras denominações (sais e óxidos), pois são capazes de liberar H+ ou OH em solução.

FUNÇÕES INORGÂNICAS Baseando-se nos estudos de Arrhenius, as substâncias ditas inorgânicas foram divididas em grupos, chamados funções químicas, que apresentam propriedades químicas semelhantes ou semelhanças na constituição de seus compostos. As principais funções são: ácidos, hidróxidos (ou bases), sais e óxidos.

A seguir definiremos cada uma das funções, levando-se em consideração, além dos conceitos de Arrhenius, conceitos existentes atualmente.

ÁCIDOS: +

Substâncias que, em solução aquosa, liberam como cátions somente íons H3O (hidrônio).

HNO3 +

H2O

H3O

+

H2CO3 + 2 H2O

2 H3O

H3PO4 + 3 H2O

3 H3O

+ NO3 + +

+ CO3 + PO4

2

3

De acordo com Arrhenius, apenas se pode definir uma substância como ácido se, em solução aquosa, + + ela produzir, como cátions, somente íons H3O (ou simplificadamente H ) .

Como as substâncias que se enquadram nesta classificação são moleculares, a produção de íons ocorre através do processo de ionização

BASES: Bases são substâncias que, em solução aquosa, liberam um único tipo de ânion: o íon OH , chamado hidroxila ou oxidrila.

As principais bases inorgânicas são hidróxidos, que são iônicos e possuem cátions de metais ligados ao grupamento OH ; consequentemente, em solução aquosa, sofrem dissociação iônica NaOH (s)

?

+ Na (aq)

Ca(OH)2(s)

?

Ca

Al(OH)3 (s)

?

Al

2+ 3+

+ OH (aq)

(aq) + 2 OH (aq)

(aq) + 3 OH (aq)

Observação

OH em água.

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SAIS: Substâncias que, em solução aquosa, produzem pelo menos um cátion diferente do H + e pelo menos um ânion diferente do OH .

Assim como os hidróxidos, os sais também são compostos formados por aglomerados de íons e a água provoca, simplesmente, a separação destes íons, ou seja, sua dissociação Exemplos: +

NaCl(s)

?

Na (aq) + C l (aq)

KNO3(s)

?

K (aq) + NO3 (aq)

NaHSO4(s)

?

Na (aq)

CaOHCl(s)

?

Fe2(SO4)3(s) ?

Na3PO4(s)

?

+

+

+

HSO4 (aq)

+

(CaOH) (aq) + Cl (aq) +

2 Fe 3 (aq) + 3 SO42 (aq) +

3 Na (aq)

+

PO43 (aq)

ÓXIDOS: Substâncias binárias (formadas por dois elementos) de oxigênio, onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo entre eles.

Não se consegue um comportamento único dos óxidos em solução aquosa e, em decorrência disso, Arrhenius não conseguiu caracterizar os óxidos como uma função. O comportamento que cada um assume depende do elemento que está ligado ao oxigênio.

Exemplos: Na2O, CaO, ZnO, N2O3, P2O5

Função

Tipo de ligação

Em água

Íon característico em água

CARÁTER ÁCIDO E BÁSICO DE UMA SOLUÇÃO Entre uma solução muito ácida e uma solução muito básica, a acidez e a basicidade (ou alcalinidade) podem variar gradativamente.

Existem certas substâncias, capazes de adquirir diferentes colorações se colocadas em soluções ácidas ou em soluções básicas e que são denominadas de indicadores ácido – base. São utilizadas para que se possa reconhecer o caráter de uma solução.

A medida quantitativa da acidez ou da alcalinidade de uma solução pode ser feita através da comparação com uma escala, denominada de escala de pH, introduzida na química pelo dinamarquês Sörensen, em 1909. Nessa escala, que vai de zero até quatorze, uma solução neutra tem pH = 7, uma solução ácida tem pH 7 e uma solução básica tem pH 7.

Quanto maior for a acidez, menor será o pH ; por outro lado, quanto maior for a alcalinidade, maior será o pH.

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soluções ácidas

água pura e soluções neutras

pH 0

soluções básicas

pH 7

Acidez crescente

pH 14

Alcalinidade crescente

Os indicadores são ácidos ou bases (orgânicos) muito fracas, de estrutura complexa, que mudam de cor em determinados intervalos de pH, denominados zonas (ou intervalos) de viragem.

Na tabela abaixo temos alguns desses indicadores e suas respectivas zonas de viragem.

Indicador

zona de viragem( pH)

cor abaixo da zona de viragem

cor acima da zona de viragem

Além dos indicadores em solução, existem papéis impregnados com indicador. O papel de tornassol vermelho e o papel de tornassol azul são exemplos desses papéis. O tornassol vermelho permanece vermelho em soluções ácidas ou neutras e muda para azul em soluções básicas e o tornassol azul permanece azul em soluções básicas ou neutras e muda para vermelho em soluções ácidas.

Meio ácido

Meio básico

Meio neutro

Tornassol azul

vermelho

azul

azul

Tornassol vermelho

vermelho

azul

vermelho

Existe um papel, denominado papel indicador universal, impregnado com uma mistura de indicadores e que adquire diferentes colorações para cada pH. Mergulhando-se esse papel indicador numa solução-problema e comparando-se a cor adquirida com a de uma escala de cores, pode-se avaliar o valor numérico do pH da solução-problema.

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EXERCÍCIOS 1) Faça a fórmula estrutural dos compostos abaixo. Indique quais sofrem dissociação e quais sofrem ionização em solução aquosa? Equacione os processos. a) H2S

b) Na2S

c) NH3

d) NaOH

e) CaCl2

2) Faça a associação: ( a ) conduz corrente elétrica ( b ) não conduz corrente elétrica ( ) solução eletrolítica

( ) solução iônica

(

) solução não – eletrolítica

( ) solução molecular

3) Identifique as afirmações verdadeiras: a) Numa solução iônica, o composto dissolvido é sempre iônico. b) Numa solução iônica, o composto dissolvido pode ser iônico ou molecular. c) Numa solução molecular, o composto dissolvido é sempre molecular. d) Numa solução molecular, o composto dissolvido pode ser molecular ou iônico.

4) Sabendo que o gás clorídrico possui como fórmula HCl, identifique a(s) afirmativa(s) correta(s): a) HCl (puro) nas condições ambientes conduz corrente elétrica. b) HCl (puro) liqüefeito conduz corrente elétrica. c) HCl em solução aquosa conduz corrente elétrica. d) HCl (puro) no estado sólido conduz corrente elétrica.

5) Considere as afirmações a seguir a respeito do etanol (C2H5OH), um composto molecular que, quando dissolvido em água, produz uma solução molecular. Verifique se as afirmativas estão corretas ou não e justifique sua resposta. a) O etanol puro conduz eletricidade. b) O etanol em solução aquosa conduz eletricidade.

6) Identifique quais das afirmativas a seguir, a respeito do composto NaOH, estão corretas e justifique sua resposta. a) NaOH puro conduz corrente elétrica nas condições ambientes. b) NaOH em solução aquosa conduz corrente elétrica. c) NaOH no estado de vapor conduz corrente elétrica. d) NaOH fundido conduz corrente elétrica.

7) Com base na informação: “O sal de cozinha pode ser extraído do mar e é constituído principalmente pelo cloreto de sódio (NaCl) “ . a) Em quais condições o NaCl conduz corrente elétrica ? b) Por que a água do mar é um bom eletrólito?

8) Dadas as informações: A fórmula do ácido sulfúrico é H2SO4 e ele é líquido nas condições ambientes.

Ao ser dissolvido em água, origina uma solução iônica.

Analise as afirmações abaixo e diga se são corretas ou não? Justifique sua resposta. a) Ácido sulfúrico puro conduz corrente elétrica b) Ácido sulfúrico dissolvido em água conduz corrente elétrica.

9) Dadas as informações: A glicose (C6H12O6) é um composto sólido nas condições ambientes.

Dissolvida em água resulta em solução molecular.

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Analise as afirmações a seguir e diga se são corretas ou não? Justifique sua resposta. a) Glicose pura, no estado sólido, conduz corrente elétrica. b) Glicose, quando fundida, conduz corrente elétrica c) Glicose conduz corrente elétrica em solução aquosa 10) Quais das afirmações estão corretas: a) O HCl liqüefeito conduz corrente elétrica. b) O HCl em solução aquosa conduz corrente elétrica. c) O HNO3 puro (anidro ou 100 % puro) conduz corrente elétrica . d) O HNO3 em solução aquosa conduz corrente elétrica . e) O H2SO4 puro (anidro ou 100 %puro) conduz corrente elétrica, no estado líquido . f) O NaCl conduz corrente elétrica no estado sólido. g) O NaCl (anidro ou 100 %puro) conduz corrente elétrica, quando no estado líquido. h) O NaCl em solução aquosa conduz corrente elétrica. i) O NaOH conduz corrente elétrica no estado sólido j) O NaOH (anidro ou 100 %puro) conduz corrente elétrica quando fundido. k) O NaOH conduz corrente elétrica em solução aquosa .

11) Dê a fórmula estrutural das substâncias abaixo. Represente a ação da água sobre elas, indicando onde ocorre dissociação e onde ocorre ionização: a) HNO2

b) HI

c) KOH

d) HClO4

e) Fe2(SO4)3

f) KClO3

g) Ca(OH)2

h) H2S

i) MgCl2

j) Na2SO4

l) Ba(NO3)2

m) HF

12) Dissolvendo-se 600 moléculas de uma substância em água, verificou-se que delas, 15 moléculas sofreram ionização.

Qual o grau de ionização da substância em questão? Ela poderá ser considerada um eletrólito forte ou fraco? Por quê?

13) O que distingue um eletrólito forte de um fraco é: a) O grau de ionização b) O forte é sempre iônico e o fraco sempre molecular c) O eletrólito só é forte quando fundido d) O eletrólito só é forte quando em solução e) O caráter ácido do eletrólito forte 14) Qual dos itens abaixo representa o eletrólito mais forte? a) = 40 % b) = 0,85 % c) Metade das moléculas se ionizou d) Existem 40 moléculas ionizadas em cada 200 moléculas totais e) 3 / 4 das moléculas estão ionizadas 15) Identifique a que função pertence cada uma das substâncias abaixo.

O tipo de interação que ocorre entre elas e a água é: Ionização ( I ); Dissociação ( D ); A interação com a água depende do caráter da substância ( C ). a) HBrO3

b) Pb(OH)2

c) HCN

d) BaOHBr

e) Na2CO3

f) SO3

g) BaO

h)H4SiO4

i) Fe(OH)3

j)KNO3

l) I2O5

m)Ca3(PO4)2

n) K2O2

o) PbO2

p)H3BO3

q) NaH2PO4

r) LiOH

s) Na2O

t) AlOHBr2

u) N2O3

- 10 -

16) Dados os compostos: KF; HClO2; C2H6O (o O está entre átomos de C) a) Faça a fórmula estrutural de cada um deles; b) Qual deles em água pode sofrer dissociação iônica? Mostre a equação do processo. c) Qual deles em água pode sofrer ionização? Equacione o processo. d) Qual deles não tem condições de ser um condutor eletrolítico? Justifique.

17) Assinale a equação na qual está representado um processo em que o produto formado é um bom condutor de eletricidade. + energia a) HI (l ) HI (g) energia b) HI (g) HI (s) + energia c) HI (s) HI (l ) água d) HI (aq) HI (g) + água e) HI (g) HI (aq) 18) Indique, na afirmação a seguir, o que é correto ou incorreto, justificando sua resposta em poucas palavras. + “Uma solução aquosa de cloreto de hidrogênio (HCl ) apresenta o número de cátions H3O igual ao de ânions Cl .Portanto, é eletricamente neutra e não conduz a eletricidade.”

19) A facilidade com que os hidrogênios ionizáveis saem de uma molécula está associada à polarização da ligação que ele faz. Quanto mais polarizada, mais facilmente a ligação é rompida e mais íons H+ existirão em solução. Partindo-se desse princípio, coloque os seguintes ácidos: HCl ; HClO4; HCN; HBr em ordem crescente de força, justificando sua resposta.

20) Considerando os indicadores citados na tabela fornecida na teoria, que colorações devem adquirir quando estiverem em seus intervalos de viragem?

21) Sabendo-se que o término da reação entre o hidróxido férrico e o ácido clorídrico se dá em torno de pH 2, qual dos indicadores citados na tabela seria o mais indicado para podermos visualizar o término da reação?

22) A adição de um único indicador a uma solução é o suficiente para determinarmos seu pH? Por quê?

23) Associe, considerando o caráter da solução: a) É uma solução ácida b) É uma solução básica c) É uma solução neutra d) Pode ser uma solução ácida ou neutra e) Pode ser uma solução básica ou neutra ( ) Torna azul o papel vermelho de tornassol ( ) Mantém a cor azul do papel de tornassol ( ) Torna vermelho o tornassol azul ( ) Mantém a cor vermelha do papel de tornassol ( ) Adicionando-se gotas de fenolftaleína (incolor) à solução, ela fica avermelhada ( ) Descora a fenolftaleína previamente avermelhada por uma base ( ) Mantém a coloração da fenolftaleína previamente avermelhada por uma base

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RESPOSTAS 11) Procurar as estruturas na apostila do 1º período 1) a) H - S - H +

d) Na [O - H]

+

b) [Na ]2 S

2

c) H - N - H ¦ H 2+ e) Ca [Cl ]2

Ionização – I

; Dissociação – D

a) HNO2 + H2O

H3O

b) HI + H2O

Dissociação: os iônicos + Na2S(s) ? 2 Na (aq) + S 2 (aq) + NaOH(s) ?

Na (aq) + OH (aq) 2+ CaCl2(s) ?

Ca (aq) + 2 Cl (aq)

H 3O +

c) KOH(s) ?

K (aq) +

d) HClO4 + H2O e) Fe2(SO4)3(s) ? 2 Fe

Ionização : os moleculares H2S + 2 H2O

2 H 3O

NH3 + H2O

NH4

+

+

+

+ NO2 +

I

OH (aq)

H 3O 3+

+

+

+ ClO4

+

g) Ca(OH)2(s) ?

+ OH

Ca

2+

h) H2S + 2 H2O

2) a, a, b ,b

2+

b) Pois há vários sais dissolvidos no mar, todos iônicos e, portanto, há muitos íons que permitem a condução da corrente elétrica.

8) a) A afirmativa não é verdadeira pois, quando puro, só há moléculas no ácido sulfúrico o que impede a condução de eletricidade. b) Quando dissolvido em água, há formação de íons e estes permitem a condução de corrente elétrica.

9) Nenhuma. Compostos moleculares que originam soluções moleculares não conduzem eletricidade e sólidos (exceto os metais) não conduzem eletricidade.

10) b, d, g, h, j, k

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(D)

+ S2

(I) (D)

+

l) Ba(NO3)2(s) ? Ba

7) a) Sendo um composto iônico, conduz fundido e em solução aquosa.

+

(aq) + 2 Cl (aq)

4) c

6) b ,d: NaOH : iônico. Conduz corrente fundido ou em solução aquosa,pois a água ou a fusão separam íons previamente existentes.

(I)

2 Na (aq) + SO4 2 (aq) ( D )

j) Na2SO4(s) ?

5) As afirmativas não estão corretas, pois, sendo um composto molecular, não pode conduzir corrente quando puro e, sua solução, por ser também molecular, não possui íons, logo, não pode conduzir corrente.

(D)

(aq) +2 OH (aq) ( D ) 2 H 3O

i) MgCl2(s) ? Mg

3) b ,c

(I)

(aq) +3 SO4 2 (aq) ( D)

f) KClO3(s) ? K (aq) + ClO3 (aq)

+ S2

(I)

m) HF + H2O

2+

(aq) + 2 NO3 (aq) ( D)

H3O

+

+F

(I)

12) = 2,5 % ou 0,25. Eletrólito fraco, pois há uma pequena quantidade de íons formados em solução.

13) letra a 15) a) ácido c) ácido e) sal g) óxido i) base l) óxido n) óxido p) ácido r) base t) sal

14) letra e (I) (I) (D) (C) (D) (C) (C) (I) (D) (D)

16) b) KF(s) ? c) HClO2 + H2O

b) base d) sal f) óxido h) ácido j ) sal m) sal o) óxido q) sal s)óxido u) óxido

(D) (D) (C) (I) (D) (D) (C) (D) (C) (C)

+

K (aq) + F (aq) H 3O

+

+ ClO2

d) C2H6O, pois é um composto apolar.

17) Letra e

18) Uma solução aquosa de cloreto de hidrogênio (HCl ) apresenta o número de + cátions H3O igual ao de ânions Cl : correto. A proporção de hidrogênios e cloros no ácido clorídrico é de 1:1, logo , em sua ionização o número de cátions será igual ao número de ânions.

Portanto, é eletricamente neutra e não conduz a eletricidade: errado. Se há íons, há condutividade. Mesmo tendo as cargas positivas sendo neutralizadas eletricamente pelas negativas, isso não impede a migração dos íons e dos elétrons na solução.

19) HCN < HBr < HCl < HClO4 Considerando-se a polarização da ligação do hidrogênio com outro elemento, a ligação menos polarizada é a que ele faz com o carbono (? = 0,4), seguida da ligação com o bromo (? = 0,7), com o cloro (? = 0,9) e, finalmente com o oxigênio (? = 1,4).

Não esqueça que nos ácidos oxigenados (salvo exceções), o hidrogênio encontra-se ligado ao oxigênio!

20) As cores resultantes das misturas, por ex: Azul de timol - laranja Vermelho do Congo - roxo Alaranjado de metila - laranja Vermelho de metila - laranja Azul de bromotimol - verde Azul de timol - verde Fenolftaleína - rosa Timolftaleína - azul claro 21) Azul de timol 22) Não. A adição de um só indicador nos dá o intervalo de pH onde a solução se encontra, e não o pH específico.

23) ( b ) Torna azul o papel vermelho de tornassol ( e ) Mantém a cor azul do papel de tornassol ( a ) Torna vermelho o tornassol azul ( d ) Mantém a cor vermelha do papel de tornassol ( b ) Adicionando-se gotas de fenolftaleína incolor à solução, ela fica avermelhada ( a ) Descora a fenolftaleína previamente avermelhada por uma base ( e ) Mantém a coloração da fenolftaleína previamente avermelhada por uma base

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MAIS EXERCÍCIOS

BaBr2 KI FeO H3BO3 KOH NH3 CO HClO3 MgCl2 HI Rb2CO3 Al2O3 Na2S Ca(OH)2 Na3PO4 CuO HBr CO2 Al2(SO4)3 H2Se CuI KClO3 Fe(NO3)2 N2O3 (NH4)3PO4 Al(OH)3 Ag2O AgNO3

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RESPOSTAS

2+

X

BaBr2(s) ?Ba

+

X

KI(s) ? K (aq) + I (aq)

X

SAL

KI

X

SAL

K I

FeO

X

ÓXIDO

Fe O

H3BO3

X

ÁCIDO X

KOH

BASE

NH3

X

BASE

CO

X

ÓXIDO

HClO3

X

ÁCIDO

X

MgCl2 HI

X

2+

2

--

H-?O-?B-?O-?H ¦ O-?H +

H-?N-?H ¦ H C - O H?O ? Cl? O ?

O 2+

SAL

Mg [Cl ]2

ÁCIDO

H ? I

--

+

X

3+

--

[Al ]2[ O2 ]3

Na2S

X

SAL

[Na ]2[S]2

X

Ca(OH)2

X

BASE

Ca2+[ OH ]2

X

Na3PO4

X

SAL

[Na+]3 [PO4]3

X

CuO

X

ÓXIDO

Cu2+O2

--

ÁCIDO

H ? Br

H2Se

X

NH4

+

MgCl2(s) ?Mg

H 3O 2+

+

H 3O

--

SAL

[Al3+]2[ SO42 ]3

X

ÁCIDO

H?Se?H

+

+I

+

Rb2CO3 (s) ?2 Rb (aq)+ CO32 (aq) --

------------------------------+

Na2S (s) ?2 Na (aq)+ S2 (aq) Ca(OH)2 (s) ? Ca

2+

(aq) +2OH (aq)

+

Na3PO4 (s) ?3 Na (aq)+ PO43 (aq) --

---------------------------------------

HBr + H2O

O - C-O

+ ClO3

(aq) +2 Cl (aq)

X

ÓXIDO

+ OH

--------------------------------------

HI + H2O

ÓXIDO

X

NH3 + H2O

X

X

Al2(SO4)3

--

X

Al2O3

X

+

HClO3 + H2O

[Rb ]2[CO3]2

CO2

+

3 H3O +BO3 3

H3BO3+3H2O

X

SAL

+

-------------------------------------

KOH(s) ? K (aq) + OH (aq) X

X

X

--

X

K OH

(aq) +2 Br (aq)

+

X

Rb2CO3

HBr

2+

Ba [Br ]2

BaBr2

--

H 3O

+

+ Br

-----------------------------+

Al2(SO4)3 (s)?2 Al3 (aq)+3SO42 (aq) X

H2Se + 2 H2O

2 H 3O

+

+ S2

+

CuI

X

SAL

Cu+I

X

CuI(s) ? Cu (aq) + I (aq)

KClO3

X

SAL

K+ [ClO3]

X

KClO3 (s) ? K (aq)+ ClO3 (aq)

Fe(NO3)2

X

SAL

Fe2+[ NO3 ]2

X

Fe(NO3)2 (s)? Fe2 (aq)+ 2NO3 (aq)

ÓXIDO

O - N?O ?N - O

--

N2O3

X

+

+

--

--------------------------------

(NH4)3PO4

X

SAL

[NH4+]3 [PO4]3

X

+ 3 (NH4)3PO4(s)?3 NH 4 (aq)+PO4 (aq)

Al(OH)3

X

BASE

Al3+[OH ]3

X

Al(OH)3 (s) ? Al

Ag2O

X

ÓXIDO

[Ag+]2O2

--

AgNO3

X

SAL

Ag+[NO3 ]

X

- 15 -

--

3+

(aq) +3OH (aq)

--------------------------------------+

AgNO3 (s) ? Ag (aq) +NO3 (aq)

CAPÍTULO 2 ÓXIDOS Os óxidos são substâncias presentes no nosso dia-a-dia. Um bom exemplo de óxido é o gás carbônico, expelido na respiração, principal responsável pelo efeito estufa. Outro óxido muito comum é a areia, utilizado na fabricação de vidro e cimento.

Definição .

Caráter de um óxido O caráter de um óxido está relacionado diretamente à eletronegatividade do elemento ligado ao oxigênio. Óxidos de caráter iônico: o elemento ligado ao oxigênio possui eletronegatividade baixa (caracteristicamente metais alcalinos e alcalino-terrosos). Óxidos de caráter covalente ou molecular: o elemento ligado ao oxigênio possui eletronegatividade alta (caracteristicamente ametais). Óxidos de caráter intermediário entre o covalente e o iônico: o elemento possui uma eletronegatividade média [semimetais e metais que apresentam nox elevado (+3 e +4)]. caráter ácido

caráter básico caráter anfótero

Classificação e reações os óxidos Como conseqüência das características apresentadas, podemos classificar os óxidos em:

Óxidos básicos São óxidos iônicos sólidos, formados por metais alcalinos, alcalino-terrosos e por metais que apresentam número de oxidação baixo (+1 e +2).

Como exceção a essa regra, temos o óxido formado pelo zinco que, apesar de possuir nox fixo +2, forma óxido anfótero. Os óxidos de estanho e chumbo (quando estes apresentam nox +2 ) também possuem caráter anfótero.

Ex: Na2O, MgO, K2O, CaO, CrO, FeO, Ag2O Os óxidos básicos fazem as seguintes reações características: Reagem com água produzindo hidróxido K2O + H2O

?

2 KOH

CaO + H2O

?

Ca(OH)2

FeO + H2O

?

Fe(OH)2

Reagem com ácidos produzindo sal e água

- 16 -

Observação

Não existe o íon O

2

em solução aquosa já que ele reage com a água, gerando íons OH .

H

O2

+

O

OH

+

OH

H CuO + H2O

?

Cu(OH)2

Ag2O + H2O ?

CuO (insolúvel)

2AgOH

Ag2O (insolúvel)

Óxidos ácidos ou anidridos São óxidos moleculares gasosos formados por ametais, boro, silício que apresentem número de oxidação elevado (+5, +6, +7).

metais de transição

Também são chamados de anidridos de ácidos por serem compostos que podem ser obtidos pela eliminação total de água de um ácido oxigenado.

Ex: CO2, SO3, Cl2O3, P2O5, CrO3, Mn2O7, SiO2

Importante: CO, N2O e NO são formados por ametais, mas são classificados como óxidos neutros ou indiferentes, pois não reagem com água, ácidos ou bases. Sendo assim, na identificação do caráter de um óxido,

Os óxidos ácidos fazem as seguintes reações características: Reagem com água produzindo ácidos oxigenados CO2 + H2O

?

H2CO3 (aq)

Cl2O3 + H2O ?

2 HClO2 (aq)

CrO3 + H2O

H2CrO4(aq)

?

Reagem com base produzindo sal e água

Reagem com óxidos básicos produzindo sal CO2 + CaO

?

CaCO3

SO3 + MgO

?

MgSO4

- 17 -

Observação

Óxidos Anfóteros São óxidos de caráter intermediário entre o iônico e o covalente, tendendo para o covalente.

São formados por elementos de eletronegatividade média que podem ser metais ou semimetais São, em geral, sólidos, insolúveis em água.

Ex: ZnO, PbO, PbO2, As2O3, As2O5, Al2O3, Sb2O3, Sb2O5, SnO, SnO2, Fe2O3 Os óxidos anfóteros possuem um comportamento ambíguo, pois ora agem como óxidos básicos, ora como óxidos ácidos. O que determina o comportamento que terão em uma reação é a substância com a qual estiverem em contato. Assim: N ão reagem com a água Reagem com ácidos fortes produzindo sal e água (comportamento básico) Reagem com bases fortes produzindo sal e água (comportamento ácido)

Óxidos Duplos, Mistos ou Salinos São óxidos de fórmula geral M3O4 ( sendo M um metal dos grupos III e IVA ou de transição ), formados pela associação de dois óxidos diferentes do elemento M. Correspondem aos minérios onde óxidos do mesmo metal, com nox diferentes, encontram-se misturados e cristalizados numa proporção constante.

São óxidos metálicos, iônicos e sólidos nas condições ambientes.

- 18 -

O exemplo mais comum desse tipo de óxido é o Fe3O4, constituído pelos óxidos FeO + Fe2O3. O Fe3O4 é denominado magnetita, pois é a "pedra-ímã natural”.

Um outro exemplo é o Pb3O4, constituído pelos óxidos 2 PbO + PbO2. O Pb3O4 é conhecido como zarcão e é normalmente utilizado para pintura de fundo em superfícies metálicas, com a finalidade de evitar a formação de ferrugem.

A equação da reação dos óxidos salinos pode ser dada como a soma das equações de cada óxido do qual é formado.

Peróxidos São compostos que apresentam a estrutura ( O2 )2 , chamada de estrutura peróxido .

Os peróxidos mais comuns envolvem o hidrogênio, os metais alcalinos e os metais alcalino terrosos.

Peróxido de hidrogênio: H 2O 2 É líquido e molecular Quando está dissolvido em água, o H2O2 origina uma solução conhecida por água oxigenada, muito comum em nosso cotidiano.

Peróxido de metal alcalino: São sólidos e iônicos.

Ex: Li2O2, Na 2O2, K2O2

Peróxido de metal alcalino - terroso : São sólidos e iônicos.

Ex: MgO2, CaO2, BaO2

Os peróxidos metálicos fazem as seguintes reações características: Reagem com água produzindo hidróxido e peróxido de hidrogênio 2 Na2O2 + 4 H2O ?

4 NaOH + 2H2O2 2H2O + O2

Observação

Reagem com ácidos produzindo sal e peróxido de hidrogênio

Resumindo

M 3O 4

- 19 -

M

Nomenclatura Regra geral Usada para qualquer tipo de óxido, independente do seu caráter Leva em conta o número de átomos presente no óxido. Através de prefixos, é indicado o número de átomos de oxigênio e o número de átomos do elemento ligado a ele.

---- ------------------------ óxido de mono, di, tri, tetra, etc.

nome do elemento mono, di, etc.

Exemplos: P2O5

– pentóxido de difósforo

Cu2O – monóxido de dicobre

Fe3O4 – tetróxido de triferro

Na2O2 – dióxido de disódio

Usada para óxidos onde o nox do elemento ligado ao oxigênio é variável, independente do seu caráter.

O número de oxidação do elemento ligado ao oxigênio é indicado por algarismos romanos. Óxido de nome do elemento

nox do elemento em alg. romano

Exemplos: MnO2 – óxido de manganês IV

Mn2O7 – óxido de manganês VII Fe2O3 – óxido de ferro III

P2O5

Cl2O – óxido de cloro I

– óxido de fósforo V

SnO

– óxido de estanho II

Regras que levam em conta o caráter do óxido Regra para óxidos básicos e anfóteros Se o elemento ligado ao oxigênio tem nox fixo Óxido de nome do elemento Exemplos: BaO – óxido de bário

Li2O – óxido de lítio

Al2O3 – óxido de alumínio

Na2O – óxido de sódio

ZnO – óxido de zinco

Ag2O – óxido de prata

Se o elemento tem nox variável O número de oxidação do elemento ligado ao oxigênio é indicado por algarismos romanos. Óxido de nome do elemento

nox do elemento em alg. romano

- 20 -

Exemplos: FeO – óxido de ferro II

Mn2O3 – óxido de manganês III

Fe2O3 – óxido de ferro III

Cu2O – óxido de cobre I

Além da regra geral já vista para óxidos de elementos com nox variável, há também uma regra que distingue os óxidos básicos ou anfóteros de um mesmo elemento, através de sufixos. O sufixo oso denota o elemento de e o sufixo ico, o de

Óxido nome do elemento

-------------------------------------------------

oso (menor nox) ou ico (maior nox)

Exemplos: FeO – óxido ferroso; Fe2O3 – óxido férrico

PbO – óxido plumboso; PbO2 – óxido plúmbico

Au2O – óxido auroso; Au2O3 – óxido áurico

SnO – óxido estanoso; SnO2 – óxido estânico

Sb2O3 – óxido antimonioso; Sb2O5 – óxido antimônico

Regra para óxidos neutros CO Usam-se as duas regras gerais já vistas.

N 2O e NO Podem ser nomeados pelas regras gerais já vistas ou podemos distingui-los através do o sufixos oso (menor nox) e ico (maior nox). Logo: N2O – Monóxido de dinitrogênio , óxido de nitrogênio I ou óxido nitroso NO – Monóxido de nitrogênio , óxido de nitrogênio II ou óxido nítrico

Regra para óxidos ácidos (anidridos) O elemento ligado ao oxigênio forma um único óxido ácido Anidrido

ico nome do elemento

Exemplos: CO2 – anidrido carbônico

CrO3 – anidrido crômico B2O3 – anidrido bórico

SiO2 – anidrido silícico

O elemento ligado ao oxigênio forma dois óxidos ácidos oso ( menor nox ) Anidrido nome do elemento

ico ( maior nox )

Exemplos: SO2 – anidrido sulfuroso; SO3 – anidrido sulfúrico

N2O3 – anidrido nitroso; N2O5 – anidrido nítrico

P2O3 – anidrido fosforoso; P2O5 – anidrido fosfórico

- 21 -

O elemento ligado ao oxigênio forma mais de dois óxidos ácidos Hipo ------------------------------ oso --------------------------------- oso --------------------------------- ico Per ------------------------------ ico nome do elemento

Anidrido

aumento do nox

Nos anidridos, o prefixo per associado ao sufixo ico indica sempre que o nox do elemento é +7.

Exemplos: Cl2O – anidrido hipocloroso

MnO3 – anidrido mangânico

Cl2O3 – anidrido cloroso

Mn2O7 – anidrido permangânico

Cl2O5 – anidrido clórico Cl2O7 – anidrido perclórico

O elemento forma anidridos mistos Exemplos: NO2 – anidrido nitroso – nítrico Cl2O4 – anidrido cloroso - clórico Cl2O6 – anidrido clórico - perclórico

Regra para óxidos duplos Leva em conta a presença das duas valências (nox).

Exemplos: Fe3O4 – Óxido ferroso - férrico Mn3O4 – Óxido manganoso - mangânico Pb3O4 – Óxido plumboso - plúmbico Co3O4 – Óxido cobaltoso - cobáltico

Regra para peróxidos Peróxido de -------------------------------nome do elemento Exemplos : Na2O2 – peróxido de sódio CaO2 – peróxido de cálcio H2O2 – peróxido de hidrogênio BaO2 – peróxido de bário

- 22 -

o o

o

Cr+2O

Cr2+3O 3

óxido básico

Mn+2O

Mn+32O 3

óxidos básicos

Cr+6O 3

óxido anfótero

Mn+4O 2 óxido anfótero

- 23 -

óxido ácido

Mn+6O 3

Mn+72O 7

óxidos ácidos

OCORRÊNCIA DOS ÓXIDOS NA NATUREZA Os óxidos são muito abundantes na crosta terrestre. As substâncias encontradas naturalmente na crosta terrestre são chamadas de minerais. Alguns deles podem ser aproveitados pela indústria de transformação, que os emprega como matérias-primas na fabricação de produtos necessários ao homem.

Minério é o nome dado a um mineral a partir do qual é economicamente viável a extração de um elemento químico.

A seguir, estão alguns minérios e os elementos que podem ser obtidos a partir deles: hematita magnetita pirolusita cassiterita bauxita blenda galena calcosita quartzo, sílica

ÓXIDOS MAIS COMUNS ÓXIDOS BÁSICOS Óxido de cálcio - CaO Também conhecido como cal viva ou cal virgem, não é encontrado na natureza e por isso é obtido pela decomposição térmica do carbonato de cálcio (CaCO3), que existe em grande quantidade na natureza (mármore ou calcário). É usado pelos pedreiros no preparo da argamassa, misturando-o com água. Essa reação provoca grande liberação de calor e produz a cal extinta ou cal apagada (Ca(OH)2), representada pela equação : CaO + H2O cal viva

?

Ca(OH)2 + calor cal extinta

- 24 -

Por ser um óxido básico, é utilizado na agricultura para diminuir a acidez do solo. Além disso, é utilizado para neutralizar o ácido sulfúrico derramado em acidentes rodoviários ou em vazamentos nas indústrias. É usado em pintura de paredes, denominada caiação.

Óxido de magnésio - MgO É chamado de magnésia. Misturado com água, forma o chamado leite de magnésia, usado como antiácido estomacal.

ÓXIDOS NEUTROS Monóxido de carbono - CO É um gás incolor, inodoro, extremamente tóxico por se ligar à hemoglobina do sangue, impedindo que ela transporte o oxigênio durante o processo de respiração. É um sério poluente atmosférico.

Forma-se na queima incompleta de combustíveis (gasolina, álcool, diesel). Por isso, nunca se deve ligar o motor de um veículo em ambientes fechados ou usar aquecedores a gás em ambientes sem ventilação, uma vez que, nessas condições, pode ocorrer formação de CO em níveis perigosos e, até mesmo, fatais.

A quantidade de CO lançada na atmosfera pelos escapamentos dos automóveis, ônibus e caminhões, cresce na seguinte ordem, em relação ao combustível usado:

álcool (etanol) < gasolina < querosene < óleo diesel

Óxido nitroso - N2O É um gás incolor, de odor adocicado, usado como anestésico e conhecido como gás hilariante.

Óxido nítrico - NO É um gás incolor, produzido quando ocorre reação entre o oxigênio e o nitrogênio, a temperaturas muito elevadas.

No motor dos automóveis ocorre entrada de ar, cujo O2 é necessário à combustão. Junto com esse oxigênio, entram outros componentes do ar, que não deveriam, em princípio, tomar parte das reações dentro do motor. No entanto, devido à alta temperatura interna do motor, ocorre reação entre N2 e O2: N2 + O2

?

2 NO

Em contato com o oxigênio do ar, o NO se transforma em NO2, óxido ácido que ao reagir com a água da chuva produz os ácidos nítrico (HNO3) e nitroso (HNO2). Por isso, o NO é considerado como poluente atmosférico.

ÓXIDOS ÁCIDOS Dióxido de carbono - CO2 É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar e por isso, pode acumular-se no chão e causar asfixia se sua concentração for maior que 0,5 % em volume.

O CO2 não é tóxico portanto não é poluente. O ar contendo teor de CO2 maior que o normal (0,03 %) é impróprio para a respiração porque contém um teor de O2 menor que o normal.

- 25 -

Não é combustível nem comburente e, por isso, é usado como extintor de incêndios.

No estado sólido é conhecido como gelo seco e é usado em refrigeração e em shows e filmes, como artifício cênico.

Quando bebemos água mineral gaseificada e refrigerante, estamos ingerindo uma mistura que contém o gás carbônico, que sendo um óxido ácido, reage com a água produzindo ácido carbônico (H2CO3). Daí o fato de todo refrigerante gaseificado possuir um caráter ácido.

A adição de gás carbônico na fabricação de refrigerantes é feita sob uma pressão maior que a atmosférica, o que aumenta sua solubilidade em água. Ao deixarmos uma garrafa de refrigerante aberta, permitimos a saída de grande parte do gás carbônico para o meio ambiente, o que torna o refrigerante "choco", isto é, praticamente sem gás.

Plantas e animais, ao respirar, eliminam gás carbônico, sendo, portanto natural sua presença na atmosfera. Quando chove, ocorre uma reação entre ele e a água, produzindo ácido carbônico, o que deixa a chuva ligeiramente ácida. Essa acidez natural da chuva é tão baixa que não faz nenhum mal aos seres vivos.

A queima dos combustíveis (álcool, gasolina, diesel, etc.) produz uma mistura de CO2, CO, fuligem ( C ) e água, o que aumenta muito a concentração de gás carbônico na atmosfera.

O gás carbônico presente na atmosfera tem a propriedade de absorver parte das radiações infravermelhas provenientes da reflexão da luz solar que incide sobre a Terra, agindo assim como uma espécie de cobertor, que evita que as radiações escapem completamente para o espaço, mantendo assim o planeta aquecido.

Apesar de não ser um poluente, com o aumento de sua concentração na atmosfera, há um aumento da energia absorvida e consequentemente, um aumento na temperatura em todo planeta. Este fenômeno é chamado de efeito estufa.

Dióxido de enxofre - SO2 É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante e constitui um sério poluente atmosférico É formado na queima do enxofre e dos compostos que o contêm: S + O2

?

SO2

Uma das fases da fabricação do ácido sulfúrico (H2SO4) consiste na queima de enxofre ou de minérios de enxofre, particularmente da pirita (FeS2). Por isso, nas regiões onde há fábricas de ácido sulfúrico, o dióxido de enxofre é o principal poluente do ar.

A queima de combustíveis derivados de petróleo (gasolina, querosene, diesel) também é responsável pelo lançamento de SO2 na atmosfera, uma vez que estes combustíveis possuem compostos de enxofre em sua constituição.

Uma vez lançado na atmosfera, o dióxido de enxofre reage, em parte, com o oxigênio do ar formando trióxido de enxofre (SO3). Esses dois óxidos interagem com a água das chuvas formando ácidos, dando origem à denominada chuva ácida, que causa sérios problemas ambientais.

As reações que ocorrem para a formação da chuva ácida são: Queima de enxofre S + O2 ?

SO2

Transformação de SO2 em SO3 2 SO2 + O2

? 2 SO3

Reações com a água da chuva SO2 + H2O

?

H2SO3

e

- 26 -

SO3 + H2O ?

H2SO4

Dióxido de nitrogênio - NO2 É um gás de cor castanho - avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico, e constitui um poluente atmosférico É o principal poluente do ar nas regiões onde há fábricas de ácido nítrico (HNO3). O gás castanho que sai das chaminés das fábricas contém alto teor de NO2.

Já vimos que nos motores dos veículos, devido a alta temperatura, há formação de NO (monóxido de nitrogênio) através da reação entre o oxigênio e o nitrogênio e que em contato com o ar, o NO se transforma em NO2. A interação do NO2 com a água da chuva geram os ácidos nitroso (HNO2) e nítrico (HNO3), dando origem, portanto, à chuva ácida, que, como já foi visto, causa sério impacto ambiental.

N2 + O2

?

2 NO

2 NO + O2

?

2 NO2

2 NO2 + H2O

?

HNO2 + HNO3

Além da produção de chuva ácida, a presença de NO2 na atmosfera gera outro problema: a produção de ozônio (O3). Considerado sério poluente atmosférico, é obtido através da seguinte reação: NO2 + O2

?

NO + O3

Veja que contraste da natureza: o ozônio formado nas camadas inferiores da atmosfera é totalmente indesejável e, por isso, é considerado um poluente, mas, na estratosfera, onde é absolutamente necessário, ele é destruído. Para evitar sua produção, alguns automóveis modernos possuem dispositivos, chamados conversores catalíticos, capazes de transformar os óxidos de nitrogênio em nitrogênio (N2), antes de serem lançados na atmosfera.

Convém ressaltar que, mesmo em regiões não poluídas, as águas da chuva também podem conter ácido nítrico, ainda que em quantidades bem menores, se essas chuvas forem acompanhadas de raios e relâmpagos. Nessas condições, nitrogênio e oxigênio do ar combinam-se (devido à grande energia desenvolvida) originando NO2 que, dissolvido na água, produz HNO3.

PERÓXIDOS Peróxido de hidrogênio - H2O 2 O peróxido de hidrogênio, ou água oxigenada, é um líquido incolor, com viscosidade semelhante à do xarope, que explode violentamente quando aquecido.

As soluções aquosas diluídas de peróxido de hidrogênio são de uso comum (como anti-séptico, alvejante, para clarear pêlos e cabelos, etc.).

Os frascos de água oxigenada normalmente são escuros ou opacos, pois a luz provoca a sua decomposição: 2 H2O2 ( aq )

?

2 H2O( l ) + O2 ( g )

Soluções cuja concentração é maior do que 30 % de peróxido de hidrogênio são utilizadas, industrialmente, como alvejante de madeiras, fibras, ossos, marfim, cera de abelhas, tecidos e, ainda, na propulsão de foguetes.

- 27 -

Sobre a chuva ácida O que é chuva ácida?

A água de chuva já é naturalmente ácida?

O que causa a deposição ácida?

Mas, a chuva ácida pode ter uma causa natural?

E como são formados os ácidos sulfúrico e nítrico?

-

- 28 -

O alcance da chuva ácida

Chuva ácida é um fenômeno recente?

Todas as regiões têm a mesma capacidade de neutralizar os ácidos?

O que acontece quando esta capacidade de neutralização é esgotada?

Quais os efeitos da chuva ácida sobre o solo e a vegetação?

- 29 -

Quais os efeitos da chuva ácida sobre os ecossistemas aquáticos?

Quais os efeitos da chuva ácida sobre os materiais?

Quais os efeitos da chuva ácida sobre a saúde?

- 30 -

Sobre o efeito estufa

ondas curtas

ondas longas

- 31 -

gases de estufa

- 32 -

EXERCÍCIOS 1) Complete:

K2O SnO Cl2O Cu2O N2O3 MgO2 ZnO NO2 Fe2O3 CO CrO3 Li2O CO2 NO

2) Associe: ( a ) caráter ácido

( b ) caráter básico

( ) Óxidos dos elementos com eletronegatividade baixa. ( ) Como regra, óxidos dos elementos com eletronegatividade alta. ( ) Como regra, óxidos dos elementos localizados à esquerda da tabela periódica . ( ) Como regra, óxidos dos elementos localizados à direita da tabela periódica (excluindo os gases nobres). ( ) Óxidos iônicos ( ) Óxidos moleculares ( ) Óxidos dos elementos ametálicos (como regra) ( ) Óxidos dos elementos metálicos (como regra) ( ) Óxidos dos elementos metálicos que apresentam baixo nox ( +1 ; +2 ) (

) Óxidos dos elementos metálicos que apresentam nox elevado (

+5)

3) Dê nome aos seguintes óxidos, segundo a regra geral (dos prefixos): a) CO

b) NO

c) N2O

d) NO2

e) N2O3

f) N2O4

g) N2O5

h) SO2

i) SiO2

j) Pb3O4

l) P2O3

m) Na2O2

n) BaO2

o) MnO2

p) HgO

q) Fe2O3

r) PbO2

s) CrO3

t) Mn2O7

u) ClO2

v) Cr2O3

x) Hg2O

z) I2O5

- 33 -

4) Identifique o tipo dos óxidos abaixo, nomeando-os. a) K2O

b) MgO

c) N2O3

d) SO2

e) FeO

f) Cl2O

g) Cu2O

h) BaO2

i) CaO

j) HgO

k) Br2O3

l) CuO

m) Li2O

n) SO3

o) BaO

p) N2O5

q) Br2O7

r) Ag2O

s) Li2O2

t) CrO3

u) CO2

v) Na2O

x) Mn2O7

z) I2O5

5) Faça a reação dos óxidos do item anterior com água.

6) Dê a fórmula dos óxidos abaixo: a) óxido de níquel II

b) óxido mercuroso

c) anidrido carbônico

d) anidrido bórico

e) óxido de cálcio

f) anidrido sulfúrico

g) óxido de prata

h) anidrido clórico

i) anidrido nitroso

j) óxido cúprico

k) anidrido perclórico

l) óxido auroso

m) óxido de estanho II

n) anidrido nítrico

o) óxido de manganês II

p) anidrido sulfuroso

q) óxido plumboso

r) anidrido fosfórico

s) anidrido silícico

t) anidrido hipobromoso

u) óxido de magnésio

v) óxido de cobre I

x) óxido ferroso

z) anidrido fosforoso

7) Dê dois nomes possíveis, excetuando a regra válida para qualquer tipo de óxido: a) CuO

b) MnO

c) Hg2O

d) MnO3

e) Cl2O

f) Cu2O

g) HgO

h) Mn2O7

i) PbO

j) PbO2

l) Au2O

m) Cl2O7

n) N2O

o) NO

p) Cl2O6

q) CO2

r) FeO

s) Fe2O3

t) CrO3

u) P2O3

v) P2O5

x) N2O3

z) N2O5

8) Usando as regras específicas quanto ao caráter, dê nome a: a) K2O

b) K2O2

c) ZnO

d) Al2O3

e) MgO

f) H2O2

g) SrO2

h) BaO

i) Li2O

j) Li2O2

l) BaO2

m) K2O2

n) CaO2

o) Cl2O3

p) SnO

q) SnO2

r) SO2

s) SO3

t) As2O3

u) As2O5

v) MnO

x) Mn2O3

z) Na2O2

9) Escreva as fórmulas dos seguintes óxidos: a) pentóxido de dicloro

i) tetróxido de trimanganês

q) anidrido sulfuroso

b) anidrido nitroso

j) óxido estanoso

r) peróxido de potássio

c) óxido de níquel III

k) peróxido de cálcio

s) óxido de iodo I

d) óxido nitroso

l) óxido de estanho IV

t) óxido áurico

e) óxido de cromo VI

m) óxido de alumínio

u) óxido plumboso

f) peróxido de sódio

n) trióxido de enxofre

v) anidrido mangânico

g) óxido arsênico

o) óxido nítrico

x) óxido de bromo III

h) óxido de antimônio III

p) anidrido nítrico

z) óxido de magnésio

10) Equacione as reações: a) N2O3 + H2O

b) Cl2O + H2O

c) K2O2 + H2O

d) CuO + H2O

f) BaO + H2O

g) CO2 + BaO

h) N2O3 + Na2O

i) Mn2O7 + H2O

- 34 -

e) CrO3 + H2O

11) Dados os óxidos: CO, CO2, BaO, ZnO, Fe3O4, Cl2O5, CuO, N2O, Na2O2 a) Qual o nox de cada elemento ligado ao oxigênio? b) Quais são capazes de reagir com água formando ácido? Equacione. c) Quais são capazes de reagir com HCl ? d) Quais são capazes de reagir com NaOH ? e) Quais são neutros?

12) Cal viva é o óxido de cálcio. a) Escreva a equação da reação da cal viva com a água. adicionada ao solo?

b) Por que, na agricultura, a cal viva é

13) Quando aplicada em ferimentos, a água oxigenada parece "ferver". a) Por quê?

b) Escreva a equação que representa a reação química envolvida.

14) A queima de combustíveis fósseis conduz à formação de compostos derivados do enxofre. Estes compostos são lançados na atmosfera, precipitando na forma de chuvas ácidas, fenômeno que causa sérios danos ao meio ambiente. Escreva as equações de formação do ácido sulfúrico, a partir do enxofre.

15) Associe: ( a ) Fe3O4 ( b ) SnO2 ( c ) Al2O3 ( d ) Fe2O3 ( e ) MnO2

( ) bauxita ( ) hematita ( ) magnetita ( ) pirolusita ( ) cassiterita

16) Associe: ( a ) Pb3O4 ( b ) CO2(s) ( c ) Fe3O4 ( d ) CaO ( e ) SiO2

( ) cal virgem ( ) quartzo ( ) gelo seco ( ) zarcão ( ) pedra-ímã natural

17) Associe: ( a ) CaO ( b ) NO2 ( c ) Pb3O4 ( d ) SiO2 ( e ) CO2

( ( ( ( (

) extintor de incêndio ) usado pelos pedreiros ) óxido mais abundante na crosta terrestre ) usado para proteger o ferro contra ferrugem ) responsável pela poluição do ar com ozônio

18) Quais são os óxidos responsáveis pela formação da chuva ácida? Equacione o fenômeno.

19) A chuva ácida provocada pelo gás carbônico e pela formação de dióxido de nitrogênio nas tempestades causa impacto ambiental ? Justifique.

20) O NO2 eliminado do escapamento dos automóveis é o principal responsável pela poluição do ar com ozônio.

Qual é a reação que ocorre nesse processo?

21) O gelo seco consiste em dióxido de carbono sólido, que nas condições ambientes, sofre sublimação.

Colocando um pedaço de gelo seco em água destilada, o meio ficará ácido ou básico? Justifique com o auxílio de uma equação química.

- 35 -

RESPOSTAS 1)

K2O SnO

X

Cl2O

X

Cu2O

N2O3

X

Óxido básico

Óxido de potássio

K2O + H2O ? 2 KOH

X

Óxido anfótero

Óxido de estanho II ou estanoso

Não reage

Óxido ácido

Anidrido hipocloroso

Cl2O + H2O ? 2 HClO

Óxido básico

Óxido de cobre I ou cuproso

Cu2O + H2O ? 2 CuOH

Óxido ácido

Anidrido nitroso

N2O3 + H2O ? 2 HNO2

X

Peróxido

Peróxido de magnésio

MgO2+ H2O? Mg(OH)2 +H2O + ½ O2

X

Óxido anfótero

Óxido de zinco

Não reage

Anidrido misto

Anidrido nitroso-nítrico

Óxido anfótero

Óxido de ferro III ou férrico

Não reage

X

X

MgO2

ZnO

X

NO2

X

Fe2O3

X

CO

X

Óxido neutro

Monóxido de carbono

Não reage

CrO3

X

Óxido ácido

Anidrido crômico

CrO3 + H2O ? H2CrO4

Óxido básico

Óxido de lítio

Li2O + H2O ? 2 LiOH

Li2O

X

X

NO2 + H2O ? HNO2 + HNO3

CO2

X

Óxido ácido

Anidrido carbônico

CO2 + H2O ? H2CO3

NO

X

Óxido neutro

Óxido nítrico

Não reage

2) ( b) (a ) ( b ) ( a ) ( b ) ( a ) ( a )( b )( b) ( a )

m) dióxido de disódio n) dióxido de bário o) dióxido de manganês p) monóxido de mercúrio q) trióxido de diferro r) dióxido de chumbo s) trióxido de cromo t) heptóxido de dimanganês u) dióxido de cloro v) trióxido de dicromo x) monóxido de dimercúrio z) pentóxido de difosfóro

3)a) monóxido de carbono b) monóxido de nitrogênio c) monóxido de dinitrogênio d) dióxido de nitrogênio e) trióxido de dinitrogênio f) tetróxido de dinitrogênio g) pentóxido de dinitrogênio h) dióxido de enxofre i) dióxido de silício j) tetróxido de trichumbo l) trióxido de difósforo

- 36 -

4) a) K2O – básico; óxido de potássio

b) MgO – básico; óxido de magnésio

c) N2O3 – ácido ; anidrido nitroso

d) SO2 – ácido ; anidrido sulfuroso

e) FeO – básico ; óxido de ferro II ou óxido ferroso

f) Cl2O – ácido ; anidrido hipocloroso

g) Cu2O – básico ; óxido de cobre I ou óxido cuproso h) BaO2 – peróxido ; peróxido de bário i) CaO – básico ; óxido de cálcio

j)

HgO – básico ; óxido de mercúrio II ou óxido mercúrico

k) Br2O3 – ácido ; anidrido bromoso l) CuO – básico; óxido de cobre II ou óxido cúprico m) Li2O – básico ; óxido de lítio

n) SO3 – ácido ; anidrido sulfúrico

o) BaO – básico; óxido de bário

p) N2O5 –

ácido ; anidrido nítrico

q) Br2O7 – ácido ; anidrido perbrômico

r) Ag2O – básico ; óxido de prata

s) Li2O2 – peróxido; peróxido de lítio

t) CrO3 – ácido ; anidrido crômico

u) CO2 – ácido ; anidrido carbônico

v) Na2O – básico; óxido de sódio

x) Mn2O7 – ácido ; anidrido permangânico z) I2O5 – ácido ; anidrido iódico 5) a) K2O

+ H2O ? 2 KOH

b) MgO

+ H2O ? Mg(OH)2

c) N2O3

+ H2O ? 2 HNO2

d) SO2

+ H2O ? H2SO3

f) Cl2O

+ H 2O ?

h) 2 BaO2

+ 4 H2O ? 2 Ba(OH)2 + 2 H2O + O2

j) HgO

+ H2O ? Hg(OH)2

e) FeO g) Cu2O i) CaO

+ H 2O ? + H 2O ?

Fe(OH)2 2 CuOH

+ H2O ? Ca(OH)2

2 HClO

k) Br2O3

+ H2O ? 2 HBrO2

l) CuO

+ H 2O ?

Cu(OH)2

m) Li2O

+ H 2O ?

2 LiOH

n) SO3

+ H 2O ?

H2SO4

o) BaO

+ H2O ?

Ba(OH)2

p) N2O5

+ H 2O ?

2 HNO3

q) Br2O7

+ H 2O ?

2 HBrO4

r) Ag2O

+ H 2O ?

2 AgOH

s) 2 Li2O2 + 4 H2O ? 4 LiOH + 2H2O + O2 t) CrO3

+ H 2O ?

H2CrO4

u) CO2

v) Na2O

+ H 2O ?

2 NaOH

x) Mn2O7 + H2O ? 2 HMnO4

z) I2O5

+ H 2O ?

6)a) NiO

+ H 2O ?

H2CO3

2 HIO3

b) Hg2O

c) CO2

d) B2O3

e) CaO

f) SO3

g) Ag2O

h) Cl2O5

i) N2O3

j) CuO

k) Cl2O7

l) Au2O

m) SnO

n) N2O5

o) MnO

p) SO2

q) PbO

r) P2O5

s) SiO2

t) Br2O

u) MgO

v) Cu2O

x) FeO

z) P2O3

7) a) CuO – óxido de cobre II ou óxido cúprico b) MnO – óxido de manganês II ou óxido manganoso c) Hg2O – óxido de mercúrio I ou óxido mercuroso d) MnO3 – óxido de manganês VI ou anidrido mangânico e) Cl2O – óxido de cloro I ou anidrido hipocloroso f) Cu2O – óxido de cobre I ou óxido cuproso g) HgO –óxido de mercúrio II ou óxido mercúrico h) Mn2O7 – óxido de manganês VII ou anidrido permangânico i) PbO – óxido de chumbo II ou óxido plumboso j) PbO2 – óxido de chumbo IV ou óxido plúmbico

- 37 -

7) l) Au2O – óxido de ouro I ou óxido auroso m) Cl2O7 – óxido de cloro VII ou anidrido perclórico n) N2O – óxido de nitrogênio I ou óxido nitroso o) NO – óxido de nitrogênio II ou óxido nítrico p) Cl2O6 – óxido de cloro VI ou anidrido clórico-perclórico q) CO2 – óxido de carbono IV ou anidrido carbônico r) FeO – óxido de ferro II ou óxido ferroso s) Fe2O3 – óxido de ferro III ou óxido férrico t) CrO3 – óxido de cromo VI ou anidrido crômico u) P2O3 – óxido de fósforo III ou anidrido fosforoso v) P2O5 – óxido de fósforo V ou anidrido fosfórico x) N2O3 – óxido de nitrogênio III ou anidrido nitroso z) N2O5 – óxido de nitrogênio V ou anidrido nítrico 8) a)K2O – óxido de potássio

b) K2O2 – peróxido de potássio

c)ZnO – óxido de zinco

d) Al2O3 – óxido de alumínio

e)MgO – óxido de magnésio

f) H2O2 – peróxido de hidrogênio

g) SrO2 – peróxido de estrôncio

h) BaO – óxido de bário

i) Li2O – óxido de lítio

j) Li2O2 – peróxido de lítio

l) BaO2 – peróxido de bário

m) K2O2 – peróxido de potássio

n) CaO2 – peróxido de cálcio

o) Cl2O3 – anidrido cloroso

p) SnO – óxido estanoso

q) SnO2 – óxido estânico

r) SO2 – anidrido sulfuroso

s) SO3 – anidrido sulfúrico

t) As2O3 – óxido arsenioso

u) As2O5 – óxido arsênico

v) MnO – óxido manganoso

x) Mn2O3 – óxido mangânico

z) Na2O2 – peróxido de sódio 9) a) Cl2O5

b) N2O3

c) Ni2O3

d) N2O

e) CrO3

f) Na2O2

g) As2O5

h) Sb2O3

i) Mn3O4

j) SnO

k) CaO2

l) SnO2

m) Al2O3

n) SO3

o) NO

p) N2O5

q) SO2

r) K2O2

s) I2O

t) Au2O3

u) PbO

v) MnO3

x) Br2O3

z) MgO

10) a) N2O3 + H2O ? 2 HNO2

h) N2O3 + Na2O ?

2 NaNO2

b) Cl2O + H2O

i) Mn2O7 + H2O ?

2 HMnO4

?

2 HClO

c) 2 K2O2 + 4 H2O ? 4 KOH + 2 H2O + O2 d) CuO + H2O ?

Cu(OH)2

e) CrO3 + H2O ?

H2CrO4

f) BaO + H2O

?

Ba(OH)2

g) CO2 + BaO

?

BaCO3

- 38 -

11) a) C = +2, C = +4, Ba = +2, Zn = +2, Fe = +8/3, Cl = +5, Cu = +2, N = +1, Na = +1 b) CO2 + H2O ? H2CO3

c) BaO ; ZnO ; Fe3O4 ; CuO ; Na2O2

Cl2O5 + H2O ? 2 HClO3

d) CO2 ; ZnO ;

Cl2O5

e) CO e N2O

12) Cal viva é o óxido de cálcio. a) CaO + H2O ?

Ca(OH)2

b) Para diminuir a acidez do solo.

13) a) Devido à formação de gás oxigênio.

14) S + O2

? SO2

b) 2 H2O2 ? 2 H2O + O2

SO2 + ½ O2 ? SO3

SO3 + H2O ? H2SO4

15) ( a ) Fe3O4 ( b ) SnO2 ( c ) Al2O3 ( d ) Fe2O3 ( e ) MnO2

( c ) bauxita ( d ) hematita ( a ) magnetita ( e ) pirolusita ( b ) cassiterita

16) ( a ) Pb3O4 ( b ) CO2(s) ( c ) Fe3O4 ( d ) CaO ( e ) SiO2

( d ) cal virgem ( e ) quartzo ( b ) gelo seco ( a ) zarcão ( c ) pedra-ímã natural

17) ( a ) CaO ( b ) NO2 ( c ) Pb3O4 ( d ) SiO2 ( e ) CO2

( e ) extintor de incêndio ( a ) usado pelos pedreiros ( d ) óxido mais abundante na crosta terrestre ( c ) usado para proteger o ferro contra ferrugem ( b ) responsável pela poluição do ar com ozônio

18) SO2 , NO2 2 NO2 + H2O ?

HNO2 + HNO3

SO2 + ½ O2

?

SO3

SO2 + H2O

?

H2SO3

SO3 + H2O

?

H2SO4

19) Não, essa acidez natural da chuva é tão baixa que não faz nenhum mal aos seres vivos.

20) NO2 + O2

?

NO + O3

21) Ácido. CO2 + H2O

?

H2CO3

- 39 -

CAPÍTULO 3 ÁCIDOS São substâncias moleculares que, em solução aquosa ionizam-se, liberando como cátions somente íons H3O +.

Algumas classificações De acordo com a presença ou não de oxigênio na molécula Hidrácidos não possuem oxigênio na molécula. Ex: HCl, HCN, H2S Oxiácidos possuem oxigênio na molécula. Ex: HNO3, H2SO4, H3PO4 De acordo com o número de hidrogênios ionizáveis Hidrogênios ionizáveis são aqueles ligados a um átomo ou grupo de átomos que possuam eletronegatividades significativamente maiores que a sua.

Essa diferença de eletronegatividade acarreta a formação de um pólo positivo no hidrogênio, sendo que o restante da molécula passa a apresentar um pólo negativo. Ao dissolvermos o ácido em água, que é um solvente polar, seus pólos positivos (no caso o próprio hidrogênio) são fortemente atraídos pela força eletrostática dos pólos negativos da água.

Essa atração é tão intensa que a água consegue separar os hidrogênios das moléculas do ácido, + +) originando o cátion H (ou, mais corretamente, H3O .

Nos hidrácidos,

; nos oxiácidos, são ionizáveis.

Assim, em função do número de hidrogênios ionizáveis, podemos classificar os ácidos em:

Monoácidos ionizam um hidrogênio de sua molécula; são os ácidos monohidrogenados e o H3PO2.

Diácidos ionizam dois hidrogênios de sua molécula; são os ácidos dihidrogenados, H3PO3 e H4P2O5.

Triácidos ionizam três hidrogênios de sua molécula; são os ácidos trihidrogenados exceto H3PO3 e H3PO2.

Tetrácidos ionizam quatro hidrogênios de sua molécula são os ácidos tetrahidrogenados exceto H4P2O5.

ATENÇÃO

H 3PO2: monoácido

H 3PO3 e H 4P2O 5 diácidos

Obs.: Não esqueça que quando um ácido possui dois ou mais hidrogênios ionizáveis em sua molécula, a ionização ocorre em etapas, ocorrendo em cada uma a ionização de apenas um hidrogênio ionizável. Essas etapas são sucessivas e a ionização do primeiro hidrogênio é sempre mais fácil que a ionização dos demais, devido à formação de pontes de hidrogênio intramoleculares.

Por exemplo, o H3PO4 é um triácido onde temos: + H 2O

H3O+ + H2PO4 –

2.ª etapa : H2PO4 – + H2O

H3O+ + HPO4 2–

3.ª etapa : HPO4 2– + H2O

H3O+ + PO4 3–

1.ª etapa : H3PO4

- 40 -

De acordo com a presença ou não de carbono na molécula Orgânicos: caracterizam-se pela presença de carbono na molécula, sob a forma de um radical denominado carboxila (R- COOH ). Ex: HCOOH,CH3COOH

Inorgânicos: não possuem carbono em sua molécula ou, se possuírem, este não se apresenta na forma de carboxila. Ex: HCl, HNO3, HCN, H2CO3, HSCN

De acordo com o grau de ionização Para comparar os graus de ionização de diferentes ácidos, devem-se utilizar soluções com o mesmo número de moléculas de cada um dos ácidos para um mesmo volume de solução, à mesma temperatura.

Quanto maior o grau de ionização, maior a condutividade elétrica, pois a condutibilidade é proporcional à concentração de íons presentes na solução. Embora todos os ácidos sofram ionização em meio aquoso, não o fazem na mesma escala. Assim, comparando os graus de ionização dos ácidos, podemos classificá-los em: Ácidos fortes onde

> 50 % . Ex: HCl, H2SO4

Ácidos médios e fracos, onde

50 %. Ex: HF, H2S, H3PO4

Por uma questão prática, trabalharemos apenas com o conceito forte/fraco. Os ácidos médios estão incluídos nos fracos. Assim:

Fortes: HCl, HBr e HI Hidrácidos Fracos: os demais Oxiácidos A força é indicada pela diferença obtida entre o número de átomos de oxigênio e o número de hidrogênios ionizáveis; quanto maior for essa diferença, maior será a força do ácido.

X = n.º de átomos de O

n.º de átomos de H ionizáveis

Fortes - diminuindo o nº de oxigênios do nº de hidrogênios ionizáveis = 2 Fracos - diminuindo o nº de oxigênios do nº de hidrogênios ionizáveis < 2 Veja os exemplos: HClO4 : x = 4 – 1 = 3 H3PO4 : x = 4 – 3 = 1

ácido forte ácido fraco

H2SO4 : x = 4 – 2 = 2 H3BO3 : x = 3 – 3 = 0

ácido forte ácido fraco

De acordo com a volatilidade A volatilidade é a propriedade que as substâncias têm de passar do estado líquido para o estado gasoso. Sendo assim, as substâncias com baixo ponto de ebulição são consideradas mais voláteis, pois passam do estado líquido para o gasoso com maior facilidade.

A grande maioria dos ácidos é volátil, mas existem dois ácidos de uso comum que são pouco voláteis e denominados de ácidos fixos: o ácido sulfúrico (H2SO4) e o ácido fosfórico (H3PO4).

Assim, temos:

Ácidos voláteis:

.

Ex: HNO3 (P.E. = 86 oC) ; HCl, H2S e HCN (gases) . O ácido acético, componente do vinagre, é o ácido volátil mais comum no nosso cotidiano; ao abrirmos um frasco com vinagre logo percebemos seu cheiro característico.

Ácidos fixos:

.

Ex: H2SO4, H3PO4, H3BO3

- 41 -

Atenção ácidos instáveis

? ? ?

Nomenclatura Hidrácidos Ácido ..................................... ídrico nome do elemento Exemplos:

Quando se ionizam em água geram ânions que possuem uma nomenclatura derivada deles. O ácido termina em ídrico e o ânion em eto.

Ex:

HCl

+ H 2O

HCN

+ H 2O

H3O

+

H3O

+ Cl

+

+ CN

Oxiácidos Sendo dada a fórmula do ácido para nomeá-lo: Utiliza-se um raciocínio semelhante ao visto para os anidridos. +3 –

•

HN+5O3

•N

+4

H2S O3

+5 –

••

+2 –

•S •

•• +1

HCl O

•

:

•

:

+4 – +6 – +1 –

?

?

?

Cl : +3 – +5 – +7 –

••

Assim como nos hidrácidos, quando se ionizam em água geram ânions que possuem uma nomenclatura derivada deles. O ácido que termina em oso gera um ânion terminado em ito e o ácido terminado em ico gera um ânion terminado em ato. Os prefixos não se alteram.

- 42 -

Ex:

HNO3

+ H 2O

H3O

HClO

+ H 2O

H3O

+

+

+ NO3

+ ClO

Sendo fornecido o nome do ácido para que seja descoberta sua fórmula: Como a nomenclatura é derivada do anidrido correspondente podemos descobrir sua fórmula através da reação do anidrido com água.

Exemplos: Como saber a fórmula do ácido nitroso?

Partimos do anidrido nitroso onde o nitrogênio apresenta nox +3 e consequentemente possui como fórmula N2O3 já que o nox do oxigênio nos óxidos é sempre – 2.

Fazendo sua reação com água temos: N2O3 + H 2O anidrido nitroso

?

2 HNO2 ácido nitroso

Podemos usar o mesmo raciocínio para qualquer ácido desejado: Ácido carbônico: C = +4 CO2

+ H 2O

?

H2CO3

Ácido sulfúrico: ico ? S = +6 SO3

+ H 2O

?

H2SO4

Ácido perclórico: per...ico ? Cl = +7 Cl2O7

+ H 2O

?

2

HClO4

Alguns anidridos ( P2O3 e P2O5, por exemplo) dão origem a vários ácidos em que o nox do átomo central não se altera. A diferença está fundamentada no grau de hidratação do ácido. Nesses casos, para diferenciá-los, usaremos diferentes prefixos:

Anidrido fosforoso P2O3 + H2O

?

2 HPO2

P2O3 + 2 H2O

?

H4P2O5

P2O3 + 3 H2O

?

2 H3PO3

Anidrido fosfórico P2O5 + H2O

?

2 HPO3

P2O5 + 2 H2O

?

H4P2O7

P2O5 + 3 H2O

?

2 H3PO4

- 43 -

Além do fósforo, outros elementos apresentam este tipo de comportamento. Veja tabela a seguir:

Elemento – Nox As e Sb

(+3 e +5)

Grau de hidratação 1 H2O – meta

;

2 H2O – piro

;

3 H2O – orto

B

(+3)

1 H2O – meta

;

3 H2O – orto

Si

(+4)

1 H2O – meta

;

2 H2O – orto

Observações

tio ácido tiossulfúrico

-

-

-

ÁCIDOS MAIS COMUNS NO COTIDIANO Ácido Fluorídrico ( HF ) Nas condições ambientes é um gás incolor que tem a característica de, quando em solução aquosa, . Por esse motivo deve ser acondicionado em frascos plásticos, sendo usado para gravações em cristais e vidros. É usado também na obtenção de fluoretos, como por exemplo, o de sódio (NaF), usado como anticárie.

Ácido Clorídrico ( HCl ) O ácido clorídrico consiste no gás cloreto de hidrogênio dissolvido em água. O estômago secreta esse ácido, num volume aproximado de 100 mL, para auxiliar a digestão dos alimentos. Quando impuro, é vendido

- 44 -

no comércio com o nome de , sendo usado principalmente na limpeza de pisos e de superfícies metálicas, antes do processo de soldagem.

Na extração de petróleo, o ácido clorídrico é introduzido no bolsão rochoso, dissolvendo uma parte das rochas e facilitando o fluxo do petróleo até a superfície. Algumas vezes esse procedimento pode ajudar a tornar o poço de petróleo mais rentável.

Ácido Sulfídrico ( H2S ) É um gás venenoso, incolor, formado na putrefação de substâncias orgânicas naturais que contenham enxofre, sendo responsável em grande parte pelo . Queima no ar, com chama azul, produzindo SO2 e H2O . É encontrado em pequenas quantidades em algumas águas minerais (sulfurosas) e sua utilização é restrita a processos de análises químicas.

Ácido Cianídrico ( HCN ) É o nome com que se indica uma solução aquosa de gás cianídrico, que é incolor, com cheiro característico de amêndoas amargas. Por ser muito venenoso (age sobre a hemoglobina do sangue), esse gás é utilizado nas , nos países onde há pena de morte.

Ácido Carbônico ( H2CO3 ) É um ácido fraco, extremamente instável, que se forma somente em equilíbrio dinâmico entre a água e o gás carbônico.

CO2(g) + H2O(l

H2CO3(aq)

É um dos constituintes dos e das .

O gás carbônico, ao se combinar com a água da chuva, origina um determinado tipo de “chuva ácida”, mesmo em ambientes não poluídos e na ausência de relâmpagos, o que leva a concluir que toda chuva é ácida.

Ácido fosfórico ( H3PO4 ) É um sólido incolor, que apresenta PF = 42.ºC. É encontrado no comércio na forma de solução aquosa com cerca de 90% de ácido fosfórico, tendo a aparência de um líquido viscoso. É usado na indústria de vidro, na tinturaria, nas , na produção de Coca-Cola ( ) e na fabricação de fosfatos e superfosfatos usados como adubos ( ).

Ácido Acético ( CH3COOH ) É um líquido incolor, de cheiro penetrante e característico, solúvel em água em todas as proporções, originando soluções ácidas fracas. É usado no dia-a-dia como condimento culinário; o é uma solução aquosa de ácido acético de 3 a 7 %.

Ácido Sulfúrico ( H2SO4 ) É um líquido relativamente denso, incolor e inodoro. Já era conhecido pelos alquimistas árabes do século X, que o introduziram na Europa no século XV, recebendo o nome de vitríolo. É o ácido mais importante economicamente, conhecido como “burro de carga” da indústria química. O maior consumo se dá na fabricação de fertilizantes. É utilizado também nas indústrias petroquímicas, de corantes, de papel (dentre outras) e nas baterias de automóvel.

Uma das principais propriedades do ácido sulfúrico é sua e, principalmente, (quando concentrado). Assim, ele , como os açúcares, o amido e a celulose, o que ocorre devido à desidratação desses materiais.

C12H22O11 Sacarose

H2SO4 concentrado

- 45 -

12 C(s) + 11 H2O(V) Carvão

Devido a essa ação desidratante, o ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos, produzindo sérias queimaduras na pele, com a formação de manchas pretas ocasionadas pela carbonização. Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido.

O ácido sulfúrico faz parte da composição de um tipo de “ ”, característica de

Ácido Nítrico ( HNO3 ) É um líquido incolor e fumegante no contato com o ar. Ataca com violência os tecidos animal e vegetal, produzindo manchas amareladas na pele. Tem ação oxidante mesmo quando diluído e a frio Seu manuseio, portanto, requer muito cuidado, pois seus vapores são muito tóxicos. Era empregado pelos alquimistas, que o chamavam aqua fortis.

Depois do ácido sulfúrico, o ácido nítrico é o mais fabricado e o mais consumido na indústria. Uma das suas mais importantes aplicações envolve a ( nitroglicerina [dinamite] ; trinitrotolueno [TNT] e trinitrocelulose [algodão-pólvora] ). É, ainda, utilizado na (NaNO3 e KNO3), que é usado como e na , que, além dele, contém carvão e enxofre.

O ácido nítrico é encontrado em um tipo de “ ” , mas e também aparece na composição da “ ”

EXERCÍCIOS 1) Complete:

N2O5 HF Cl2O3 HNO2 P2O5 CrO3 HCN NO2 H2SO3 CO2 Mn2O7 SO3 NH3 H3BO3 H2S H3PO3 HAc

- 46 -

2) Faça a equação de ionização total dos ácidos a seguir, dizendo se o ácido em questão é forte ou fraco e dando nome aos ânions formados: a) ácido clorídrico

b) ácido sulfúrico

c) ácido iodoso

d) ácido iodídrico

e) ácido hipocloroso

f) ácido sulfídrico

g) ácido brômico

h) ácido carbônico

i) ácido (orto) fosfórico

j) ácido cianídrico

k) ácido nítrico

l) ácido perclórico

m) ácido bromídrico

n) ácido sulfuroso

o) ácido nitroso

p) ácido tiossulfúrico

q) ácido fluorídrico

r) ácido tiociânico

s) ácido acético

t) ácido metafosfórico

u) ácido fosforoso

v) ácido pirofosforoso

x) ácido metafosforoso

z) ácido pirofosfórico

3) Dê nome aos seguintes ácidos: a) HBr

b) HCN

c) H3AsO3 H3AsO4

d) HBrO HBrO2 HBrO3 HBrO4

e) HMnO4 H2MnO4

4) Escreva as fórmulas dos seguintes ácidos: a) ácido clórico

b) ácido sulfúrico

c) ácido carbônico

d) ácido fluorídrico

e) ácido sulfídrico

f) ácido crômico

5) O ácido dicrômico é obtido reagindo-se 2 mol de anidrido crômico com 1 mol de água. Qual a fórmula do ácido ?

6) O arsênio e o antimônio estão na mesma família do fósforo na Tabela Periódica. Sabendo que a fórmula do ácido (orto)fosfórico é H3PO4, quais são as fórmulas dos ácidos (orto)arsênico e (orto)antimônico ?

7) Qual é a fórmula e o nome do ácido resultante da substituição de um átomo de oxigênio por um átomo de enxofre no ácido ciânico (HOCN) ?

8) Sabendo que, nos ácidos oxigenados, os átomos de hidrogênio ionizáveis estão ligados a átomos de oxigênio, escreva as fórmulas estruturais dos ácidos a seguir : a) HClO

b) HNO3

c) H3PO4

d) H2SO4

e) H3PO2

f) H3PO3

g) H4P2O5

9) Classifique os ácidos, completando a tabela abaixo: Ácido HBr HNO2 H 2S HClO3 H3PO3 H4Fe(CN)6

N.º de H+ gerado monoácido

Presença de oxigênio hidrácido

Força forte

10) Em qual das soluções, todas de mesma concentração e na mesma temperatura, a lâmpada de um aparelho para medir condutividade elétrica apresenta maior brilho? a) HF

b) H2S

c) H3PO4

d) H4SiO4

e) HNO3

11) Ordene os ácidos, do mais forte para o mais fraco: a) HF, H2S, HI

b) HNO2, H2CrO4 ,H3AsO3 ,HBrO4

- 47 -

12) Por que a primeira ionização dos hidrogênios de um poliácido se dá com mais facilidade que as demais?

13) Por que o ácido carbônico, embora possua carbono em sua molécula, não é considerado um ácido orgânico?

14) Dê nome aos radicais obtidos através da ionização total dos ácidos: a) clorídrico

b) permangânico

c) hipocloroso

d) mangânico

e) pirofosfórico

f) sulfídrico

g) bórico

h) sulfúrico

15) Dado o ânion e seu respectivo nome, construa a fórmula e dê nome ao ácido que o gerou: a) SiO32– – meta silicato

b) Fe(CN)64– – ferrocianeto

c) BO33– – borato

d) HPO32– – fosfito

e) C2O42– – oxalato

f) SiO44– – orto silicato

16) Associe: ( a ) ânion cloreto ( b ) ânion hipoclorito ( c ) ânion clorito ( d ) ânion clorato ( e ) ânion perclorato ( f ) ânion nitrito ( g ) ânion nitrato ( h ) ânion sulfeto ( i ) ânion sulfito ( j ) ânion sulfato ( l ) ânion fosfato ( m ) ânion metafosfato ( n ) ânion pirofosfato ( o ) ânion carbonato ( p ) ânion acetato ( q ) ânion fosfito

( ) ClO2– ( ) SO42– ( ) P2O74– ( ) ClO3– ( ) SO32– ( ) CH3COO– ( ) Cl– ( ) HPO32– ( ) NO3– ( ) PO43– ( ) ClO4– ( ) NO2– ( ) PO3– ( ) ClO– ( ) S2– ( ) CO32–

17) Água mineral com gás pode ser fabricada pela introdução de gás carbônico na água, sob pressão um pouco superior a 4 atm. a) Essa água é ácida ou alcalina? Justifique escrevendo a reação. b) Se a garrafa for deixada aberta, o que acontece com o pH da água? Explique.

18) Estabeleça a relação correta entre os ácidos: a) HNO3

b)CH3COOH

c) HCl

d) HCN

e)H2SO4

f) H2S

g) HF

h) H3PO4

i)

H2CO3

e os usos, as ocorrências e as características dadas a seguir : (

) Chuva ácida em ambiente não poluído na ausência de raios e relâmpagos

( ) Chuva ácida em ambiente não poluído na presença de raios e relâmpagos ( ) Fertilizantes ( ) Corrosão do vidro ( ) Câmara de gás ( ) Queimaduras na pele (

) Suco gástrico

(

) Vinagre

- 48 -

( ) Ácido muriático ( ) Cheiro de ovo podre ( ) Refrigerantes e águas minerais gaseificadas (

) Desidratante enérgico

( ) Cheiro de amêndoas amargas ( ) Bateria de automóvel ( ) Fabricação de explosivos (

) Aditivo (estabilizante) em refrigerantes

( ) Fabricação de salitre 19) A queima de combustíveis fósseis conduz à formação de compostos derivados do enxofre. Estes compostos são lançados na atmosfera, precipitando na forma de chuvas ácidas, fenômeno que causa sérios danos ao meio ambiente. Escreva as equações de formação do ácido sulfúrico, a partir do enxofre.

20) O gelo seco consiste em dióxido de carbono sólido, que nas condições ambientes, sofre sublimação.

Colocando um pedaço de gelo seco em água destilada, o meio ficará ácido ou básico? Justifique com o auxílio de uma equação química.

RESPOSTAS

N2O5

Óxido ácido

Anidrido nítrico

HF

Ácido

Ácido fluorídrico

Cl2O3

Óxido ácido

Anidrido cloroso

HNO2

Ácido

Ácido nitroso

N2O5 + H2O ? 2 HNO3 HNO3 + H2O HF + H2O

+

H3O + NO3 H3O + + F

Cl2O3 + H2O ? 2 HClO2 HClO2 + H2O

H3O++ ClO2

HNO2 + H2O

H3O++ NO2

P2O5 + H2O ? 2 HPO3 HPO3 + H2O

H3O++ PO3

P 2O 5 + 2 H 2O ? H 4P 2O 7

P2O5

Óxido ácido

Anidrido fosfórico

H4P2O7+4H2O

4H3O++ P2O74

P2O5 + 3 H2O ? 2 H3PO4 H3PO4+3H2O

CrO3

Óxido ácido

Anidrido crômico

CrO3 + H2O ?

H2CrO4+2H2O

- 49 -

3H3O++ PO43 H2CrO4 2H3O++ CrO42

Ácido nítrico Íons nitrato e íons hidrônio Íons fluoreto e íons hidrônio

Ácido cloroso Íons clorito e íons hidrônio Íons nitrito e íons hidrônio Ácido metafosfórico Íons hidrônio e íons metafosfato Ácido pirofosfórico Íons hidrônio e íons pirofosfato Ácido ortofosfórico Íons hidrônio e íons ortofosfato Ácido crômico Íons cromato e íons hidrônio

HCN

Ácido

Ácido cianídrico

NO2

Óxido ácido (anidrido misto)

Anidrido nitroso-nítrico

H2SO3

Ácido

Ácido sulfuroso

CO2

Óxido ácido

Anidrido carbônico

Mn2O7

SO3

Óxido ácido

Óxido ácido

Ácido sufídrico

Ácido

Ácido

H3O++ MnO4

HMnO4 + H2O

+ H 2O ?

H2SO4 +

2 H3O +SO4

2

NH4++OH

Ácido permangânico Íons permanganato e íons hidrônio Ácido sulfúrico Íons sulfato e íons hidrônio

Íons amônio e íons hidroxila Íons borato e íons hidrônio

H 2S + 2 H 2O

2 H3O ++S 2

Ácido (orto)fosforoso

H3PO3+2H2O

2 H3O++HPO32

Íons fosfito e íons hidrônio

Ácido acético

HAc + H2O

H3O ++ Ac 2

Íons acetato e íons hidrônio

H 3O

+

+ +

2 H 3O H 3O

d) HI

+ H 2O

H 3O

e) HClO

+ H 2O

H 3O

+

g) HBrO3

H 3O

3 H 3O

j) HCN

+ H 2O

H 3O

k) HNO3

+ H 2O

H 3O

I

ácido forte ;

íon iodeto

+

ClO

ácido fraco ;

íon hipoclorito

S2

ácido fraco ;

íon sulfeto

BrO3

ácido forte ;

íon bromato

+

+

CO3 2

ácido fraco ;

íon carbonato

+

PO4 3

ácido fraco ;

íon (orto)fosfato

+

+ +

íon sulfato

+

+

+

ácido forte ;

íon iodito

+

i) H3PO4 + 3 H2O

íon cloreto

ácido fraco ;

+

2 H 3O

ácido forte ;

IO2

+

H 3O

SO4 2

Íons sulfeto e íons hidrônio

+

+

2 H 3O

Cl

+

+

f) H2S + 2 H2O

+ H 2O

2 H3O++CO32

Ácido carbônico Íons carbonato e íons hidrônio

3 H3O++BO33

+ H 2O

l) HClO4

H2CO3

Íons sulfito e íons hidrônio

H3BO3+3H2O

c) HIO2

h) H2CO3 + 2 H2O

2 H3O++SO32

+ H 2O ?

NH3+H2O

Ácido

+ H 2O

Íons nitrato e íons hidrônio

H2SO4+2H2O

Ácido bórico

b) H2SO4 + 2 H2O

H3O++ NO3

SO3

Ácido

+ H 2O

HNO3 + H2O

Anidrido sulfúrico

H3BO3

2) a)HCl

Íons nitrito e íons hidrônio

Mn2O7 + H2O ? 2 HMnO4

Anidrido permangânico

Ácido nitroso e ácido nítrico

H3O + NO2

H2CO3+2H2O

Amônia

HAc

+

Íons cianeto e íons hidrônio

HNO2 + H2O

CO2

Base

H3PO3

NO2 + H2O ? HNO2 + HNO3

H2SO3+2H2O

NH3

H2S

H3O ++ CN

HCN + H2O

+

CN

ácido fraco ;

íon cianeto

+

NO3

ácido forte ;

íon nitrato

+

ClO4

ácido forte ;

íon perclorato

- 50 -

2) m) HBr

+ H 2O

+

H 3O

n) H2SO3 + 2 H2O

2 H 3O

o) HNO2

H 3O

+ H 2O

p) H2S2O3 + 2 H2O

2 H 3O

+ H 2O

H 3O

r) HSCN

+ H 2O

H 3O

s) CH3COOH + H2O

H 3O

t) HPO3

H 3O

+ H 2O

+ +

+ + + +

+ 2 H 2O

2 H 3O

v) H4P2O5 + 2 H2O

2 H 3O

x) HPO2

H 3O

+ H 2O

z) H4P2O7 + 4 H2O

3)a)HBr – ácido bromídrico

+

S2O3 2

ácido forte ;

íon brometo

ácido fraco ;

íon sulfito

ácido fraco ;

íon nitrito

ácido fraco ;

íon tiossulfato

+

F

ácido fraco ;

íon fluoreto

+

SCN

ácido fraco ;

íon tiocianato

+

CH3COO

ácido fraco ;

íon acetato

+

PO3

ácido forte ;

íon metafosfato

+

+

HPO3 2

ácido fraco ;

íon fosfito

+

H2P2O5 2

ácido forte ;

íon pirofosfito

ácido fraco ;

íon metafosfito

ácido forte ;

íon pirofosfato

+ +

PO2 +

P2O7 4

b) HCN – ácido cianídrico

c) H3AsO3 – ácido (orto) arsenioso

H3AsO4 – ácido (orto) arsênico

d) HBrO – ácido hipobromoso

HBrO3 – ácido brômico

HBrO2 – ácido bromoso

HBrO4 – ácido perbrômico

e) HMnO4 – ácido permangânico 4) a) HClO3

SO3 2 NO2

+

+

4 H 3O

Br +

+

q) HF

u) H3PO3

+ +

b) H2SO4

5) H2Cr2O7

H2MnO4 – ácido mangânico c) H2CO3

d) HF

e) H2S

6) ácido (orto)arsênico - H3AsO4

e (orto)antimônico - H3SbO4

7) ácido tiociânico (HSCN) 8) a) H

O

Cl

b) H

O

N

O

O c)

H

O

d)

O

¦ H

O - P

O

H O S O H

¦ H e)

O

O

H

f)

H

¦ H

g)

O

P ¦ H

¦ O É um monoácido

H

O

P

¦ H H O H

P O

O

O H O

P

H

É um diácido

O

- 51 -

f)H2CrO4

O É um diácido

9) N.º de H+ gerado

Ácido HBr HNO2 H 2S HClO3 H3PO3 H4Fe(CN)6

Presença de oxigênio

Força

10) e) HNO3 11) a) HI, HF, H2S

b) HBrO4, H2CrO4, HNO2, ,H3AsO3

12) Devido à formação de pontes de hidrogênio intramoleculares.

13) Porque não possui o radical carboxila, característico dos ácidos orgânicos.

14) a) cloreto

b) permanganato

c) hipoclorito

d) manganato

e) pirofosfato

f) sulfeto

g) borato

h) sulfato

15) a) H2SiO3 – ácido meta silícico

b) H4Fe(CN)6 – ácido ferrocianídrico

c)H3BO3 – ácido bórico

d) H3PO3 – ácido fosforoso

e)H2C2O4 – ácido oxálico

f) H4SiO4 – ácido orto silícico

16) ( c ) ClO2–

( j ) SO42–

( n ) P2O74–

( d ) ClO3–

( i ) SO32–

( p ) CH3COO–

( a ) Cl–

( q ) HPO32–

( g ) NO3–

( l ) PO43–

( e ) ClO4–

( f ) NO2–

( m ) PO3–

( b ) ClO–

( h ) S2–

( o ) CO32–

17) a) ácida . CO2 + H2O

H2CO3

2H+ + CO3 2–

b) Aumenta, devido à diminuição da acidez gerada pela saída do CO2 18) ( i ) Chuva ácida em ambiente não poluído na ausência de raios e relâmpagos ( a ) Chuva ácida em ambiente não poluído na presença de raios e relâmpagos ( h ) Fertilizantes ( g ) Corrosão do vidro ( d ) Câmara de gás ( c ) Suco gástrico ( b ) Vinagre ( c ) Ácido muriático ( f ) Cheiro de ovo podre ( i ) Refrigerantes e águas minerais gaseificadas ( e ) Desidratante enérgico ( d ) Cheiro de amêndoas amargas ( e ) Bateria de automóvel ( a ) Fabricação de explosivos ( h ) Aditivo (estabilizante) em refrigerantes ( a ) Fabricação de salitre 19) S + O2 ? SO2 /

2 SO2 + O2 ?

20) ÁCIDO. CO2 + H2O ?

2SO3 /

SO3 + H2O ? H2SO4

H2CO3 que ioniza-se : H2CO3 + 2 H2O

- 52 -

2 H3O+ + CO32-

CAPÍTULO 4 HIDRÓXIDOS OU BASES São substâncias iônicas que, em solução aquosa, dissociam-se, liberando como ânions somente íons OH–.

Algumas classificações Monobases possuem apenas uma hidroxila. Ex: NaOH, NH4OH, AgOH Dibases possuem duas hidroxilas. Ex: Ca(OH)2, Fe(OH)2, Sn(OH)2 Tribases possuem três hidroxilas. Ex: Fe(OH)3, Al(OH)3, Bi(OH)3 Tetrabases possuem quatro hidroxilas. Ex: Sn(OH)4, Pb(OH)4 Obs.: Quando uma base possui duas ou mais hidroxilas ela é denominada de polibase e, sua dissociação se dá por etapas, liberando uma hidroxila de cada vez. +

Fe(OH)2 (aq) + OH– (aq)

Fe(OH)3 (s) +

Fe(OH)2 (aq) 2+

Fe(OH) (aq)

2+

?

Fe(OH) (aq) + OH– (aq)

?

Fe (aq)

3+

+ OH– (aq)

As duas setas da primeira etapa da dissociação representam o equilíbrio entre o sólido (o hidróxido em questão tem uma solubilidade muito pequena em água) e os íons formados.

Diferentemente dos ácidos, que são todos solúveis em água, muitos hidróxidos têm pequena solubilidade em água, o que acarreta uma dissociação em pequena escala e uma baixa condutividade elétrica.

Podemos então concluir que, .

O quadro a seguir indica a quantidade, em gramas, de algumas bases dissolvidas em um litro de água, a 20 ºC.

Substância

Solubilidade (g/L de água a 20 ºC)

Sr(OH)2

3,9

Pelo quadro podemos observar que as bases dos metais alcalinos ( grupo IA) são as mais solúveis, e que a ordem crescente de solubilidade dessas bases será:

LiOH < NaOH < KOH < RbOH < CsOH Observe que a solubilidade aumenta com o aumento do raio atômico.

Comparando-se a solubilidade das bases dos metais alcalinos com as dos metais alcalino-terrosos (grupo IIA), observa-se que a solubilidade destes é bem inferior, sendo, portanto, pouco solúveis.

A ordem crescente de solubilidade das bases dos metais alcalino-terrosos será:

Be(OH)2 < Mg(OH)2 < Ca(OH)2 < Sr(OH)2 < Ba(OH)2

- 53 -

Neste caso também, a solubilidade aumenta com o aumento do raio atômico. As bases Be(OH)2 e Mg(OH)2, por apresentarem solubilidade muito pequena, são consideradas praticamente insolúveis.

Finalmente, considerando a solubilidade das bases dos demais metais, pode-se concluir que todas elas são praticamente insolúveis

Solubilidade das bases em água Ordem decrescente

Metais alcalinos (IA)

Metais alcalino – terrosos (exceto Be e Mg)

Solúveis

Pouco solúveis

Be , Mg e Outros metais

“Insolúveis”

Sendo assim temos:

Fortes Fracos ATENÇÃO que existe apenas em solução aquosa

l)

Fixos – todos os hidróxidos metálicos. Sendo iônicos, são sólidos à temperatura ambiente e, portanto, são fixos.

Voláteis – a amônia (NH3)

Nomenclatura Usam-se os mesmos critérios dos óxidos básicos.

Se o elemento ligado à hidroxila tem nox fixo Hidróxido de nome do elemento Exemplos: NaOH – hidróxido de sódio

Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio

NH4OH – hidróxido de amônio

AgOH – hidróxido de prata

- 54 -

Se o elemento tem nox variável O número de oxidação do elemento ligado ao oxigênio é indicado por algarismos romanos.

Hidróxido de nome do elemento

nox do elemento em alg. romano

Exemplos: Fe(OH)2 – hidróxido de ferro II

Fe(OH)3 – hidróxido de ferro III

Pb(OH)2 – hidróxido de chumbo II

Pb(OH)4 – hidróxido de chumbo IV

Ou utiliza-se o sufixo oso denota o elemento de menor nox e o sufixo ico, o de maior nox.

Hidróxido nome do elemento

-------------------------------------------------

oso (menor nox) ou ico (maior nox)

Exemplos: Fe(OH)2 – hidróxido ferroso

Fe(OH)3 – hidróxido férrico

Pb(OH)2 – hidróxido plumboso

Pb(OH)4 – hidróxido plúmbico

BASES MAIS COMUNS NO COTIDIANO Hidróxido de sódio (NaOH) É conhecido por soda cáustica, cujo termo “cáustica” significa que ela pode corroer ou, de qualquer modo, destruir os tecidos vivos. É um sólido branco, cristalino e higroscópio ( tem a propriedade de absorver água ). Por isso, quando exposto ao meio ambiente, ele se transforma, após certo tempo, em um líquido incolor. As substâncias que têm essa propriedade são denominadas .

A através da eletrólise : 2 NaCl + 2 H2O

e sua preparação é feita a partir do cloreto de sódio (NaCl), eletrólise

2 NaOH + H2 + Cl2

processo que também produz hidrogênio (H2) e cloro (Cl2), que têm grandes aplicações industriais, como, por exemplo, a fabricação de HCl. Soluções concentradas dessa base devem ser armazenadas em frascos plásticos, pois, lentamente, reagem com o vidro.

Reagem com óleos e gorduras e, por isso, uma da soda cáustica é a produção de sabão e de produtos utilizados para desentupir pias e ralos. A soda cáustica converte as graxas em uma substância solúvel e fluida, que é removida pela lavagem. Óleo ou gordura + NaOH

sabão + glicerina

As outras aplicações do hidróxido de sódio estão relacionadas à indústria petroquímica, de fabricação de papel, de celulose, de corantes e a produção de salitre ( NaNO3).

- 55 -

Hidróxido de cálcio ( Ca(OH)2 ) O hidróxido de cálcio é conhecido por cal hidratada cal extinta ou cal apagada. Nas condições ambientes é um sólido branco, pouco solúvel em água. Sua é chamada e a de Ca(OH)2 é chamada . É consumida em grande quantidade nas pinturas a cal (caiação) e na preparação de argamassa (massa de assentamento de tijolos e recobrimento de paredes, usada pelos pedreiros).

Hidróxido de magnésio ( Mg(OH)2 ) É um sólido branco, pouco solúvel em água e sua suspensão é conhecida como leite de magnésia, cuja principal aplicação consiste no uso como antiácido e laxante. É utilizado também no refino do açúcar, na fabricação do papel e na indústria farmacêutica.

Hidróxido de amônio ( NH4OH ) O hidróxido de amônio não existe isolado, sendo obtido quando borbulhamos originando uma solução comercializada como amoníaco.

(NH3) em água,

+

NH4 (aq) + OH – (aq)

NH3(g) + H2O(l )

A amônia é um gás incolor, de cheiro irritante, presente numa mistura chamada inalador de amônia, usada para restabelecer pessoas desmaiadas.

A amônia é fabricada em grandes quantidades, através da reação de síntese, cujas matérias primas são o ar e a água: N2

+

extraído do ar

3 H2

?

2 NH3

extraído da água

A partir da amônia são fabricadas várias outras substâncias de grande importância, tais como: Ácido nítrico; Sais de amônio, muito empregados como fertilizantes na agricultura; Produtos de limpeza doméstica (Ajax, Fúria,etc)

EXERCÍCIOS 1) Usando uma tabela de cátions, faça a associação entre os metais e os respectivos cátions em seus compostos iônicos: ( a ) cátion monovalente

( ) sódio

( ) cálcio

( ) alumínio

( b ) cátion bivalente

( ) lítio

( ) zinco

( ) cobre

( c ) cátion trivalente

( ) magnésio

( ) ferro

( ) potássio

( d ) cátion mono e bivalente

( ) bário

( ) prata

( ) cádmio

( e ) cátion bi e trivalente

( ) cromo

( ) mercúrio

( ) amônio

2) Escreva as fórmulas dos hidróxidos: a) de lítio

d) de bário

g) de amônio

j) cúprico

b) áurico

e) de cobre I

h) ferroso

l) mercúrico

c) de mercúrio I

f) de alumínio

i) de cobalto II

m) plumboso

- 56 -

3) Escreva os nomes dos compostos cujas fórmulas são: a) Mg(OH)2

d) Sn(OH)2

g) AgOH

j) NH4OH

b) Fe(OH)3

e) Zn(OH)2

h) Co(OH)3

l) KOH

c) CsOH

f) Hg(OH)2

i) RbOH

m) Pb(OH)4

4) Complete:

K2O Mg(OH)2 CaO Pb(OH)2 HgO FeO Fe(OH)3 Na2O2 Na2O NaOH Cu(OH)2 BaO2 NH3 Al(OH)3

5) Escreva as equações de dissociação iônica das bases abaixo, considerando que esta se dá por etapas: a) hidróxido de potássio b) hidróxido de cálcio c) hidróxido de alumínio d) hidróxido de cobre I 6) Escreva a equação da reação de ionização que ocorre quando a amônia dissolve-se em água. Qual o nome comercial da solução obtida?

7) Quais das afirmações seguintes são corretas: a) Os hidróxidos dos metais alcalinos e de amônio são muito solúveis em água. b) Os hidróxidos dos metais não alcalinos e não alcalino-terrosos são pouco solúveis em água; podem ser considerados insolúveis em água. c) Os hidróxidos dos metais alcalino-terrosos têm solubilidade intermediária entre as citadas em a e b.

8) Coloque as bases em ordem crescente de solubilidade em água: a) NaOH, Ca(OH)2 e Fe(OH)2 b) KOH, Ba(OH)2 , Mg(OH)2 , Al(OH)3

- 57 -

c) Ca(OH)2 , Cu(OH)2 , NH4OH d) Ca(OH)2 , Ba(OH)2 , Mg(OH)2 9) Qual a relação existente entre a força das bases e sua solubilidade? Existe alguma exceção?

10) Dentre as bases a seguir, quais são fortes? a) NaOH

b) CuOH

c) Cu(OH)2

d) KOH

e) LiOH

f) Zn(OH)2

g) Fe(OH)2

h) Fe(OH)3

i) Ba(OH)2

j) Mg(OH)2

l) Ca(OH)2

m) NH4OH

n) Pb(OH)2

o) Al(OH)3

p) CsOH

11) Nas condições ambientes, pastilhas de hidróxido de sódio, expostas ao ar durante várias horas, transformamse em um líquido claro. Este fenômeno ocorre porque o hidróxido de sódio: a) absorve água da atmosfera b) reage com o oxigênio do ar c) combina-se com o hidrogênio do ar d) reage com o nitrogênio do ar e) produz água ao decompor-se 12) Associe: ( a ) NH3(aq) ou NH4OH

( ) cal viva ou cal virgem

( b ) NaOH

( ) cal extinta ou apagada

( c ) NH3(g)

(

( d ) Ca(OH)2

( ) amoníaco

( e ) CaO

( ) amônia

) soda cáustica

13) Associe :

( a ) NaOH

(

) água de cal

( b ) Mg(OH)2

( ) leite de cal

( c ) Ca(OH)2 - solução

(

( d ) Ca(OH)2 - suspensão

( ) desentupimento de ralos e pias

) leite de magnésia

14) Considere os seguintes materiais: I – solução de soda cáustica

II – produtos de limpeza (Ajax, Fúria)

III – vinagre

IV – água de bateria de automóvel

V – leite de magnésia Quais tornam azul o papel rosa de tornassol? a) todos

b) nenhum

c) somente I, II e V

d) somente III e I

e) somente I e II

- 58 -

RESPOSTAS 1) ( a ) sódio

( b ) cálcio

( c ) alumínio

( a ) lítio

( b ) zinco

( d ) cobre

( b ) magnésio ( e ) ferro

( a ) potássio

( b ) bário

( a ) prata

( b ) cádmio

( e ) cromo

( d ) mercúrio ( a ) amônio

2) a) LiOH

b) Au(OH)3

c) Hg2(OH)2

d) Ba(OH)2

e) CuOH

f) Al(OH)3

g) NH4OH

h) Fe(OH)2

i) Co(OH)2

j) Cu(OH)2

l) Hg(OH)2

m) Pb(OH)2

3) a) hidróxido de magnésio b) hidróxido de ferro III ou férrico c) hidróxido de césio d) hidróxido de estanho II ou estanoso e) hidróxido de zinco f) hidróxido de mercúrio II ou mercúrico g) hidróxido de prata h) hidróxido de cobalto III ou cobáltico i) hidróxido de rubídio j) hidróxido de amônio l) hidróxido de potássio m) hidróxido de chumbo IV ou plúmbico

4)

K2O

Óxido básico

Óxido de potássio

Mg(OH)2

Base

Hidróxido de magnésio

CaO

Óxido básico

Óxido de cálcio

Pb(OH)2

Base

Hidróxido de chumbo II ou plumboso

HgO

Óxido básico

Óxido de mercúrio II ou mercúrico

Óxido básico

Óxido de ferro II ou ferroso

Fe(OH)3

Base

Hidróxido de ferro III ou férrico

Na2O2

Peróxido

Peróxido de sódio

Na2O

Óxido básico

Óxido de sódio

FeO

K2O + H2O ? 2 KOH ( KOH ? K+ + OH – ) Mg(OH)2(s)

Mg2+(aq)+2 OH–(aq)

CaO + H2O ? Ca(OH)2 (Ca(OH)2 ? Ca2+ + 2 OH – ) Pb(OH)2(s)

Pb2+(aq)+2 OH– (aq)

HgO + H2O ?

(Hg(OH)2

Hg(OH)2

Hg2+ + 2 OH – )

FeO + H2O ?

Fe(OH)2

(Fe(OH)2

Fe2+ + 2 OH – )

Fe(OH)3(s)

Fe3+(aq) + 3 OH (aq)

2 Na2O2 + 4 H2O ? 4NaOH + 2H2O + O2 ( NaOH ? Na+ + OH – ) Na2O + H2O ? 2NaOH ( NaOH ? Na+ + OH – )

- 59 -

Hidróxido de potássio (íons potássio e íons hidroxila) Íons magnésio e íons hidroxila Hidróxido de cálcio (íons cálcio e íons hidroxila) Íons chumbo II e íons hidroxila Hidróxido de mercúrio II ou mercúrico (íons mercúrio II e íons hidroxila) Hidróxido de ferro II ou ferroso (íons ferro II e íons hidroxila) Íons ferro III e íons hidroxila Hidróxido de sódio, água e gás oxigênio (íons sódio e íons hidroxila) Hidróxido de sódio (íons sódio e íons hidroxila)

NaOH

Base

Cu(OH)2

Base

BaO2

Peróxido

Peróxido de bário

NH3

Base

Amônia

Al(OH)3

Base

Hidróxido de alumínio

5) a) KOH (s)

?

K+(aq)

?

[Al(OH)2] [Al(OH)]

(aq)? (aq)

2 BaO2 + 4 H2O ? 2 Ba(OH)2 + 2H2O + O2 ( Ba(OH)2 ? Ba2+ + 2OH – )

Ca2+(aq) + OH– [Al(OH)2]

2+

Cu2+(aq)+ 2 OH –(aq)

NH3+H2O

NH4++OH

Al(OH)3 (aq)

Al3+(aq) + 3OH –(aq)

Íons cobre II e íons hidroxila Hidróxido de bário, água e gás oxigênio (íons bário e íons hidroxila) Íons amônio e íons hidroxila Íons alumínio e íons hidroxila

OH – (aq)

+

+

c) Al(OH)3(s) +

Cu(OH)2 (s)

Íons sódio e íons hidroxila

(CaOH)+(aq) + OH– (aq)

b) Ca(OH)2(s) ?

(CaOH)+(aq)

NaOH ? Na+ + OH –

Hidróxido de sódio Hidróxido de cobre II ou cúprico

[Al(OH)]

(aq)

2+ (aq)

(aq)

+ OH

–

+ OH

–

10) a – d – e – i - l – p (aq) (aq)

? Al3+(aq) + OH– (aq)

d) CuOH(s)

Cu+(aq) + OH– (aq)

6) NH3 (g) + H2O(l )

+

11) a 12) ( e ) cal viva ou cal virgem ( d ) cal extinta ou apagada ( b ) soda cáustica

NH4

(aq)

+ OH

–

(aq).

( a ) amoníaco

A solução é chamada de amoníaco.

( c ) amônia

7) Todas

13) Associe : ( c ) água de cal

8) a) Fe(OH)2 < Ca(OH)2 < NaOH

( d ) leite de cal

a) Al(OH)3 < Mg(OH)2 < Ba(OH)2 <KOH

( b ) leite de magnésia

b) Cu(OH)2 < Ca(OH)2 < NH4OH

( a ) desentupimento de ralos e pias

d) Mg(OH)2 < Ca(OH)2 < Ba(OH)2 14) c 9) Regra geral, quanto mais solúvel for a base, mais forte ela será, pois haverá mais íons em solução. A exceção é o hidróxido de amônio (solução aquosa de amônia) que, apesar de ser solúvel, é fraca devido à pequena ionização.

- 60 -

EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES 1) Cal viva é o óxido de cálcio. a) Escreva a equação da reação da cal viva com a água. b) Por que, na agricultura, a cal viva é adicionada ao solo?

2) Dê nome às substâncias abaixo: a) Al(OH)3

b) HAc

c) Ba(OH)2

d) H2SO4

e) HCN

f) Fe(OH)3

g) HNO3

h) KOH

i) Pb(OH)2

j) H2S

k) Cu(OH)2

l) H2SO3

m) HBrO3

n) H3PO4

o) RbOH

p) HNO2

q) HClO2

r) NH4OH

s) Ca(OH)2

t) HClO

u) Mg(OH)2

v) HClO4

x) H2CO3

z) NaOH

3) Dê a fórmula das substâncias abaixo: a) ácido bromídrico

b) hidróxido de magnésio

c) ácido sulfúrico

d) ácido nítrico

e) hidróxido férrico

f) ácido (orto)fosfórico

g) hidróxido de lítio

h) ácido cianídrico

i) hidróxido de cobre II

j) hidróxido de zinco

k) ácido hipocloroso

l) hidróxido de bário

m) hidróxido niqueloso

n) ácido sulfuroso

o) hidróxido de cálcio

p) hidróxido de ouro III

q) ácido nitroso

r) ácido sulfídrico

s) ácido perclórico

t) hidróxido de amônio

u) ácido permangânico

v) hidróxido de estrôncio

x) hidróxido de potássio

z) ácido acético

4) Faça a equação de dissociação total das bases seguir, dando nome aos cátions formados e dizendo se a base em questão é forte ou fraca: a) hidróxido de sódio

b) hidróxido de cálcio

c) hidróxido ferroso

d) hidróxido de alumínio

e) hidróxido de amônio

f) hidróxido cúprico

g) hidróxido de cobre I

h) hidróxido de bário

i) hidróxido de potássio

j) hidróxido de ferro III

k) hidróxido de magnésio

l) hidróxido de chumbo IV

RESPOSTAS 1)a) CaO + H2O ? Ca(OH)2

b) para diminuir a acidez do solo

2)a) Al(OH)3 – hidróxido de alumínio

b) HAc – ácido acético

c) Ba(OH)2 – hidróxido de bário

d) H2SO4 – ácido sulfúrico

e) HCN – ácido cianídrico

f) Fe(OH)3 – hidróxido de ferro III ou férrico

g) HNO3 – ácido nítrico

h) KOH – hidróxido de potássio

i) Pb(OH)2 – hidróxido de chumbo II ou plumboso

j) H2S – ácido sulfídrico

k) Cu(OH)2 – hidróxido de cobre II ou cúprico

l) H2SO3 – ácido sulfuroso

m) HBrO3 – ácido brômico

n) H3PO4 – ácido (orto)fosfórico

o) RbOH – hidróxido de rubídio

p) HNO2 – ácido nitroso

q) HClO2 – ácido cloroso

r) NH4OH – hidróxido de amônio

s) Ca(OH)2

t) HClO – ácido hipocloroso

– hidróxido de cálcio

u) Mg(OH)2 – hidróxido de magnésio

v) HClO4 – ácido perclórico

x) H2CO3 – ácido carbônico

z) NaOH – hidróxido de sódio

- 61 -

3) a) HBr

b) Mg(OH)2

c) H2SO4

d) HNO3

e) Fe(OH)3

f) H3PO4

g) LiOH

h) HCN

i) Cu(OH)2

j) Zn(OH)2

k) HClO

l) Ba(OH)2

m) Ni(OH)2

n) H2SO3

o) Ca(OH)2

p) Au(OH)3

q) HNO2

r) H2S

s) HClO4

t)NH4OH

u) HMnO4

v) Sr(OH)2

x) KOH

z) HAc ou CH3COOH

4) a) NaOH(s)

?

+

Na (aq) +

b) Ca(OH)2(s)

Ca

c) Fe(OH)2(s)

Fe

OH (aq)

base forte ;

íon sódio

(aq) + 2 OH (aq)

base forte ;

íon cálcio

(aq) + 2 OH (aq)

base fraca ;

íon ferro II ou ferroso

base fraca ;

íon alumínio

2+ 2+

3+

d) Al(OH)3(s)

Al (aq) + 3 OH (aq) +

e) NH3(g) + H2O

NH4 (aq) + OH (aq) (ionização) base fraca ;

f) Cu(OH)2(s)

Cu

g) CuOH(s)

Cu (aq) +

h) Ba(OH)2(s) i)

KOH(s)

j)

Fe(OH)3(s)

2+

base fraca ;

íon cobre II ou cúprico

OH (aq)

base fraca ;

íon cobre I ou cuproso

(aq) + 2 OH (aq)

base forte ;

íon bário

OH (aq)

base forte ;

íon potássio

(aq) + 3 OH (aq)

base fraca ;

íon ferro III ou férrico

base fraca ;

íon magnésio

+

? ?

Ba

2+

+

K (aq) Fe

3+

k) Mg(OH)2(s)

Mg

l)

Pb

Pb(OH)4(s)

(aq) + 2 OH (aq)

íon amônio

2+

4+

+

(aq) + 2 OH (aq)

(aq) + 4 OH (aq)

base fraca ; íon chumbo IV ou plúmbico

- 62 -

CAPÍTULO 5 SAIS

Algumas classificações Sal binário: constituído por dois elementos. Ex: NaCl, CaBr2 Sal ternário: constituído por três elementos. Ex: CaCO3, AlPO4 Sal quaternário: constituído por quatro elementos. Ex: NaHCO3 Sais oxigenados ou oxi-sais: Ex: Na2SO4 Sais não oxigenados: Ex: KCN, NH4Cl Sal normal: é o sal cujo ânion não possui hidrogênio ionizável e também não apresenta o ânion OH .

Hidrogeno-sal: é o sal que apresenta hidrogênio ionizável em seu ânion.

Hidroxi-sal: é o sal que apresenta hidroxila em sua estrutura.

Sal duplo ou misto: é o sal que apresenta dois cátions diferentes ou dois ânions diferentes (excetuando-se o +

H e o OH ). Ex: NaLiSO4, CaBrCl, AlSO4Cl

Sal hidratado: é o sal que apresenta moléculas de água em proporção definida no seu retículo cristalino. A água combinada dessa maneira chama-se água de cristalização. Ex: CuSO4·5H2O, CaCl2·2H2O

Alúmen: é o sal que contém um único tipo de ânion, o sulfato (SO42 ), e dois cátions, sendo um monovalente +

3+

(X ) e um trivalente (Y ), e água de cristalização. Sua fórmula geral pode ser representada por X+Y3+(SO4)22 · 12 H2O. O alúmen mais conhecido é a pedra-ume, adquirida em farmácias e cuja principal aplicação está relacionada à sua ação coagulante em pequenos cortes, sendo utilizada, normalmente, por barbeiros e manicuras.

Ex: KAl(SO4)2 · 12 H2O Sendo compostos iônicos, teremos a seguinte relação:

Solúveis

Fortes

“Insolúveis “

Fracos

Solúveis: .

Insolúveis:

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Nomenclatura Dos sais normais A nomenclatura é obtida a partir do nome do ânion (vimos que o nome do ânion se origina na nomenclatura do ácido, substituindo-se os sufixos). Para determinar o nome dos sais utiliza-se o seguinte esquema:

Nome do sal : ........................................... de ................................... nome do ânion

nome do cátion

Exemplos: NaCl – cloreto de sódio

KNO2 – nitrito de potássio

SnCl2 – cloreto de estanho II ou cloreto estanoso

Na2HPO3 – fosfito de sódio

Fe2(SO4)3 – sulfato de ferro III ou sulfato férrico

KH2PO2 – hipofosfito de potássio

Dos hidrogeno-sais Indica-se o número de H+ pelas expressões (mono), di, tri hidrogeno.

.......................... hidrogeno ........................................... de ................................... mono, di ou tri

nome do ânion

nome do cátion

Exemplos: NaH2PO4 – dihidrogeno fosfato de sódio

Na2HPO4 – (mono)hidrogeno fosfato de sódio

KHCO3 – hidrogeno carbonato de potássio

Ca(H3P2O7)2 – trihidrogeno pirofosfato de cálcio

Sn (HSO4)2 – hidrogeno sulfato de estanho II ou hidrogeno sulfato estanoso

Observação bi

Dos hidroxi-sais Indica-se o número de hidroxilas (OH ) pelas expressões (mono), di, tri hidroxi.

.......................... hidroxi ........................................... de ................................... mono, di ou tri

nome do ânion

nome do cátion

Exemplos: Al(OH)Cl2 – hidroxi cloreto de alumínio

Al(OH)2Cl – dihidroxi cloreto de alumínio

Sn(OH)2SO4 – dihidroxi sulfato de estanho IV ou dihidroxi sulfato estânico Sn(OH)3I – trihidroxi iodeto de estanho IV ou trihidroxi iodeto estânico

- 64 -

Dos sais duplos Nos sais duplos quanto ao cátion: usa-se o nome do ânion seguido dos nomes dos dois cátions.

Exemplos: KNaSO4 – sulfato de sódio e potássio K2NaPO4 – fosfato de dipotássio e sódio ou fosfato dipotássico monosódico.

Nos sais duplos quanto ao ânion : usa-se o nome dos dois ânions seguido do nome do cátion.

Exemplos: CaBrCl – cloreto brometo de cálcio

Al(SO4)Cl – cloreto sulfato de alumínio

Dos sais hidratados Usa-se o nome dos sais seguido da quantidade de água de cristalização.

Exemplos: CaCl2 ·2 H2O – cloreto de cálcio dihidratado CuSO4 · 5 H2O – sulfato cúprico pentahidratado Na2SO4 · 10 H2O – sulfato de sódio decahidratado

OCORRÊNCIA DOS SAIS NA NATUREZA E SUAS APLICAÇÕES Ao contrário dos sais, os ácidos e as bases não são encontrados em fontes naturais. Assim, não há jazidas naturais de ácido sulfúrico, ácido nítrico, soda cáustica, cal extinta, amoníaco, etc.; todos esses produtos são fabricados pela indústria química.

Os sais são encontrados na natureza constituindo jazidas minerais. Dentre eles, destacam-se os seguintes:

Fluoreto de cálcio (CaF2) onstitui o mineral fluorita.

Sulfetos metálicos Os mais importantes são a pirita (FeS2), a galena (PbS), a blenda (ZnS ) e o cinábrio (HgS).

Silicatos A crosta terrestre é constituída basicamente de sílica (SiO2) e silicato de sódio, de potássio, de cálcio, de magnésio e de alumínio. Entre esses silicatos naturais, podem-se mencionar o feldspato, a mica o talco, o amianto ou asbesto, a argila e o caulim.

Carbonato de cálcio (CaCO3) É um dos sais mais espalhados na crosta terrestre. Existem muitos terrenos calcários, isto é, ricos em CaCO3. Assim como o calcário o mármore é uma variedade natural desse mineral.

Sob a forma de mármore, é utilizado para a fabricação de pias, estátuas, pisos e escadarias.

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A decomposição térmica do calcário irá produzir a cal viva e o gás carbônico:

CaCO3

CaO + CO2

Além disso, o calcário é utilizado na fabricação do vidro comum e, também, na produção do cimento, quando misturado com argila e areia e submetendo-se essa mistura a aquecimento.

O carbonato de cálcio é praticamente insolúvel em água pura, mas dissolve-se de modo apreciável em água com dióxido de carbono (CO2 ) existente na atmosfera.

CaCO3 (s) +

Ca2+ (aq) + 2 HCO3 (aq)

H2O (l) + CO2 (g)

Essa é a principal reação responsável pela formação de cavernas de calcário, nas quais são encontradas as formações de carbonato de cálcio conhecidas por estalactites (superiores) e estalagmites (inferiores). Essas formações ocorrem no interior das cavernas quando o gás carbônico se desprende e provoca a precipitação do carbonato de cálcio:

Ca2+ (aq) + 2 HCO3 (aq)

CaCO3 (s) +

H2O (l) + CO2 (g)

Uma aplicação do carbonato de cálcio no nosso dia-a-dia ocorre quando pintamos paredes usando cal extinta (Ca(OH)2 ). Após a caiação, a cal extinta reage com o gás carbônico do ar, originando uma película de carbonato de cálcio que, por ser insolúvel na água, protege a parede.

O carbonato de cálcio também é usado na vinicultura para diminuir a acidez do vinho, e na agricultura, para reduzir a acidez de solos (calagem). Quando adicionado a cremes dentais, age como abrasivo.

Uma variedade mais pura de carbonato de cálcio, chamada terra alba, é utilizada na indústria cerâmica.

Cloreto de sódio (NaCl ) Pode ser encontrado dissolvido na água do mar, de onde é extraído por evaporação nas salinas, ou em jazidas na crosta terrestre sal gema).

Faz parte do sal de cozinha, usado na nossa alimentação. Além do cloreto de sódio, há, no sal de cozinha, certa quantidade de iodetos ou iodatos de sódio (NaI , NaIO3 ) e potássio ( KI , KIO3 ), cuja adição é obrigatória por lei, pois a falta de iodo no organismo pode provocar uma doença chamada bócio. É usado na conservação de carnes, de pescados e de peles.

Na medicina é utilizado na fabricação do soro fisiológico, que consiste numa solução com 0,92 % de NaCl. No combate à desidratação, é usado como componente do soro caseiro.

O cloreto de sódio é a principal matéria-prima usada na fabricação da soda cáustica (NaOH). A partir do NaCl obtém-se também : sódio metálico (Na°), cloro (Cl2 ), hidrogênio (H2 ), ácido clorídrico (HCl), carbonato e bicarbonato de sódio (Na2CO3 e NaHCO3 ), etc.

Adicionado ao gelo, obtém-se uma mistura refrigerante que atinge até

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22 C.

Nitrato de sódio (NaNO3) É encontrado no Chile, em extensas jazidas (sendo por isso conhecido como salitre do Chile), no Egito e nos EUA. Sendo muito utilizado na fabricação de fertilizantes (adubos), a exploração comercial das jazidas chilenas começou em 1830, mas hoje diminuiu consideravelmente, pois há outras fontes de nitrogênio para as plantas.

A transformação do nitrato de sódio em nitrato de potássio (KNO3) permite a fabricação da pólvora negra, que é um dos explosivos mais comuns, e cuja composição, nas proporções adequadas é: KNO3 + carvão + enxofre.

Fosfato de cálcio (Ca3(PO4)2 ) Encontra-se na crosta terrestre sob a forma dos minerais fosforita e apatita, constituindo matériaprima utilizada na produção do elemento fósforo. Quando tratado com ácido sulfúrico, produz fertilizante fosfatado. É um componente importante dos ossos e dentes. A “farinha de osso” (usada no solo) contém fosfato de cálcio que é obtido pela calcinação de ossos de animais.

Sulfato de cálcio ( CaSO4 ) Na forma hidratada (CaSO4. 2 H2O ), encontra-se amplamente distribuído na natureza e é chamado gipsita A gipsita se desidrata parcialmente ao ser aquecida brandamente,, dando origem ao sulfato de cálcio hemi-hidratado (CaSO4. ½ H2O ) , conhecido por nós como gesso ( na Europa e nos EUA é conhecido como plástico de Paris) . Na natureza não existe gesso e sim gipsita. Neste estado de hidratação é utilizado em Medicina (ortopedia), na produção de moldes em Odontologia e na construção civil.

Pela desidratação completa da gipsita obtém-se o sulfato de cálcio anidro (CaSO4), que é utilizado na fabricação de giz escolar.

Fluoreto de sódio (NaF ) É utilizado na fluoretação da água potável e na fabricação de pastas de dente, pois inibe a desmineralização dos dentes, tornando-os menos suscetíveis à cárie.

Sulfato de magnésio (MgSO4) Esse sal é encontrado dissolvido na água do mar, mas em quantidades menores que o cloreto de sódio e o cloreto de magnésio.

Comercializado pelo nome de sal amargo e conhecido também por sal de Epson, sua principal aplicação medicinal ocorre devido a sua ação laxativa.

Carbonato de sódio (Na2CO3) O carbonato de sódio é conhecido como barrilha ou soda e comumente é utilizado no tratamento de água de piscina, na fabricação de sabões, remédios, corantes, papel, etc. Sua principal aplicação, no entanto, é a fabricação do vidro comum: Barrilha

+

calcário

Na2CO3

+

CaCO3

+ +

areia SiO2

fusão

vidro silicatos de sódio e cálcio

Alguns vidros são coloridos e isso ocorre devido à adição de alguns compostos, como os de selênio (usado para produzir vidro vermelho), os de cromo (vidro verde) e os de chumbo (vidro azul).

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Bicarbonato de sódio (NaHCO3) É um sólido de cor branca, sendo aplicado medicinalmente como antiácido estomacal, por ser capaz de neutralizar o excesso de ácido clorídrico presente no suco gástrico. .

NaHCO3 + HCl

NaCl

+ H2O + CO2

O CO2 liberado é o responsável pela eructação (“arroto”).

Nos principais antiácidos comerciais efervescentes, existem compostos, como o ácido tartárico, o ácido cítrico e outros que na presença do bicarbonato de sódio produzem efervescência.

Uma outra aplicação importante do bicarbonato de sódio é a utilização como fermento de pães e bolos.

O crescimento da massa deve-se à liberação de CO2 obtido pela decomposição do bicarbonato de sódio, que pode ser representada por:

2 NaHCO3

Na2CO3 + H2O + CO2

Esse sal é utilizado, também, na fabricação de extintores de espuma. No extintor há NaHCO3 sólido e uma solução de ácido sulfúrico, em compartimentos separados. Quando o extintor é acionado, estes se misturam e reagem produzindo a espuma com liberação de CO2. Esses extintores não podem ser usados para apagar fogo de instalações elétricas, porque a espuma conduz corrente elétrica.

Além disso, o bicarbonato de sódio é utilizado como um dos componentes dos talcos desodorantes, pois reage com os ácidos liberados na transpiração, neutralizando-os.

Nitrato de amônio (NH4 NO3) O nitrato de amônio pode ser utilizado como fertilizante e explosivo. Atualmente são usadas medidas preventivas a fim de evitar que o nitrato de amônio – substância fundamental para a produção de fertilizantes – seja usado como explosivo. Uma dessas medidas obriga a adição de carbonato de cálcio ao nitrato de amônio comercializado, o que diminui o poder explosivo desse sal.

Hipoclorito de sódio (NaClO ) Um dos usos industriais mais importantes desse sal é como alvejante (branqueador). A sua solução aquosa tem a capacidade de remover a cor amarelada de tecidos e papéis, tornando-os brancos. No nosso dia-adia, é empregado na lavagem doméstica de roupas, com a mesma finalidade. Seu uso em quantidades excessivas altera as cores dos tecidos, tornando-os desbotados.

Por ser um poderoso agente anti-séptico, é usado para a limpeza de residências, hospitais, etc. Essa propriedade é também responsável pelo seu uso no tratamento de água para consumo e de piscinas.

Normalmente comercializado com o nome de cloro, o hipoclorito de sódio é um sólido branco. Durante as epidemias da cólera, recomendava-se sua adição em pequenas quantidades à água usada para beber ou lavar alimentos.

Sua solução aquosa tem cheiro desagradável e provoca irritações na pele e nos olhos; por esse motivo deve ser manuseada com cuidado.

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EXERCÍCIOS 1) De todos os nomes possíveis aos seguintes sais: a) Sr(CN)2

b) Ca(ClO)2

c) Al2(CO3)3

d) ZnCl2

e) Zn3(PO4)2

f) NH4IO3

g) Fe(NO2)2

h) AgNO3

i) Li2SO3

j) MgOHCl

l) CuCO3

m) PbS

n) Al(HSO3)3

o) Fe(NO3)2

p) Au2(SO4)3

q) CdS

r) Na2HPO3

s) Ca(HS)2

t) Ca(H2PO4)2

u) Cu2S

v) NH4ClO4

x) Al(OH)2Cl

z) NaF

2) Dentre os sais mencionados no item anterior, quais são normais, hidrogeno-sais e hidroxi-sais?

3) Escreva as fórmulas dos seguintes sais: a) cromato de prata

b) hipoclorito de magnésio

c) ferrocianeto ferroso

d) cloreto cúprico

e) cloreto de mercúrio II

f) sulfato férrico

g) fosfato de alumínio

h) hidroxi sulfato de ferro II

i) hidroxi cloreto de cálcio

j) sulfato de prata

k) nitrato de mercúrio I

l) bissulfeto de sódio

m) cloreto plumboso

n) bissulfato de alumínio

o) sulfeto de mercúrio II

p) dihidroxi cloreto de chumbo IV

q) carbonato de ferro III

r) fosfato de cobre II

s) sulfito de amônio

t) bicarbonato de chumbo II

u) sulfato de manganês II

v) perclorato de prata

x) carbonato de sódio

z) nitrato de amônio

4) Sabendo-se que o H2Cr2O7 é o ácido dicrômico, H4Fe(CN)6 é o ácido ferrocianídrico e H2SiO3 é o ácido meta silícico, dê nome a : a) Hg2Fe(CN)6

b) FeSiO3

c) Na2Cr2O7

5) Considere os íons: Positivos: Ca2+, Fe3+, Cu2+, NH4+ ;

Negativos: PO43 , NO3 , SO42 , Cl

Escreva todas as fórmulas de sais normais possíveis a partir da combinação desses íons (considere sais com apenas um tipo de cátion e um tipo de ânion). Dê nome às fórmulas.

6) Se dissolvermos os sais sulfato de sódio e sulfato de potássio em água, que espécies químicas estarão presentes na solução? a) K2SO4 e Na2SO4 b) KOH , NaOH e H2SO4 c) Na2K2(SO4)2 d) KNaSO4 e) K+ , Na+ e SO42

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7) O cobre pode ser encontrado na natureza no mineral denominado atacamita: CuCl2 . 3 Cu(OH)2 . Na fórmula da atacamita identifica-se cobre com valências, respectivamente: a) 1 e 1

b) 1 e 2

c) 1 e 3

d) 2 e 1

a) MgSO4.7H2O

b) CuSO4.5H2O

c) CaCl2. 6H2O

d) Fe(SCN)3

e) Na2S2O3

f) CoCl2. 2 H2O

e) 2 e 2

8) Dê nome aos sais abaixo:

9) O aquecimento de CuSO4. 5H2O faz com que sua cor mude de azul para branco acinzentado. Por quê?

10) O dicromato de amônio tem a fórmula (NH4)2Cr2O7. Qual a fórmula do dicromato de magnésio?

11) Molibdato de amônio é usado como fonte de molibdênio para o crescimento das plantas. Sabendo que esse elemento de símbolo Mo pertence à mesma família do cromo (Cr) e que a fórmula do íon cromato é CrO42 , a fórmula do molibdato de amônio é: a) NH2MoO2 b) NH3MoO2 c) (NH3) MoO4 d) NH4MoO4 e) (NH4)2 MoO4 12) Associe: ( a ) NaNO3

( ) fabricação de soda cáustica

( b ) NaHCO3

(

) fertilizante

( c ) NaF

(

) laxante

( d ) Na2CO3

( ) fermento

( e ) NaCl

(

( f ) CaSO4

( ) gesso

( g ) CaCO3

(

) giz escolar

( h ) NH4NO3

(

) barrilha

( i ) Ca3(PO4)2

(

) estalagmite

( j ) MgSO4

(

) alvejante e anti-séptico

( l ) NaClO

(

) calcário

( m ) KI ou NaI

(

) fabricação de vidro

(

) aditivo de sal de cozinha (prevenção contra o bócio)

) anticárie

( ) componente de antiácidos ( ) ossos de animais ( ) fabricação de pólvora ( ) soro fisiológico ( ) salitre do Chile

- 70 -

RESPOSTAS 1) a) cianeto de estrôncio

b) hipoclorito de cálcio

c) carbonato de alumínio

d) cloreto de zinco

e) fosfato de zinco

f) iodato de amônio

g) nitrito de ferro II ou nitrito ferroso

h) nitrato de prata

i) sulfito de lítio

j) hidroxi cloreto de magnésio

l) carbonato de cobre II ou carbonato cúprico

m) sulfeto de chumbo II ou sulfeto plumboso

n) hidrogeno sulfito de alumínio ou bissulfito de alumínio

o) nitrato de ferro II ou nitrato ferroso

p) sulfato de ouro III ou sulfato áurico

q) sulfeto de cádmio

r) fosfito de sódio

s) hidrogeno sulfeto de cálcio ou bissulfeto de cálcio

t) dihidrogeno fosfato de cálcio

u) sulfeto de cobre I ou sulfeto cuproso

v) perclorato de amônio 2) hidogeno-sais : n, s, t

x) dihidroxi cloreto de alumínio hidroxi-sais : j , x

z) fluoreto de sódio

sais normais : os demais

3) a) Ag2CrO4

b) Mg(ClO)2

c) Fe2[Fe(CN)6]

d) CuCl2

e) HgCl2

f) Fe2(SO4)3

g) AlPO4

h) [Fe(OH)]2SO4

i) CaOHCl

j) Ag2SO4

k) Hg2(NO3)2

l) NaHS

m) PbCl2

n) Al(HSO4)3

o) HgS

p) Pb(OH)2Cl2 q) Fe2(CO3)3

r) Cu3(PO4)2

s) (NH4)2SO3

t) Pb(HCO3)2

u) MnSO4

v) AgClO4

z) NH4NO3

x) Na2CO3

4) a) Hg2Fe(CN)6 - ferrocianeto de mercúrio II ou ferrocianeto mercúrico b) FeSiO3 - meta silicato de ferro II ou meta silicato ferroso c) Na2Cr2O7 - dicromato de sódio 5) (Ca2+)3 (PO43 )2 Ca2+ SO42

Ca 3 (PO4)2 – fosfato de cálcio Ca2+ (NO3 )2 Ca2+ (Cl )2

Ca SO4 – sulfato de cálcio

(Fe3+)(PO43 ) Fe3+ (NO3 )3

Ca (NO3)2 – nitrato de cálcio Ca Cl2 – cloreto de cálcio

FePO4 – fosfato de ferro III ou férrico Fe (NO3)3 – nitrato de ferro III ou férrico

(Fe3+)2(SO42 )3 Fe2(SO4)3 – sulfato de ferro III ou férrico Fe3+ (Cl )3 2+

Fe Cl3 –

cloreto de ferro III ou férrico

3

(Cu )3 (PO4 )2 Cu 3(PO4)2–fosfato de cobre II ou cúprico Cu2+ (NO3 )2 2+

Cu SO4 Cu2+ Cl

2

2

Cu (NO3)2 – nitrato de cobre II ou cúprico Cu SO4 – sulfato de cobre II ou cúprico

Cu Cl2 – cloreto de cobre II ou cúprico

(NH4+)3 (PO43 ) (NH4+)2 SO42 6) letra e

(NH4) 3 PO4– fosfato de amônio (NH4)2 SO4 – sulfato de amônio

(NH4+) (NO3 ) NH4+ (Cl )

7) letra e

- 71 -

NH4 NO3 – nitrato de amônio NH4Cl

– cloreto de amônio

8) a) MgSO4.7H2O – sulfato de magnésio heptahidratado b)CuSO4.5H2O – sulfato cúprico pentahidratado ou sulfato de cobre II pentahidratado c) CaCl2. 6H2O – cloreto de cálcio hexahidratado d) Fe(SCN)3 – tiocianato férrico ou de ferro III e) Na2S2O3 – tiossulfato de sódio f) CoCl2. 2 H2O – cloreto de cobalto II dihidratado ou cloreto cobaltoso dihidratado 9) Devido à perda de água de cristalização, responsável pela coloração azul. O sulfato cúprico anidro é branco acinzentado.

10) MgCr2O7 11) letra e 12) ( a ) NaNO3

( e ) fabricação de soda cáustica

( b ) NaHCO3

( h ) fertilizante

( c ) NaF

( j ) laxante

( d ) Na2CO3

( b ) fermento

( e ) NaCl

( c ) anticárie

( f ) CaSO4

( f ) gesso

( g ) CaCO3

( f ) giz escolar

( h ) NH4NO3

( d ) barrilha

( i ) Ca3(PO4)2

( g ) estalagmite

( j ) MgSO4

( l ) alvejante e anti-séptico

( l ) NaClO

( g ) calcário

( m ) KI ou NaI

( d ) fabricação de vidro ( m ) aditivo de sal de cozinha (prevenção contra o bócio) ( b ) componente de antiácidos ( i ) ossos de animais ( a ) fabricação de pólvora ( e ) soro fisiológico ( a ) salitre do Chile

- 72 -

REAÇÃO DE SALIFICAÇÃO OU DE NEUTRALIZAÇÃO Juntando-se um e uma ocorre formação de sal e de água; por isso, este tipo de reação recebe o nome de salificação. Como ácidos e bases perdem suas propriedades iniciais, a reação também é conhecida por reação de neutralização. A formação de água, que é um composto pouquíssimo ionizado, faz com que o equilíbrio fique deslocado no sentido de formá-la, evitando assim um retorno apreciável da reação.

Como já foi visto anteriormente, a equação química corresponde à representação gráfica da reação. Até agora, temos trabalhado com equações que são denominadas moleculares, porém , torna-se útil usar outro tipo de equação, chamada iônica, que nos permite analisar o comportamento das diversas espécies envolvidas na reação.

Como procuram retratar o comportamento predominante das substâncias em solução aquosa, nas equações iônicas, as espécies são escritas levando-se em consideração sua força, sua solubilidade, etc. Por exemplo, ao escrevermos a reação entre o hidróxido de potássio e o ácido nítrico, teremos:

Equação molecular: Equação iônica: K

+

KOH + HNO3 ? KNO3 + H2O + OH – + H

+

+ NO3 – ? K

+

+ NO3 – + H2O

Na equação iônica acima, escrevemos o hidróxido de potássio na forma iônica, pois se trata de uma base forte (totalmente dissociada); o ácido nítrico, por também se tratar de um eletrólito forte, vem escrito na forma iônica (a maior parte das moléculas, em suas soluções, encontra-se ionizada); o nitrato de potássio é um sal solúvel e, portanto, totalmente dissociado e, finalmente, a água está escrita na forma molecular por se tratar de uma substância muito pouco ionizada.

Podemos observar também que algumas espécies permanecem inalteradas durante a reação e por isso são chamadas de . Se, na equação iônica anterior, retirarmos os espectadores, a equação restante retratará o fenômeno que efetivamente está ocorrendo.

Esta equação (sem os espectadores) é denominada

. +

Os espectadores da equação vista são os íons potássio (K ) e os íons nitrato (NO3 –) que permanecem sem qualquer modificação ao longo do processo. Considerando isto, temos:

Equação iônica abreviada: OH – + H

+

? H 2O

Na reação entre o hidróxido de chumbo II e o ácido clorídrico, temos:

Equação molecular: Pb(OH)2 + 2 HCl

Equação iônica: Pb(OH)2

+ 2H

+

?

PbCl2 + 2 H2O

+ 2 Cl –

Equação iônica abreviada: Pb(OH)2 + 2 H

?

+

PbCl2 + 2 H2O

+ 2 Cl – ?

PbCl2 + 2 H2O (não há espectadores)

Pb(OH)2)

.

- 73 -

Tipos de reação de salificação Salificação total Ocorre quando

do ácido e

da base

.

Tem-se a formação de um sal normal Exemplos:

Equação molecular: NaOH + HCl ? NaCl + H2O Equação iônica: Na

+

+ OH – + H

+

+ Cl– ? Na

Equação iônica abreviada: OH – + H

+

+

+ Cl – + H2O

? H 2O

Equação molecular: 3 NaOH + H3PO4 ? Na3PO4 + 3 H2O Equação iônica: 3 Na

+

+ 3 OH – + H3PO4 ? 3 Na

+

Equação iônica abreviada: 3 OH – + H3PO4 ?

Equação molecular: 3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 ?

+ PO43 – + 3 H2O PO43 – + 3 H2O

Ca3(PO4)2 + 6 H2O

+

Equação iônica: 3 Ca 2 + 6 OH – + 2 H3PO4 ? Ca3(PO4)2 + 6 H2O +

Equação iônica abreviada: 3 Ca 2 + 6 OH – + 2 H3PO4 ? Ca3(PO4)2 + 6 H2O

Salificação parcial do ácido Ocorre quando um

(mais de um hidrogênio ionizável) reage com uma .

O sal formado é um hidrogeno-sal.

Exemplos:

Equação molecular: NaOH + H2SO4 ?

Equação iônica: Na

+

+ OH – +

Equação iônica abreviada:

H

+

NaHSO4 + H2O

+ HSO4–

OH – +

H

? Na +

+

+ HSO4– + H2O

? H 2O

Equação molecular: NaOH + H3PO4 ? NaH2PO4 + H2O Equação iônica: Na + + OH – + H3PO4 ? Na + + H2PO4– + H2O Equação iônica abreviada: OH – + H3PO4 ? H2PO4– + H2O Equação molecular: 2 NaOH + H3PO4 Equação iônica: 2 Na

+

?

Na2HPO4 + 2 H2O

+ 2 OH – + H3PO4 ? 2 Na

+

+ HPO42– + 2 H2O

2– Equação iônica abreviada: 2 OH – + H3PO4 ? HPO + 2 H 2O 4

- 74 -

e

Salificação parcial da base Ocorre quando uma

(possui mais de uma hidroxila) reage com um

e

.

O sal formado é um hidroxi-sal.

Exemplos:

Equação molecular: Ca(OH)2 + HCl ? CaOHCl + H2O Equação iônica: Ca(OH)

+

+ OH –

+

+ H

+ Cl– ? Ca(OH)

+

+ Cl– + H2O

+

OH – + H ? H2O

Equação iônica abreviada:

Equação molecular: Al(OH)3 + H2SO4 ? Al(OH)SO4 + 2 H2O Equação iônica: Al(OH)3 + 2 H + + SO42– ? Al(OH) 2+ + SO42– + 2 H2O Equação iônica abreviada: Al(OH)3 + 2 H Equação molecular: Bi(OH)3 + HCl ?

Equação iônica: Bi(OH)3 + H

+

+

? Al(OH) 2+ + 2 H2O

Bi(OH)2Cl + H2O

+ Cl– ? Bi(OH)2 + + Cl– + H2O

Equação iônica abreviada: Bi(OH)3 + H

+

? Bi(OH)2 + + H2O

Salificação de um poliácido por bases diferentes ou de uma polibase por ácidos diferentes Destas reações surgem os denominados sais duplos.

Exemplos: KOH + NaOH + H2SO4 ?

KNaSO4 + 2 H2O

2 KOH + NaOH + H3PO4

?

K2NaPO4 + 3 H2O

Os sais formados acima são exemplos de sais duplos quanto ao cátion.

Ca(OH)2 + HCl + HBr Al(OH)3 + HCl + H2SO4

?

CaBrCl + 2 H2O ?

Al(SO4)Cl + 3 H2O

Os sais formados acima são exemplos de sais duplos quanto ao ânion.

- 75 -

OUTRAS REAÇÕES COM FORMAÇÃO DE SAIS

Reações de ácidos com óxidos Reações de ácidos com óxidos básicos Na2O + 2 HCl ?

2 NaCl + H2O

MgO + H2SO4 ?

MgSO4 + H2O

FeO + 2 HNO3 ?

Fe(NO3)2 + H2O

Reações de ácidos fortes com óxidos anfóteros ZnO + H2SO4 ? ZnSO4 + H2O Al2O3 + 6 HCl ? 2 AlCl3 + 3 H2O As2O3 + 6 HBr ?

2 As Br3 + 3 H2O

Reações de ácidos com óxidos duplos FeO

+

+ H2SO4

?

FeSO4 + H2O

Fe2O3 + 3 H2SO4

?

Fe2(SO4)3 + 3 H2O

Fe3O4 + 4 H2SO4

?

FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4 H2O

Reações de ácidos com peróxidos Na2O2 + H2SO4

?

Na2SO4 + H2O2 H 2O + ½ O 2

CaO2 + 2 HCl

?

CaCl2 + H2O2 H 2O + ½ O 2

Reações de bases com óxidos Reações de bases com óxidos ácidos (anidridos) CO2 + 2 KOH

?

K2CO3 + H2O

SO3 + Ca(OH)2

?

CaSO4 + H2O

CrO3 + 2 NaOH

?

Na2CrO4 + H2O

Com anidridos mistos

- 76 -

Reações de bases fortes com óxidos anfóteros ZnO

+ Ca(OH)2 ?

CaZnO2 + H2O

Al2O3 + 2 NaOH ?

2 NaAlO2 + 3 H2O

As2O3 + 2 KOH

2 KAsO2 + H2O

?

Reações de óxidos básicos com óxidos ácidos Na2O + CO2

?

Na2CO3

MgO + SO3

?

MgSO4

FeO + N2O5 ?

Fe(NO3)2

CaO + Cl2O7 ?

Ca(ClO4)2

EXERCÍCIOS 1) Complete: COMPOSTO

FUNÇÃO

NOME

EQUAÇÃO DA INTERAÇÃO COM ÁGUA

BaO Sn(OH)2 HBrO3 H2SO4 P2O3 CaO2 Al2O3 NO2 H3PO2 Mg(OH)2 MnO3 B2O3 HCN NO Fe(OH)3 H3PO3 H2S Na2O NO

- 77 -

EQUAÇÃO DA INTERAÇÃO COM HCl ou NaOH (o que for possível)

2) Escreva as equações moleculares das reações de salificação total entre: a) Hidróxido de sódio e ácido nitroso b) Hidróxido de potássio e ácido fosfórico c) Hidróxido de alumínio e ácido clorídrico d) Hidróxido férrico e ácido bromídrico e) Hidróxido de bário e ácido perclórico f) Hidróxido de cálcio e ácido ferricianídrico (sabendo-se que o radical ferricianeto é Fe(CN)63 ) 3) Dê as equações moleculares das reações de salificação total abaixo, dando nome aos sais formados: a) ácido clorídrico e hidróxido ferroso b) ácido sulfúrico e hidróxido de ferro III c) ácido hipocloroso e hidróxido de sódio d) ácido permangânico e hidróxido de potássio e) ácido sulfídrico e hidróxido de amônio f) ácido fosfórico e hidróxido de bário g) ácido nítrico e hidróxido de cobre II h) ácido sulfuroso e hidróxido de prata i) ácido nitroso e hidróxido niqueloso j) ácido bromídrico e hidróxido de potássio 4) Dê as equações moleculares e iônicas (inclusive a abreviada) das reações de salificação total abaixo, dando nome aos sais formados: a) ácido clorídrico e hidróxido de prata b) ácido sulfúrico e hidróxido de amônio c) ácido cianídrico e hidróxido de sódio d) ácido hipocloroso e hidróxido de magnésio e) ácido perclórico e hidróxido férrico f) ácido fosfórico e hidróxido de cálcio g) ácido nítrico e hidróxido de potássio h) ácido iódico e hidróxido de mercúrio II 5) Soluções aquosas de mesma concentração mol/L de ácido acético e hidróxido de amônio têm baixa condutividade elétrica quando separadas. Todavia, ao misturá-las em volumes iguais, obtém-se uma solução de maior condutividade. Dê uma explicação para esse fato, equacionando a reação envolvida.

Obs.: Dizer que as soluções têm mesma concentração mol/L significa, em última análise, dizer que têm igual número de moléculas por litro de solução.

6) a) Dê os nomes dos compostos representados pelas fórmulas H2SO4 e NH3. b) Escreva a equação molecular da reação entre esses compostos e dê o nome do sal formado.

7) Dê as equações moleculares das reações de salificação que permitem a formação dos sais abaixo: a) nitrato de amônio

b) fosfato de cálcio

- 78 -

c) sulfato cúprico

d) cloreto férrico

e) sulfeto de alumínio

f) nitrito de magnésio

g) sulfito de manganês II

h) nitrato de prata

i) perclorato de bário

j) carbonato ferroso

k) fluoreto de sódio

l) sulfato de amônio

m) cloreto de cálcio

n) iodeto de cádmio

o) brometo de zinco

p) sulfato de níquel II

q) sulfeto mercúrico

r) metafosfato de lítio

8) Escreva as equações moleculares das reações de salificação parcial, dando nome aos sais formados: a) ácido sulfúrico e hidróxido de amônio b) b) ácido fosfórico e hidróxido de lítio c) ácido permangânico e hidróxido férrico d) ácido cloroso e hidróxido de bário e ) ácido bórico e hidróxido de cobre I (sabendo-se que o íon borato é BO33 ) 9) Escreva as equações moleculares das reações de salificação total e parcial, dando nome aos sais formados: a) ácido nítrico e hidróxido de magnésio b) ácido clorídrico e hidróxido de cálcio c) ácido sulfúrico e hidróxido de sódio d) ácido bromídrico e hidróxido cobáltico 10) Escreva as equações moleculares das reações de salificação que produzem os sais abaixo: a) sulfato férrico

b) dihidrogeno fosfato de sódio

c) bicarbonato de magnésio

d) hidrogeno sulfato de sódio

e) fosfato de ferro III

f) hidroxi nitrato de cálcio

g) nitrato de alumínio

h) cianeto de potássio

i) acetato de zinco

j) sulfato de amônio

l) sulfeto de potássio

m) bissulfato de bário

n) sulfato cúprico

o) fosfato de bário

p) bissulfito de potássio

q) cloreto ferroso

r) iodeto de amônio

s) fosfito de lítio

t) hipofosfito de estanho II

u) nitrato de prata

v) iodeto fosfato de chumbo IV

x) sulfato duplo de alumínio e potássio

z) ortosilicato de magnésio e ferro II 11) Só existem dois minerais de césio conhecidos: a polucita (silicato de alumínio e césio) e a rodizita. Escreva a fórmula da substância contida na polucita.

12) O magnésio é abundante na Natureza principalmente na água do mar como íon dipositivo, e na crosta terrestre na forma de magnesita (MgCO3), dolomita (CaMg(CO3)2) e vários silicatos. Ocorre também como brucita (Mg(OH)2); carnalita (KMgCl3.6H2O); e kieserita (MgSO4.H2O). Dê os nomes das substâncias que aparecem no texto.

- 79 -

13) Uma aplicação do carbonato de cálcio no nosso dia-a-dia ocorre quando pintamos paredes usando cal extinta (Ca(OH)2 ). Após a caiação, a cal extinta reage com o gás carbônico do ar, originando uma película de carbonato de cálcio que, por ser insolúvel na água, protege a parede.

Escreva a equação da reação que ocorre no contato da cal da parede e o ar.

14) O sulfato de magnésio é comercializado pelo nome de sal amargo e conhecido também por sal de Epson; sua principal aplicação medicinal ocorre devido a sua ação laxativa.

Escreva quatro reações que permitam a obtenção desse sal.

15) A água de cal (Ca(OH)2) e a água de barita (Ba(OH)2) quando ficam expostas ao ar, passam a apresentar uma turvação, que vai tornando-se cada vez mais intensa quanto maior for o tempo de exposição. Explique o acontece. Faça as equações químicas que justificam sua explicação.

16) Se quiséssemos obter através de uma mesma reação, nitrato de potássio e gás oxigênio, que reagentes deveríamos usar? Equacione o processo.

17) O zinco é indicado para a proteção da pele, na forma de ZnO. Na formulação do óxido de zinco, ele não poderá estar associado a ácidos ou bases fortes. Justifique, através de equações químicas, por que o óxido de zinco não deve ser misturado a esses compostos.

18) O zarcão (tetróxido de trichumbo) é usado para proteger o ferro contra a ação da ferrugem. Escreva a equação da reação do zarcão com ácido clorídrico.

19) O dióxido de nitrogênio (anidrido nitroso-nítrico) é um gás de cor castanho - avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico, e constitui um poluente atmosférico. Se borbulharmos este gás em uma solução aquosa de hidróxido de sódio, quais serão os produtos formados. Equacione a reação ocorrida.

20) Quando exposto ao ar, o óxido de cálcio sofre um processo denominado de carbonatação, que consiste na sua reação com o gás carbônico. Equacione este processo.

21) O óxido de magnésio, conhecido como magnésia, é utilizado para neutralizar o excesso de ácido clorídrico (HCl), causador da acidez estomacal. Escreva a equação da reação que ocorre entre eles.

- 80 -

RESPOSTAS 1) SUBST.

FUNÇÃO

NOME

EQUAÇÃO DA INTERAÇÃO COM ÁGUA

EQUAÇÃO DA INTERAÇÃO COM HCl ou NaOH (o que for possível)

BaO

Óxido

Óxido de bário

BaO + H2O ? Ba(OH)2

BaO + 2 HCl ? BaCl2 + H2O

Sn(OH)2

Base

Hidróxido de estanho II ou estanoso

HBrO3

Ácido

Ácido brômico

HBrO3 + H2O

H3O++ BrO3

HBrO3 + NaOH? NaBrO3 + H2O

H2SO4

Ácido

Ácido sulfúrico

H2SO4+2H2O

2H3O++ SO42

H2SO4 + 2 NaOH? Na2SO4 + 2H2O

P 2O 5

Óxido

Anidrido fosfórico

P2O5 + H2O ? 2 HPO3 P 2O 5 + 2 H 2O ? H 4P 2O 7 P2O5 + 3 H2O ? 2 H3PO4

P2O5 + 2NaOH ? 2 NaPO3 + H2O P2O5 + 4NaOH ? Na4P2O7 + 2 H2O P2O5 + 6 NaOH ? 2 Na3PO4 + 3 H2O

CaO2

Peróxido

Peróxido de cálcio

CaO2+ H2O? Ca(OH)2 +H2O + ½ O2

CaO2+ 2HCl? CaCl2 +H2O + ½ O2

Al2O3

Óxido

Óxido de alumínio

Não reage com água (é um óxido anfótero)

Al2O3+ 6 HCl? 2AlCl3 + 3 H2O

NO2

Óxido

Anidrido nitroso-nítrico

NO2 + H2O ? HNO2 + HNO3

2NO2+2NaOH ?NaNO2+NaNO3+ H2O

H3PO2

Ácido

Ácido hipofosforoso

H3PO2 + H2O

Mg(OH)

Base

Hidróxido de magnésio

Mg(OH)2

MnO3

Óxido

Anidrido mangânico

B 2O 3

Óxido

Anidrido bórico

HCN

Ácido

Ácido cianídrico

NO

Óxido

Óxido nítrico

2

Hidróxido de ferro III ou férrico

Sn2+(aq)+2 OH– (aq)

Sn(OH)2(s)

H3O++ H2PO2 Mg2+(aq)+2 OH– (aq)

Sn(OH)2 + 2 HCl ? SnCl2 + 2 H2O

H3PO2 + NaOH? NaH2PO2 + H2O Mg(OH)2 + 2 HCl ? MgCl2 + 2 H2O

MnO3 + H2O ? H2MnO4

MnO3 +2 NaOH ? Na2MnO4 + H2O

B2O3 + H2O ? 2 HBO2 B2O3 + 3 H2O ? 2 H3BO3

B2O3 + 2NaOH ? 2 NaBO2 + H2O B2O3 + 6NaOH ? 2 Na3BO3 + 3 H2O

HCN + H2O

H3O++ CN

Não reage com água (é um óxido neutro) Fe(OH)3

Fe3+(aq)+ 3 OH– (aq)

HCN + NaOH? NaCN + H2O Não reage com ácido ou base (é um óxido neutro) Fe(OH)3 + 3 HCl ? FeCl3 + 3 H2O

Fe(OH)3

Base

H3PO3

Ácido

Ácido fosforoso

H3PO3 + 2H2O

H 2S

Ácido

Ácido sulfídrico

H2S+2H2O

2H3O++ S2

H2S + 2 NaOH? Na2S + 2H2O

Na2O

Óxido

Óxido de sódio

Na2O + H2O ? 2 NaOH

Na2O + 2 HCl ? 2 NaCl + H2O

N 2O 5

Óxido

Anidrido nítrico

N2O5 + H2O ? 2 HNO3

N2O5 + 2NaOH ? 2 NaNO3 + H2O

2H3O++HPO32

- 81 -

H3PO3 + 2 NaOH? Na2HPO3 + 2H2O

2) a) NaOH + HNO2 ? NaNO2 + H2O

d) Mg(OH)2 + 2 HClO ? Mg(ClO)2 + 2 H2O Mg(OH)2 + 2 HClO ? Mg(ClO)2 + 2 H2O

b) 3 KOH + H3PO4 ? K3PO4 + 3 H2O

hipoclorito de magnésio

c) Al(OH)3 + 3 HCl ? AlCl3 + 3 H2O d) Fe(OH)3 + 3 HBr ?

e) Fe(OH)3 + 3 HClO4 ? Fe(ClO4)3 + 3 H2O

FeBr3 + 3 H2O

Fe(OH)3 +3 H+ +3ClO4– ?Fe3+ +3 ClO4– +3H2O Fe(OH)3 +3 H+ ? Fe3+ + 3 H2O perclorato de ferro III ou férrico

e) Ba(OH)2 + 2 HClO4 ? Ba(ClO4)2 + 2 H2O f) 3 Ca(OH)2+2 H3 Fe(CN)6?Ca3[Fe(CN)6]2+ 6 H2O

f) 2 H3PO4 +3 Ca(OH)2 ? Ca 3(PO4)2 + 6 H2O 2 H3PO4 + 3 Ca2+ + 6 OH –? Ca 3(PO4)2 + 6 H2O fosfato de cálcio

3) a ) Fe(OH)2 + 2 HCl ? FeCl2 + 2 H2O cloreto de ferro II ou ferroso b) 3 H2SO4 + 2 Fe(OH)3 ? Fe2(SO4)3 + sulfato de ferro III ou férrico c) NaOH

+ HClO ?

NaClO hipoclorito de sódio

6 H2O

+

g) KOH + HNO3 ? KNO3 + H2O K+ + OH – + H+ + NO3 – ? K+ + NO3 – + H2O

H2O

OH – + H+ ? H2O nitrato de potássio

d) KOH + HMnO4 ? KMnO4 + H2O permanganato de potássio

h) 2 HIO3 + Hg(OH)2 ? Hg(IO3)2 + 2 H2O

e) 2 NH4OH + H2S ? (NH4)2S + 2 H2O sulfeto de amônio f) 3 Ba(OH)2 + 2 H3PO4 ? Ba 3(PO4)2 + 6 H2O fosfato de bário g) Cu(OH)2 + 2 HNO3 ? nitrato de cobre II ou cúprico h) 2 AgOH + H2SO3 ? sulfito de prata

Cu(NO3)2 + 2 H2O

Ag2SO3 + 2 H2O

i) Ni(OH)2 + 2 HNO2 ? Ni(NO2)2 + 2 H2O nitrito de níquel II ou niqueloso

2 H+ + 2 IO3 – + Hg(OH)2 ? Hg(IO3)2 + 2 H2O iodato de mercúrio II ou mercúrico 5) Tanto o ácido acético quanto o hidróxido de amônio são eletrólitos fracos e, portanto, possuem baixa condutividade elétrica. Quando juntamos os dois, em proporções adequadas, há formação de um sal (acetato de amônio) bastante solúvel e, conseqüentemente, haverá grande quantidade de íons em solução o que justifica o aumento de condutividade.

6) a) ácido sulfúrico e amônia

j) KOH +HBr ? KBr +H2O

brometo de potássio

4) a) AgOH + HCl ? AgCl + H2O

7) a) HNO3 + NH4OH ? NH4 NO3 + H2O

+

AgOH + H + Cl ? AgCl + H2O cloreto de prata b) H2SO4 + 2 NH4OH ? ( NH4 )2SO4 + 2 H2O +

2H +SO4

2–

+

b) H2SO4 + 2NH3? ( NH4 )2SO4 sulfato de amônio

2–

+2NH4OH?2NH4 +SO4 +2H2O

2 H+ + 2 NH4OH ? 2 NH4+ + 2 H2O sulfato de amônio c) NaOH + HCN ? NaCN + H2O

b) 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 ? Ca 3(PO4)2 + 6 H2O c) Cu(OH)2 +

H2SO4 ? CuSO4 + 2 H2O

d) Fe(OH)3 + 3 HCl ? FeCl3 + e) 2 Al(OH)3 + 3 H2S ?

3 H 2O

Al2S3 + 6 H2O

f) 2 HNO2 +

Mg(OH)2 ? Mg(NO2)2 + 2 H2O

g) H2SO3 +

Mn(OH)2 ? MnSO3 + 2 H2O

h) HNO3 +

AgOH ?

Ag NO3 +

H 2O

Na+ + OH + HCN ? Na+ + CN + H2O

i) Ba(OH)2 + 2 HClO4 ? Ba (ClO4)2 + 2 H2O

OH + HCN ? CN + H2O cianeto de sódio

j) H2CO3 +

Fe(OH)2 ? FeCO3 + 2 H2O

k) NaOH +

HF ? NaF +

- 82 -

H 2O

7) l) H2SO4 + 2 NH4OH ? ( NH4 )2SO4 + 2 H2O

10) f) Ca(OH)2 + HNO3 ? Ca(OH)NO3 + H2O

m) Ca(OH)2 + 2 HCl ? CaCl2 +

g) Al(OH)3 +3 HNO3 ? Al(NO3)3 +3 H2O

2 H 2O

n) Cd(OH)2 + 2 HI ? Cd I2 + 2 H2O

h) HCN + KOH ?

KCN + H2O

o) Zn(OH)2 + 2 HBr ? Zn Br2 + 2 H2O

i) Zn(OH)2 + 2 HAc

? Zn(Ac)2 + 2 H2O

p) H2SO4 +

j) 2 NH4OH + H2SO4 ? (NH4)2SO4 + 2 H2O

q) H2S + r) HPO3 +

Ni(OH)2

?

NiSO4 + 2 H2O

Hg(OH)2 ? HgS + 2 H2O

l) H2S + 2 KOH ? K2S + 2 H2O

LiOH ? LiPO3 + H2O

m) Ba(OH)2+ 2 H2SO4 ? Ba(HSO4)2 + 2 H2O n) Cu(OH)2 + 2 H2SO4 ? CuSO4 + 2 H2O

8) a) NH4OH + H2SO4? NH4HSO4 + H2O bissulfato de amônio

o) 3 Ba(OH)2 +2 H3PO4 ? Ba3(PO4)2 + 6 H2O p) KOH + H2SO3

? KHSO3 + H2O

2 LiOH + H3PO4 ? Li2HPO4 + 2 H2O dihidrogeno fosfato de lítio e hidrogeno fosfato de lítio

q) Fe(OH)2 + 2 HCl

? FeCl2 + 2 H2O

c) Fe(OH)3 + HMnO4 ? Fe(OH)2MnO4 + H2O

s) 2 LiOH +

Fe(OH)3 +2 HMnO4 ? Fe(OH)(MnO4)2 +2 H2O dihidroxi permanganato de ferro III ou férrico e hidroxi permanganato de ferro III ou férrico

t) Sn(OH)2 + 2 H3PO2 ? Sn(H2PO2)2 + 2 H2O

d) Ba(OH)2 + HClO2 ? Ba(OH)ClO2 + H2O hidroxi clorito de bário

11) AlCsSiO4

e) CuOH

12) MgCO3 – carbonato de magnésio

b) LiOH

+ H3PO4 ? LiH2PO4 + H2O

+ H3BO3 ? CuH2BO3 +

H 2O

14) H2SO4 +

H 2O

H2SO4 + SO3 +

+ H2SO4 ? NaHSO4 + H2O

Mg(OH)2 ? MgSO4 + 2 H2O MgO ? MgSO4 + H2O Mg(OH)2 ? MgSO4 + H2O

SO3 + MgO ? MgSO4

H2SO4 ? Na2SO4 + 2 H2O

15) Ao entrar em contato com o ar, o gás carbônico nele presente reage com os hidróxidos citados formando sais insolúveis (precipitados) que turvam a solução.

hidrogeno sulfato de sódio ou bissulfato de sódio e sulfato de sódio d) Co(OH)3 + HBr? Co(OH)2Br + H2O

Ca(OH)2 + CO2 ? CaCO3 + H2O

Co(OH)3 + 2 HBr? Co(OH)Br2 +2 H2O

Ba(OH)2 + CO2 ? BaCO3 + H2O

3 H 2O

dihidroxi brometo de cobalto III ou cobáltico ; hidroxi brometo de cobalto III ou cobáltico ; brometo de cobalto III ou cobáltico

16) K2O2 + 2 HNO3 ? 2 KNO3 + H2O + ½ O2 17) ZnO + H2SO4 ? ZnSO4 + H2O ZnO + NaOH ? Na2ZnO2 + H2O

10) a) 3H2SO4+2 Fe(OH)3 ? Fe2(SO4) + 6 H2O b) NaOH + H3PO4

u) AgOH + HNO3 ? AgNO3 + H2O

13) Ca(OH)2 + CO2 ? CaCO3 + H2O

Ca(OH)2 + 2 HCl ? CaCl2 + 2 H2O hidroxi cloreto de cálcio e cloreto de cálcio

Co(OH)3 + 3 HBr ? CoBr3 +

H3PO3 ? Li2(HPO3) + 2 H2O

KMgCl3.6H2O – cloreto de potássio e magnésio hexahidratado

Mg(OH)2 + 2 HNO3 ? Mg(NO3)2 + 2 H2O hidroxi nitrato de magnésio e nitrato de magnésio

2 NaOH +

H 2O

Mg(OH)2 – hidróxido de magnésio

9)a) Mg(OH)2 + HNO3 ? Mg(OH)NO3 + H2O

c) NaOH

? NH4I +

CaMg(CO3)2 – carbonato de cálcio e magnésio

2 CuOH + H3BO3 ? Cu2HBO3 + 2 H2O dihidrogeno borato de cobre I ou cuproso e hidrogeno borato de cobre I ou cuproso

b) Ca(OH)2 + HCl ? Ca(OH)Cl +

r) NH4OH + HI

? NaH2PO4 + H2O

18) Pb3O4 + 8 HCl ? 2 PbCl2 + PbCl4 + 4 H2O

c) 2 H2CO3+Mg(OH)2 ? Mg(HCO3)2 + 2H2O

19) 2 NO2 + 2 NaOH ? NaNO2 + NaNO3+H2O

d) NaOH + H2SO4? NaHSO4 + H2O

20) CaO + CO2 ? CaCO3

e) Fe(OH)3 + H3PO4 ? FePO4 + 3 H2O

21) MgO + HCl ? MgCl2 + H2O

- 83 -

CAPÍTULO 6 ESTUDO DE REAÇÕES

Uma reação química é uma mistura?

Muitas reações químicas não são acompanhadas de sinais visíveis que indiquem formação de um novo material. Assim, é possível confundir uma reação química com uma simples mistura. No entanto, existem diferenças que não deixam dúvidas: os componentes de uma mistura podem ser separados por meios físicos, como a destilação, a centrifugação ou a filtragem. Já numa reação química, os componentes originais em grande parte se transformaram e, portanto, não podem ser separados. Os componentes de uma mistura conservam suas propriedades específicas; numa reação, essas propriedades desaparecem e surgem novas. Na mistura, os componentes podem estar em qualquer proporção, enquanto numa reação as proporções entre reagentes e produtos são fixas, ou estequiométricas.

Uma equação química é uma representação abreviada de uma reação. Nela, cada fórmula pode vir acompanhada por um subíndice que indique o estado de agregação que a substância apresenta na reação.

Usaremos as indicações ( s ) para sólidos, ( l ) para líquidos, ( g ) para gases e ( aq ) para substâncias dissolvidas em água. No caso da reação ocorrer com o auxílio de aquecimento será usado o símbolo sobre a seta que separa reagente e produtos e se ocorrer por ação de energia luminosa será usado o símbolo , também sobre a seta.

Vários aspectos podem ser avaliados quando se estuda uma reação. Vejamos alguns destes aspectos:

Energia nas reações químicas Nas reações químicas, além de haver uma transformação da matéria, ocorre também uma troca de energia com o ambiente. Geralmente, essa troca é de energia calorífica, mas também pode ser de energia elétrica, luminosa, acústica. As reações que ganham energia calorífica são chamadas endotérmicas e as reações que perdem são denominadas de exotérmicas.

Exemplos: C(s) + O2(g)

? CO2(g) + calor

H2O(l ) + calor ? 2 H2(g) + O2(g)

Velocidade de reação Para que ocorra uma reação, é necessário que as entidades elementares das substâncias reagentes choquem-se com determinada energia cinética e na direção apropriada (teoria das colisões). Forma-se então um produto intermediário, o chamado complexo ativado. Ele se decompõe instantaneamente nos produtos de reação. A energia necessária para que se forme o complexo ativado chama-se energia de ativação. Por exemplo, para que um palito de fósforo queime é preciso esfregá-lo na lixa da caixa para lhe fornecer a energia necessária; depois, ele queima espontaneamente, sem nossa intervenção.

De um modo geral, para medir a velocidade de uma reação deve-se medir a quantidade de reagente que desaparece ou a quantidade de produto que se forma, por unidade de tempo.

Exemplos: : 4 Fe(s) + 3 O2(g)

?

2 Fe2O3(s) (formação da ferrugem)

: 2 C4H10(g) + 13 O2(g)

8 CO2(g) + 10 H2O(g)

(combustão do butano, um dos componentes do gás de cozinha)

Fatores que modificam a velocidade de reação Segundo a teoria das colisões, a velocidade de reação pode ser modificada aumentando o número de choques efetivos ou diminuindo a energia de ativação dos mesmos. Vejamos alguns fatores capazes de interferir nessas condições:

- 84 -

Estado físico: como regra geral, os gases reagem mais facilmente e mais rapidamente do que os líquidos, e estes mais rapidamente que os sólidos. Líquidos miscíveis interagem melhor que líquidos imiscíveis e sólidos pulverizados reagem mais facilmente que sólidos em pedaços (no caso de um sólido, o choque é um fenômeno de superfície; se aumentarmos a superfície, aumentará o número de choques e, a superfície específica de um sólido é maior quanto mais finamente dividido ele está).

Substâncias em solução aquosa, por possuírem suas entidades elementares livres, reagem muito mais facilmente.

Temperatura: Um aumento da temperatura produz um duplo efeito: cresce a velocidade das moléculas e, com isso, sua energia cinética, facilitando as colisões efetivas e consequentemente há um aumento na velocidade da reação.

Eletricidade e luz: Sua presença tende a aumentar a velocidade das reações devido à energia contida nas mesmas que aumentará o número de choques eficazes.

Concentração dos reagentes: Um aumento na concentração das substâncias reagentes, ou da pressão, no caso das substâncias gasosas, aumenta o número de choques. Se houver mais choques, cresce também a probabilidade que um número maior deles seja eficaz, o que, por sua vez, aumenta a velocidade de reação.

Catalisador: catalisador é uma substância que abaixa a energia de ativação de uma reação, aumentando, assim, a sua velocidade, sem sofrer alteração qualitativa nem quantitativa no fim da reação. Catálise é o aumento de velocidade da reação, provocado pelo catalisador.

Existem produzidos por seres vivos, denominados , que aceleram reações importantes para o metabolismo do próprio ser vivo. Podemos afirmar que sem a colaboração das enzimas seria impossível a vida dos vegetais e animais tal como a conhecemos em nosso planeta.

Reversibilidade das reações Quando a reação não se completa e os reagentes e produtos mantêm-se em equilíbrio, ela é denominada de reversível e utiliza-se uma dupla seta para separar os membros da equação química. Quando as reações ocorrem num só sentido são denominadas irreversíveis.

Exemplos: N2(g) + 3 H2(g) C(s) + O2(g)

2 NH3(g) ?

(obtenção industrial da amônia)

CO2(g) + calor (combustão do carvão)

Variação do nox durante a reação Algumas reações ocorrem com transferência de elétrons entre as espécies reagentes. Diz-se que a espécie que perde elétrons se oxida e a que ganha se reduz; estas reações são denominadas de oxirredução, oxi-redução ou redoxi.

Exemplos: H2O2 1 ( l ) ? H2O 2( l ) + 1/2 O2° (g) : S+6O3

2

+ H2+1O

2

H2+1S+6O4

(decomposição da água oxigenada) 2

(formação do ácido sulfúrico)

Principais tipos de reações químicas As numerosas reações que se processam na natureza podem ser agrupadas em quatro tipos gerais.

Reações de síntese ou adição: Quando de duas ou mais substâncias se obtém uma única substância. Se a substância é obtida a partir de , ocorre síntese total se é obtida a partir de pelo menos uma , ocorre síntese parcial. .

- 85 -

2 H2(g) + O2(g) ?

2 H2O( l )

(síntese total)

2 CO(g) + O2(g) ?

2 CO2(g)

(síntese parcial)

CO2(g) + H2O (l)

? H2CO3(aq)

(síntese parcial)

Algumas reações de síntese: Toda reação de queima ou combustão é uma reação com o oxigênio (O2) que, sendo indispensável à queima, é chamado de . As reações de combustão das substâncias simples são reações de síntese.

C(s) + O2(g) ?

CO2(g) 2 Mg(s) + O2(g) ?

2 MgO(s)

As reações dos óxidos ácidos e básicos com água são exemplos de reações de síntese.

SO2(g) + H2O(l)

?

Na2O(s) + H2O(l) ?

H2SO3(aq) 2 NaOH(aq)

Através de reações de síntese são fabricados muitos produtos químicos de grande importância na indústria.

Entre eles podemos destacar: Ácido sulfúrico:

Ácido clorídrico:

S(s) + O2 (g)

?

SO2 (g) (queima do enxofre)

SO2 (g) + 1/2 O2(g) ?

SO3(g)

SO3 (g) + H2O(l) ?

H2SO4(aq)

H2 (g) + Cl2(g)

Amônia: N2(g) + 3 H2(g)

?

2 HCl(g)

/alta pressão /catalisadores

2 NH3(g)

Reações de análise ou decomposição: Ocorrem quando uma substância é decomposta em outras (a partir de um reagente obtemos mais que um produto). a

Determinadas reações de decomposição recebem nomes particulares: chama-se pirólise ou calcinação ;a é denominada fotólise e eletrólise a .

A maioria das substâncias compostas se decompõe por aquecimento. A temperatura necessária para haver a decomposição varia muito de uma substância para outra.

2 HgO(s)

2 Hg( l ) + O2(g)

NH4Cl(s)

NH3(g) + HCl(g)

Na natureza não existe cal virgem (CaO), mas há muito calcário (CaCO3). A cal virgem é fabricada por pirólise do calcário, em fornos especiais.

CaCO3(s)

CaO(s) + CO2(g)

- 86 -

Para obter nitrogênio em laboratório, faz-se a pirólise do nitrito de amônio (NH4NO2).

NH4NO2(s)

N2(g) + 2 H2O(g)

Certas substâncias, como os sais de prata, a água oxigenada e outras, devem ser guardadas em vidros escuros, porque se decompõem na presença de luz (fotólise). O vidro escuro absorve a luz e protege essas substâncias.

2 H2O2(l )

2 H2O(l ) + O2(g)

2 AgBr(s)

2 Ag(s) + Br2(g)

2 HI(g)

H2(g) + I2(s)

A passagem de corrente elétrica no cloreto de sódio fundido provoca sua decomposição (eletrólise).

Essa reação é utilizada industrialmente para a produção de sódio e cloro.

2 NaCl(l )

eletrólise 2 Na(s) + Cl2(g)

Reações de deslocamento, substituição ou simples troca: São processos nos quais uma e

reage com originando uma outra (uma substância “desloca” a outra da solução em que se encontra). .

Zn(s) + CuSO4(aq)

?

ZnSO4 + Cu(s)

CaCl2 (aq) + F2 (g)

?

CaF2(aq) + Cl2(g)

Quando ocorre uma reação de deslocamento?

o Deslocamento entre metais O deslocamento de um metal por outro está associado à facilidade com que cada um deles perde elétrons. O metal que perder elétrons mais facilmente (maior eletropositividade) doará estes elétrons ao metal que está em solução, na forma de íon (cátion), transformando-o em substância simples e, em conseqüência, torna-se um íon (cátion). A essa facilidade em perder elétrons dos metais está relacionada a reatividade química dos mesmos.

Por exemplo, introduzindo-se uma lâmina de zinco numa solução de sulfato de cobre II, ocorre uma reação com formação de sulfato de zinco, que fica na solução, e a liberação de cobre metálico, que se deposita sobre a lâmina. A solução, inicialmente azul devido à presença dos íons Cu2+, fica incolor (presença de íons Zn2+) no fim da reação, e a superfície da lâmina, inicialmente prateada, fica avermelhada devido ao cobre metálico nela depositado.

Equação molecular:

Zn(s) + CuSO4(aq)

?

ZnSO4(aq) + Cu(s)

Equação iônica:

Zn° + Cu2+ + SO42

?

Zn2+ + SO42

+ Cu°

Esta reação mostra que o metal zinco perde elétrons mais facilmente que o metal cobre. Diz-se que o zinco é mais reativo que o cobre e que o deslocou da solução.

Se introduzíssemos uma lâmina de cobre numa solução de sulfato de zinco nada ocorreria, pois a tendência maior em perder elétrons é do zinco.

- 87 -

Por meio de experiências semelhantes à mencionada, foi construída uma escala de reatividade química para os metais.

Cs Li>Rb>K>Ba Sr>Ca Na Mg>Al Mn Zn Cr Fe Cd>Co>Ni Sn Pb [H]> Sb>As>Bi Cu Hg Ag Pd>Pt Au O metal mais reativo é o que doa elétrons mais facilmente.

Quanto menor a reatividade química, maior a nobreza do metal. Os metais menos reativos: prata (Ag) , platina ( Pt ), ouro (Au) ) são chamados metais nobres. O cobre e o mercúrio são considerados metais seminobres

o Deslocamento entre ametais O deslocamento de um ametal por outro está associado à facilidade com que cada um deles ganha elétrons. O ametal que receber elétrons mais facilmente (maior eletronegatividade) receberá estes elétrons do ametal que está em solução, na forma de íon (ânion), transformando-se em um ânion e fazendo com que o doador dos elétrons torne-se uma substância simples. A essa facilidade em receber elétrons dos ametais está relacionada a reatividade química dos mesmos.

Por exemplo, adicionando-se a substância simples cloro (Cl2) a uma solução aquosa de brometo de sódio (NaBr), forma-se cloreto de sódio (NaCl), que fica na solução, e há liberação de bromo na forma de substância simples (Br2).

Equação molecular:

Cl2(g) + 2 NaBr(aq)

?

2 NaCl(aq) + Br2(g)

Equação iônica:

Cl2°+ 2 Na+ + 2 Br

?

2 Na+ + 2 Cl

+ Br2°

Se adicionarmos bromo (Br2) a uma solução de NaCl não ocorre reação alguma, o que demonstra ser o cloro mais ávido por elétrons que o bromo. Diz-se que o cloro é mais reativo que o bromo e que o deslocou da solução.

Assim como para os metais, há também uma escala de reatividade para os ametais.

F O Cl Br I S C O ametal mais reativo é o que recebe elétrons mais facilmente.

o

Deslocamento do hidrogênio de ácidos diluídos por metais

O hidrogênio é deslocado dos ácidos diluídos por metais mais reativos que ele, havendo formação de H2.

Equação molecular:

Zn(s) + 2 HCl(aq)

?

ZnCl2(aq) + H2(g)

Equação iônica:

Zn° + 2H + + 2 Cl

?

Zn2+ + 2 Cl

Equação molecular :

Na(s) + HCl(aq)

?

NaCl(aq) + 1/2 H2(g)

?

Na+ + Cl

Equação iônica :

Na° + H

+

+ Cl

+ H 2°

+ 1/2 H2°

Observações menor nox Exceção importante:

- 88 -

o

Deslocamento do hidrogênio da água por metais muito reativos

Os metais alcalinos e os metais alcalino-terrosos, por serem muito reativos, reagem com água, a frio, deslocando o hidrogênio. No caso dos metais alcalinos, a reação é muito violenta (grande desprendimento de energia).

2 Na(s) + 2 H2O( l )

?

2 NaOH(aq) + H2(g)

Ca(s) + 2 H2O( l )

?

Ca(OH)2(aq) + H2(g)

Observações

? ?

Reações de dupla troca: Como o próprio nome indica, numa reação de dupla troca o cátion de uma substância (ou o hidrogênio no caso dos ácidos) une-se ao ânion da outra e vice-versa. .

Equação molecular: ou Equação iônica:

CaCl2(aq) + Na2CO3(aq) ?

CaCl2 + Na2CO3 Ca2+ + 2 Cl

?

CaCO3(s) + 2 NaCl(aq)

CaCO3 + 2 NaCl

+ 2Na + + CO3 2

?

CaCO3 + 2 Na+ + 2 Cl

Quando ocorre uma reação de dupla troca?

As reações de dupla troca ocorrem no sentido de formar espécies que diminuam ou impeçam o retorno da reação. Neste sentido, elas ocorrerão se houver formação de pelo menos um, dos itens abaixo: Uma substância praticamente insolúvel (precipitado).

Uma substância pouco ionizada ou pouco dissociada (eletrólito fraco).

Uma substância volátil (gases ou líquidos de baixo P.E.).

Dentro destas características, para facilitar o estudo, podemos dividir as reações de dupla troca em cinco tipos: o o o o o

- 89 -

Para sabermos, portanto, se uma reação de dupla troca ocorrerá ou não, é necessário conhecer-se: A solubilidade dos reagentes e dos possíveis produtos; A força dos reagentes e dos possíveis produtos; A volatilidade dos reagentes e dos possíveis produtos.

Solubilidade em água

Volatilidade

Ácidos

Ácidos : HF, HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO2, HNO3 e CH3COOH (HAc) Bases:

Hidróxidos

Sais: Solúveis: .

Força Ácidos: Hidrácidos Fortes: Fracos: Oxiácidos Fortes: Fracos: y – x < 2

Insolúveis:

Bases: Fortes: IA e IIA Fracas: Sais:

Forte = Fraco =

Principais cátions +1

+2

+1 e +2

+3

+2 e +3

IA , Ag

IIA, Zn, Cd

Hg , Cu

Al , Bi

Fe, Co, Ni, Cr

+2, +3 e +4 Mn

+2 e +4

+1 e +3

Pb, Sn, Pt, Ti

Au

Nox de alguns elementos importantes Mn : +6 e +7

Cr : +6

- 90 -

As e Sb : +3 e +5

o Reações de neutralização ácido-base: Como já foi visto, neutralização (ou salificação) é a reação entre ácido e base, gerando água e sal. Como a água é uma substância pouquíssimo ionizada, mesmo que o sal obtido seja solúvel, a reação ocorrerá no sentido de formar as moléculas de água.

o Reações de precipitação: Podemos considerar reações entre: Sais entre si: neste caso, deverá existir no produto um sal de pouca solubilidade. A reação é no sentido do solúvel para o não solúvel. Se todos os sais envolvidos forem solúveis, não haverá reação química e sim uma mistura.

Exemplo: 2 KI + Pb(NO3)2

?

2 KNO3 + PbI2

2 K+ + 2 Cl – + Pb2+ + 2 NO3 – ?

2 K+ + 2 NO3 – + PbI2

Ácido com sal: considerando apenas a influência do sal na ocorrência da reação, esta ocorrerá no sentido de formação do sal pouco solúvel.

Exemplo: : HBr + AgNO3 :

?

HNO3 + AgBr

H+ + Br – + Ag+ + NO3 – ? H+ + NO3 – + AgBr

Base com sal: neste caso poderá haver formação de uma base menos solúvel ou um sal menos solúvel que os reagentes.

Exemplos: 2 NaOH + Cu(NO3)2

?

2 NaNO3 + Cu(OH)2

2 Na+ + 2 OH – + Cu2+ + 2 NO3 –

Ca(OH)2 + Na2SO4 Ca

2+

+ 2 OH

–

?

2 Na+ + 2 NO3 – + Cu(OH)2

?

2 NaOH + CaSO4

+

+ 2 Na + SO42 –

2 Na+ + 2 OH – + CaSO4

?

o Reações que originam ácido ou base fracos: Formação de ácido fraco: neste caso teremos a reação de um ácido com um sal onde a formação de ácido mais fraco que aquele presente nos reagentes é o fator responsável pela ocorrência da reação.

Exemplo: Na3BO3 + 3 HNO3 +

3 Na + BO3

3–

?

3 NaNO3 + H3BO3

+

+ 3 H + 3 NO3 – ?

3 Na+ + 3 NO3 – + H3BO3

Formação de base fraca: neste caso teremos a reação de uma base com um sal onde a formação de base mais fraca que aquela presente nos reagentes é o fator responsável pela ocorrência da reação.

Exemplos: 2 NaOH + Cu(NO3)2

?

2 NaNO3 + Cu(OH)2

2 Na+ + 2 OH – + Cu2+ + 2 NO3 –

?

- 91 -

2 Na+ + 2 NO3 – + Cu(OH)2

NaOH + NH4NO3 +

–

?

NaNO3 + NH4OH

+

Na + OH + NH4 + NO3 – ?

Na+ + NO3 – + NH4OH

o Reações que produzem ácido ou base voláteis: Formação de ácido volátil: neste caso teremos a reação de um ácido com um sal onde a formação de ácido mais volátil que aquele presente nos reagentes é o fator responsável pela ocorrência da reação.

Exemplo: NaCN + HNO3

?

NaNO3 + HCN

Na+ + CN– + H+ + NO3 – ?

Na+ + NO3 – + HCN

Formação de base volátil: a única base volátil é a amônia, que existe em equilíbrio com os íons NH4+ e OH– presentes em solução.

Exemplo: NaOH + NH4NO3

?

NaNO3 + NH4OH

Na+ + OH– + NH4+ + NO3 – ?

Na+ + NO3 – + NH4OH

o Reações em que intermediariamente se forma um composto instável: Há ácidos que são instáveis, isto significa que, na verdade, eles existem por muito pouco tempo; logo que são produzidos decompõem-se em outras substâncias. Relembrando: Ácidos instáveis Ácido carbônico:

?

Ácido sulfuroso:

?

Ácido tiossulfúrico:

?

Exemplo: 2 HClO4 + CaS2O3

?

Ca(ClO4)2 + H2O + SO2 + S

2 H+ + 2 ClO4 – + CaS2O3 ? Ca2+ + 2 ClO4 – + H2O + SO2 + S

Observação ? CO exotérmica, rápida, irreversível, de oxi-redução

síntese

- são reações de oxi-redução todas

- são reações sem oxi-redução todas

- 92 -

EXERCÍCIOS 1) Classifique as seguintes reações quanto à variação do nox e quanto ao tipo de substâncias envolvidas: a) 4 Al + 3 O2

?

b) MgBr2 + Cl2

2 Al2O3 ?

MgCl2 + Br2

c) Cu(OH)2

CuO + H2O

d) BaCl2 + K2CrO4

?

BaCrO4 + 2 KCl

e) Sn + 2 Cl2 ? SnCl4 f) N2O5 + H2O ? 2 HNO3 g) 2 KClO3

2 KCl + 3 O2

h) Na2SO3 + 2 HCl

?

2 NaCl + SO2 + H2O

2) Quais das seguintes reações são de oxirredução? a) KCl + NaNO3 ?

KNO3 + NaCl

b) H2 + F2 ? 2 HF c) Al2S3 + 6 H2O ? d) 6 NaOH + 2 C

2 Al(OH)3 + 3 H2S ?

2 Na + 3 H2 + 2 Na2CO3

e) Ca3(PO4)2 + 5 C + 3 SiO2 ?

3 CaSiO3 + 5 CO + 2 P

3) Considerando as reações de dupla troca abaixo, determine em que sentido elas deverão ocorrer, justificando sua resposta: a) AgCl + NaNO3

------- NaCl + Ag NO3

b) H2SO4 + BaCl2

------- Ba SO4 + 2 HCl

c) Cu(OH)2 + 2 NaNO3 ------ 2 NaOH + Cu(NO3)2 d) 2 HCl + Na2SO4 ------- 2 NaCl + H2SO4 e) NH4Cl + KOH

-------

KCl + NH4OH

f) CaCO3 + 2 NaCl

------

Na2CO3 + CaCl2

4) Escreva a equação da reação que ocorre quando se adiciona uma solução de ácido sulfúrico a uma solução de sulfeto de potássio. O que ocorreria se nós misturássemos ácido sulfídrico com sulfato de potássio?

5) Ao se adicionar gradativamente uma solução aquosa de Ba(OH)2 a uma solução aquosa de H2SO4, a condutividade elétrica da solução resultante vai diminuindo, passa por um valor praticamente nulo e, em seguida, aumenta. Proponha uma explicação para esse fenômeno.

6) Verifique a possibilidade de reação entre uma solução de hidróxido de amônio e as soluções abaixo. Em caso positivo, equacione o processo. a) nitrato de alumínio b) cloreto de potássio c) nitrato de chumbo II 7) Utilizando adequadamente soluções aquosas de Na2CO3, H2SO4, KNO3, Ba(OH)2, NaOH, NaNO3 e NaCl, escreva a equação de uma reação entre dois desses compostos, com formação de : a) precipitado

b) ácido volátil binário

8) Escreva as equações molecular e iônica entre: a) Cloreto de potássio e nitrato de chumbo II b) Hidróxido de sódio e nitrato cúprico c ) Ácido bromídrico e nitrato de prata

- 93 -

c) óxido gasoso

d)

Sulfato de alumínio e cloreto de bário

e) Tiossulfato de cálcio e ácido perclórico f) Ácido fosfórico e sulfeto de sódio g) Fosfato de amônio e cloreto de cálcio h) Nitrato ferroso e cromato de lítio i)

Dicromato de potássio e nitrito de bário

9) Escreva as equações das reações entre solução aquosa de ácido sulfúrico e: a) alumínio

b) óxido de zinco

c) cloreto plumboso

10) Escreva as equações moleculares das seguintes reações: a) magnésio e oxigênio b) decomposição da água c) ferro com uma solução de sulfato cúprico d) óxido de potássio e água e) decomposição térmica de carbonato de cálcio f) cobre com uma solução de nitrato de prata g) síntese do ácido sulfúrico h) decomposição do peróxido de hidrogênio i)

síntese do ácido clorídrico

11) Dispondo-se de CaO(s), Ca°(s) , SO3(g) e de soluções aquosas de ácido sulfúrico, ácido clorídrico, hidróxido de cálcio e cloreto de cálcio, equacione todas as reações possíveis para a obtenção de sulfato de cálcio. + 12) A água dura caracteriza-se por apresentar alto teor de íons cálcio, Ca2 , sendo que grande parte desses cátions provém do bicarbonato, Ca(HCO3)2, que é solúvel .O uso dessa água apresenta certos inconvenientes como : + a) No processo de lavagem, o sabão RCOO– Na (R = cadeia longa de hidrocarboneto) precipita como sal de cálcio, dificultando a limpeza; b) Em caldeiras industriais, no processo de aquecimento, o bicarbonato de cálcio decompõe liberando gás carbônico. Com isso, precipita carbonato de cálcio nas paredes da caldeira, o que provoca explosões.

Escreva as equações químicas que ocorrem em a e b.

13) Quando se junta um ácido forte e uma base forte, quaisquer que sejam, ocorre uma única reação comum.

Qual é essa reação? E por que ocorre?

14) Complete as reações de deslocamento possíveis, equilibrando-as: a) Zn + HCl

b) Ag + HI

c) Pb + AgNO3

d) Ca + SnCl2

e) Mg + KBr

f) Sn + Zn(NO3)2

g) Al + Cu(NO3)2

h)

Na + H2O

i) Cl2 + KBr

j)

I2 + NaCl

15) Equacione: a) alumínio + hidrácido forte

b) magnésio + triácido de fósforo

c)

d) zinco + ácido acético

metal alcalino + diácido forte

- 94 -

e) cloro + iodeto de metal alcalino terroso

f) óxido básico + água

g) óxido ácido + água 16) Justifique a ocorrência das seguintes reações: a) Mg + CuSO4

?

MgSO4 + Cu

b) Na2S + 2 HCl

?

2 NaCl + H2S

c) AgNO3 + NaOH

?

AgOH + NaNO3

d) H3PO4 + 3 KOH

?

K3PO4 + 3 H2O

e) Na2CO3 + 2 HCl

?

2 NaCl + H2O + CO2

f) Cl2 + 2 NaBr

?

2 NaCl + Br2

17) Escreva equações que permitam obter, por pelo menos dois processos, as seguintes substâncias: a) sulfato de potássio

b) hidróxido de cálcio

c) cloreto de prata

d) magnésio

e) anidrido sulfuroso

f) cromato de sódio

g) ácido fosforoso

h) gás carbônico

i) amônia

j) oxigênio

18) Verifique se as seguintes reações ocorrem ou não. Justifique suas respostas. a) K + NaCl

?

KCl + Na

b) ZnSO4 + Cu

?

CuSO4 + Zn

c) AlCl3 + 3 LiOH ?

Al(OH)3 + 3 LiCl

d) H2CO3 + 2 RbNO3

?

Rb2CO3 + 2 HNO3

e) 2 NaBr + F2

?

2 NaF + Br2

f) Pt + H2SO4

?

PtSO4 + H2

19) Considere as seguintes soluções aquosas: Solução

CuSO4

KNO3

Na2SO4

K2CrO4

Cor

Azul

Incolor

Incolor

Amarela

A partir da tabela acima, é possível concluir que os íons responsáveis pelas cores azul e amarela são: +

a) Cu2 e SO42 –

+

b) K e CrO42 –

+

c) K e SO42 –

+

d) Na e NO3 –

20) Escreva as seguintes reações: a) Síntese do óxido de cálcio a partir do cálcio metálico b) Decomposição da água c) Decomposição térmica do clorato de potássio d) Síntese do gás clorídrico e) Deslocamento do bromo, na forma de íon brometo em solução aquosa, pelo cloro f) Decomposição térmica do carbonato de cálcio

- 95 -

+

e) Cu2 e CrO42 –

21) Complete as equações abaixo, equilibrando-as, e justificando sua ocorrência: a) Zn + HNO3

b) Na + FeCl3

c) Cl2 + KBr

d) H3PO4 + Ca(OH)2

e) HCl + Ba(OH)2

f) KOH + Cr(NO3)3

g) H2SO4 + Al(CN)3

h) Na2S + Fe(NO3)3

22) Complete apenas as reações que ocorrem, justificando o porquê da ocorrência ou não: a) Cl2 + NaF

b) Ca + HCl

c) H2S + Na2SO4

d) Na + AgNO3

e) KCl + Hg(NO3)2

f) HBr + NaCN

g) BaCl2 + H2SO4

h) NH4Cl + KOH

23) O sulfato de amônio (substância utilizada na agricultura como fertilizante) pode ser obtido pela reação do gás amônia com qual substância? Equacione a reação.

24) Para combater o fogo em materiais elétricos ou líquidos inflamáveis, podemos fazer uso de um tipo de extintor de incêndio que funciona tendo por base a reação entre ácido sulfúrico e bicarbonato de sódio.

Escreva a equação da reação química que ocorre. Qual, dentre os produtos formados, é a substância que efetivamente extingue o fogo?

25) Na análise qualitativa de certa substância adicionou-se ácido clorídrico, obtendo-se um precipitado branco que escurece na presença de luz. Podemos afirmar que essa substância possui: a) Pb2+

b) Ag+

c) Na+

d) Cu2+

e) K+

26) Um estudante realizou a seguinte seqüência de operações: I) Dissolveu óxido de sódio em água, obtendo a solução A. II) Sobre a solução A adicionou ácido sulfúrico (aq) suficiente para completar a reação, obtendo a solução B. III) À solução B adicionou cloreto de bário (aq), obtendo um precipitado branco. Após a reação, filtrou o sistema.

IV) A solução resultante da filtração foi evaporada até sobrar um resíduo branco.

Pede-se: a) Quais as equações moleculares das reações obtidas nas operações I, II e III? b) Qual o nome e a fórmula do resíduo sólido final, obtido na evaporação?

27) Obter : a) Cianeto de ferro III, através de uma reação de dupla troca . b) Hidrogênio, através de uma reação de simples troca. c) Sulfito de cálcio, através de uma reação de síntese. d) Oxigênio, através de uma reação de decomposição.

28) Objetos de cobre ficam revestidos, com o passar do tempo, por uma camada verde chamada de azinhavre ou zinabre, que é uma mistura de: carbonato e hidróxido de cobre II. Essa camada é removida, por donas de casa, com vinagre (solução de ácido acético, HAc). Justifique a situação quimicamente.

29) Água e tetracloreto de carbono, cuja fórmula é CCl4, são líquidos incolores imiscíveis, sendo o tetracloreto de carbono mais denso. O brometo de potássio é um sal branco solúvel na água.

- 96 -

Quando borbulhamos cloro em uma solução aquosa de KBr, observamos que ela passa de incolor a amarelada.

Em seguida, adiciona-se tetracloreto de carbono líquido, um solvente orgânico. Formam-se duas fases, sendo a aquosa a superior. Agita-se e observa-se que a cor amarelada vai desaparecendo da fase aquosa ao mesmo tempo em que a camada inferior se torna alaranjada.

Baseado no texto acima, resolva as questões abaixo: a) Equacione na forma molecular, a reação de cloro com brometo de potássio em solução aquosa. b) Suponha que em vez de KBr usássemos NaBr. Haveria diferença visual? Por quê? c) Equacione na forma iônica a reações correspondentes às questões a e b. d) Que substância é responsável pela cor amarelada da fase aquosa? e) Formule uma hipótese para explicar o que deve acontecer quando se adiciona tetracloreto de carbono. Tratase de reação química? f) Esquematize o tubo de ensaio contendo a mistura final. Indique que substâncias devem estar presentes em cada fase.

30) Mergulha-se uma placa limpa de zinco em uma solução azul de sulfato de cobre II. Observa-se que a placa fica recoberta por um depósito escuro e que, passado algum tempo, a solução se torna mais clara. Removido o depósito, constata-se que a placa se apresenta corroída. Explique o que ocorreu: a) na placa de zinco

b) na solução

31) Quatro elementos hipotéticos, A, B, C e D, formam em solução aquosa os íons A2+, B2+, C2+ e D2+.

Considere as informações esquematizadas abaixo sobre reações que podem ou não ocorrer: A + B2+ A2+ + B 2+ D + B não ocorre 2+ C + A C2+ + A a) Coloque os quatro elementos em ordem crescente de reatividade. Justifique sua resposta. b) Qual espécie tem mais tendência a ceder elétrons? E a receber elétrons?

RESPOSTAS 1) a) Síntese - reação de oxirredução

b) Simples troca ou deslocamento - reação de oxirredução

c) Decomposição - reação sem oxirredução

d) Dupla troca - reação sem oxirredução

e) Síntese - reação de oxirredução

f) Síntese - reação sem oxirredução

g) Decomposição - reação de oxirredução

h) Dupla troca - reação sem oxirredução

2) b – d – e 3) a) NaCl + Ag NO3 ? AgCl + NaNO3

– formação de produto insolúvel (precipitado branco)

b) H2SO4 + BaCl2 ? BaSO4 + 2 HCl – formação de precipitado branco (BaSO4) e ácido volátil (HCl) c) 2 NaOH + Cu(NO3)2 ? Cu(OH)2 + 2 NaNO3 – formação de produto insolúvel (precipitado azul) d) 2 NaCl + H2SO4 ? 2 HCl + Na2SO4 – formação de produto volátil (HCl) e) NH4Cl + KOH ? KCl + NH4OH – formação de base fraca e volátil (NH4OH) f) Na2CO3 + CaCl2

? CaCO3 + 2 NaCl – formação de produto insolúvel (precipitado branco)

4) H2SO4 + K2S ? K2SO4 + H2S . Não ocorreria reação, pois haveria formação de produto mais ionizado (H2SO4 é mais forte que H2S) e fixo (H2SO4 é fixo e H2S é volátil).

- 97 -

5) Ba(OH)2 + H2SO4 ?

BaSO4(s) + 2 H2O . Com a adição do hidróxido de bário à solução de ácido sulfúrico, há formação gradativa de sulfato de bário, produto insolúvel, que conduz pouca eletricidade. Quando todo o H2SO4 é neutralizado pela base, o que existe no meio reacional é BaSO4 e água, o que torna a condutividade praticamente nula uma vez que o sal é insolúvel e a água é pouquíssimo ionizada. Ao continuarmos com a adição do hidróxido de bário, estamos colocando no meio uma base forte, bastante dissociada e, em conseqüência disto, aumenta novamente a condutividade da solução.

6) a)3 NH4OH + Al(NO3)3 ?

3 NH4NO3 + Al(OH)3

b) NH4OH + KCl – não ocorre reação, haveria a formação de uma base forte c) 2 NH4OH + Pb(NO3)2 ? 2 NH4NO3 + Pb(OH)2 7) a) Ba(OH)2 + H2SO4 ?

BaSO4

+ 2 H 2O

b) H2SO4 + 2 NaCl ? Na2SO4 + 2 HCl c) H2SO4 + Na2CO3 ? Na2SO4 + H2O + CO2 8) a) 2 KCl + Pb(NO3)2 ?

2 KNO3 + PbCl2

2 K+ + 2 Cl – + Pb2+ + 2 NO3 –

?

2 K+ + 2 NO3 – + PbCl2

b) 2 NaOH + Cu(NO3)2 ? 2 NaNO3 + Cu(OH)2 2 Na+ + 2 OH – + Cu2+ + 2 NO3 – ? 2 Na+ + 2 NO3 – + Cu(OH)2 c) HBr + AgNO3

? HNO3 + AgBr

H+ + Br – + Ag+ + NO3 – ? H+ + NO3 – + AgBr d) 3 BaCl2 + Al2(SO4)3

3 BaSO4 + 2 AlCl3

3 Ba 2+ + 6 Cl – + 2 Al3+ + 3 SO4 2– e) 2 HClO4 + CaS2O3

Ca(ClO4)2 + H2O + SO2 + S

2 H+ + 2 ClO4 – + CaS2O3 f) 2 H3PO4 + 3 Na2S

Ca2+ + 2 ClO4 – + H2O + SO2 + S

2 Na3PO4 + 3 H2S

2 H3PO4 + 6 Na+ + 3 S 2 – g) 2 (NH4)3PO4 + 3 CaCl2

6 Na+ + 2 PO4 3– + 3 H2S 6 NH4Cl + Ca3(PO4)2

6 NH4+ + 2 PO4 3– + 3 Ca 2+ + 6 Cl– h) Fe.(NO3)2 + Li2CrO4

6 NH4+ + 6 Cl– + Ca3(PO4)2

2 LiNO3 + FeCrO4

Fe 2+ + 2 NO3 – + 2 Li + + CrO4 2– i) Ba(NO2)2 + K2Cr2O7

2 Al3+ + 6 Cl – + 3 BaSO4

2 Li+ + 2 NO3– + FeCrO4

2 KNO2 + BaCr2O7

Ba 2+ + 2 NO2 – + 2 K + + Cr2O7 2–

2 K+ + 2 NO2– + BaCr2O7

- 98 -

9) a) 2 Al + 3 H2SO4 b) ZnO + H2SO4

Al2(SO4)3 + 3 H2 ZnSO4 + 3 H2O

c) PbCl2 + H2SO4

PbSO4 + 2 HCl

10) a) 2 Mg + O2

2 MgO

c) Fe + CuSO4

FeSO4 + Cu

e) CaCO3

2 H2 + O 2

d) K2O + H2O

CaO + CO2

g) SO3 + H2O i) H2 + Cl2

b) 2 H2O

2 KOH

f) Cu + 2 AgNO3

H2SO4

h) 2 H2O2

Cu(NO3)2 + 2 Ag

2 H 2O + O 2

2 HCl

11) CaO + H2SO4

? CaSO4 + H2O

/

Ca(OH)2 + H2SO4 ?

? CaSO4 + H2

/

Ca(OH)2 + SO3 ? CaSO4 + H2O

CaCl2 + H2SO4 ? CaSO4 + 2 HCl

/

CaO + SO3 ? CaSO4

Ca + H2SO4

+

12) a) Ca(HCO3)2 + 2 RCOO– Na ?

CaSO4 + 2 H2O

+

(RCOO–)2Ca2 + 2 NaHCO3

b) Ca(HCO3)2 ? CaCO3 + H2O + CO2 13) H+ + OH – ?

14) a) Zn + 2 HCl ?

H 2O

Ocorre porque há formação de um composto pouco ionizado (H2O)

ZnCl2 + H2

b) Ag + HI - não ocorre ( a prata é menos reativa que o hidrogênio) c) Pb + 2 AgNO3

?

Pb(NO3)2 + 2 Ag

d) Ca + SnCl2 ? CaCl2 + Sn e) Mg + KBr – não ocorre ( o magnésio é menos reativo que o potássio) f) Sn + Zn(NO3)2 – não ocorre ( o estanho é menos reativo que o zinco) g) 2 Al + 3 Cu(NO3)2

?

2 Al(NO3)3 + 3Cu

h) Na + H2O ? NaOH + ½ H2 i) Cl2 + 2 KBr ? 2 KCl + Br2 j) I2 + NaCl – não ocorre ( o iodo é menos reativo que o cloro) 15) a) 2 Al + 6 HCl ?

b) 3 Mg + 2 H3PO4 ?

c) 2 Na + H2SO4 ? Na2SO4 + H2

d) Zn + 2 HAc

e) Cl2 + CaI2 ? CaCl2 + I2

f) CaO + H2O ?

g) SO3 + H2O ?

16)

Al(Cl)3 + 3 H2

?

Mg3(PO4)2 + 3 H2 Zn(Ac)2 + H2

Ca(OH)2

H2SO4

a) Magnésio é mais reativo que cobre – simples troca b) Formação produto menos ionizado (H2S é ácido fraco) – dupla troca c) Formação de produto insolúvel e pouco dissociado (AgOH é base fraca) – dupla troca d) Formação de produto pouco ionizado (H2O) – dupla troca e) Formação de produto pouco ionizado (H2O) e de produto volátil (CO2) – dupla troca f) Cloro é mais reativo que bromo – simples troca

- 99 -

17) a) H2SO4 + 2 KOH ? K2SO4 + 2 H2O / H2SO4 + K2O ? K2SO4 + H2O / H2SO4 + 2 K ? K2SO4 + H2 b) CaO + H2O ? c) HCl + AgNO3

Ca(OH)2 ?

d) 2 K + MgCl2 ? e) S + O2 ?

/

AgCl + HNO3

/

2 KCl + Mg

SO2

/

Ca + 2 H2O ?

KCl + AgNO3 ?

/

h) C + O2 ?

Na2SO3 + 2 HCl ? 2 NaCl + H2O + SO2

2 H3PO3

CO2

i) N2 + 3 H2 ? 2 NH3 j) 2 H2O2 18)

?

AgCl + KNO3

Ca + Mg(NO3)2 ? Ca(NO3)2 + Mg

f) 2 NaOH + H2CrO4 ? Na2CrO4 + 2 H2O / g) P2O3 + 3 H2O ?

Ca(OH)2 + H2

/

Na2O + CrO3 ? Na2CrO4

Na2HPO3 + 2 HCl ? 2 NaCl + H3PO3

/

CaCO3 + 2 HCl ? CaCl2 + H2O + CO2

/

NH4Cl + NaOH ?

2 H 2O + O 2

/

H2O ?

NaCl + NH3 + H2O

H2 + ½ O 2

a) Ocorre, potássio é mais reativo que sódio. b) Não ocorre, cobre é menos reativo que zinco. c) Ocorre, há formação de produto insolúvel e pouco dissociado (Al(OH)3 é uma base fraca). d) Não ocorre, H2CO3 é instável e mais fraco que HNO3. e) Ocorre, flúor mais reativo que bromo. f) Não ocorre, platina menos reativa que hidrogênio

19) e 20) a) 2 Ca + O2

2 CaO

c) 2 KClO3

b) 2H2O

2 KCl + 3 O2

e) Cl2 + 2 B r–

d) H2 + Cl2

2 Cl – + Br2

f) CaCO3

2 H2 + O 2 2 HCl CaO + CO2

21) a) Zn + 2 HNO3

?

Zn(NO3)2 + H2

–

zinco mais reativo que hidrogênio

b) 3 Na + FeCl3

?

3 NaCl + Fe

–

sódio mais reativo que ferro

c) Cl2 + 2 KBr ?2 KCl + Br2 d) 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 e) 2 HCl + Ba(OH)2

?

f) 3 KOH + Cr(NO3)3 ?

?

Ca3(PO4)2 + 6 H2O

BaCl2 + 2H2O

Al2(SO4)3 + 6 HCN ?

– formação de produto insolúvel

– formação de produto pouco ionizado (H2O)

3 KNO3 + Cr(OH)3

g) 3 H2SO4 + 2 Al(CN)3 ? h) 3 Na2S + 2 Fe(NO3)3

– cloro mais reativo que bromo

– formação de produto insolúvel e pouco dissociado – formação de ácido fraco e volátil (HCN)

6 NaNO3 + Fe2S3

– formação de produto insolúvel

22) a) Não ocorre, cloro menos reativo que flúor . b) Ca + 2 HCl

?

CaCl2 + H2 ,ocorre porque cálcio é mais reativo que hidrogênio.

- 100 -

c) Não ocorre, haveria formação de ácido mais forte e fixo. d) Na + AgNO3

? NaNO3 + Ag , ocorre porque sódio é mais reativo que prata.

e) A reação não ocorre pois todos os sais são solúveis. f) HBr + NaCN

?

NaBr + HCN, ocorre pois há formação de ácido fraco e volátil.

g) BaCl2 + H2SO4 ? BaSO4 + 2 HCl, ocorre pois há formação de precipitado e de ácido volátil h) NH4Cl + KOH

? KCl + NH3 + H2O, ocorre pois há formação de base fraca e volátil

23) 2 NH3 + H2SO4

? (NH4)2SO4

24) H2SO4 + 2 NaHCO3 ? Na2SO4 + 2 H2O + 2 CO2 ; O gás carbônico (CO2) é a substância responsável pela extinção do fogo.

25) b 26) a) I) Na2O + H2O ? 2 NaOH II) 2 NaOH + H2SO4 III) Na2SO4 + BaCl2

? ?

Na2SO4 + 2 H2O BaSO4 + 2 NaCl

b) Cloreto de sódio- NaCl 27) a) Fe(NO3)3 + 3 NaCN ? Fe(CN)3 + 3 NaNO3 c) CaO + SO2 28)

?

CaSO3

CuCO3 + 2 HAc ?

Cu(OH)2 + 2 HAc

29)

a) Cl2 + 2 KBr ?

b) Zn + 2 HNO3 ? d) 2H2O

?

Zn(NO3)2 + H2

2 H2 + O2

Cu(Ac)2 + H2O + CO2 Cu(Ac)2 + 2 H2O 2 KCl + Br2

b) Não, pois o que se pode visualizar é a coloração amarela da substância bromo (Br2) que foi produzida em ambos os casos. c) Cl2 + 2 Br –

?

2 Cl – + Br2

d) Bromo (Br2) e) Ao adicionarmos tetracloreto e agitarmos, o Br2 por ser apolar e tendo maior afinidade por ele do que pela água, transfere-se em grande parte para camada inferior (a de CCl4) onde possui uma coloração característica (laranja) e com isso a cor amarela existente na fase aquosa vai desaparecendo. Trata-se de uma mistura heterogênea onde há por parte de um dos componentes da mistura (Br2) maior afinidade por uma fase da mistura do que pela outra. f) ? H2O Fase aquosa: K+ , Cl – e algum Br2 ( que dá a ela a coloração amarelada) ? CCl4 Fase de CCl4: Br2 (que dá a ela a coloração laranja)

- 101 -

30) a) Sobre a placa de zinco forma-se um depósito de cobre metálico (Cu°) (que possui uma coloração avermelhada) e a placa vai ficando corroída pois o zinco, antes na forma de substância simples (Zn°), vai passando para a solução na forma de íon Zn2+. b) Na solução inicialmente azul devido aos íons Cu2+, vai havendo um descoramento, já que estes íons estão se transformando em cobre metálico (Cu°) que vai aderindo à placa de zinco e os íons que estão entrando na solução são os íons do zinco (Zn2+) que são incolores.

Equação molecular: Zn° + CuSO4 Equação iônica:

Zn° + Cu

2+

+ SO4

ZnSO4 + Cu° 2–

Zn2+ + SO42– + Cu°

O íon sulfato (SO42–) é espectador da reação.

31)

A + B2+

A2+ + B

A> B

D + B2+

não ocorre

D < B

C2+ + A

C >A

C +

A2+

Ceder elétrons: C

Receber elétrons:D+

- 102 -

ordem crescente: D < B < A < C

CAPÍTULO 7 REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO Muitas reações químicas são de oxi-redução, ou seja, ocorrem por transferência de elétrons de uma ou mais espécies químicas para outra(s).

A oxidação é uma transformação química na qual um átomo ou grupo de átomos perde elétrons ocasionando um aumento do número de oxidação. A redução por sua vez, se dá quando um átomo ou grupo de átomos ganha elétrons, ocasionando uma diminuição do número de oxidação.

Os processos de oxidação e redução são sempre simultâneos: o número total de mols de elétrons perdidos na oxidação deve ser igual ao número total de mols de elétrons recebidos na redução. Isto é comprovado pelo fato de que elétrons nunca são consumidos ou formados em reações químicas.

A e se reduz provoca a perda de elétrons em outra espécie, e sua conseqüente oxidação, sendo por isso chamada de agente oxidante ou, simplesmente, oxidante.

Inversamente, a se oxida e, perdendo elétrons, obriga outra espécie a reduzir-se sendo, por isso, chamada de agente redutor ou redutor

BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO Já estudamos algumas reações de oxi-redução: as de deslocamento, algumas de síntese e algumas de decomposição, de fácil balanceamento, não necessitando de nenhum método especial para que o equilíbrio dos átomos fosse feito. Existem, porém, reações de oxi-redução que não se enquadram nos tipos de reações já estudados e que, devido ao número maior de reagentes e produtos presentes em suas equações, balanceá-las nem sempre é uma tarefa fácil. Neste caso é necessário utilizar-se um método que facilite a determinação dos coeficientes da reação.

.

Em geral, nas reações de oxi-redução o método das “tentativas” não é prático. Por isso, o processo mais utilizado consiste em determinar a proporção entre oxidante e redutor e, depois, continuar o balanceamento por tentativas.

Esta proporção entre oxidante e redutor pode ser determinada por dois métodos: método de oxi-redução e método do íon-elétron.

O método de oxi-redução é mais utilizado em equações moleculares; já o método do íon-elétron é mais adequado ao equilíbrio de equações iônicas ou de processos onde haja mais de uma oxidação ou redução.

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MÉTODO D E OXI-REDUÇÃO 1.º Passo : Procurar todos os elementos que sofrem oxi-redução e determinar seus números de oxidação antes e depois da reação.

2.º Passo : Calcular o total de elétrons perdidos e recebidos pelos elementos que sofrem oxidação e redução, respectivamente ( variação total = ). Isso é feito multiplicando a variação do nox pela maior atomicidade com que o elemento aparece na equação. = [variação do nox do elemento] x [ (maior) n.º de átomos do elemento na equação]

3.º Passo : O total de elétrons perdidos será invertido (“cruzado”) com o total de elétrons recebidos ou seja, o oxidante será o coeficiente do redutor e vice-versa.

do

4.º Passo : Escolha do membro da equação em que o total de elétrons perdidos ou recebidos (coeficientes da equação) será colocado.

5.º Passo : Após determinarmos os coeficientes iniciais, a seqüência será feita por tentativas.

Primeiro exemplo

Balancear a equação:

P + HNO3 + H2O ?

H3PO4 + NO

1º Passo :

+5 Redução : cada N ganha 3 e +2 P + HNO3 + H2O

H3PO4 +

?

0

NO

+5

Oxidação : cada P perde 5 e 2º Passo:

=5.1= 5

= 3 . 1= 3

P + HNO3 + H2O ? H3PO4 + NO 3º e 4º Passos :

=5

= 3

3 P + 5 HNO3 + H2O

?

- 104 -

H3PO4 + NO

Poderíamos ter efetuado as etapas (2) e (3) no 2.º membro, com o H3PO4 e NO; no caso, isso seria indiferente, já que atomicidade é a mesma nos dois membros e ambos não repetem seus nox.

5º Passo :

3 P + 5 HNO3 + H2O

3 H3PO4 + 5 NO

?

Contamos 3 P Contamos 5 N

Por fim falta acertar o coeficiente do H2O, o que pode ser feito pela contagem dos átomos de hidrogênio ou de oxigênio:

3 P + 5 HNO3 + 2 H2O

3 H3PO4 + 5 NO

?

Segundo exemplo : Balancear a equação : K2Cr2O7 + Na2C2O4 + H2SO4 ? K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O + CO2

+3

Oxidação: cada C perde 1 e

K2Cr2O7 + Na2C2O4 + H2SO4

?

+4

K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O + CO2

+6

+3 Redução: cada Cr recebe 3 e

Oxidação: cada C perde 1 e

+3

+4 Total perdido (

)

1.2 = 2e

2 K2Cr2O7 + 6 Na2C2O4 + H2SO4 ? K2SO4 +Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O + CO2 Redução : cada Cr ganha 3 e –

+6

+3 Total ganho ( )

3.2= 6e

O coeficiente 2 foi dado ao K2Cr2O7 porque o nox = +6 do Cr não se repete e também porque o Cr no K2Cr2O7 apresenta maior atomicidade.

O coeficiente 6 foi dado ao Na2C2O4 porque o nox = +3 do C não se repete e também porque o C no Na2C2O4 apresenta maior atomicidade.

Podemos simplificar os coeficientes 2 e 6 , passando a usar 1 e 3 . O coeficiente 1 não precisa ser escrito; em equações longas, contudo, é bom escrevê-lo para lembrar que ele já foi acertado.

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5º Passo : Contamos 2 K e 2 Cr

1 K2Cr2O7 + 3 Na2C2O4 + H2SO4 ? 1K2SO4 +1Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + H2O + 6CO2 Contamos 6 Na e 6 C

Estão faltando apenas os coeficientes H2SO4 no 1.º membro e H2O no 2.º membro. Contando-se os radicais SO42 no 2.º membro, encontramos 7; temos então :

1 K2Cr2O7 + 3 Na2C2O4 + 7H2SO4

?

1K2SO4 +1Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + H2O+ 6CO2

Finalmente, acertamos o coeficiente do H2O no 2.º membro, contando os átomos de hidrogênio (ou oxigênio) no 1.º membro :

1K2Cr2O7 + 3Na2C2O4 +7H2SO4

?

1K2SO4 +1Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 +7H2O +6CO2

Balancear a equação :

MnO2 + HCl

?

MnCl2 + H2O + Cl2

1º Passo : -1

Oxidação: cada Cl perde 1 e –

MnO2 + HCl

0

MnCl2 + H2O + Cl2

?

+4

+2 -1 Redução: cada Mn recebe 2 e–

2º Passo : =2.1= 2

MnO2 + HCl

?

=1.2= 2

MnCl2 + H2O + Cl2

3º e 4º Passos : = 2

MnO2 + HCl

?

= 2

2 MnCl2 + H2O + 2 Cl2

O coeficiente 2 poderia ter sido colocado tanto no 1.ºmembro (MnO2) como no 2.º membro (MnCl2) da equação já que não há manutenção do nox e a atomicidade é a mesma nos dois casos.

O coeficiente 2 foi dado ao Cl2 porque o nox = - 1 do Cl não se repete e também porque o Cl no Cl2 apresenta maior atomicidade.

Podemos prosseguir com os coeficientes 2 MnCl2 e 2 Cl2, ou podemos simplificar para 1 MnCl2 e 1 Cl2.

- 106 -

5º Passo: Contamos

1 MnO2 + 4 HCl

?

2 + 2 = 4 Cl

1 MnCl2 + H2O + 1 Cl2

Contamos 1 Mn

Finalmente, acertamos o coeficiente do H2O no 2º membro, contando os átomos de H ou de O, no 1.º membro :

1 MnO2 + 4 HCl

? 1 MnCl2 + 2 H2O + 1 Cl2

Quarto exemplo : Balancear a equação : KMnO4 + H2O2 + H2SO4 ?

K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2

1º Passo : –1

Oxidação: cada O perde 1 e–

0

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 ? K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2 +7

+2 Redução: cada Mn ganha 5 e–

O H2O2 pode atuar tanto como oxidante como redutor; neste caso, porém, só pode estar sofrendo oxidação, uma vez que o KMnO4 está sofrendo redução.

2º Passo: =5.1= 5

=1.2= 2

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 ?

K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2

3º e 4º Passos: = 5

= 2

2 KMnO4 + 5 H2O2 + H2SO4 ? K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2 O coeficiente 2 foi dado ao KmnO4 porque o nox = +7 do manganês não se repete. Poderia ter sido colocado no MnSO4 pela mesma razão, já que ambos possuem a mesma atomicidade.

O coeficiente 5 foi dado ao H2O2. Poderia ter sido colocado no O2, já que H2O2 e O2 possuem o mesmo coeficiente.

- 107 -

5º Passo :

2 KMnO4 + 5 H2O2 + H2SO4

1 K2SO4 + 2 MnSO4 + H2O + O2

Contamos 2 K e 2 Mn

a seguir :

2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4

1 K2SO4 + 2 MnSO4 + H2O + O2

Contamos 1 + 2 = 3 SO42– a seguir :

2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4

1 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8H2O + O2

Contamos 10 + 6 = 16 H

Finalmente:

2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4

1 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 5O2

Contamos 8 + 10 = 18 e descontamos 8, dando 10 átomos de oxigênio

2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4

?

1 K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2

Quinto exemplo : Balancear a equação : Cl2 + NaOH ? NaCl + NaClO3 + H2O 1º Passo : 0

Oxidação : cada Cl perde 5 e–

Cl2 + NaOH

?

+5

NaCl + NaClO3 + H2O

0

-1 Redução: cada Cl ganha 1 e –

Nesse caso, ocorre um tipo de reação chamada de auto oxi-redução, onde um mesmo elemento químico em parte se oxida e em parte se reduz.

2º Passo :

=1.1= 1

Cl2 + NaOH

=5.1= 5

? NaCl + NaClO3 + H2O Evidentemente, nesse caso, os cálculos de só podem ser feitos no 2.º membro da equação.

- 108 -

3º e 4º Passos: = 1

Cl2 + NaOH

= 5

5 NaCl + 1 NaClO3 + H2O

?

5º Passo: Contamos 5 + 1 = 6 N a

3Cl2 + 6 NaOH

5 NaCl + 1 NaClO3 + H2O

?

Contamos 5 + 1 = 6 Cl

Por fim falta acertar o coeficiente do H2O, o que pode ser feito pela contagem dos átomos de hidrogênio ou de oxigênio:

3 Cl2 + 6 NaOH

?

5 NaCl + 1 NaClO3 + 3 H2O

EXERCÍCIOS Acertar os coeficientes das equações abaixo pelo método de oxi-redução, indicando os agentes oxidante e redutor: 1) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 ? K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O 2) MnO2 + NaI + H2SO4 ?

Na2SO4 + MnSO4 + H2O + I2

3) Bi2O3 + NaClO + NaOH ? NaBiO3 + NaCl + H2O 4) KMnO4 + HCl ?

KCl + MnCl2 + H2O + Cl2

5) Hg + HNO3 ?

Hg(NO3)2 + H2O + NO

6) Hg + HNO3 ?

Hg(NO3)2 + H2O + NO2

7) CuS + HNO3

?

Cu(NO3)2 + S + NO + H2O ? ?

10) HIO3 + HI ?

I 2 + H 2O

11) KClO3 + H2SO4 ?

12) C + HNO3 ?

HClO4 + ClO2 + K2SO4 +

CO2 + NO2 + H2O

13) KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 ?

14) Cu + HNO3

H 2O

?

K2SO4 + MnSO4 + H2 + CO2

Cu(NO3)2 + NO + H2O

- 109 -

15) Cu + HNO3

?

Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

16) HgS + HNO3

?

Hg(NO3)2 + S + NO + H2O

17) MnO2 + HBr

?

MnBr2 + Br2 + H2O

18) NaBiO3 + H2O2 + H2SO4 ?

19) Br2 + NaOH ?

Na2SO4 + Bi2(SO4)3 + H2O + O2

NaBr + NaBrO3 + H2O

20) Hg2(NO3)2 + H2S ?

HNO3 + HgS + Hg

RESPOSTAS 1) 2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 ?

Agente oxidante: KMnO4

Agente redutor: FeSO4

2) MnO2 + 2 NaI + 2 H2SO4 ?

Agente oxidante: MnO2 3)

Na2SO4 + MnSO4 + 2 H2O + I2

Agente redutor: NaI

Bi2O3 + 2 NaClO + 2 NaOH ?

Agente oxidante: NaClO 4)

2 KMnO4 + 16 HCl

Agente oxidante: KMnO4 5) 3 Hg + 8 HNO3?

K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 8 H2O

2 NaBiO3 + 2 NaCl + H2O

Agente redutor: Bi2O3 ?

2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2

Agente redutor : HCl

3 Hg(NO3)2 + 4 H2O + 2 NO

Agente oxidante: HNO3 6) Hg + 4 HNO3 ?

Agente redutor:

Hg

Hg(NO3)2 + 2 H2O + 2 NO2

Agente oxidante: HNO3 7) 3 CuS + 8 HNO3 ?

Agente redutor:

Hg

3 Cu(NO3)2 + 3 S + 2 NO + 4 H2O

Agente oxidante: HNO3

Agente redutor: CuS ?

Agente oxidante: K2Cr2O7

Agente redutor: ?

H2O2

Agente oxidante: H2O2

Agente redutor:

CrCl3

10)

HIO3 + 5 HI ? 3 I2 + 3 H2O

Agente oxidante: HIO3

Agente redutor: HI

11) 6 KClO3 + 2 H2SO4 ?

Agente oxidante: KClO3 12)

2 KClO4 + 4 ClO2 + 2 K2SO4 + 2 H2O Agente redutor:

KClO3

C + 4 HNO3 ? CO2 + 4 NO2 + 2 H2O

Agente oxidante: HNO3

Agente redutor:

13) 2 KMnO4 + 5 H2C2O4 + 3 H2SO4 ? K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 10 CO2 Agente oxidante: KMnO4

Agente redutor: H2C2O4

14) 3 Cu + 8 HNO3 ? 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O Agente oxidante: HNO3 15) Cu + 4 HNO3

?

Agente oxidante: HNO3

Agente redutor: Cu Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O Agente redutor: Cu

- 110 -

16) 3 HgS + 8 HNO3 ?

3 Hg(NO3)2 + 3 S + 2 NO + 4 H2O

Agente oxidante: HNO3 17) MnO2 + 4 HBr

Agente redutor: HgS

?

MnBr2 + Br2 + 2 H2O

Agente oxidante: MnO2

Agente redutor: HBr

18) 2 NaBiO3 + 2 H2O2 + 4 H2SO4? Na2SO4 + Bi2(SO4)3 + 6 H2O + 2 O2 Agente oxidante: NaBiO3 19) 3 Br2 + 6 NaOH

Agente redutor:

?

H2O2

5 NaBr + NaBrO3 + 3 H2O

Agente oxidante e redutor: equação molecular – Br2 20) Hg2(NO3)2 + H2S ?

2 HNO3 + HgS + Hg

Agente oxidante e redutor: equação molecular – Hg2(NO3)2

Equações iônicas Ao escrever equações de oxi-redução, deve-se tomar cuidado de escrever fórmulas somente para compostos ou íons que possuem existência química verdadeira, como MnO2, H3AsO3, HSO42 . Mesmo em 4+ 3+ 5+ solução, não existem espécies Mn , As e As .

Quando se usa a convenção iônica para escrever fórmulas, observam-se as seguintes regras: As substâncias iônicas são escritas na forma iônica somente se os íons estiverem separados uns dos outros no meio em que ocorre a reação. Por exemplo, se o sal estiver sólido deve ser representado pelo íonfórmula. Ácidos fortes devem ser escritos na forma iônica, mas os ácidos fracos são sempre escritos na forma molecular.

Bases fortes devem ser escritas na forma iônica e bases fracas, que são insolúveis, na forma “molecular”, assim como o hidróxido de amônio, que é fraca, apesar de ser solúvel. Íons complexos devem ser escritos na sua forma complexa inteira. Ex: [Fe(CN)6]3-, [Cu(NH3)4]2+ , [Ag(CN)2] Baseado nas regras citada, escreveremos equações iônicas sem os seus íons espectadores. Ao invés de escrevermos: 3 H2S + 8 HCl + K2Cr2O7

?

3 S + 2 CrCl3 + 7 H2O

apresentaremos a equação apenas com os íons que realmente dela participam. +

3 H2S + 8 H + Cr2O72

?

3 S + 2 Cr

3+

+ 7 H 2O

Neste caso o enxofre variou seu número de oxidação de – 2 para 0, oxidando-se e o cromo de +6 para +3, reduzindo-se.

Outro exemplo: Misturando-se solução de KMnO4 (permanganato de potássio) com solução de KI (iodeto de potássio) em presença de H2SO4, obtém-se: 2 KMnO4 + 10 KI + 8 H2SO4 2 MnO4 + 10 I +7

1

+ 16 H

+

? ?

6 K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 I2 + 8 H2O 2 Mn

2+

+ 5 I 2 + 8 H 2O

+2

zero

Verifica-se que o manganês do permanganato passou a Mn2+, tendo seu nox variado de +7 a +2: o manganês reduziu-se. Por outro lado, o I – passou a I2 e, por isso, seu nox variou de –1 a zero: o iodo oxidou-se.

- 111 -

A reação de oxi-redução em questão pode ser desdobrada em duas etapas, chamadas de semi-reações, assim caracterizadas: 2 MnO4 + 16 H+ + 10 e

?

10 I

?

2 Mn2+ + 8 H2O (semi-reação de redução) 5 I2 + 10 e

(semi-reação de oxidação)

EXERCÍCIOS 1) Na reação: Ag2O + H2O2

?

2Ag + H2O + O2, a água oxigenada é oxidante ou redutora ? Explique.

2) Caracterize o oxidante e o redutor em cada uma das reações que se seguem: +

+

?

2 Fe3 + 2 H2O

+ 2 H+

?

I 2 + H 2O

a) H2O2 + Fe2 + 2 H b) H2O2 + 2 I

c) 4 H2O2 + PbS ?

+

PbSO4 + 4 H2O +

+

d) 2 MnO4 + 5 H2O2 + 6 H ? 2 Mn2 + 8 H2O + 5 O2 e) 3 Ag + NO3 + 4H

+

+

?

3 Ag + NO + 2 H2O

3) Escreva as equações das reações abaixo na forma iônica, excluindo os íons espectadores, apresentando as espécies na forma em que elas se apresentam em solução aquosa: a) CrO3 + 2 NaOH ?

Na2CrO4 + H2O

b) Mg + ZnSO4

Zn + MgSO4

?

c) 2 Ag + 4 NaCN + H2O + 1/2 O2

?

2 Na[Ag(CN)2] + 2 NaOH

d) Hg2(NO3)2 + H2S

?

2 HNO3 + HgS + Hg

e) Cu + 8 HNO3 ?

2 NO + 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O

RESPOSTAS 1) É redutora pois oxida-se (passa de –1 a zero), perdendo elétrons que reduzem a prata de +1 a zero.

2)

+

a) H2O2 - oxidante ; Fe2 - redutor

b) H2O2 – oxidante ;

c) H2O2 – oxidante ; PbS - redutor

d) MnO4 - oxidante ; H2O2 - redutor

e) Ag - redutor ; NO3 - oxidante 3) a) CrO3 + 2OH –

?

b) Mg + Zn2+ ?

CrO42– + H2O Zn + Mg2+

c) 2 Ag + 4 CN– + H2O + ½ O2 ? d) Hg22+ + H2S ?

2[Ag(CN)2] – + 2OH–

2H+ + HgS + Hg

e) Cu + 8 H+ + 2NO3–

?

2 NO + 3 Cu2+ + 4 H2O

- 112 -

I

- redutor

MÉTODO DO ÍON-ELÉTRON Este método é o que melhor permite balancear equações iônicas abreviadas de reações de oxi-redução.

Por ele é possível balancear uma equação tendo apenas o conhecimento das espécies que se oxidam e se reduzem e do meio no qual ocorre a reação (ácido ou básico). Não é necessário o conhecimento da equação global da reação.

Abaixo são representadas as regras gerais deste método, que não devem ser encaradas de maneira rígida.

Existem variações destas regras. O mais importante é a compreensão da idéia geral do método a fim de que ele possa ser utilizado corretamente.

São elas: Escreva um arcabouço da equação que especifique as espécies que contêm os elementos que sofrem variação de nox.

Escreva um arcabouço da equação parcial para a espécie que se reduz, fazendo o Denominado equilíbrio de átomos Acrescente os elétrons que correspondem à variação de nox do elemento, atentando para o fato de que elétron possui carga negativa. Denominado equilíbrio de elétrons Proceda ao equilíbrio das cargas na equação (referentes aos elétrons e íons) acrescentando H+ (se o meio for ácido) ou OH (se o meio for básico), no membro da equação (reagente ou produto) em que estes forem necessários.

Denominado equilíbrio de cargas Proceda ao balanceamento da massa na equação (átomos de hidrogênio e oxigênio que ainda não estão equilibrados) acrescentando H2O no membro em que ela for necessária (pode ser feito tanto no reagente como no produto).

Denominado equilíbrio de massa Repita esse procedimento todo para a espécie que se oxida.

Se houver mais de uma semi-equação de redução, proceda ao somatório de todas elas. Efetue o mesmo procedimento com as de oxidação.

Multiplique cada equação parcial assim obtida por um número escolhido de tal modo que o número total de elétrons perdidos seja igual ao número total de elétrons ganhos.

Some as duas equações parciais que resultam das multiplicações.

Na equação global obtida, cancele todos os termos comuns aos dois membros.

Confira o balanceamento de massa e de carga, se não estiver correto, refaça todo o balanceamento passo a passo.

Exemplos: 1) Equação iônica : I2 + H2S

H+ + I –1 + S

?

Equação parcial da espécie que se reduz : I2 Equilíbrio de átomos: I2

?

Equilíbrio de elétrons: I2 + 2 e–

?

I –1

2 I –1 ?

2 I –1

Equilíbrio de carga (meio ácido): a carga já está equilibrada ( - 2 (relativo aos e–) = - 2 ( relativo a 2 íons I–) Equilíbrio de massa: a massa já está equilibrada (2 átomos de iodo antes e depois da reação) Equação parcial da espécie que se oxida: H2S ?

- 113 -

S

Equilíbrio de átomos: já está equilibrada (onde há variação de nox ! neste caso, o enxofre) Equilíbrio de elétrons: H2S

S + 2 e–

?

Equilíbrio de carga (meio ácido): H2S

S + 2 e– + 2 H+

?

Equilíbrio de massa: já está equilibrada (2 átomos de H antes = 2 átomos de H depois) Observação : O número de elétrons perdidos já é igual ao número de elétrons ganhos.

Somando as equações :

+

I 2 + 2 e–

?

2 I –1

H2S

?

S + 2 e– + 2 H +

?

(Equação já equilibrada)

2) Equação iônica : MnO4– + C2O42–

MnO2 + CO32– (em meio alcalino)

?

Equação parcial da espécie que se reduz: MnO4–

?

MnO2

Equilíbrio de átomos: já está equilibrada (onde há variação de nox ! Mn) Equilíbrio de elétrons: MnO4– + 3 e– ?

MnO2

Equilíbrio de carga (meio alcalino) : MnO4– + 3 e– ?

Equilíbrio de massa: MnO4– + 3 e– + 2 H2O ?

MnO2 + 4 OH–

MnO2 + 4 OH–

Equação parcial da espécie que se oxida : C2O42– C2O42–

?

2 CO32–

Equilíbrio de elétrons: C2O42–

?

2 CO32– + 2 e–

Equilíbrio de átomos:

Equilíbrio de carga (meio alcalino): C2O42– + 4 OH– Equilíbrio de massa: C2O42– + 4 OH–

?

?

CO32–

2 CO32– + 2 e–

?

2 CO32– + 2 e– + 2 H2O

Igualando o nº de elétrons perdidos e ganhos: –

MnO4 + 3 e– + 2 H2O C2O42– + 4 OH–

MnO2 + 4 OH–

?

(x2)

2 CO32– + 2 e– + 2 H2O ( x 3 )

?

Somando as equações: 2 MnO4– + 6 e– + 4 H2O +

3 C2O42– + 12 OH–

?

2 MnO2 + 8 OH–

?

6 CO32– + 6 e– + 6 H2O ?

2 MnO

- 12

(Equação já equilibrada) - 12

- 114 -

3) Equação iônica : I – + H2O2

?

I2 + H2O (em meio ácido)

Equação parcial da espécie que se reduz: H2O2 Equilíbrio de átomos: H2O2

?

?

H2O

2 H2O (onde há variação de nox ! O)

Equilíbrio de elétrons: H2O2 + 2 e– ?

2 H 2O

Equilíbrio de carga (meio ácido): 2 H+ + H2O2 + 2 e– ?

2 H 2O

Equilíbrio de massa: já está equilibrada Equação parcial da espécie que se oxida : I – Equilíbrio de átomos: 2 I –

?

I2

Equilíbrio de elétrons: 2 I –

?

I 2 + 2 e–

?

I2

Equilíbrio de carga (meio ácido): já está equilibrada Equilíbrio de massa: já está equilibrada Observação: O número de elétrons perdidos já é igual ao número de elétrons ganhos.

Somando as equações : 2I– +

I 2 + 2 e–

?

2 H+ + H2O2 + 2 e–

?

2 H 2O

?

-

(Equação já equilibrada)

EXERCÍCIOS Ajustar os coeficientes das equações pelo método do íon-elétron, indicando os agentes oxidante e redutor. a) Cu + NO3– ? Cu2+ + NO

(meio ácido)

b) Zn + NO3– ? Zn2+ + NH4+ (meio ácido) c) Cr + H+ ?

Cr3+ + H2

(meio ácido)

d) MnO2 + Br – ?

Br2 + Mn 2+

e) IO3 – + HSO3– ?

I

f) ClO3 – + N2H4 ?

NO3 – + Cl – ( meio básico)

–

g) MnO4 – + OH – ? h) ClO2 + OH –

(meio ácido)

MnO4 2– + O2 + H2O ClO3 – + ClO2 – + H2O

?

i) Zn + NO3 – ?

+ SO4 2–

(meio ácido)

Zn(OH)4 2– + NH3 (meio básico)

j) I – + NO2 – + H + l) Cl2 + H2O + SO2

? ?

I2 + NO + H2O SO4 2– + Cl – + H +

- 115 -

m) Cr2O7 2– + SO3 2– + H + ? n) MnO4 + SO32 + H +

Cr 3+ + SO4 2– + H2O Mn2+ + SO42– + H2O

?

o) Co2+ + BrO – + H+ ?

Co3+ + Br2 + H2O

p) Zn + AsO43 + H+

?

Zn2+ + AsH3 + H2O

q) Cr3+ + MnO2 + OH

?

CrO42 + Mn2+ + H2O

r) Bi3+ + SnO22 + OH

SnO32 + H2O + Bi

?

s) Cr2O72 + H2C2O4 + H+ ? t) Cr(OH)3 + IO3 + OH

Cr3+ + CO2 + H2O ?

CrO42- + I

+ H 2O

RESPOSTAS a) 3 Cu + 2NO3– + 8H + ? oxidante : NO3– b) 4 Zn + NO3– + 10H + oxidante: NO3– c) 2Cr + 6H+ ? oxidante: H+

3Cu2+ + 2NO + 4H2O redutor : Cu ?

4 Zn2+ + NH4+ +3 H2O redutor : Zn

3+ 2Cr + 3H2 redutor: Cr

d) MnO2 + 2Br – + 4 H + ? oxidante: MnO2 e) IO3 – + 3HSO3– ? oxidante: IO3 –

o) 2Co2+ + 2BrO– + 4H+? 2Co3+ +1Br2 + 2H2O oxidante :BrO– redutor: Co2+

2+ Br + 2 H 2O 2 + Mn redutor: Br –

p) 4Zn + 1AsO43 + 11H+ ? 4Zn2+ + 1AsH3 + 4H2O oxidante :AsO43– redutor: Zn

I – + 3SO4 2– + 3H + redutor: HSO3–

f) 14ClO3– + 6N2H4 +12OH–? 12NO3– +14Cl– +18H2O oxidante:ClO3– redutor: N2H4 g) 4MnO4 – + OH – ? oxidante:MnO4–

4MnO4 2– + O2 + 2H2O redutor: OH–

h) 2ClO2 + 2OH – ? oxidante:ClO2

ClO3 – + ClO2 – + H2O redutor: ClO2

i) 4Zn + NO3 – +7OH- + 6H2O ? 4 Zn(OH)4 2– + NH3 oxidante :NO3– redutor: I – j) 2I – + 2NO2 – + 4H + ? oxidante :NO2–

I2 + 2NO + 2H2O redutor :I –

l) Cl2 + 2H2O + SO2 oxidante :Cl2

SO4 2– + 2Cl – + 4H + redutor: SO2

?

n) 2MnO4 + 5SO32– + 6H +? 2Mn2+ + 5SO42– + 3H2O oxidante :MnO4– redutor: SO32–

3+ m) Cr2O7 2– + 3SO3 2– + 8H +? 2Cr +3SO4 2– 4H2O 2– oxidante :Cr2O7 redutor: SO32–

- 116 -

q) 2Cr3+ + 3MnO2 + 3Mn2+ + 2H2O oxidante :MnO2

? 2CrO42

4OH

r) 2Bi3+ + 3SnO22- + 6OH 3H2O + 2Bi oxidante :Bi3+

+

redutor: Cr3+ ?

3SnO32

+

redutor: SnO22–

s) 1Cr2O72 + 3H2C2O4 + 8H+ ?

2Cr3+ + 6CO2 + 7H2O oxidante :Cr2O72– redutor: H2C2O4 t) 2Cr(OH)3 + 1IO3 + 4OH ? 2CrO42 + 1I + 5H2O oxidante :IO3– redutor: Cr(OH)3

CAPÍTULO 8 GRANDEZAS E UNIDADES Chamamos de grandezas os conceitos utilizados para descrever os fenômenos que pretendemos investigar, sempre com o objetivo de estabelecer as leis que os regem. A propriedade fundamental de uma grandeza é sua capacidade de ser medida. O comprimento, o tempo e a força são grandezas físicas, pois há aparelhos capazes de medi-las.

Medir uma grandeza consiste em compará-la com outra grandeza padrão que se toma como unidade. O resultado dessa operação é uma quantidade; isto é, um número seguido da unidade utilizada, por exemplo: 50 quilos (50 kg).

Naturalmente, você já se pesou inúmeras vezes. Entretanto, você nunca soube e não sabe o seu peso absoluto. Todas as vezes que você se pesou, simplesmente comparou seu peso com o peso de um outro corpo tomado como padrão. Quando a balança marca 50 kg para o seu peso, está indicando que você pesa 50 vezes mais que 1 kg, ou seja, que 50 é o seu peso relativo. O valor de uma grandeza será sempre igual ao produto de um valor numérico por uma unidade (no caso, kg):

m =

50

grandeza

x

valor numérico

kg unidade

O quilograma é uma unidade prática, mas não é adequada para medir a massa dos átomos. Para se ter idéia, apenas 1g de ferro contém em torno de de átomos. Logo, a melhor unidade para avaliar a massa dos átomos é outro átomo.

Massa Atômica A massa atômica (cujo símbolo é m a refere-se à massa do átomo de um dado elemento químico, quando comparado a um padrão, que é arbitrário, e convencionado como sendo Este padrão é conhecido como unidade de massa atômica e seu símbolo é u As natureza. É feita uma

são calculadas a partir da abundância de seus isótopos na .

Por exemplo, o elemento oxigênio é constituído por três isótopos e cada átomo de oxigênio apresenta uma determinada massa e contribui com certa porcentagem na formação do elemento, conforme a tabela a seguir:

Átomos

Massa Atômica

Abundância

Oxigênio 16

15,995 u

99,759 %

Oxigênio 17

16,999 u

0,037 %

Oxigênio 18

17,999 u

0,204 %

Assim sendo, a massa do elemento oxigênio será:

m a (O) = (15,995 x 99,759) + (16,999 x 0,037) + (17,999 x 0,204)

16 u

100

As tabelas periódicas contêm os valores das massas atômicas relativas (A r) de todos os elementos químicos (considerando-se a composição isotópica natural dos elementos).

- 117 -

A relação entre a massa atômica relativa (Ar, um nº adimensional) e a massa atômica (ma, expressa através da unidade de medida u) é: Assim, para cada elemento químico, o número que deve multiplicar a unidade u é aquele que se encontra nas tabelas periódicas.

Exemplos: Na

A r = 23

logo, ma (Na) = 23 u

Ca

A r = 40

logo, ma (Ca) = 40 u

Massa Molecular e Massa-Fórmula Refere-se à massa da entidade da qual uma substância é feita. No caso de substâncias moleculares (formadas por ligações covalentes), a massa é denominada massa molecular, no caso das substâncias iônicas é denominada massa-fórmula e, em ambos os casos, corresponde à soma das massas atômicas dos átomos que as compõem.

Exemplos: m(NH3)

= ma(N) + 3 ma(H) = 17 u (massa molecular)

m(CaO)

= ma(Ca) + ma(O) = 56 u (massa-fórmula)

Quantidade de Matéria Como visto anteriormente, mesmo massas pequenas das substâncias contém um número extremamente grande de átomos, moléculas ou agregados. Daí existir uma grandeza relacionada com o número de entidades elementares (átomos, íons, moléculas, etc.) presentes em uma determinada amostra de substância. Esta grandeza é denominada quantidade de matéria, seu símbolo é n e sua unidade é o mol Quando se utiliza a unidade mol, as entidades elementares devem ser especificadas, podendo ser átomos, moléculas, íons, etc.

Mol:

Constante de Avogadro Existe uma relação de proporcionalidade entre o número de entidades em uma amostra e sua quantidade de matéria. Daí pode-se afirmar que, para qualquer amostra de uma substância o seu número de entidades (N) é diretamente proporcional à sua quantidade de matéria (n): N n (quanto maior o número de entidades, maior o número de mols).

A constante de proporcionalidade que permite a passagem de quantidade de matéria para número de entidades, conhecida como constante de Avogadro (N A ) , nada mais é que o número de entidades por unidade de quantidade de matéria..

N = NA x n A constante de Avogadro tem seu valor medido experimentalmente e o valor mais recentemente obtido 23 e recomendado é 6,02214 x 10 mol 1 Então, para uma quantidade de matéria de 1 mol corresponderão, aproximadamente, 6,02 x 1023 entidades:

1 mol = 6,02 x 10 23 entidades

- 118 -

Exemplo: Qual o número de moléculas existentes em 4,50 mol de amônia (NH3 ) ?

N = NA x n

N = 6,02 x 10 23 mol

logo:

1

x 4,50 mol

N = 2,71 x 10 24 moléculas ou 6,02 x 10 23 moléculas

1 mol 4,50 mol

N

N = 2,71 x 10 24 moléculas

Relação entre a unidade de massa atômica e a unidade de massa Pela definição de mol, 1 mol de carbono 12 pesa 12g e pela definição de massa atômica, 1 átomo de carbono pesa 12 u.

1 mol corresponde a 6,02 x 1023 entidades, logo, 1 mol de carbono 12 contém 6,02 x 1023 átomos de carbono.

Relacionando: 6,02 x 1023 átomos

12g 12 u

1 átomo 1g = 6,02 x 10 23 u

12 g = 12 u x 6,02 x 1023

e 1 u = 1,66 x 10 -24 g

Exemplos: ma(H) = 1,0079 u = 1,6737 x 10 -24 g

ma(O) = 15,999 u = 2,6567 x 10 -23 g

Massa Molar Para qualquer amostra de substância, a sua massa (m) é diretamente proporcional à sua quantidade de matéria (n), isto é m n (quanto maior o número de mols, maior a massa).

A constante de proporcionalidade que permite a passagem da quantidade de matéria para massa, conhecida como massa molar, cujo símbolo é M, nada mais é do que a massa de uma substância por unidade de quantidade de matéria: m = M x n Por exemplo, as massas molares do dióxido de carbono e do hidróxido de sódio são M (CO2) = 44,0 g/mol e M (NaOH) = 40,0 g/mol, valores esses obtidos a partir dos valores das massas moleculares , substituindo-se a unidade pela unidade Assim, para se obter os valores das massas molares, basta substituir a unidade de massa atômica, u, pela unidade g/mol nos valores de massas atômicas ou moleculares ou, simplesmente, acrescentar a unidade g/mol aos respectivos valores de massas atômicas relativas ou de massas moleculares relativas.

Isto é possível porque o no de entidades em 1 mol é igual ao no de unidades de massa atômica em 1 g.

Exemplo: Cálcio (Ca) ? 1 g xg x=

40 g · u 6,02 x 1023 u

6,02 x 1023 u 40 u como 6,02 · 10 23 = 1 mol , chega-se a: x = 40 g/mol

- 119 -

Convém ressaltar que, em cálculos, a massa molar é a grandeza que necessita ser usada e não massas atômicas ou moleculares.

Qual a massa correspondente a 5,0 mol de ácido clorídrico (HCl) ?

HCl

massa molecular : ma (H) + ma (Cl) = 36,5 u massa molar (M): M (HCl) = 36,5 g/mol 1 mol

36,5 g

5,0 mol

m

m=

183 g

ou m =Mxn logo: m = 36,5 g/mol x 5,0 mol = 183g

Volume Molar de um Gás Segundo hipótese de Avogadro, volumes iguais de quaisquer gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, possuem o mesmo número de moléculas.

Partindo deste princípio, define-se volume molar como sendo o volume ocupado por 1mol de qualquer gás Em determinadas condições, denominadas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), o volume molar de qualquer gás é 22,4 L. As CNTP correspondem a uma temperatura de 0ºC (273 K) e uma pressão de 1 atmosfera.

T = 273 K

P = 1 atm

P = 1 atm

P = 1 atm

nHe = 1 mol ( 4,0 g )

nO2 = 1 mol ( 32,0 g )

nN2 = 1 mol ( 28,0 g )

VHe = 22,4 L

V(O2)= 22,4 L

V(N2) = 22,4 L

Assim, se tivermos, por exemplo, 2 mol de gás hidrogênio (H2) a 0ºC e 1 atm., teremos um volume de 2 x 22,4 L, ou seja, 44,8 L. Exemplo: Qual a quantidade de matéria e o número de moléculas existentes em 55,0L de amônia (NH3), nas CNTP? 1 mol

22,4 L

n

55,0 L N = 2,46 mol 6,02 x 10 23 moléculas

1 mol 2,46 mol

N

N = 1,48 x 10 24 moléculas

- 120 -

Resumo Unidade de massa atômica (u) : Massa atômica de um átomo (isótopo) :

u

Massa atômica de um elemento químico: Massa molecular de uma substância: u Massa molecular: Massa–fórmula: massa atômica massa molecular Quantidade de matéria (n): mol.

Constante de Avogadro (NA ): Massa molar (M):

g/mol

Volume molar: 22,4L

EXERCÍCIOS

1) Determine a massa molecular (ou massa-fórmula) e a massa molar: a) NaF

b) H2S

c) CO2

d) O2

e) FeCl2

f) NH4OH

2) Calcule a quantidade de matéria (no de mols) em: a) 20 g de H3PO4

b) 1,02 x 10 24 moléculas de C2H4

c) 9,7 g de HCl

d) 6,02 x 10 4 moléculas de H2O

3) Calcular as massas (em gramas) de: a) 5,0 mol de gás cloro (Cl2)

d) 2,5 mol de gás oxigênio (O2)

b) 3,0 mol de gás sulfídrico (H2S)

e) 2,5 mol de átomo de oxigênio (O)

c) 2,0 mol de gás carbônico (CO2)

f ) 0,60 mol de átomos de ferro (Fe)

4) Calcule o número de átomos (ou íons) em: a) 10,0 g de hélio b) 10,0 g de gás nitrogênio (N2) c) 16,0 g de óxido cúprico (CuO)

- 121 -

5) Calcule a massa, em gramas, de: a) 1 átomo de hélio

b) 1 molécula de N2

c) 1 agregado de NaCl

6) Nas CNTP, qual a quantidade de matéria (no de mols) e qual o no de moléculas de: a) 11,2 L de H2

c) 500 mL de CO2

e) 112 mL de NH3

b) 1,5 L de Cl2

d) 250 mL de F2

f ) 22,4 mL de HCN

7) Tem-se 44,8 L de CO2, nas CNTP. Pede-se: a) quantidade de matéria do gás

d) no de átomos de oxigênio

b) no de moléculas do gás

e) no total de átomos

c) no de átomos de carbono

f ) massa (em gramas) do gás

8) Sabendo-se que a massa atômica do elemento flúor é 19 u, calcule: a) a massa molar do gás flúor (F2); b) o no de moléculas em 3,80 g de F2; c) o no de átomos contidos na massa do item b; d) a massa em gramas de 1,2 x 10 24 moléculas de flúor; e) a quantidade de matéria (no de mols) de moléculas de F2 em 380 g; f ) o volume correspondente a 120 g de F2, nas CNTP; g) a massa em gramas correspondente a 80,0 L de F2 (nas CNTP); h) o no de moléculas em 250 L de F2 (nas CNTP).

9) O carbono ocorre na natureza como uma mistura de átomos dos quais 98,90% são 12 C e 1,10% são 13 C. a) Explique o significado das representações 12C e

13

C.

b) Com esses dados, calcule a massa atômica do carbono natural.

Dado: massas atômicas: 12 C = 12,000 u e 13 C = 13,003 u 10) Considerando que a taxa de glicose no sangue de um indivíduo é 90 mg em 100mL de sangue, e que o volume sangüíneo deste indivíduo é de 4,0 L, determine: a) o no de mols de glicose existentes nos 4,0 L de sangue; b) o no de moléculas de glicose existente nos 4,0 L; c) o no de total de átomos na glicose existente nos 4,0 L de sangue.

Dado: massa molecular da glicose (C6H12O6) = 180 g/mol 11) Na reação do óxido de enxofre com oxigênio para originar trióxido de enxofre, verifica-se que 64g de dióxido consomem 16g de oxigênio. a) Quais as massas de dióxido de enxofre e de oxigênio necessárias para que se obtenha 1,6g de trióxido de enxofre? b) Determine o no de mols correspondentes às massas encontradas no item a (dióxido de enxofre – SO2; oxigênio – O2 ) c) Determine o no de moléculas de trióxido de enxofre (SO3) obtidas. d) Considerando-se as CNTP, qual o volume de O2 necessário para se obter 320g de SO3? e) Se 96g de SO3 são produzidas, quais foram os volumes de SO2 e O2 usados (nas CNTP)?

- 122 -

12) 56 g de óxido de cálcio (CaO) reagem completamente com 44 g de gás carbônico (CO2), formando carbonato de cálcio (CaCO3). a) Qual a massa de óxido de cálcio necessária para se obter 25g de produto de reação? b) Qual o volume CO2 usado para se obter 250 g de CaCO3 ? Considere as CNTP. c) Se 89,6 L de CO2 forem usados, que massa de carbonato de cálcio será obtida, considerando as CNTP? 13) Considere um copo contendo 90 mL de água (d = 1 g/mL). Determine: a) no de mols de moléculas de água

d) no de átomos de hidrogênio

b) no de moléculas de água

e) no de átomos total

c) no de átomos de oxigênio 14) Um composto Al2(XO4)3 apresenta uma massa-fórmula igual a 342 u. Determine a massa atômica do elemento X. 15) Uma pessoa normal elimina por dia cerca de 30,0 g de uréia, pela urina. Quantos átomos de nitrogênio são eliminados diariamente através da urina?

Dado: M da uréia [CO(NH2)2] = 60,0 g/mol 16) A concentração de íons fluoreto em uma água de uso doméstico é de 5,0 x 10 –5mol/L. Se uma pessoa ingerir 3,0 L dessa água por dia, ao fim de um dia, qual a massa, em miligramas, de fluoreto que essa pessoa ingeriu?

17) De um cilindro contendo 640 mg de gás metano (CH4) foram retiradas 1,204 x 10 mols de CH4 restaram no cilindro?

21

moléculas. Quantos

18) A concentração normal do hormônio adrenalina (C9H13NO3) no plasma sangüíneo é de 6,0 x 10 Quantas moléculas de adrenalina estão contidas em 1L de plasma?

–8

g/L.

19) Um liga que contém 75% de ouro; 12,5% de prata e 12,5% de cobre (% em massa) pode ser chamada de ouro 18 K. Pergunta-se: a) Em 1,00 g dessa liga qual é a massa real de ouro? b) Nessa liga, existem mais átomos de prata ou de cobre?

20) O corpo humano apresenta em torno de 18% da sua massa em átomos de carbono. Como base nesse dado, qual o no de mols de átomos de carbono no corpo de um indivíduo que pesa 100 kg?

21) O Brasil produz, por ano, aproximadamente, 5,0 x 10 6 toneladas de ácido sulfúrico (H2SO4); 1,2 x 10 6 toneladas de amônia (NH3) e 1,0 x 10 6 toneladas de soda cáustica (NaOH). Transformando tonelada em mols, a ordem decrescente de produção dessas substâncias será ...

22) A região metropolitana de São Paulo tem cerca de 8.000 km2. Um automóvel emite, diariamente, cerca de 20 mol de CO. Supondo que esse gás se distribua uniformemente por toda a área metropolitana até uma altura de 10km, quantas moléculas de CO emitido por esse automóvel serão encontrados em 1m3 do ar metropolitano ?

23) Para evitar a propagação de doenças como a cólera, a água para beber é desinfetada pela adição de cloro (Cl2) à razão mínima de 0,20 mg/kg de água. Para obter essa água clorada, quantas moléculas de água são necessárias, aproximadamente, para cada molécula de cloro?

24) Uma das formas de medir o grau de intoxicação por mercúrio em seres humanos é a determinação de sua presença nos cabelos. A OMS estabeleceu que o nível máximo permissível, sem risco para a saúde, é de 50 ppm, ou seja, 5,0 x 10 5 g de mercúrio por grama de cabelo. Nesse sentido, a quantos átomos de mercúrio corresponde essa quantidade?

- 123 -

25) Considere um balão de aniversário contendo 2,3 L de ar seco. Aproximadamente 20% deste gás são constituídos por oxigênio (O2). Supondo que 1 mol de gás ocupa aproximadamente um volume de 23 L, a 25 ºC e 1 atm, o número aproximado de moléculas de oxigênio presentes no balão será : a) 1,2 x 1022 moléculas b) 6,0 x 1023 moléculas c) 0,46 moléculas d) 6,0 x 1022 moléculas e) 23 moléculas 26) Nas condições normais de temperatura e pressão uma pessoa em aspiração forçada pode encher o pulmão com 3 litros de ar. Nesta aspiração, que quantidade de matéria de nitrogênio e oxigênio entrou no pulmão?

Dado Composição volumétrica do ar : 71% N2 , 28 % O2 e 1% argônio 27) Não é apenas o clorofluorcarbono, um gás usado em aerossóis, aparelhos de refrigeração e plásticos, que afeta na Antártida a camada de ozônio que protege a Terra dos raios ultravioleta do Sol. Os cientistas identificaram recentemente mais dois poderosos inimigos do ozônio. São eles o clorofórmio de metila (CH3Cl3) e o tetracloreto de carbono (CCl4), usados na fabricação de tintas e graxas para a indústria automobilística e ainda como cola de tapete.

Com relação ao solvente tetracloreto de carbono citado no texto, e sabendo-se que as massas atômicas do carbono = 12 u e do cloro = 35,5 u, determine: a) Número de moléculas existentes em 300 g de solvente. b) Massa, em gramas, correspondente a 5,0 x 10 24 moléculas de CCl4 c) Quantidade de matéria em 20,0 g 28) Considere a constante de Avogadro igual a 6 x 10 23 entidades/mol . a) Determine a quantidade de matéria de CO2 existente em 88 g de gelo seco (CO2(s)). b) Determine o número de moléculas de CO2 nesta amostra. c) Determine o número de átomos de oxigênio nesta amostra 29) A densidade da água a 25ºC é 1,0 g/mL. Qual o número de átomos de hidrogênio contidos em uma gota de água, de volume 0,05 mL ? Considere a constante de Avogadro igual a 6 x 10 23 entidades/mol.

30) Um medicamento usado como antipirético e analgésico contém 90 mg de ácido acetilsalicílico (C9H8O4) por comprimido. Quantas moléculas dessa substância há em cada comprimido?

31) Responda: a) Qual a massa, em gramas, de 2,70 mol de mercúrio? b) Qual a massa, em gramas, de 9 x 10 23 átomos de iodo ? c) Qual a massa, em gramas de 1 átomo de polônio ?

32) Segundo dados da CETESB, deve ser decretado Estado de Emergência quando é atingida a concentração de 46 mg de monóxido de carbono (CO) por m3 de ar; nessa situação, são proibidas as atividades industriais e a circulação de veículos a gasolina. Se forem detectados 2,0 x 10–2 mol de CO por metro cúbico de ar, deverá ser decretado Estado de Emergência?

33) O isocianato de metila, H3C N C O, é um líquido volátil e tóxico. Tolera-se, no máximo, 5 · 10 5 g do seu vapor por metro cúbico de ar. Qual é o número aproximado de moléculas de isocianato de metila por metro cúbico de ar na condição de tolerância máxima?

Dado: massa molar do isocianato de metila = 57 g/mol 34) Se um dentista usou em seu trabalho 30 mg de amálgama de prata, cujo teor de prata é 72 % (em massa), qual o número de átomos de prata que seu cliente recebeu em sua arcada dentária ?

35) Ligas constituídas de platina e ródio, com diferentes composições são utilizadas como sensores de temperatura. Para 1,00 g de uma liga contendo apenas platina e ródio, na proporção de 10% em massa de ródio, calcule a massa e o número de átomos de platina.

- 124 -

36) A análise de um amálgama usado na restauração de dentes revelou a presença de 40% (em massa) de mercúrio; prata e estanho completam os 100% restantes. Um dentista que usa 1,0 g desse amálgama em cavidades dentárias de um cliente está, na realidade, usando quantos gramas de mercúrio? Quantos átomos de mercúrio estão sendo colocados nas cavidades dentárias?

37) O ferro é um elemento essencial na alimentação humana para formação de hemoglobina. Apenas 10 % do ferro do feijão são absorvidos pelo organismo humano. Supondo que em 100 g de feijão encontremos 0,2 % de ferro e que cada átomo de ferro formará uma molécula de hemoglobina, quantas moléculas de hemoglobina serão formadas?

38) No sangue de um adulto há aproximadamente 2,9 g de ferro, que estão contidos em 2,6 x 1013 glóbulos vermelhos. Calcule o número de átomos de ferro em cada glóbulo vermelho.

39) O mercúrio, na forma iônica, é tóxico porque inibe certas enzimas. Uma amostra de 50,0 g de atum de uma 7 grande remessa foi analisada, e constatou-se que tinha 2,1 x 10 mol de Hg2+. Considerando-se que os 4 alimentos com conteúdo de mercúrio acima de 5,0 x 10 g por quilograma de alimento não podem ser comercializados, demonstre se a remessa de atum deve ou não ser confiscada.

40) O chumbo é um metal tóxico que pode ser absorvido pelos seres humanos via gastrointestinal. Os encanamentos antigos eram feitos com canos de chumbo, o que causava um envenenamento lento das pessoas que os utilizavam. Supondo que a análise da água consumida por essas pessoas revelasse uma concentração de 8,5 x 10 – 4 g de chumbo / 100 mL de H2O : a) Qual a massa de chumbo, em miligramas, ingerida por uma pessoa ao beber um copo contendo 200 mL dessa água ? b) A que quantidade de matéria de chumbo corresponderia a massa calculada no item a?

41) Se cada um dos 26 estados brasileiros produzisse, anualmente, 4,6 milhões de toneladas de soja, o tempo necessário para produzir 1 mol de grãos de soja (admita o peso médio de um grão como sendo 1 g ) seria de : a) 1 mês b) 2,5 anos c) 1 século d) 2,5 séculos e) a idade provável do sistema solar (5 x 10 9 anos) 42) Linus Pauling, prêmio Nobel de Química e da Paz, faleceu recentemente aos 93 anos. Era um ferrenho defensor das propriedades terapêuticas da vitamina C. Ingeria diariamente 2,1 x 10 –2mol dessa vitamina.

Dose diária recomendada de vitamina C (C6H6O6) ....62 mg Quantas vezes, aproximadamente, a dose ingerida por Pauling é maior que a recomendada? a) 10 b) 60 c) 1,0 x 102 d) 1,0 x 103 e) 6,0 x 104 43) Tem-se uma amostra de 560 g de ferro metálico e outra de lítio metálico de mesma massa. Em qual amostra há maior número de átomos? Justifique.

44) Considere um cubo do metal alumínio e um cubo do metal ouro, ambos com um volume de 1,0 cm3. A 25 ºC, a densidade do alumínio é 2,7 g/cm3 e a do ouro é 18,9 g/cm3. De acordo com essas informações e sabendose que a massa atômica do alumínio é 27 u e a do ouro é 197 u, pode-se afirmar que: a) No cubo de ouro existem aproximadamente 7 vezes mais átomos do que no cubo de alumínio. b) No cubo de alumínio existem aproximadamente 7 vezes mais átomos do que no cubo de ouro. c) No cubo de ouro existem aproximadamente 1,9 x 1023 átomos. d) No cubo de alumínio existem aproximadamente 2,7 x 1023 átomos. e) O número de átomos é aproximadamente o mesmo nos dois cubos.

45) Um descendente do rei Midas disputou uma prova nos Jogos Olímpicos, ficou em segundo lugar e recebeu uma medalha de prata pura pesando 20 g. Porém assim que a tocou, cada um dos átomos de prata transformouse em um átomo de ouro. a) Calcule a nova massa dessa medalha.

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b) Explique por que essa transformação praticamente não altera o volume da medalha.

Densidade da prata: 10,6 g/cm3 Densidade do ouro: 19,3 g/cm3

massas molares: prata = 108 g/mol ouro = 197 g/mol

46) A dose diária recomendada do elemento cálcio para um adulto é de 800 mg. Suponha certo suplemento nutricional a base de casca de ostras que seja 100% CaCO3. Se um adulto tomar diariamente dois tabletes desse suplemento de 500 mg cada um, qual a porcentagem de cálcio da quantidade recomendada essa pessoa está ingerindo? a) 25% b) 40% c) 50% d) 80% e) 125% 47) O conteúdo de cálcio de um leite em pó é de 20,05 gramas por quilograma. Para a ingestão de 0,1 mol de cálcio, a massa aproximada a ser ingerida desse leite, em gramas, é: a) 200 b) 10 c) 50 d) 100 e) 1000 48) Peixes machos de certa espécie são capazes de detectar a massa de 3,66 x 10 –8 g de 2-fenil-etanol, substância produzida pelas fêmeas, que está dissolvida em 1 milhão (1 x 106) de litros de água. Supondo-se diluição uniforme na água, indique o número mínimo de moléculas de 2-fenil-etanol por litro de água, detectado pelo peixe macho.

Dados: massa molar do 2-fenil-etanol = 122 g/mol ; Constante de Avogadro = 6,0 x 1023 moléculas/mol a) 3 x 10 – 16 b) 3,66 x 10 – 6 c) 1,8 x 10 8 d) 1,8 x 10 22 e) 6,0 x 10 23 49) Um estudante do primeiro ano do curso de Química da Unicamp, após uma aula sobre tamanho relativo de cátions e ânions e sobre fórmulas químicas, foi almoçar no restaurante universitário. Para mostrar aos colegas o que havia aprendido, resolveu fazer uma analogia com a mistura de arroz e feijão contida no seu prato. Primeiro estimou o número de grãos de arroz e de feijão, tendo encontrado uma proporção: dois de feijão para sete de arroz. Depois, considerando o tamanho relativo dos grãos de arroz e de feijão e fazendo analogia com o tamanho relativo dos cátions e ânions, escreveu a “fórmula química” do “composto feijão com arroz”, representando o feijão por F e o arroz por A. a) Qual a “fórmula química” escrita pelo estudante? b) Se no total houvesse 100 feijões no prato, quantos mols de arroz havia no prato? c) Quantos mols do “composto feijão com arroz” havia no prato?

50) Ao corrigir as respostas da questão anterior (aquela do feijão com arroz) da primeira fase do Vestibular Unicamp/95, a banca de Química constatou que um certo número de candidatos não têm (ou não tinham) idéia de grandeza representada pela unidade mol, de fundamental importância em Química.Respostas do tipo 210 mol de arroz apareceram com certa freqüência. a) Calcule a massa, em toneladas, correspondente a 210 mol de arroz, admitindo que a massa de um grão de arroz seja 20 mg. b) Considerando que o consumo mundial de arroz seja de 3 x 108 toneladas/ano, por quantos anos seria possível alimentar a população mundial com 210 mol de arroz ?

Dados: Considerar a constante de Avogadro como 6,0 x 1023 mol –1 ; 1 tonelada = 1 x 10 9 mg 51) A água oxigenada é empregada, freqüentemente, como agente microbicida de ação oxidante local. A liberação do oxigênio, que ocorre na sua decomposição, é acelerada por uma enzima, presente no sangue. Na limpeza de um ferimento, esse microbicida, liberou, ao se decompor, 4,48 L de oxigênio por segundo. Nessas condições, a velocidade de decomposição da água oxigenada, em mol/min, é igual a: a) 2,4 b) 12 c) 24 d) 48 Mostre seus cálculos 52) O ácido cítrico é utilizado em indústrias de alimentos como conservante dos produtos. Em uma dada indústria de refrigerantes são adicionados 2,4 kg do ácido para cada 100 litros de refrigerante. Qual será o

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número de mols de ácido cítrico existente em uma lata com 300 mL deste refrigerante ? dado: ácido cítrico = C6H8O7 53) O metanol (CH3OH) é uma substância infinitamente solúvel na água. A quantidade em gramas de metanol que deve ser acrescentada a 2,00 mol de H2O, para preparar uma solução que contenha o mesmo número de moléculas de H2O e CH3OH será: a) 64 g b) 32 g c) 36 g d) 3 g e) 30 g 54) Em cada 100 g de suplemento alimentar ENSURE ( da ABBOTT Lab. Do Brasil Ltda) há 1,20 mg do elemento químico manganês. O consumo diário de 91,6 g de ENSURE corresponde à ingestão de cerca de: a) 2,0 x 10 –3 mol de Mn b) 20,0 x 10 –3 mol de Mn –3 c) 0,2 x 10 mol de Mn d) 0,02 x 10 –3 mol de Mn 55) Um fertilizante de larga utilização é o nitrato de amônio de fórmula NH4NO3.

Para uma determinada cultura, o fabricante recomenda a aplicação de 1 litro de solução 0,5 mol/L de NH4NO3 por m2 de plantação.

A figura abaixo indica as dimensões que o agricultor utilizará para o plantio.

70 m 50 m

100 m A massa, em kg, de nitrato de amônio que o agricultor deverá empregar para fertilizar sua cultura, de acordo com a recomendação do fabricante, é igual a: a) 136

b)148

c) 164

d) 180

56) Um comprimido antiácido contém 210 mg de bicarbonato de sódio (NaHCO3). A quantidade de matéria desta substância existente no comprimido é: a) 2,1 x 10 –1 b) 2,5 x 10 –3 c) 1,5 x 10 –6 d) 1,5 x 10 21 e) 6,0 x 10 23 57) Para evitar a contaminação de legumes pelo bacilo da cólera, eles devem ser imersos em uma solução de hipoclorito de sódio (NaClO). Esta solução pode ser obtida dissolvendo-se 1 colher de sopa (10 mL) de água sanitária em água de modo a obter-se 1 litro de solução. Se a água sanitária contém 38 g de NaClO por litro de produto, determine, na solução usada para imergir os legumes : a) A massa de NaClO em 1 litro de solução. b) O número de mols de NaClO em 1 litro de solução.

58) A massa, em gramas, da mistura formada por 2 mol de moléculas de água, 2 mol de átomos de sódio e 1023 moléculas de glicose (C6H12O6), é igual : a) 119 g b) 131 g c) 238 g d) 262 g e) 524 g

6x

59) Suponha que sua assinatura, escrita com uma lapiseira de grafite, pese 1,2 mg. O número aproximado de átomos de carbono gasto nesse autógrafo será: a) 6,0 x 10 18 átomos b) 6,0 x 10 19 átomos c) 6,0 x 10 20 átomos d) 6,0 x 10 21 átomos 22 e) 6,0 x 10 átomos 60) A impressão desta página consumiu cerca de 8 mg de tinta. Calcule a massa e o número de átomos de carbono utilizados para imprimir esta página, supondo que 90% da massa da tinta seja constituída pelo elemento carbono.

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RESPOSTAS 1) a) m = 42u e M = 42 g/mol

11) a) 1,28g SO2 e 0,32g O2

b) m = 34u e M = 34 g/mol

b) 0,02 mol SO2 e 0,01 mol O2

c) m = 44u e M = 44 g/mol

c) 1,2 x 1022 moléculas deSO3

d) m = 32u e M = 32 g/mol

d) 44,8 L

e) m = 127u e M = 127 g/mol

e) 26,9 L SO2 e 13,4 L O2

f ) m = 35u e M = 35 g/mol 2) a) 0,20 mol

12) a) 14 g

b) 1,69 mol

3) a) 355 g

b) 102 g

c) 88 g

d) 80 g

e) 40 g

f ) 34 g 24

4) a) 1,50 x 10

b) 3,0 x 10 24 moléculas c) 3,0 x 10 24 átomos de oxigênio d) 6,0 x 10 24 átomos de hidrogênio

b) 4,30 x 10

14) ma ( X ) = 32 u

b) 4,65 x 10 –23 g

c) 9,72 x 10 –23 g –1

6) a) 5,00 x 10 b) 6,7 x 10

–2

mol = 3,01 x 10

mol = 4,0 x 10

22

23

moléculas

moléculas

d) 1,12 x 10 e) 5,00 x 10

–3

mol = 6,74 x 10

21

mol = 3,01 x 10

21

15) 6,02 x 10 23 átomos 16) 2,9 mg 17) 3,80 x 10 –2 mol

c) 2,23 x 10 –2 mol = 1,34 x 10 22 moléculas –2

e) 9,0 x 10 24 átomos

23

c) 2,42 x 10 23 5) a) 6,6 x 10 –24 g

moléculas moléculas

f ) 1,00 x 10 –3 mol = 6,02 x 10 20 moléculas

18) 2,0 x 10 14 moléculas 19) a) 0,75 g

b) cobre

20) 1,5 x 103 mol 21) NH3 (7,1 x 1010 mol) > H2SO4 (5,7 x 1010 mol) > NaOH (2,5 x 1010 mol) 22) 1,5 x 10 11 moléculas 23) 1,9 x 107 moléculas de água

7) a) 2,00 mol b) 1,20 x 10 24 moléculas

24) 1,5 x 1017 átomos

c)1,20 x 10 24 átomos de carbono

25) Letra a

d) 2,40 x 10

24

átomos de oxigênio

e) 3,60 x 10 24 átomos

f ) 88,0 g

26) 9,51 x 10–2 mol N2 e 3,75 x 10–2 mol O2 27) a) 1,17 x 10 24 moléculas b) 1279g ˜ 1,3 x 103 g

8) a) 38,0 g/mol b) 6,02 x 10 22 moléculas c) 1,20 x 10 23 moléculas

c) 1,30 x 10 –1 mol 28) a) 2,0 mol b) 1,2 x 10 24 moléculas

d) 75,7 g

c) 2,4 x 10 24 átomos

e) 10,0 mol

f) 70,7 L

g) 136 g

h) 6,72 x 10 24 moléculas

29) 3 x 10 21 átomos de H

9) a) Representa o número de massa dos átomos.

30) 3,01 x 10 20 moléculas

b) 12,01 u 10) a) 2,0 x 10 b) 1,2 x 10

c) 400 g

13) a) 5,0 mol

d) 10 –19 mol

c) 0,27 mol

b) 56,0 L

31) a) 543 g –2 22

mol

b) 191g

moléculas

c) 3,5 x 10 –22g

c) 2,9 x 10 23 átomos

32) será decretado estado de emergência, pois haverá 560 mg de CO/m3.

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33) 5,3 x 10 17 moléculas 34) 1,2 x 10 20 átomos 35) 2,77 x 10 21 átomos 36) 0,40g de Hg ˜ 1,2 x 10 21 átomos 37) 2 x 10 20 moléculas de hemoglobina 38) 1,2 x 10 9 átomos 39) Deve ser confiscada. O teor de mercúrio na amostra é de 8,44 x 10 -4 g/kg, ultrapassando o valor máximo permitido.

40) a) 1,7 x 10 -3g

b) 8,2 x 10 -6 mol

41) letra e 42) letra b 43) Na amostra de lítio. Como sua massa atômica é oito vezes menor que a do ferro será necessário um número oito vezes maior de átomos para que haja a mesma massa dos dois.

44) letra e 45) a) 36,5g b) Porque há um aumento da massa acompanhado de um aumento na densidade.

Ag :

10,6g -------- 1 cm3 20g --------- x

Au :

x ˜ 1,9 cm3

19,3g -------- 1 cm3 36,5g --------- x

x ˜ 1,9 cm3

46) letra c 47) letra a 48) letra c 49) a) A7F2

b) 5,8 x 10 -22 mol de arroz

c) 8,3 x 10 -23 mol do composto arroz e feijão 50) a) 2,52 x 10 18 t

b) 8,4 x 10 9 anos

51) letra c 52) 3,75 x 10 -2 mol 53) letra a 54) letra d 55) letra a 56) letra b 57) a) 0,38g

b) 5,0 x 10 -3 mol

58) letra d 59) letra b 60) 3,6 x 10 20 átomos

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CAPÍTULO 9 ESTEQUIOMETRIA Jeremias Benjamim RICHTER foi o fundador da estequiometria, ou seja, a determinação das quantidades de substâncias envolvidas numa reação química a partir da equação correspondente. Estas quantidades podem estar expressas em massa, quantidade de matéria, número de átomos ou volume de substâncias, já que há uma correspondência entre as diversas grandezas utilizadas. É de extrema importância no laboratório e na indústria, pois permite que se faça a previsão, sem a necessidade do procedimento experimental, da quantidade de produtos que serão obtidos em condições determinadas ou da quantidade de reagentes necessária à produção de uma determinada quantidade de produto.

Estequiometria envolvendo reações sem excesso de reagente Para a resolução de problemas deste tipo, devemos relembrar algumas relações básicas.

Para elementos a massa atômica expressa em gramas corresponde à massa molar, que contém uma quantidade de matéria equivalente a 1 mol de átomos, ou seja, 6,02 x 10 23 átomos, que, se forem de um gás nas CNTP, ocuparão um volume de 22,4 L. m a (g) = Massa molar = 1 mol de átomos = 6,02 x 10 23 átomos = 22,4 L (CNTP)

Para substâncias moleculares ou iônicas , a massa atômica expressa em gramas corresponde à massa molar, que contém uma quantidade de matéria equivalente a 1 mol de moléculas, ou seja, 6,02 x 10 23 moléculas (ou agregados, se a substância for iônica), que, no caso de substâncias gasosas que estiverem nas CNTP, ocuparão um volume de 22,4 L. m m (g) = Massa molar = 1 mol de moléculas = 6,02 x 10 23 moléculas = 22,4 L (CNTP) mm (g) = Massa molar = 1 mol de agregados = 6,02 x 10 23 agregados

Os cálculos são sustentados pela Lei de Conservação das Massas (Lei de Lavoisier), pela Lei das Proporções Fixas (Lei de Proust) e pela Lei das Proporções Volumétricas Constantes (Lei de Gay Lussac), desde que em condições iguais de temperatura e pressão.

Se tomarmos os coeficientes de uma reação devidamente balanceada, ou seja, cujo número de átomos nos reagentes é igual ao número de átomos nos produtos, teremos a partir deles a proporção de cada substância que é produzida, na unidade que quisermos.

Exemplo: Considere a reação de combustão completa do etanol: C2H5OH + O2

CO2 + H2O

Dado: ma (C) = 12u; ma (H) = 1u; ma (O) = 16u Podemos concluir que:

Reação balanceada: Tipo de relação:

1 C2H 5OH

+

3 O2

Em massa Em no de mols Em no de moléculas Em volume (CNTP)

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2 CO2

+

3 H2O

Estabelecidas as proporções acima, podemos fazer inúmeros cálculos envolvendo os reagentes e os produtos dessa reação, combinando as relações de várias maneiras diferentes.

Exemplos: a) Qual a massa obtida de água pela combustão total de 207 g de etanol?

1 x 46 g de etanol

3 x 18 g de água

207 g de etanol

x

x = 243 g de água

b) Qual a quantidade de matéria de oxigênio necessário para queimar completamente 230 g de etanol?

1 x 46 g de etanol

3 mol de água

230 g de etanol

x

x = 15 mol de água

c) Qual o número de moléculas de gás carbônico obtido pela queima de 336 L de oxigênio?

3 x 22,4 L de O2

2 x 6,02 x 10 23 moléculas de CO2

336 L

x = 6,02 x 10 24 moléculas de CO2

x

d) Qual o volume de CO2 liberado, nas CNTP, na queima de 60 litros de etanol (capacidade média do tanque de um carro)? Considere a densidade do etanol igual a 0,789 g/mL 0,789 g

1 mL 6,0 x 10 4 mL

x 46 g de etanol

x = 4,7 x 10 4 g

2 x 22,4 L de CO2

4,7 x 10 4 g

y

y = 4,6 x 10 4 L de CO2

e) Qual a massa de água obtida pela reação de 20,16 L de gás oxigênio com o etanol ?

3 x 22,4 L de O2

1 mL

20,16 L

x

x = 16,2 g de H2O

EXERCÍCIOS

1) Sabendo-se que a decomposição do clorato de potássio (KClO3) se dá segundo a equação balanceada: 2 KClO3 2 KCl + 3 O2 Qual a massa de cloreto de potássio (KCl) obtida na decomposição de 40 g de clorato de potássio ?

2) Um astronauta elimina 470,4 L de gás carbônico por dia (nas CNTP). Suponha que se utilize hidróxido de sódio para absorver o gás produzido, segundo a equação: 2 NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O Qual é a massa de hidróxido de sódio necessária por dia de viagem?

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3)Um operário faz, diariamente, a limpeza do piso de mármore de um edifício com ácido muriático (HCl comercial). Sabendo-se que o ácido ataca o mármore, desprendendo gás carbônico segundo a equação: CaCO3 + 2 HCl

CaCl2 + H2O + CO2

e, supondo que, em cada limpeza ocorre reação de 50,0 g de mármore, qual o volume de gás carbônico formado, por dia, nas CNTP ?

4) As superfícies de alumínio recém preparadas reagem com oxigênio para formar uma camada dura de óxido, que protege o metal de posterior corrosão. A reação é: 4 Al + 3 O2

2 Al2O3

Quantos gramas de O2 são necessários para reagir com 0,300 mol de alumínio?

5) O etileno, C2H4, queima no ar para formar CO2 e H2O, de acordo com a equação: C2H4 + 3 O2

2 CO2 + 2 H2O

Quantos gramas de CO2 serão formados ao se inflamar 1,93 g de etileno?

6) A reação de síntese do sulfeto de mercúrio II é: Hg + S

HgS

Se usarmos 3,20 g de enxofre na reação, qual a massa (em gramas) e a quantidade de matéria de HgS obtido?

7) A hidrazina, N2H4, e o peróxido de hidrogênio, são usados como propelente de foguetes. Eles reagem de acordo com a seguinte equação: 7 H2O2 + N2H4

2 HNO3 + 8 H2O

a) Qual a quantidade de matéria de HNO3 formada a partir de 0,025 mol de hidrazina? b) Qual a quantidade de matéria de peróxido requerida, se 1,25 mol de água forem produzidos? c) Qual a quantidade de matéria de água formada quando 1,87 mol de HNO3 forem produzidos? d) Qual a quantidade de matéria de peróxido requerida para produzir 220 g de hidrazina? e) Quantos gramas de peróxido serão necessários para produzir 45,8 g de HNO3?

8) É dada a equação: C3H6O + 4 O2 3 CO2 + 3 H2O 23 Na combustão de 12,0 x 10 moléculas de propanona (C3H6O), qual o volume, em litros, de gás carbônico liberado nas CNTP? 9) Qual a quantidade de matéria de nitrogênio consumido em sua reação com 101 litros de hidrogênio, nas CNTP, segundo a reação: 3 H2 + N 2 2 NH3 10) Prata reage com ácido nítrico (HNO3) em quantidades estequiométricas segundo a equação: 3 Ag + 4 HNO3 3 AgNO3 + NO + 2 H2O Sabendo-se que na reação participam 4,80 x 10 21 átomos de prata, quais serão: a) A massa de AgNO3 formada; b) O volume de NO formado (CNTP); c) O número de moléculas de água formada.

11) 5,0 g de pólvora (constituída de KNO3, enxofre e carbono) em proporções estequiométricas, reagem pela equação abaixo, na detonação de um projétil de revólver. Qual será o volume de gases produzidos nas CNTP? 2 KNO3 (s) + S (s) + 2 C (s) K2SO4 (s) + N2 (g) + 2 CO (g) pólvora

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12) Rodando a 60 km/h, numa viagem de 5 horas de duração, um automóvel tem um consumo de 10 km/L de combustível. Sabendo-se que o combustível usado é o etanol (C2H5OH) e admitindo-se a queima completa do mesmo, calcular o volume de gás carbônico, em metros cúbicos, emitido pelo carro.

Dados: Densidade do etanol = 0,8 kg/L; M (etanol) = 46 g/mol ; Volume molar de CO2 nas condições da queima = 25 L/mol.

13) O éter etílico é o éter comum vendido em farmácia, cuja principal aplicação está relacionada à sua ação anestésica. A combustão completa de 14,8 mg de éter etílico (C4H10O) irá produzir gás carbônico e água, de acordo com a equação: C4H10O + 6 O2

4 CO2 + 5 H2O

Determine: a) a massa em mg de oxigênio consumido; b) o volume em m3 de CO2 produzido; c) o número de moléculas de água produzidas.

14) A obtenção de etanol, a partir de sacarose por fermentação, pode ser representada pela seguinte equação: C12H22O11 (s) + H2O ( )

4 C2H5OH ( ) + 4 CO2 (g)

Calcule a massa (em kg) de sacarose necessária para produzir um volume de 50 L de etanol, suficiente para encher o tanque de um automóvel.

Dados: densidade do etanol = 0,8 g/cm3; M (etanol) = 46 g/mol; M (sacarose) = 342 g/mol 15) Quantos mols de O2 são obtidos a partir de 2,0 mol de N2O5, de acordo com a equação: 2 N2O5 + 2 K2O2 4 KNO3 + O2 16) Um tubo de ensaio contendo certa quantidade de clorato de potássio foi aquecido até completa decomposição do sal, segundo a reação da questão nº 1. Sabendo-se que o tubo de ensaio contendo o clorato de potássio pesou 22,46 g antes do aquecimento e que a diminuição de massa após o aquecimento foi de 0,96g.

Calcule a massa do tubo de ensaio.

17) O octano é um dos principais componentes da gasolina. A capacidade média de um tanque de automóvel é de 60 L e a densidade do octano é 0,70 g/mL. Qual o volume de ar necessário, nas CNTP, para queimar completamente o conteúdo de um tanque cheio de octano?

Admitir que a na composição do ar, 20% seja de gás oxigênio (% em volume).

2 C8H18 + 25O2 16CO2 + 18 H2O 18) O vidro de garrafa é obtido fundindo areia (SiO2), calcário (CaCO3) e carbonato de sódio (Na2CO3). A composição do vidro é variável, mas a seguinte reação pode ser considerada como representativa: Na2CO3 + CaCO3 + 6 SiO2 Na2O.CaO.6SiO2 + 2 CO2 vidro Use essa reação para prever a quantidade de areia necessária para fabricar 5.000 garrafas de cerveja, sabendo que cada garrafa pesa 400g.

19) Calcule a massa de clorato de potássio necessária para a produção de 33,6 L de oxigênio (CNTP).

20) Considerando a combustão do etanol, qual o volume de gás carbônico obtido pela queima de 230 g de etanol, considerando-se as CNTP? 21) Dissolveram-se 11,7 g de cloreto de sódio (NaCl) em água. À solução resultante adicionou-se nitrato de prata para precipitar todo o íon cloreto presente. Calcule a massa do precipitado formada.

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22) A obtenção do ácido sulfúrico (H2SO4), industrialmente, poder ser feita a partir da pirita (FeS2), de acordo com a equação: 4 FeS2 + 15 O2 + 8 H2O

2 Fe2O3 + 8 H2SO4

Determine a massa, em toneladas, de ácido sulfúrico, obtida a partir de 48 toneladas de pirita.

23) Calcule o volume de H2 (g), em litros, liberado nas CNTP quando 80 mg de cálcio reagem completamente com água.

Ca + 2 H2O Ca(OH)2 + H2 24) Calcule a massa, em mg, de NaOH necessária para reagir completamente com 448 mL de CO2 nas CNTP. 25) Dada a equação: C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O Se na combustão de açúcar foram obtidos 792 g de gás carbônico, calcule a massa e o número de moléculas de açúcar utilizadas na reação.

26) Verifica-se, experimentalmente, que 0,5 mol de uma substância A2 reage com 1,5 mol de B2 produzindo 1,0 mol de um único produto. A substância obtida tem fórmula: a) AB

b) AB2

c) AB3

d) A2B3

e) A5B15

27) A reação da soda cáustica com hidrogenocarbonato de sódio pode ser representada pela equação NaOH + NaHCO3

Na2CO3 + H2O

Nessa transformação, quantos quilogramas de carbonato de sódio são obtidos a partir de 100 mol de hidróxido de sódio? a) 53,0

b) 21,2

c) 10,6

d) 5,3

e) 1,6

28) O estômago de um paciente, que sofra de úlcera duodenal, pode receber, através de seu suco gástrico,0,24 mol de HCl por dia. Suponha que ele use um antiácido que contenha 26 g de Al(OH)3 por 1000 mL de medicamento. O antiácido neutraliza o ácido clorídrico de acordo com a reação: Al(OH)3 + 3 HCl AlCl3 + 3 H2O O volume apropriado de antiácido que o paciente deve consumir por dia, para que a neutralização do HCl seja completa, é : a) 960 mL

b) 720 mL

c) 240 mL

d) 80 mL

e) 40 mL

29) A nitroglicerina (C3H5N3O9), sob impacto, decompõe-se produzindo gases que, ao se expandirem, provocam uma violenta explosão. impacto 4 C3H5N3O9( ) 6 N2(g) + O2(g) + 12 CO2 (g) + 10 H2O (g) Indique a opção que apresenta o cálculo do volume, em litros, de gás produzido pela explosão de 908 g de nitroglicerina, "nas condições ambientes".

Dados: Massa molar da nitroglicerina = 227 g/mol ; volume molar de gás "nas condições ambientes" = 25L/mol a) 725 L

b) 22,4 L

c) 649,6 L

d) 362,5 L

e) 324,8L

30) As características dos alimentos, tais como a cor, o sabor, o valor nutritivo, etc., podem ser melhoradas adicionando-se a eles certas substâncias denominadas aditivos de alimentos. O acetato de etila (C4H8O2) , por exemplo, é usado para dar sabor de maçã e menta, quando sozinho ou misturado. Com relação a esse aditivo, sabendo-se que sua queima gera gás carbônico e vapor d’água, pergunta-se : a) Qual a massa de oxigênio necessária para queimar completamente 26,4 g de aditivo?

- 134 -

b) Qual o volume gasoso final obtido, para a massa usada no item a, considerando-se que nas condições da queima o volume molar seja de 32,2 L/mol?

31) Hidreto de lítio (LiH) era usado com a finalidade de, em contato com a água, gerar gás para inflar botes salva-vidas. Calcule a massa de LiH necessária para inflar um bote salva-vidas com 244L de gás, a 25 oC e 1 atm de pressão. ( Dados : VM(25 oC, 1atm) = 24,4L ; M(LiH) = 7,9 g/mol ) LiH + H2O

LiOH + H2

32) A reação entre a dimetilidrazina - (CH3)2N2H2 - e tetróxido de dinitrogênio é usada como propelente de foguetes espaciais. Os produtos da reação são água, dióxido de carbono e nitrogênio molecular. a) Escreva a equação química que representa esta reação. b) Calcule a massa de N2O4, em quilogramas, necessária para reagir com 30 kg de dimetilidrazina.

33) O fosgênio (COCl2), um gás utilizado em guerras, é venenoso porque, quando inalado, reage com a água dos pulmões, gerando ácido clorídrico, que pode levar à morte. A massa de HCl, expressa em gramas, que se forma quando é produzida a massa de 11,0 g de CO2 pela reação do fosgênio, é igual a : a) 11,0

b) 12,2

c) 16,0

d) 18,2

e) 27,8

34) A cebola, ao ser cortada, desprende SO2 que, em contato com o ar transforma-se em SO3. Este gás, em contato com a água dos olhos, transforma-se em ácido sulfúrico, causando grande ardor e, conseqüentemente, as lágrimas. Supondo que a cebola possua 0,1 mol de SO2 e o sistema esteja nas CNTP, determine o volume de ácido sulfúrico produzido: a) 2,24 L

b) 5 L

c) 44,8 L

d) 4,48 L

e) 22,4 L

35) O óxido nitroso, N2O, é conhecido como "gás hilariante" e foi um dos primeiros anestésicos a serem descobertos. Esse gás pode ser obtido pelo aquecimento cuidadoso de nitrato de amônio sólido. a) Escreva a equação da decomposição por aquecimento do nitrato de amônio em óxido nitroso e água. b) Calcule a massa de nitrato de amônio necessária para se obter 880 g de óxido nitroso.

36) Desde que o homem descobriu o fogo ele vem poluindo a atmosfera com gases nocivos e fuligem. Um dos cinco principais poluentes é o gás sulfuroso (dióxido de enxofre), lançado à atmosfera pela combustão de combustíveis fósseis e de muitos minérios metálicos contendo enxofre ou compostos de enxofre.

A concentração média anual deste gás no ar atmosférico é de 0,03 ppm (0,03 partes por milhão), ou seja, 0,03 mol de gás sulfuroso em 106 mol de ar atmosférico. Concentrações maiores que esta, considerada limite, trazem prejuízos à população e ao meio ambiente. Por exemplo, se a concentração deste gás no ar atmosférico chegar ao valor de 0,2 ppm, indivíduos que sofrem de doenças respiratórias crônicas, como bronquite ou asma, começam a tossir e a experimentar severas dificuldades na respiração.

Parte do gás sulfuroso contido no ar atmosférico é convertido em gás sulfúrico (trióxido de enxofre), que, reagindo com a água no ar atmosférico ou nos pulmões, transforma-se em ácido sulfúrico. a) Baseando-se na concentração máxima permissível do gás sulfuroso no ar atmosférico, quantos gramas deste gás há em 106 mol de ar atmosférico? b) Para uma pessoa asmática começar a ter tosse e dificuldade na respiração, quantas moléculas de gás sulfuroso deve haver, no mínimo, em 106 mol de ar atmosférico? c) Qual a equação química da transformação de gás sulfuroso em gás sulfúrico? d) Que valores completarão a tabela abaixo?

0,05

1,60 g

- 135 -

e) Para se produzir 39,24 g de ácido sulfúrico, quantos mols de gás sulfúrico são necessários?

37) Em um creme dental, encontra-se um teor de flúor de 1,9 mg desse elemento por grama de dentifrício. O flúor adicionado está contido no composto “monofluorfosfato de sódio”, Na2PO3F cuja massa molar é 144 g/mol.

A quantidade de Na2PO3F utilizada na preparação de 100 g de creme dental é: a) 0,144 g

b) 0,190 g

c) 1,44 g

d) 1,90 g

38) A acidez estomacal é causada pelo excesso de ácido clorídrico. Os medicamentos à base de hidróxido de alumínio vêm sendo cada vez mais utilizados com o objetivo de diminuir essa acidez. A posologia recomendada para um adulto é de 10 a 14 colheres de 5,0 mL, ao dia, contendo cada uma delas 0,30 g de hidróxido de alumínio. a) Escreva a equação química que represente a reação que irá ocorrer no estômago. b) Quantos mols de ácido são neutralizados quando se tem um consumo diário de 13 colheres, de 5,0 mL, de medicamento ?

39) Ao tomarmos 15 mL de leite de magnésia ( 1 colher de sopa ) para combater a azia, estamos ingerindo cerca de 1160 mg de hidróxido de magnésio. a) Escreva a equação química que represente a reação que irá ocorrer no estômago. b) Calcule a massa de ácido clorídrico que pode ser neutralizada ao tomarmos os 15 mL do medicamento.

40) Nas estações de tratamento de água, eliminam-se as impurezas sólidas em suspensão através do arraste por flóculos de hidróxido de alumínio, produzidos na reação do sulfato de alumínio com hidróxido de cálcio.

Sabendo-se que, para tratar 1,0 x 106 m3 de água foram adicionadas 17 toneladas de sulfato de alumínio: a) Escreva a equação da reação. b) Calcule a massa de hidróxido de cálcio , em t , necessária para reagir completamente com esse sal.

41) As antigas pias de mármore das cozinhas têm sido substituídas, porque, sendo o mármore formado principalmente por carbonato de cálcio, é atacado por ácidos, presentes no suco de limão, vinagre, refrigerantes e outros.

A “água de cloro”, usada em limpeza, contém ácido clorídrico, com o qual o carbonato de cálcio da pia reage. a) Escreva a equação da reação do carbonato de cálcio com o ácido clorídrico. b) Determine o volume de gás que se desprende, nas CNTP, quando 150g de carbonato de cálcio reagem com ácido clorídrico.

42) Certos solos, por razões várias, costumam apresentar uma acidez relativamente elevada. A diminuição dessa acidez pode ser feita pela adição ao solo de carbonato de cálcio, CaCO3, ou de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, ocorrendo uma das reações abaixo representadas: CaCO3

+ 2 H+

Ca2+ + CO2 + H2O

Ca(OH)2

+ 2 H+

Ca2+ + 2 H2O

Um fazendeiro recebeu uma oferta de fornecimento de carbonato de cálcio ou de hidróxido de cálcio, ambos a um mesmo preço por quilograma. Qual dos dois seria mais vantajoso, em termos de menor custo, para adicionar à mesma extensão de terra? Justifique.

43) Coletou-se água do rio Tietê, na cidade de São Paulo. Para oxidar completamente toda matéria orgânica contida em 1,00 L dessa amostra, microorganismos consumiram 48,0 mg de oxigênio (O2). Admitindo que a matéria orgânica possa ser representada por C6H10O5 e sabendo que sua oxidação completa produz CO2 e H2O, qual a massa de matéria orgânica por litro de água do rio? a) 20,5 mg

b) 40,5 mg

c) 80,0 mg

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d) 160 mg

e) 200 mg

44) Fosfogênio, COCl2 , é um gás venenoso. Quando inalado, reage com a água dos pulmões para produzir ácido clorídrico, que causa graves danos pulmonares, levando, finalmente, à morte; por causa disso, já foi até usado como gás de guerra. A equação química desta reação é: COCl2 + H2O CO2 + 2 HCl Se uma pessoa inalar 198 mg de fosfogênio, a massa de ácido clorídrico, em gramas, que se forma nos pulmões, é igual a: a) 1,09 x 10 1 b) 1,46 x 10 1 c) 2,92 x 10 1 d) 3,65 x 10 2 e) 7,30 x 10 2 45) Em julho de 1997, houve um acidente com um avião da TAM. Ocorreu uma explosão, danificando a aeronave e fazendo uma vítima fatal. Algum tempo depois, a perícia constatou que a explosão se deveu a uma bomba que tinha como um dos componentes o nitrato de amônio.

A decomposição térmica do nitrato de amônio produz grande volume de gases e considerável quantidade de calor, de acordo com a reação: 2 NH4NO3 (s) 2 N2(g) + O2 (g) + 4 H2O (g) Supondo que o fabricante dessa bomba tivesse utilizado 160 g de nitrato de amônio, o volume total de gás liberado, nas CNTP, em litros, seria igual a: a) 33,6

b) 44,8

c) 67,2

d) 156,8

e) 313,6

46) Suponha que a gasolina seja formada exclusivamente por C8H18. Sabendo que um tanque de automóvel contém 57,00 kg de gasolina e 11,50 kg de etanol (C2H5OH), determine o volume, em m3, de gás carbônico lançado na atmosfera pela combustão completa do combustível contido no tanque.

Dados: Massas molares : gasolina = 114 g/mol e etanol = 46 g/mol Volume molar do gás nas condições da queima = 27L/mol 47) O bromo é obtido industrialmente a partir da água do mar. O brometo de sódio presente na água do mar é submetido a uma reação de deslocamento utilizando-se gás cloro. a) Equacione a reação do processo. b) Qual a massa (em gramas) de brometo de sódio necessária para a obtenção de meio mol de bromo? c) Qual o volume de gás cloro ( em L, nas CNTP) necessário para processar inteiramente 103 g de NaBr? d) Quantos átomos de bromo são obtidos quando processamos 51,5g de brometo? e) Teoricamente é possível obter iodo pelo mesmo processo? Por que?

48) Para obtermos 416g de sulfato férrico através de uma reação de salificação, quantos gramas de ácido serão utilizados? Equacione e dê os nomes dos reagentes.

49) Neutralizamos completamente uma amostra de ácido fosforoso e obtivemos 572g de fosfito de magnésio.

Qual foi a base utilizada e quanto pesava (em gramas) a amostra do ácido?

50) Para obtermos 3,5 mol de hidróxido de estrôncio através da hidratação de seu óxido, qual a massa (em gramas) que deveremos utilizar do óxido?

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RESPOSTAS

1) 24 g

2)1680 g

26) c

27) c

2) 11,2 L

4)7,20 g

30) C4 H8O2 + 5 O2

28) c 4 CO2 (g) + 4 H2O(g)

a ) 48 g

5) 6,06 g

29) a

b) 77,3 L

6) 23,3 g = 0,1 mol

31) 79 g

7) a)5,0.10–2mol

32) a) (CH3)2 N2H2 + 2 N2O4

2 CO2 + 3 N2 + 4 H2O

b) 1,09 mol

33) d

34) a

c)7,48mol

35) a) NH4NO3

d) 48,1 mol

36) a) 1,92 g

e) 86,5 g

N 2O + 2 H 2O

9) 1,50 mol

c) 3,20 . 10

8 g SO3 1

e) 0,4004 mol = 4,004 x 10

mol

21

12) 26 m

37) c 3

13) a) 38,4 mg b) 2,0 . 10 –5 m3 c) 6 .10

0,05 mol SO3 4g SO3

0,1 mol SO2 0,1 mol SO3

b) 59,5 mL

11)1,3 L

SO3

d) 0,8g de O2

10) a) 1,36 g

b) 1600 g b) 1,204 . 1023 moléculas

c) SO2 + ½ O2

8) 134 L

b) 92 Kg

38) a) Al(OH)3 + 3 HCl

AlCl3 + 3 H2O b) 0,15 mol = 1,5 x 10

39) a) Mg(OH)2 + 2 HCl

MgCl2 + 2 H2O

40) a) Al2(SO4)3 +3 Ca(OH)2

mol

b) 1,46 g

3CaSO4 +2Al(OH)3

b) 11t

20

41) a) CaCO3 + 2 HCl

14) 74 kg 15) 1,0 mol

CaCl2 + + H2O + CO2

b) 33,6 L de CO2

16) 20,01 g

42) Escolheria o hidróxido,pois uma massa menor (74g) é capaz de neutralizar a mesma acidez que 100 g de carbonato.

17) 5,2 . 105 L de ar

43) b

18) 1,51 . 103 Kg

47) a) Cl2 + 2 NaBr

19) 123 g

20) 224 L

21) 28,7 g

22) 78

23) 4,5 . 10

1

2

L

44) b

45) d

46) 121,5 m3

Br2 + 2 NaCl

b) 103 g

c) 11,2 L

d) 3,01 x 1023 átomos

e) Sim, pois o cloro é mais reativo que o iodo, podendo deslocar o iodeto presente na água do mar.

48) 3 H2SO4 +2 Fe(OH)3

Fe2(SO4)3 + 6 H2O – 306 g de ácido sulfúrico

3

24) 1,6 .10 mg

49) H3PO3 + Mg(OH)2

MgHPO3 + 2 H2O – 451 g de ácido fosforoso

25) 540 g e 50) SrO + H2O

Sr (OH)2

1,8 x 10 24 moléculas

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– 364 g de SrO

Estequiometria envolvendo reações com excesso de reagente As reações químicas ocorrem sempre numa proporção constante, que corresponde ao número de mols, indicados pelos coeficientes. Se uma das substâncias que participa da reação estiver em quantidade maior que a proporção correta, ela não será consumida totalmente. Essa quantidade de substância que não reage é chamada excesso Em geral, é usado o reagente mais barato em quantidade maior do que a exigida pela proporção correta. Veja um exemplo: Quando o antimônio (Sb) em pó é misturado ao gás cloro (Cl2), ocorre uma reação violenta. A equação que representa essa reação é: 2 Sb (s) + 3 Cl2 (g)

2 SbCl3 (s)

Se, no entanto, num experimento misturarmos 2 mol de antimônio sólido a 5 mol de gás cloro, qual será a quantidade de matéria máxima , possível, de cloreto de antimônio III (SbCl3) sólido obtida?

De acordo com a equação: 2 mol de Sb reagem com 3 mol de Cl2, produzindo 2 mol de SbCl3.

Como, no nosso sistema, temos somente 2 mol de antimônio, este irá reagir completamente com 3 mol de gás cloro. Dessa forma, restarão 2 mol de gás cloro sem reagir e ocorrerá a formação de 2 mol de cloreto de antimônio III. O reagente que foi consumido totalmente – neste caso, o antimônio – indicará a quantidade máxima de produto que será formada, sendo denominado reagente limitante. O outro reagente, neste caso, gás cloro, será denominado reagente em excesso. Assim:

Reagente (Sb) 2 mol

Reagente (Cl2) 5 mol

Produto (SbCl3)

No experimento Reagem

2mol

3 mol

2 mol

Excesso

2 mol

EXERCÍCIOS

1) Para a obtenção da amônia (NH3) foram usados 100 mL de gás nitrogênio (N2) e 240 mL de gás hidrogênio (H2), nas mesmas condições de pressão e temperatura. Determine: a) o volume de amônia produzido

b) o volume final do excesso de reagente

2) O acetileno, C2H4, queima ao ar para formar CO2 e H2O. Qual a massa de gás carbônico formada ao se inflamar uma mistura contendo 1,93 g de acetileno e 5,92g de oxigênio?

3) Reagindo-se 11,7g de cloreto de sódio com 15,0 g de nitrato de prata, pergunta-se : a) Qual a massa do precipitado obtido? b) Qual a massa e a quantidade de matéria do excesso de reagente?

4) Quantos gramas de ZnS podem ser formados quando 12,0 g de Zn reagem com 4,50g de S? Quanto (em gramas) e que elemento permanecerá sem reagir?

5) Que quantidade de amônia (NH3) pode ser obtida a partir de 12 g de N2 e 12g de H2? A que volume corresponde essa massa nas CNTP?

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6) Adicionou-se 0,24 mol de hidróxido de sódio a uma solução de 0,20 mol de cloreto férrico: a) Calcule a quantidade de matéria de hidróxido formada? b) Calcule a quantidade de matéria e % do excesso de reagente?

7) 210 g de ácido sulfúrico reagem com 130 g de zinco, produzindo sulfato de zinco e gás hidrogênio. a) Qual a massa de sulfato de zinco obtida? b) Qual o volume de gás hidrogênio obtido, nas CNTP? 8) Foram misturados 147 g de ácido sulfúrico e 100 g de hidróxido de sódio. Pede-se calcular: a) A massa de sulfato de sódio formada; b) A massa do reagente que sobra após a reação.

9) O gás sulfídrico (H2S) reage com o anidrido sulfuroso (SO2) segundo a reação: 2 H2S + SO2

3 S + 2 H 2O

Qual a quantidade de matéria máxima de S obtida quando se faz reagir 5,0 mol de H2S com 2,0 mol de SO2?

10) Cromo metálico pode ser produzido pela redução de Cr2O3 com Al segundo a equação: 2 Al + Cr2O3

Al2O3 + 2 Cr

Qual a massa ( em kg ) de cromo produzida pela reação de 5,4 kg de Al com 20,0 kg de Cr2O3 ?

11) 0,28 mol de átomos de ferro reage com 0,40 mol de moléculas de oxigênio para formar o óxido de ferro III. Qual a substância em excesso e que massa ( em gramas) desta sobra após a reação ?

12) A reação para a produção do pesticida organoclorado DDT é: CCl3CHO + 2 C6H5Cl

(ClC6H4)2CHCCl3 + H2O

a) Calcular a massa de DDT que se forma quando 100 g de CCl3CHO reagem com 100g de C6H5Cl; b) Indicar o reagente em excesso e a massa ( em gramas) do excesso.

13) Uma das reações para identificação do íon Fe+3 em solução é a sua precipitação como hidróxido férrico [ Fe(OH)3 ] frente a um hidróxido qualquer. Supondo a reação: Fe+3 + NaOH

Fe(OH)3 + Na+

Qual a quantidade de matéria de íons ferro III existentes em uma solução, sabendo-se que foram obtidas 2,14g de Fe(OH)3, quando esta foi tratada com excesso de NaOH ?

14) Mistura-se uma solução contendo 14 g de nitrato de prata com igual massa de cloreto de sódio, calcule: a) Massa de cloreto de prata formado; b) Porcentagem do excesso de reagente.

15) 8,0 g de gás oxigênio e 2,0 g de gás hidrogênio são colocados em um recipiente e inflama-se a mistura.

Quantos gramas de água se formam e quanto de um deles permanece inalterado, caso isso ocorra?

16) O óxido de sódio reage com ácido clorídrico formando sal e água. Se 186 g de óxido reagirem com 120 g de ácido, quantos gramas de sal serão formados?

17) A reação completa entre 5,0 g de gás carbônico e 8,0 g de hidróxido de sódio, produz .........g de Na2CO3, restando ..........g do reagente colocado em excesso.

- 140 -

18) Faz-se reagir 25,0 g de anidrido fosfórico (P2O5) com 25,0 g de óxido de cálcio (CaO). Qual a massa de produto formado?

P2O5 + CaO Ca (PO3)2 19) Qual a quantidade máxima de carbonato de cálcio que pode ser preparada a partir da mistura de 2,0 mol de carbonato de sódio e 3,0 mol de cloreto de cálcio ?

20) Misturam-se 1,0 kg de CS2 e 2,0 kg de Cl2 num reator onde se processa a transformação: CS2 + 3 Cl2

CCl4 + S2Cl2

Quais são as massa de CCl4 formado e do reagente em excesso que resta após a reação?

21) Que quantidade de NH3, em gramas, pode ser obtida a partir de uma mistura de 140 g de N2 com 18 g de H2? A que volume esta massa corresponde se o volume molar for de 18 L/mol ?

22) Seja a reação: 2 C7H6O3 (aq) + ácido salicílico

C4H6O3

anidrido acético

2 C9H8O4 (aq) + H2O aspirina

Se misturarmos 5,60 g de ácido salicílico com 2,04 g de anidrido acético, quantos gramas de aspirina serão obtidas?

Dados : Massas molares: ácido salicílico = 138 g/mol ; anidrido acético = 102 g/mol ; aspirina = 180 g/ mol ) 23) 5,6 gramas de óxido de cálcio são postos a reagir com 5,4 gramas de dióxido de carbono. Determinar: a) A massa do composto formado; b) o composto em excesso ; c) a massa do excesso.

24) Considerando a reação de 100g de óxido de rubídio com 100g de ácido sulfúrico, qual a massa (em gramas) e o nome do sal formado?

25) Um astronauta elimina cerca de 450 L de gás carbônico por dia (CNTP). Suponha que se utilize hidróxido de lítio para absorver o gás produzido. a) Qual a massa de hidróxido de lítio necessária por dia de viagem?

b)

Que massa (em gramas) de água será formada quando 4,0 mol de hidróxido de lítio reagir com 3,0 mol de gás carbônico?

26) Quando cobre metálico é aquecido com enxofre, por síntese, forma-se sulfeto de cobre I. Que massa de produto pode ser obtida se aquecermos 100 g de cobre e 50,0 g de enxofre?

27) A quantidade máxima de hidróxido férrico que pode ser preparada a partir da mistura de 888 g de brometo férrico e 612 g de hidróxido de potássio é: a) 321 g b) 1500 g c) 1070 g d) 276 g e) 548 g 28) Hidrogeno carbonato de sódio, NaHCO3, também chamado bicarbonato de sódio, é o principal constituinte do fermento em pó usado para substituir o levedo ou levedura na preparação de pão e outras massas.

Quando se utiliza o levedo, este fermenta o açúcar, liberando CO2 (g) que faz crescer a massa antes do seu cozimento; quando se utiliza o fermento em pó, CO2 (g) é obtido pela decomposição do bicarbonato através do calor dos fornos ou pela reação do mesmo com substâncias ácidas.

A equação química abaixo indica um processo para preparar o fermento em pó utilizado na fabricação de pães e bolos:

- 141 -

NaCl (aq) + NH3(aq) + CO2 (g) + H2O ( l )

NaHCO3 (aq) + NH4Cl (aq)

Misturando-se cloreto de sódio, amoníaco e gás carbônico, 25,0 g de cada, qual a massa de fermento obtida?

29) Os aromatizantes, na sua grande maioria, são ésteres. O butirato de metila, que ocorre na maçã, pode ser obtido através da reação do ácido butírico com o metanol: C3H7COOH + CH3OH C3H7COOCH3 + H2O Ácido butírico Metanol Butirato de metila O número de mols de butirato de metila que pode ser obtido a partir de 3,52 g de ácido butírico e 1,60 g de metanol, supondo o consumo total do reagente limitante, é: a) 0,04

b) 0,05

c) 0,07

d) 4,08

e) 5,10

30) A reação ocorrida quando se misturam 63 g de propeno com 150 g de hidreto de bromo, pode formar, no máximo, quantos gramas de produto?

C3H6 + HBr C3H7Br a) 82,5

b) 123

c) 150

d) 184,5

e) 213

31) O ácido acético reage com o etanol, produzindo acetato de etila e água, conforme a equação: CH3COOH Ácido acético

+

C2H5OH

CH3COOC2H5 + H2O

Etanol

Acetato de etila

Numa determinada experiência, misturou-se 6,00 g de ácido acético com 6,90 g de etanol. Após a reação se completar, permaneceu sem reagir: a) 0,23 g de etanol

b) 3,00 g de ácido acético

d) 0,46 g de etanol

e) 2,30 g de etanol

c) 1,50 g de ácido acético

32) O sulfato de cobre II é um sal com ampla aplicação na agricultura (fungicida, fertilizante, componente da ração de animais, etc.). Ele é obtido industrialmente através de um processo que, de forma simplificada, pode ser representado pela seguinte equação: CuO(s) + H2SO4(aq) CuSO4(aq) + H2O( ) Em relação ao sistema contendo 10,0 mol de CuO e 1,30 kg de H2SO4, pode-se afirmar que : a) A adição de maior quantidade de H2SO4 ao sistema aumenta a massa de CuSO4 formada. b) A quantidade de CuSO4 formada será inferior a 13 mol. c) A quantidade de CuSO4 (em mol), no final da reação, será igual à quantidade de H2SO4 (em mol) no início da reação. d) A solução resultante será neutra após a reação ter-se completado (não levar em conta o caráter do sal obtido).

33) Em um cilindro, com êmbolo móvel, foi realizada a combustão completa de 20,0 mL de propano com 130 mL de oxigênio puro, de acordo com a equação não equilibrada : C3H8 (gás) + O2 (gás) CO2(gás) + H2O (gás) Admitindo-se que os valores de pressão e temperatura sejam os mesmos no início e no fim da combustão, o volume final da mistura gasosa no interior do cilindro será igual a : a) 100 mL

b) 102 mL

c) 150 mL

d) 140 mL

e) 170 mL

*Não esquecer o excesso de O2 !

34) O ácido clorídrico reage com permanganato de potássio segundo a equação: 16 HCl + 2 KMnO4 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O Calcule a massa de água formada quando 4,8 . 1024 moléculas de HCl reagem com 2,4 x 1024 agregados de KMnO4.

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35) O gás de cozinha é formado principalmente pelos gases butano e propano. A reação que ocorre no queimador do fogão é a combustão destes gases. A equação não equilibrada abaixo representa a combustão do butano.

C4H10 + O2 CO2 + H2O A massa de água que pode ser obtida a partir da mistura de 10,0 g de butano com 10,0 g de oxigênio é: a) 20,0 g

b) 3,10 g

c) 4,33 g

d) 15,5 g

e) 10,0 g

RESPOSTAS 1) a) 160 mL

b)20mL

2) 5,43 g 3) a) 12,7 g

21) 102 g NH3 (excesso de N2 ) 22)7,2 g de aspirina (excesso de ác. salicílico)

b) 6,5 g = 0,11 mol

23) a) 10 g

b) CO2

4) 13,6 g de ZnS e 2,86 g de Zn

24) 142,5 g de sulfato de rubídio

5) 15 g NH3 = 19 L

25) a) 964 g

b) 36 g ( CO2 em excesso)

6) a) 8,0 x 10 –2 mol

b) 0,12 mol = 60%

26) 125 g ( S em excesso)

7) a) 322 g

b) 44,8L

27) letra a

8) a) 178 g b) 24,5 g de H2SO4

28) 35,9 g de NaHCO3

9) 6,0 mol

29) letra a

10) 10,4 kg

30) letra d

11) oxigênio: 0,19 mol

31) letra e

12) a) 158 g

b) 35g CCl3CHO

32) a) não , pois o H2SO4 está em excesso

13) 2,00 x 10 –2 mol 14) a) 11,8 g

c) 1,0 g

b) sim, haverá formação de 10,0 mol de CuSO4 ( CuO é o limitante ) b) 66% c) não , idem a

15) 9,0 g de H2O e 1,0 g de H2 inalterado d) não , idem a 16) 192 g 33) letra e 17) 11 g e 0,6 g 34) 72 g de H2O 18) 34,9 g 19) 200 g = 2,0 x 102 g

35) letra c

20) 1,4 Kg e 0,3 Kg de CS2

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Estequiometria envolvendo reações sucessivas Quando o cálculo envolve uma série de reações sucessivas, há uma série de procedimentos aos quais devemos estar atentos.

Devemos tomar o cuidado de igualar os coeficientes das substâncias que saem de uma reação e entram na reação seguinte, antes de estabelecermos qualquer relação que envolva estas substâncias.

4 FeS2 + 11 O2

2 Fe2O3 + 8 SO2

2 SO2 + O2

2 SO3

SO3 + H2O

H2SO4

Se quisermos calcular as quantidades de reagentes e produtos envolvidos nessa seqüência de reações, teremos primeiro que igualar os coeficientes das substâncias que saem de uma equação e entram na outra.

Como saem 8 mol de SO2 da 1ª equação, devemos multiplicar a 2ª por 4. Ficaremos então com 8 mol de SO3 na 2ª equação e por isso multiplicamos a 3ª equação por 8.

4 FeS2 + 11 O2

2 Fe2O3 + 8 SO2

8 SO2 + 4 O2

8 SO3

8 SO3 + 8 H2O

8 H2SO4

Se os cálculos que interessam envolvem substâncias que aparecem uma única vez em todas as reações, poderemos trabalhar normalmente com essas substâncias, de modo semelhante ao que fazíamos quando trabalhávamos com apenas uma reação.

Exemplo: Se os cálculos envolvem a relação entre o FeS2 gasto e o H2SO4 obtido, substâncias que aparecem uma vez, trabalharemos normalmente com a proporção :

4 FeS2

8 H2SO4

ou, por simplificação,

1 FeS2

2 H2SO4

Se os cálculos que interessam envolvem alguma substância que aparece como reagente em mais de uma reação ou como produto em mais de uma reação, devemos trabalhar com a quantidade total desta substância.

Exemplo: Se os cálculos envolvem a relação entre O2 gasto e H2SO4 obtido, a proporção usada será:

15 O2 [ 11 O2 (1.ª reação ) + 4 O2 (2.ª reação ) ]

8 H2SO4

Se os cálculos que interessam envolvem alguma substância que aparece (numa mesma quantidade) no produto de uma reação e no reagente da outra reação, devemos considerar apenas uma vez essa quantidade.

Exemplo: Se os cálculos envolvem a relação entre o SO2 gasto e o H2SO4 obtido, a proporção usada será: 8 SO2

8 H2SO4

ou, por simplificação 1 SO2

1 H2SO4

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Exemplos de aplicações: Dados: massas atômicas (u) : H = 1 ; O = 16 ; S = 32 ; Fe = 56 Qual a massa de ácido sulfúrico obtido a partir de 24 kg de FeS2?

1 FeS2

2 H2SO4

120 g

2 x 98 g

24000 g

x x = 39200 g

39 kg

Qual o volume de oxigênio necessário para se obterem 98 kg de H2SO4?

15 O2

8 H2SO4

15 x 22,4 L

8 x 98g

x

98 x 103 g x = 4,2 x 104 L O2

Quantos mols de H2SO4 podem ser obtidos a partir de 44,8 L de SO2, nas CNTP? 1 SO2

1 H2SO4

22,4 L

1 mol

44,8 L

x x = 2 mol H2SO4

EXERCÍCIOS

1) Considere as reações : HCOOH( ) 4 CO (g) + Ni (s)

CO ( g ) + H2O ( ) Ni(CO)4 ( )

Admitindo que a quantidade de CO obtida pela decomposição total de 10 mol de HCOOH seja totalmente aproveitada na produção de Ni(CO)4, quantos mols desta última substância serão obtidos ?

2) Em um laboratório foram preparadas diferentes substâncias, de acordo com as seguintes reações: I) Na2S + CO2 + H2O II) CaO + H2O III) Na2CO3 + Ca(OH)2

Na2CO3 + H2S Ca(OH)2 CaCO3 +

2 NaOH

Sabendo que a reação I consumiu 0,50 mol de CO2, que a reação II formou 2,0 mol de hidróxido de cálcio e que os reagentes da reação III foram obtidos através das reações I e II, qual a quantidade máxima de hidróxido de sódio que pode ser obtida?

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3) Pela seqüência de reações: C + O2 CO2 + NaOH

CO2 NaHCO3

Qual a massa de bicarbonato de sódio obtida a partir de 1,00g de carbono?

4) As equações abaixo mostram a obtenção do clorato de sódio, a partir do dióxido de manganês: MnO2 + HCl 3 Cl2 + 6 NaOH

MnCl2 + 2 H2O +

Cl2

NaClO3 + 5 NaCl + 3 H2O

Calcule a massa de MnO2 necessária à obtenção de 21,3 g de clorato de sódio.

5) Deseja-se obter 10 toneladas de ferro metálico a partir do carvão, segundo as reações: 2 C + O2

2 CO

3 CO + Fe2O3

2 Fe + 3 CO2

Qual a massa, em toneladas, de carvão consumido na produção de ferro?

6) Certa massa de ferro é oxidada a óxido férrico; a seguir, este último reage com ácido sulfúrico produzindo 80,0 g de sulfato férrico. Qual a massa inicial de ferro?

7) Da reação entre o peróxido de bário e ácido sulfúrico resultam água oxigenada e um precipitado. A água oxigenada assim obtida pode ser decomposta na presença de luz e com a adição de catalisadores.

Relativamente às transformações descritas, pedem-se: a) As equações das reações de formação e decomposição do H2O2. b) A massa de peróxido de bário necessária para que sejam produzidos 5,60 L de gás oxigênio, medidos nas CNTP. 8) O gás resultante da combustão de 160 g de enxofre reage completamente com hidróxido de sódio. Calcule a massa obtida de sulfito de sódio obtido.

9) O gás hidrogênio liberado na reação de alumínio com ácido clorídrico reage completamente com óxido cúprico produzindo 12,6 g de cobre metálico e água. Qual a massa de alumínio que reagiu com o ácido clorídrico?

10) Óxido de potássio reage com água e o produto obtido é colocado em contato com uma solução de ácido fosfórico. A partir de 2,0 mol de óxido de potássio, quantos mols se obtêm de fosfato de potássio?

11) Certa porção de cálcio reagiu com água formando hidróxido e gás hidrogênio. O hidróxido formado na reação neutralizou completamente 49,0 g de ácido fosfórico. Calcule o volume de hidrogênio obtido (CNTP), a massa de cálcio usada e a massa de sal obtido após a reação com o ácido.

12) Decompôs-se, através de aquecimento, 2,45 kg de clorato de potássio. O gás obtido foi empregado na combustão de alumínio. Qual o volume de oxigênio obtido na decomposição e qual a massa de ácido nítrico capaz de dissolver o óxido formado na combustão do alumínio?

13) Qual a massa de clorato de potássio, em quilos, necessária para a produção de oxigênio suficiente para queimar certa quantidade de carvão, gerando 800 litros de gás carbônico, nas CNTP?

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14) Considerando as seguintes etapas: a) ácido sulfúrico reagindo com zinco metálico; b) gás produzido na reação (a) reagindo com gás cloro; c) o produto da reação (b) reagindo com uma solução de nitrato de prata; Quantos gramas de ácido sulfúrico são necessários para produzir 30,0 g de precipitado?

15) Em excesso de oxigênio queimamos 93,0 g de fósforo. O produto obtido da combustão é recolhido em água, quantos mols de ácido fosfórico são obtidos?

16) Para etapas: I. II. III. IV. V.

a obtenção de 5,2 g de sulfito de magnésio foi realizado um processo que constou das seguintes Combustão de x gramas de enxofre dióxido de enxofre Combustão de y gramas de magnésio óxido de magnésio Dióxido de enxofre + água ácido representado por A Óxido de magnésio + água base representada por B Ácido A + Base B sulfito de magnésio + água

a) Escreva as equações das reações citadas. b) Calcule os valores de x e y para que seja obtida a massa citada de sulfito de magnésio.

17) Uma das formas de poluição de nossos dias é a chuva ácida. Ela provoca a destruição de monumentos históricos através da corrosão provocada pelo ácido. A origem desta forma de poluição encontra-se na queima de derivados de petróleo que contêm impurezas, como o enxofre, e se processa segundo as etapas: a) queima (combustão) do enxofre produzindo anidrido sulfuroso ; b) queima (combustão) do anidrido sulfuroso produzindo anidrido sulfúrico ; c) reação do anidrido sulfúrico com água Considerando-se que em 100 litros de gasolina encontram-se 3,2 mg de enxofre, qual a quantidade (em gramas) de ácido sulfúrico formada pela queima deste volume de combustível? Escreva as equações das reações.

18) Duas das reações que ocorrem na produção do ferro são representadas por: I . carvão + oxigênio monóxido de carbono II. Óxido de ferro III + monóxido de carbono ferro + dióxido de carbono O monóxido de carbono formado na primeira reação é consumido na segunda. Considerando apenas estas duas etapas do processo, calcule a massa aproximada, em kg, de carvão consumido na produção de uma tonelada de ferro. Equacione as reações.

19) Uma amostra de prata reage com ácido nítrico diluído segundo a reação: 3 Ag + 4 HNO3 3 AgNO3 + NO + 2 H2O Após a reação, adiciona-se ácido clorídrico, obtendo-se um precipitado branco que pesou 0,0911 g. Que massa de prata reagiu inicialmente?

20) O gás resultante da reação entre 9,8 g de ácido sulfúrico e 7,0 g de zinco metálico foi misturado com outro gás, proveniente da reação entre 14,6g de ácido clorídrico e x g de dióxido de manganês expressa abaixo: MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2 O Esta mistura gasosa foi exposta à luz, havendo reação de síntese total, com formação de 1,5 L de produto. A partir destas informações, qual a massa de dióxido de manganês empregada na reação com HCl considerando que o processo se deu nas CNTP?

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RESPOSTAS 1) 2,5 mol

2)1,0 mol NaOH

3) 7,00

11) 16,8 L H2, 30 g de Ca e 77,5 g de sal

4) 52,2 g

5) 3,2 t

6) 22,4 g

12) a) 672 L O2

b) 7,56 kg HNO3

13) 2,92 kg

14) 10,2 g de ácido sulfúrico

7) a) BaO2 + H2SO4 2 H2O2

BaSO4 + H2O2

15) 3,0 mol

2 H 2O + O 2

17) 9,8 x 10– 3 g

b) 84,5g 8) 630 g

9) 3,6 g

16) b) x = 1,6g de S e y = 1,2g de Mg 18) 320 kg

19) 0,0686 g = 6,86 x 10– 2 g

10)1,3 mol

20) 2,9g deMnO2

Estequiometria envolvendo substâncias impuras Salvo na indústria farmacêutica e em outras que estejam diretamente ligadas à sua saúde pública, é normal o uso de reagentes impuros, que contêm, além da substância que irá efetivamente reagir, outras tantas misturadas.

Por exemplo, numa amostra de calcário (carbonato de cálcio impuro), é comum encontrar areia, carvão e outras substâncias. Faz-se então uma análise do material e determina-se seu grau de pureza. Se for constatado, por exemplo, que em cada 100 g de calcário existem apenas 80 g de carbonato de cálcio e os outros 20 g são impurezas diversas, dizemos que o calcário é 80% puro ou que o teor de carbonato no calcário é de 80 %.

Determinado o grau de pureza, pode-se trabalhar normalmente com o reagente.

Para calcularmos a quantidade de produto obtido a partir de determinada quantidade de reagente impuro, basta considerar apenas a parte pura do mesmo, ou seja, a pureza disponível. A quantidade de produto obtida será, então, proporcional a essa parte pura do material.

Exemplo:

CaCO3 + H2SO4

CaSO4 + H2O + CO2

100g de CaCO3

—————

80 % de 250 g

—————

22,4 L de CO2 x

x = 44,8 L de O2

200 g

1 mol de CaCO3 80% de 5,0 mol

————— 136 g de CaSO4 —————

x

x = 544 g de CaSO4

4,0 mol Para calcularmos a quantidade de substância impura que deverá ser usada na obtenção de determinada quantidade de produto, devemos proceder da seguinte maneira: Calculamos a quantidade teórica, considerando o reagente 100% puro, necessária para se obter a quantidade de produto desejada.

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A quantidade real de reagente que deverá ser usada é uma quantidade superior à teórica, de tal forma que a quantidade teórica corresponda à pureza do reagente e a quantidade real corresponderá a 100%.

Exemplo:

CaCO3 + H2SO4

CaSO4 + H2O + CO2

100g de CaCO3

—————

22,4 L de CO2

x

—————

11,2 L

x = 50,0 g de CaCO3 (quantidade teórica)

50,0 g de CaCO3

—————

80%

y

—————

100%

y = 62,5 g de CaCO3 (quantidade real)

Estequiometria envolvendo rendimento de reação Até o momento, estamos encarando as reações químicas como processos onde as massas dos reagentes, desde que misturadas na proporção correta, se transformam totalmente em produtos. Na prática, é muito pouco provável que isto ocorra, pois, muitas vezes, uma parte de um ou de ambos os reagentes é consumida em reações paralelas ou, então, uma parte de produto é perdida no momento em que ele é retirado do sistema onde ocorreu a reação química. Quando a massa total dos reagentes, em quantidades estequiométricas, é convertida em produtos, dizemos que a reação teve . Esse valor é o rendimento teórico, mas, em geral, o rendimento real ou seja, aquele obtido na experiência, é menor. O rendimento real pode ser calculado em porcentagem: Rendimento teórico

—————

100%

Rendimento real

—————

x

Para que possamos determinar a porcentagem do rendimento real, devemos antes determinar o rendimento teórico, a partir das quantidades estequiométricas.

Exemplo:

N2 + 3 H2

2 NH3

28g N2 ————— 34 g NH3 70g N2 ————— x 85 g NH3 y

————— —————

x = 85g (teórico)

100% 40%

y = 34g (real)

Para calcularmos a quantidade de substância deverá ser usada na obtenção de determinada quantidade de produto, considerando um rendimento inferior a 100 %, devemos proceder da seguinte maneira:

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Calculamos a quantidade teórica, considerando o rendimento de 100% , necessária para se obter a quantidade de produto desejada.

A quantidade real de reagente que deverá ser usada é uma quantidade superior à teórica, de tal forma que a quantidade teórica corresponda ao rendimento efetivo que a reação consegue ter e a quantidade real, a que deverá ser usada, corresponderá a 100%.

Exemplo:

N2 + 3 H2

2 NH3

28g N2 ————— 34 g NH3 x N2 ————— 500g

x = 412 g (teórico)

412 g NH3 ————— 40% y ————— 100% y = 1030 g (real)

EXERCÍCIOS

1) A combustão do álcool etílico gera, como produtos, gás carbônico e água. De posse dessa informação, na queima de 100 g de álcool hidratado, com 92% de pureza, qual será a massa de água formada?

2) Uma amostra de 200 g de CaCO3 impuro, com 90% de pureza, reage com excesso de HCl. Quais são as massas de H2O e CO2 formadas?

3) 100 g de carbonato de cálcio impuro são tratados com ácido clorídrico. O gás, recolhido convenientemente, pesou 39,6 g. Admitindo-se que as impurezas não reajam com HCl, qual a pureza do carbonato de cálcio ?

4) Uma amostra de 12,5 g de carbonato de magnésio impuro foi tratada com excesso de solução de ácido sulfúrico, tendo-se obtido nessa reação, 600 cm3 de gás carbônico medidos nas CNTP. Qual o teor de carbonato de magnésio amostra?

5) Uma indústria queima diariamente 1,2 x 10 3 kg de carvão (C) com 90% de pureza. Supondo que a queima tenha sido completa, qual o volume de oxigênio necessário (CNTP)?

6) O nitrogênio, juntamente com água, pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrito de amônio.

Calcule o volume obtido de nitrogênio, nas CNTP, pela decomposição de 12,8 g de nitrito de amônio, supondo que o rendimento da reação seja 80% em massa.

7) Qual a massa de água obtida pela reação completa entre 4,0 g de H2 e 40 g de O2, se o rendimento da reação for de 75%?

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8) Fazendo-se reagir 158 g de Na2S2O3 com quantidade suficiente de I2, segundo a reação: 2 Na2S2O3 + I2

2 NaI + Na2S4O6

obteve-se 105 g de Na2S6O4. Qual o rendimento da reação?

9) 12,25 g de ácido fosfórico com 80 % de pureza são totalmente neutralizados por hidróxido de sódio numa reação que apresenta rendimento de 90%. Qual a massa de sal obtida?

10) Ácido nítrico impuro reage com magnésio metálico (Mg), produzindo 2,24 L de H2, medidos nas CNTP. Calcular: a) a massa de magnésio consumida; b) a massa de ácido nítrico impuro gasta, sabendo que sua pureza é 80%.

11) Na reação : 2 SO2 + O2

2 SO3, considerando as CNTP, calcule:

a) o volume de gás oxigênio necessário para reagir completamente com 6,40g de SO2; b) a massa de SO3 obtida se a reação tem rendimento de 80%.

12) Desejamos preparar 1,0 m3 de gás oxigênio, nas CNTP. Que massa de peróxido de sódio contendo 10% de impurezas devemos usar?

13) Ao queimarmos 2,00 g de uma substância orgânica, obtivemos 2,70 x 103 mL de gás carbônico (CNTP).

Qual a porcentagem de carbono na amostra?

14) Uma amostra de sulfato férrico impuro tem 15% de umidade. 1,000g do mesmo foram dissolvidos em água, reagindo com cloreto de bário e obtendo-se 1,167g de precipitado. Qual a percentagem de sulfato férrico na amostra seca e na amostra úmida?

15) Misturando-se 2,0 mol de gás hidrogênio com 1,0 mol de gás oxigênio, quantos mols de água devem ser obtidos, com rendimento de reação de 90% ?

16) 80 g de enxofre reagem com oxigênio, produzindo 128 g de SO2. Determine o rendimento da reação.

17) A combustão de 36,0 g de grafite (C) provocou a formação de 118,8 g de gás carbônico. Qual o rendimento da reação?

18) Para a obtenção de gás nitrogênio em laboratório, utiliza-se a decomposição térmica do nitrito de amônio.

Sabendo-se que a partir de 3,20 g de nitrito de amônio obteve-se 0,896 L de gás nitrogênio (CNTP), calcule o rendimento da reação.

19) É possível obter gás oxigênio pela decomposição térmica do clorato de potássio. Usando-se clorato de potássio 80% puro e considerando um rendimento de 70%, qual a massa de KClO3 necessária para se obter um volume de 6,72 L de O2, nas CNTP? 20) Foram obtidos 3,72 kg de Ca3(PO4)2 pela reação do H3PO4 com 80% de pureza e Ca(OH)2 com 90% de pureza. Calcule as massas de ácido fosfórico impuro e hidróxido de cálcio impuro utilizadas na reação.

21) Calcule a massa de ferro que pode ser obtida a partir da hematita, cujo teor de óxido férrico é de 85% , quando consideramos a reação de 1000g de hematita com monóxido de carbono: Fe2O3 + 3 CO

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2 Fe + 3 CO2

22) A combustão de uma determinada massa de enxofre gerou 6,4 g de dióxido de enxofre. Sabendo-se que o rendimento é 80%, pede-se: a) a massa de enxofre usada;

b) o volume de O2 gasto ( CNTP)

23) 26,1 g de dióxido de manganês são tratados com ácido clorídrico concentrado. Qual o volume de cloro obtido (CNTP), se o rendimento da reação é de 90%.

MnO2 + 4 HCl

MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

24) Queimamos 1,000 g de fósforo impuro em excesso de gás oxigênio e recolhemos o produto em água, tendose completado o volume até 1000 mL. Desta solução foram retirados 10,00 mL que reagiram com bicarbonato de sódio obtendo-se um gás que, nas CNTP, ocupou 20,16 mL. Calcular a porcentagem de fósforo na amostra.

25) 2,000 g de cloreto de sódio com 5% de umidade foram dissolvidos em água, até completar o volume de 200,0 mL. Destes, 20,00 mL foram tratados com solução de nitrato de prata, dando um precipitado que pesou 0,4305g. Qual a percentagem de cloreto de sódio na amostra seca?

26) Em excesso de oxigênio queimamos 93,0 g de fósforo. O produto obtido da combustão é recolhido em água, quantos mols de ácido fosfórico são obtidos ?

27) Uma amostra de 500 kg de calcário (com teor de 80% em CaCO3) foi tratada com ácido fosfórico para formar CaHPO4. a) Escreva a equação da reação. b) Calcule a massa, em kg, do sal formado.

28) Uma amostra de 2,0 g de minério de carbonato de cálcio ao ser tratada com ácido clorídrico, produziu 1,5 x 10 –2 mol de CO2. Equacione o processo e calcule a % em massa de CaCO3 na amostra.

29) Uma cervejaria produz 10 milhões de latas de cerveja por mês. As latas são de alumínio e a metalúrgica que as fabrica utiliza 70% de alumínio reciclado. Considerando-se que o alumínio é produzido segundo a reação 2 Al2O3 4 Al + 3 O2 , com 100% de rendimento, e que cada lata tem 18 g de Al, a quantidade de Al2O3 necessária para atender à produção mensal da cervejaria é : a) 340 t

b) 304 t

c) 102 t

d) 54 t

e) 27 t

30) O gás hidrogênio pode ser obtido em laboratório a partir da reação de alumínio com ácido sulfúrico. Um analista utilizou uma quantidade suficiente de H2SO4 para reagir com 5,4 g do metal e obteve 5,71 litros do gás nas CNTP. Nesse processo, o analista obteve um rendimento aproximado de: a) 75%

b) 80%

c) 85%

d) 90%

e) 95%

31) O óxido nitroso, N2O, é conhecido como "gás hilariante" e foi um dos primeiros anestésicos a serem descobertos. Esse gás e água podem ser obtidos pelo aquecimento cuidadoso de nitrato de amônio sólido .

Se a decomposição de 400g de uma amostra impura de nitrato de amônio forneceu 84 L de gás hilariante nas CNTP, pergunta-se : a) Qual a pureza da amostra, considerando um rendimento de 100%? b) Utilizando–se 200 g do nitrato de amônio cuja pureza foi determinada no item a,quantos gramas de água serão obtidos se o rendimento da reação for de 60%?

32) A nitroglicerina (C3H5N3O9) , sob impacto, decompõe-se produzindo gases que, ao se expandirem, provocam uma violenta explosão. impacto 4 C3H5N3O9(l) 6 N2(g) + O2(g) + 12 CO2 (g) + 10 H2O (g) Calcule o volume, em litros, dos gases produzidos pela explosão de 908 g de nitroglicerina, considerando um rendimento de reação de 85%.

Dados: massa molar da nitroglicerina = 227 g/mol; volume molar dos gases = 35L/mol

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33) Em uma reação de síntese do gás amoníaco (amônia), utilizou-se 3,36 litros de gás nitrogênio e 3,36 litros de gás hidrogênio. O rendimento do processo foi de 50 % e os gases estavam todos nas CNTP. Qual o volume de gás amoníaco obtido?

34) Hidreto de lítio pode ser preparado segundo a equação: 2 Li (s) + H2 (g)

2 LiH (s)

Admitindo que o hidrogênio é medido nas CNTP, calcule : a) A massa de hidreto de lítio que pode ser produzida na reação de 14,0 g de lítio, cujo teor é de 75 %, com 11,2 L de hidrogênio. b) O rendimento da reação se, com as quantidades de reagentes acima indicadas, ocorrer a formação de 6,32 g de LiH 35) O químico francês Antoine Lavoisier ficaria surpreso se conhecesse o município de Resende, a 160 quilômetros do Rio. É lá, às margens da Via Dutra, que moradores, empresários e o poder público seguem à risca a máxima do cientista que revolucionou o século XVIII ao provar que, na natureza, tudo se transforma.

Graças a uma campanha que já reúne boa parte da população, Resende é forte concorrente ao título de capital nacional da reciclagem. Ao mesmo tempo em que diminui a quantidade de lixo jogado no aterro sanitário, a comunidade faz sucata virar objeto de consumo. Nada se perde.

(Revista DOMINGO) Com base na equação abaixo, responda as questões propostas: 2 Al2O3 (s) 4 Al (s) + 3 O2 (g) a) Considerando-se um rendimento de 80 % no processo, qual a massa de alumínio obtida na reciclagem de 255 kg de sucata contendo 70 % de Al2O3? b) Qual o teor de óxido de alumínio na sucata se, a partir de 6,0t dela, forem obtidas 1,5 t de alumínio , num processo cujo rendimento foi de 65%?

36) Na reação de 3,00g de sódio metálico com água (produzindo gás hidrogênio e o hidróxido correspondente), houve desprendimento de 1,42 L de gás, nas CNTP. Qual a pureza do sódio usado?

37) A pirolusita (mineral cujo principal constituinte é o óxido de manganês IV) reage com ácido clorídrico produzindo cloreto de manganês II, água e cloro gasoso. a) Que volume de cloro (em litros) pode ser obtido, nas CNTP, a partir de 43,5 g de pirolusita com 83,8% de pureza? b) Que volume de cloro (em litros) pode ser obtido, fora das CNTP, a partir de 90,0 g de pirolusita (com a mesma pureza do item a ) se o rendimento for de 95,0 % e o volume molar nas condições da experiência for igual a 30,0 litros /mol ? c) Se forem obtidos 50,0 g de cloreto de manganês II a partir de uma amostra de 50,0 g de pirolusita, qual o teor de óxido de manganês IV na amostra?

38) Sabe-se que o clorato de potássio se decompõe pelo aquecimento em cloreto de potássio e gás oxigênio. Se a decomposição de 2,45g de uma amostra de um minério contendo clorato de potássio forneceu 0,336 L de gás oxigênio nas CNTP, pergunta-se : a) a pureza da amostra. b) considerando-se a pureza encontrada no item a, quantos kg de KCl serão obtidos se utilizarmos 500kg deste minério ?

39) Uma amostra contendo 2,12g de carbonato de sódio ( Na2CO3) foi tratada por ácido clorídrico, obtendo-se 375 mL de gás carbônico medidos nas CNTP. Qual o rendimento da reação?

40) Misturou-se 79,0 g de tiossulfato de sódio e 60,0 g de ácido sulfúrico. Considerando-se que o rendimento do processo foi de 75%, calcule: a) A massa, em gramas, de enxofre produzido. b) O volume, em litros, de dióxido de enxofre obtido a 30 ºC, onde o volume molar é de 24,9 L/mol.

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41) Na reação de anidrido carbônico com hidróxido de sódio foram obtidos 14,9 g de sal. Quais foram as massas usadas dos reagentes, considerando que para realizar a reação utilizou-se soda cáustica cujo teor de hidróxido de sódio era de 40 % ?

42) Uma das riquezas minerais do Brasil é a hematita, cujo principal constituinte é o Fe2O3, que é empregada na obtenção do ferro. Esse processo é feito em alto-forno, usando-se carvão como redutor. Em uma das reações ocorridas nesse processo formam-se o metal e monóxido de carbono, segundo a equação: Fe2O3 + 3 C 2 Fe + 3CO a) Calcule a massa de hematita necessária, considerando um teor de Fe2O3 de 63 % , para a obtenção de 5,0 toneladas de ferro. b) Calcule a massa de carvão,que apresenta 80 % de pureza, a ser empregada para que se obtenha 3,0 toneladas de ferro c) Calcule a massa de hematita necessária, em kg, considerando-se uma pureza de 70% , para a obtenção de 5,0 · 103 litros de CO, se a reação estiver ocorrendo nas CNTP. 43) A obtenção do ácido sulfúrico (H2SO4), industrialmente, poder ser feita a partir da pirita (FeS2), de acordo com as equações: 4 FeS2 + 11 O2 2 Fe2O3 + 8 SO2 2 SO2 + O2 2 SO3 SO3 + H2O H2SO4 Determine a massa de ácido sulfúrico obtida, em toneladas, a partir de 48 toneladas de pirita, cujo teor de FeS2 é de 78 %, considerando um rendimento de processo de 60 %.

44) 12,0 g de magnésio reagem com ácido clorídrico. O gás liberado reagiu com iodo gasoso, com rendimento de 50,0 %. O produto formado nesta segunda etapa reagiu com nitrato de cálcio formando como um dos produtos, um sal. Este, em reação com carbonato de sódio, produziu 20,0 g de precipitado. Qual a percentagem de pureza da amostra de magnésio utilizada? Dê todas as equações.

45) Reagindo 11,2 g de N2 com 1,8 g de H2 obtiveram-se 5,1 g de amônia. a) Qual o rendimento desta reação? b) Se a amônia produzida na reação for oxidada (reação com oxigênio) produzindo gás nitrogênio e água, que massa de água (em gramas) poderá ser obtida?

46) Uma amostra de carbonato de cálcio foi aquecida até total decomposição do mesmo. O gás liberado foi borbulhado em uma solução de hidróxido de sódio. À solução obtida adicionou-se sulfato de alumínio, obtendose um precipitado que depois de filtrado e seco pesou 16,38 g. Qual a massa de carbonato de cálcio na amostra, sabendo que o rendimento da reação foi de 95% ? Escreva as equações das reações ocorridas.

47) A produção industrial de metanol, CH3OH, a partir do metano, CH4, e a combustão do metanol em motores de explosão interna podem ser representadas, respectivamente, pelas equações I e II. I. 3 CH4 (g) + 2 H2O (g) + CO2 (g) II. CH3OH (g) + 3/2 O2

4 CH3OH (g)

CO2 (g) + 2 H2O (g)

Supondo que o CO2 da reação representada em (I) provenha da atmosfera, e considerando apenas essas duas reações, (I) e (II), responda se a seguinte afirmação é verdadeira: “A produção e o consumo de metanol não alteraria a quantidade de CO2 na atmosfera“. Justifique a sua resposta.

48) A análise de uma amostra de cloreto de sódio – o sal usado na preparação de alimentos – revelou que 100 g da mesma apresenta 55 g de cloro. A porcentagem de pureza dessa amostra é aproximadamente igual a a) 22,5%

b) 45%

c) 54%

d) 90%

e) 100%

49) Um lote de sal grosso, com especificação de conter no mínimo 90% de sal, é suspeito de estar adulterado com areia. A uma amostra de 250 g do produto seco foi adicionada quantidade suficiente de água e, após filtração, o resíduo, separado e seco, pesou 50 g. Justifique a conclusão possível.

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50) O óxido de titânio (TiO2) é usado em grande quantidade como pigmento branco para tintas e indústrias de plásticos, cerâmicas e papéis. Grande parte do titânio pode ser encontrada na natureza sob a forma de um mineral denominado ilmenita, cuja fórmula aproximada é FeTiO3. Um processo muito usado na obtenção do óxido de titânio puro é a cloração da ilmenita em presença de carbono, de acordo com a equação: 2 FeTiO3 + 2 Cl2 + C 2 FeCl2 + 2 TiO2 + CO2 a) Se partirmos de 1,0 kg do mineral ilmenita, contendo 90% de FeTiO3, que massa, em gramas, de óxido de titânio puro pode ser obtida teoricamente? b) Se obtivermos 7,0t de óxido de titânio a partir de 16,0t de ilmenita, qual o teor de FeTiO3 no mineral usado? c) Se estivermos trabalhando a 25 ºC, qual o volume, em m3, de CO2 obtido a partir de 500 kg de ilmenita 70 % pura, num rendimento de 58 %, se o volume molar for de 24 ,4 L/mol ?

51) Um fermento químico utilizado para fazer bolos é o sal bicarbonato de amônio (NH4HCO3). Quando aquecido esse sal se decompõe em dióxido de carbono, amônia e água, todos gasosos na temperatura em que o bolo é feito. Determine: a) O volume de gás carbônico obtido (volume molar = 38 L/mol ) a partir de 25,0 g de fermento que apresenta 80,0 % de pureza em bicarbonato de amônio.. b) A pureza do fermento se, partindo de 5,00 g forem obtidos 5,75L de gases ((volume molar = 38 L/mol ).

52) Em 1990 foram consumidos em nosso país, cerca de 164 bilhões (164 x 109) de cigarros. A massa de um cigarro que é queimada corresponde a aproximadamente 0,85 g. Considerando que 40 % da massa do cigarro sejam do elemento carbono, quantas toneladas de dióxido de carbono os fumantes lançaram na atmosfera em 1990 no Brasil?

Dado: 1 tonelada (1t) = 106 g 53) O jornal Correio Popular, de Campinas, publicou (23/06/89) a seguinte notícia (trechos): ...“Ativistas do grupo ecológico “Greenpeace” impediram, ontem, que um navio soviético recebesse uma carga de lixo tóxico europeu, que seria transportado para o Brasil. O material constituído de mil toneladas de metais pesados como [cobre], chumbo, cádmio e cromo, seria entregue a empresa brasileira (...) que faria a reciclagem do que ele tinha em cobre.O “Greenpeace” denunciou, porém, que apenas 5% da carga era constituídas por esse elemento (...)

Pergunta-se: a) Que massa de cobre haveria nessa carga? b) Qual a massa de sulfato de cobre pentahidratado, CuSO4.5H2O, que poderia ser obtida caso todo cobre fosse transformado neste sal ?

54) O sal nitrato de amônio é utilizado na agricultura como fertilizante nitrogenado, contendo aproximadamente 33% de N. Sua obtenção dá-se pela reação de síntese entre o ácido nítrico e a amônia. a) Calcule a massa, em toneladas, de NH3 necessária para produzir 8,0 toneladas de fertilizante nitrato de amônio. b) Calcule a massa, em toneladas, de ácido nítrico 50% puro necessária para produzir a mesma massa do fertilizante especificada no item a.

55) Alguns analistas pensam que, no futuro, o gás hidrogênio será largamente utilizado como combustível. Esse gás será produzido pela eletrólise da água, no processo dado pela equação: H2O ( ) H2(g) + ½ O2 (g) Qual volume de gás hidrogênio, nas CNTP, seria obtido pela decomposição de 5,00 · 103 mol de água, admitindo-se um rendimento de 80% ? a) 8,96 x 104L

b) 1,12 x 104L

c) 4,48 x 104L

d) 2,24 x 104L

e) 5,60 x 103L

56) O medicamento “ leite de magnésia “ é uma suspensão de hidróxido de magnésio. Esse medicamento é utilizado para combater a acidez estomacal provocada pelo ácido clorídrico encontrado no estômago.

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Sabe-se que, quando utilizamos 12,2 g desse medicamento neutraliza-se certa quantidade do ácido clorídrico, produzindo 16,0 g de cloreto de magnésio.

O grau de pureza desse medicamento, em termos de hidróxido de magnésio é igual a: a) 90%

b) 80%

c) 60%

d) 40%

e) 30%

57) O ácido sulfúrico é obtido industrialmente por um processo que se inicia com a queima do enxofre. O produto imediato desta queima é o dióxido de enxofre, que em presença de excesso de oxigênio (queima completa) origina o trióxido. O ácido é então obtido pela reação deste último com água.

Dada: NA = 6,02 · 1023 entidades/mol a) Qual o volume ( em L ) de anidrido sulfuroso (nas CNTP) gerado pela queima de 25,0 mol de enxofre 76 % puro ? b) Qual a massa ( em kg ) de anidrido sulfúrico obtido a partir da queima de 25,0 mol de enxofre com um rendimento de reação de 94 % ? c) Qual a massa ( em kg ) de ácido sulfúrico obtido a partir da queima de 25,0 mol de enxofre 57 % puro num processo cujo rendimento em média é de 82 % ? d) Quantos mols de oxigênio são necessários para queimar completamente 48,0 t de enxofre? e) Quantas moléculas de trióxido de enxofre precisam reagir completamente com água para que sejam obtidos 98,0 kg de ácido sulfúrico?

58) A substância simples fósforo é obtida a partir do mineral fosforita, (fosfato de cálcio). Uma mistura de fosforita, areia (dióxido de silício) e carvão é aquecida em forno elétrico. O resultado é a redução do fósforo (formando a variedade alotrópica fósforo–branco, cuja atomicidade é 4), formando ainda metassilicato de cálcio e monóxido de carbono.

Considerando uma fosforita cujo teor de fosfato de cálcio seja de 80% e dada NA = 6,02 · 1023 entidades/mol: a) Quanto de fósforo branco ( em kg ) serão obtidos a partir de 1,5 t de fosforita? b) Quantos kg de areia serão necessários para a reação do item a se a areia usada possui um teor de dióxido de silício de 95 % ? c) Qual a quantidade de matéria de carvão consumida no item a se o teor de carbono no carvão usado é de aproximadamente 85 %?

59) Na metalurgia do manganês utiliza-se um processo conhecido como aluminotermia. O princípio desse processo é uma reação de deslocamento metálico, no qual a pirolusita (dióxido de manganês) é aquecido em presença de alumínio. Considerando a pirolusita como tendo uma pureza de 90%: a) Quantas toneladas de pirolusita são necessários para obter 1,1 t de manganês, num processo com 58 % de rendimento? b) Quanto de alumínio ( em g ) será necessário para processar 6 mols de dióxido, se o alumínio usado possui um teor de 83 %?

60) Um dos processos industriais de obtenção de mercúrio é a ustulação do cinábrio (sulfeto mercúrico). Nesse processo o minério é aquecido com oxigênio obtendo-se o metal e tendo como subproduto o anidrido sulfuroso. a) Qual a massa ( em t) de cinábrio, cujo teor de sulfeto mercúrico é de 52%, é necessária para a obtenção de 2,50 x 104 mol do metal ? b) Qual o volume de gás sulfuroso ( em L, nas CNTP) obtido pela ustulação de 180g de cinábrio 65 % puro onde foram empregados 50,0 L de ar ( A composição volumétrica do ar em termos de oxigênio é em torno de 20 % em volume )? Pensar em excesso!!!!!! c) Quantos mols de mercúrio são obtidos quando processamos 812g de cinábrio, 80 % puro, com um rendimento de 67% ? d) Quantos litros de ar (nas CNTP) são necessários para obter 67,0 g de metal? Considere a composição citada no item c.

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RESPOSTAS

1)108g

2) 32,4 g H2O e 79,2 g CO2

3) 90,0%

4) 18,0%

6) 3,58 L

7) 27g

9) 14,76 g

10) a) 2,40 g Mg

11) a) 1,12 L O2

b) 6,40 g

23) 6,05 L

24) 93 %

25) 92 %

5) 2,0 x 10 6 L

26) 3,0 mol

27) b) 544kg

28) 75%

8) 78,0%

29) letra a

30) letra c

31) a) 75% b) 40,5g

b) 15,75 g

32) 863L

33) 1,12L

34) a) 8,00g b) 79,0%

12) 7,7 kg

35) a) 75,6kg

b) 73%

36) 97%

13) 72,5 %

14) 79% (seca) e 67% (úmida)

37) a) 9,40L

b) 24,7L

c) 69,0%

15) 1,8 mol

16) 80 %

38) a) 50,0%

b) 152kg

39) 83,7%

18) 80 %

19) 43,8 g

40) a) 12,0g

b) 9,3L

17) 90,0 %

20) 2,9 Kg de H3PO4 e 2,9 Kg de Ca(OH)2

41) 6,18g de CO2 e 28,1g de NaOH

21) 595 g

42) a) 11t

22) b) 4,0 g de S

43) 36 t

44) 80,0 %

c) 2,8 L de O2

45) a) 50%

b) 8,1g

b) 1,2t

c) 17kg

46) 22,10g

47) alteraria, pois é consumido 1mol de gás carbônico e são gerados 4 mol após a combustão.

48) letra d

49) a amostra possui 80% de sal, estando abaixo da especificação.

50) a) 474g

b) 81%

51) a) 9,62L

b) 79,6%

52) 2,05· 105t

53) a) 50t

55) letra a

56) letra b

57) a) 426L

c) 15,0m3

b) 196t

54) a 1,7t

b) 1,88kg

c) 1,15kg

d) 2,25 · 106 mol

58) a) 240kg

b) 734 kg

c) 2,3 · 104 mol

59) a) 3,0t

b) 260g

60) a) 11t

b) 10,0L

c) 1,87 mol

d) 37,5L ar

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b) 12,6t

e) 6,02 · 1026 moléculas

Referências bibliográficas Usberco

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