Fundamentos de Química Profa. Janete Yariwake

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1 Bloco 2. Soluções. Equilíbrio químico em solução aquosa 2.1 Ácidos e bases 1 Bibliografia - Exercícios selecionados Exercícios retirados dos seguintes livros-texto: J.E. Brady, G.E. Humiston. Química Geral, vol. 1 (2ª ed., 1986). P. Atkins, L. Jones. Princípios de Química (5ª ed., 2012) e-aulas recomendadas (para revisão ) e-aulas (portal e-aulas USP) Estequiometria e representação de reações químicas Prof. Guilherme A. Marson Estequiometria de reações Prof. Guilherme A. Marson 2 1

2 Exercícios selecionados Estequiometria (Bloco 1 Conceitos e cálculos fundamentais) Exercícios do Brady, vol. 1 (cap. 2): 2.4 cálculo do número de moles 2.8 massa de 1 átomo 2.9 cálculos de peso molecular (= peso fórmula ) 2.11 cálculo % massa (composição centesimal) 2.12 fórmula mínima 2.15 fórmula molecular 2.16 balanceamento de reações 2.22 cálculo estequiométrico com reagentes limitantes 3 Exercícios selecionados Estequiometria (Bloco 1 Conceitos e cálculos fundamentais) Exercícios do Atkins, 5ª ed. (cap. E - Fundamentos): pg F39 / E1 pg F39 / teste E1B cálculo do número de moles pg F41 / E3 cálculo da massa molar média (Cl 35 e Cl 37 ) pg F42+ F43 / E.4 cálculo da % massa (composição %) pg F47 + F48 F2 cálculo da fórmula mínima pg F63 / H1 representação e balanceamento de reações químicas 4 2

3 Exercícios selecionados Cálculos de concentração (Bloco 1 Conceitos e cálculos fundamentais) Exercícios do Brady, vol. 1 (cap. 2): 2.25 cálculos de molaridade (= concentração molar ) cálculos de preparo de soluções Exercícios do Atkins, 5ª ed. (cap. E - Fundamentos): pg F 55+ F 56 / G.2 cálculos de preparo de soluções pg F 57 + F58 / G o Bloco: Soluções. Equilíbrio Químico em solução aquosa Soluções: íons e estado de oxidação. Dissolução e ionização. Solvatação. Reações em solução e equilíbrios iônicos em solução aquosa. ph e autoionização. Ácidos e bases de Arrhenius. Acidez e eletronegatividade. Efeito tampão. Reações de oxidação e redução. Potencial padrão de redução. Equação de Nernst. Condutividade iônica. Pilhas e baterias; corrosão; eletrólise. 6 3

4 Alguns exemplos de aplicações da Física em sistemas em solução aquosa Sistemas biológicos: Diagnóstico por imagens (ressonância, ultrassom, tomografia, etc.) Fisico-química moderna: Eletroquímica e geração de energia (pilhas, baterias, células solares, etc.) 7 Conceitos fundamentais da Química Reações Químicas As reações químicas podem ocorrer: - em fase gasosa - em fase sólida - em solução soluto = substância presente em menor proporção. Ex: NaCl solvente = substância presente em maior proporção 8 4

5 Reações em solução aquosa Exemplo 1: Dissociação do NaCl em água NaCl (s) Na + (aq) + Cl (aq) íon sódio cátion íon cloreto ânion o NaCl é um eletrólito, pois a solução tem propriedades condutoras de eletricidade (solução iônica). 9 Dissociação do NaCl NaCl(s) Na + (aq) + Cl - (aq) molécula de água (H 2 O) Solvatação do NaCl (solução aquosa de NaCl) https://www.youtube.com/watch?v=wc70mbtxvr8 5

6 Exemplo 1: Dissociação do NaCl em água NaCl sofre dissociação em solução aquosa eletrólito conduz corrente elétrica sacarose (C 12 H 22 O 11 ) não sofre dissociação em solução aquosa não conduz corrente elétrica A sacarose não é um eletrólito pois ao dissolver-se em água, a molécula permanece intacta (não há quebras de ligações químicas). sacarose (açúcar comum) C.R.Martins et al., Quím. Nova vol.36 no. 8(2013) 6

7 NaCl sofre dissociação em solução aquosa eletrólito conduz corrente elétrica (material retirado de uma página da Internet sobre esportes) Você já ouviu falar em eletrólitos? Não? Então lá vai! Os eletrólitos são fontes de energia imediata, que auxiliam na hidratação do corpo. São comumente encontrados em bebidas esportivas... blablablabla... Reações em solução aquosa Exemplo 2: Preparo de uma solução de HCl em água HCl (aq) + H 2 O H 3 O + (aq) + Cl (aq) íon hidrônio ( próton ) cátion íon cloreto ânion ocorre uma reação química reversível (transferência de um H + para a molécula de H 2 O) HCl é um ácido, pois a solução contém íons H 3 O

8 Definições de ácidos e bases Ácidos e bases definição de Arrhenius Ácidos e bases definição de Bronsted-Lowry Ácidos e bases definição de Lewis Em soluções aquosas, na maioria dos casos encontramos ácidos e bases cf. as definições de Arrhenius ou de Bronsted-Lowry. Alguns exemplos de reações de Ácidos e bases de Lewis: em solventes não-aquosos em fase gasosa reações de complexação (substâncias inorgânicas: metais de transição) 15 ácidos e bases cf. Arrhenius Exemplo 2: Preparo de uma solução de HCl em água HCl (aq) + H 2 O H 3 O + (aq) + Cl (aq) íon hidrônio ( próton ) cátion íon cloreto ânion HCl é um ácido de Arrhenius, pois quando dissolvido em água, libera íons H 3 O + ácido de Arrhenius: qualquer substância que pode aumentar a quantidade de íons H 3 O + em solução aquosa. 16 8

9 ácidos e bases cf. Bronsted-Lowry Exemplo 2: Preparo de uma solução de HCl em água HCl (aq) + H 2 O HCl: doa H + (ácido de Bronsted- Lowry) H 3 O + (aq) + Cl (aq) íon hidrônio ( próton ) cátion íon cloreto ânion ácido de Arrhenius: qualquer substância que pode aumentar a quantidade de íons H 3 O + em solução aquosa. 17 Reações em solução aquosa Exemplo 3: Preparo de uma solução de NH 3 em água NH 3 (aq) + H 2 O NH 4 + (aq) + OH (aq) íon hidrônio ( próton ) cátion íon hidroxila ânion ocorre uma reação química reversível (transferência de um H + da molécula de H 2 O) NH 3 é uma base, pois a solução contém íons OH - Base de Arrhenius: qualquer substância que pode aumentar a quantidade de íons OH - em solução aquosa. 18 9

10 Exemplo 3: Preparo de uma solução de NH 3 em água NH 3 (aq) + H 2 O NH 4 + (aq) + OH (aq) íon hidrônio ( próton ) cátion íon hidroxila ânion Base de Arrhenius: qualquer substância que pode aumentar a quantidade de íons OH - em solução aquosa. 19 Exemplo 3: Preparo de uma solução de NH 3 em água NH 3 (aq) + H 2 O NH 4 + (aq) + OH (aq) íon hidrônio ( próton ) cátion íon hidroxila ânion doador de íons H + Base de Bronsted-Lowry: qualquer substância que pode receber íons H

11 Animações Figuras do Atkins (5ª ed) Ácidos e bases ver menu: animacoes Animação 11.1 (Figura 11.1) HCl em solução aquosa Animação 11.4 (Figura 11.4) NH 3 em solução aquosa ácidos e bases: Auto-ionização da água H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH íon hidrônio ( próton ) cátion íon hidroxila ânion a água pode formar íons H 3 O + e íons OH - substância anfótera ( anfiprótica ) (a água pode reagir como um ácido ou como uma base, cf. as definições de Bronsted-Lowry) 22 11

12 Exemplo 1 Reações ácido-base NaOH + HCl NaCl + H 2 O base ácido sal água Exemplo 2 NH 4 OH + HCl NH 4 Cl + H 2 O base ácido sal água (cloreto de amônio) as reações ácido-base também são chamadas em alguns livros reação de neutralização. Porém, este nome não é correto! (lembrete para as aulas de hidrólise dos sais e soluções-tampão) Reações ácido-base NH 3 + HCl NH Cl Em soluções aquosas, na maioria dos casos as reações ácido-base podem ser explicadas usando as definições de Arrhenius ou de Bronsted-Lowry. Obs.: muitas reações em solventes não-aquosos ou em fase gasosa envolvem ácidos e bases de Lewis (assunto não abordado nesta disciplina) 12

13 Reações ácido-base de Lewis ácido de Lewis: recebe 1 par de elétrons base de Lewis: doa 1 par de elétrons Reações ácido-base de Lewis BF 3 : acido de Lewis NH 3 : base de Lewis ácido de Lewis: recebe 1 par de elétrons base de Lewis: doa 1 par de elétrons 13

14 LiOH (s) + CO 2 (g) LiHCO 3 (s) OH - + CO 2 HCO 3 - base ácido íon bicarbonato de Lewis de Lewis LiOH (s) + CO 2 (g) respiração LiHCO 3 (s) OH - + CO 2 HCO 3 - base ácido íon bicarbonato de Lewis de Lewis Houston, we have a problem!!! reação para retirada do CO 2 em naves espaciais usando LiOH 14

15 Reações ácido - base de Lewis Ex.: formação de complexos inorgânicos em solução aquosa: CoCl H 2 O [Co(H 2 O) 6 ] Cl - ácido base complexo de Lewis de Lewis Co 2+ = ácido de Lewis (recebe1 par de elétrons) H 2 O = base de Lewis (doa1 par de elétrons) 30 15

16 Reações ácido - base de Lewis Ex.: formação de complexos inorgânicos em solução aquosa: CoCl H 2 O [Co(H 2 O) 6 ] Cl - ácido base de Lewis de Lewis complexo (sal hidratado) 31 16

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