BCL 0307 Transformações Químicas

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1 BCL 0307 Transformações Químicas Prof. Dr. André Sarto Polo Bloco B S ou L202 andre.polo@ufabc.edu.br Aula 03

2 ÁCIDOS E BASES

3 ARRHENIUS Ácido: espécie que ioniza em água produz íon H +. HCl (g) H + (aq) + Cl - (aq) Base: espécie que ioniza em água produz íons OH - NaOH (s) Na + (aq) + OH - (aq) Limitações: aplica-se apenas a soluções aquosas não é possível explicar a basicidade da amônia

4 BRÖNSTED-LOWRY (Protônica) Ácido: espécie doadora de H + (próton). Base: espécie receptora de H + (próton). Esta teoria prevê a formação de pares conjugados: HCl (aq) + H 2 O (l) Cl - (aq) + H 3 O + (aq) Ácido Base Base Ácido Íon hidroxônio NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH + 4 (aq) + OH - (aq) Base Ácido Ácido Base ÁCIDOS E BASES ESTÃO RELACIONADOS ENTRE SI PELA PERDA OU GANHO DE H +

5 BRÖNSTED-LOWRY (Protônica) ácido base base ácido

6 BRÖNSTED-LOWRY (Protônica) Em fase gasosa: HCl (g) + NH 3 (g) Ácido Base NH 4+ Cl - (s) A teoria não fica mais limitada a água NH 3(aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) Base Ácido Ácido Base H 3 CCO 2 H (aq) + H 2 O (l) H 3 CCO - 2 (aq) + H 3 O + (aq) Ácido Base Base Ácido

7 Força Relativa

8 Força Relativa

9 Força Relativa

10 LEWIS (Eletrônica) Ácido: receptor de par de elétrons. Base: doador de par de elétrons. - + BF 3 + NH 3 NF 3 B-NH 3 Ácido Base Aduto

11 Exercício Identifique o ácido, a base e o aduto nos exemplos abaixo. Explique por cada uma das teorias apresentadas NaOH (aq) + HCl (aq) Na + (aq) + Cl - (aq) + H 2 O (l) H 2 SO 4(l) + CH 3 CH 2 OH (l) HSO 4- + CH 3 CH 2 OH 2 + Fe 2+ (aq) + CN - (aq) FeCN + (aq)

12 Equações Químicas A equação química é uma representação de uma reação química. Ela apresenta: os átomos que compõe os reagentes e produtos (e o estado físico em que se encontram) a proporção estequiométrica em que se combinam e, consequentemente, a relação entre as massas molares envolvidas. ZnS (s) + 2 HCl (aq) ZnCl 2 (s) + H 2 S (g) Coeficientes estequiométricos 12

13 Lei de conservação da massa: A matéria não pode ser perdida em nenhuma reação química. 1C 4H 4O 1C 2O 2O 4H 13

14 Equações Químicas: Balanço de massa ZnS (s) + 2 HCl (aq) ZnCl 2 (s) + H 2 S (g) Massas Molares ZnS = 97,5 g.mol -1 HCl = 36,5 g.mol -1 ZnCl 2 = 136,5 g.mol -1 H 2 S = 34 g.mol -1 Esta é a PROPORÇÃO em MASSA desta reação. Assim, o dobro da massa de ZnS (195,0 g) reagiria com o dobro da massa de HCl (146,0 g), formando o dobro de massa de cada produto. O mesmo raciocínio vale para a proporção em quantidade de matéria dos reagentes desta reação. 14

15 Balanceie as reações químicas C 3 H 8(g) + O 2(g) CO 2(g) + H 2 O (g) NaOH (aq) + H 2 SO 4(aq) Na + (aq)+ SO 4 2- (aq) + H 2 O (aq) Al (s) + HCl (aq) AlCl 3(aq) + H 2(g) 15

16 Reações de Oxirredução Reações de oxirredução são caracterizadas pela transferência de elétron, entre um átomo doador e um átomo receptor. Ocorrendo: 1. Aumento no número de oxidação do elemento = Oxidação 2. Decréscimo no número de oxidação do elemento = Redução 2H 2(g) + O 2 (g) 2H 2 O (l) Zn 0 (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu 0 (s) C 3 H 8(g) + 5O 2(g) 3CO 2(g) + 4H 2 O (g) MgCl 2 (l) Mg (l) + Cl 2(g) ZnS (s) + 2 HCl (aq) ZnCl 2 (s) + H 2 S (g)

17 Oxidação do Ferro Fe (s) + O 2(g) Fe 2 O 3(s) Semi-reação Semi-reação 17

18 Corrosão do alumínio Al (s) + Cu 2+ (aq) Al 3+ (aq) + Cu (s) Cu é REDUZIDO (Agente oxidante) Al é OXIDADO (Agente redutor) Semi-reações envolvidas (sempre escritas no sentido da redução) Al 3+ (aq) + 3 e - Al (s) X 2 e inverte-se pois o Al está sendo oxidado Cu 2+ (aq) + 2 e - Cu (s) X Al (s) + 3 Cu 2+ (aq) 2 Al 3+ (aq) + 3 Cu (s) Eq. final (eq. Global) está balanceada por massa e por carga. 18

19 Exercícios Escreva equações balanceadas para as seguintes reações de oxirredução e indique os agentes oxidantes e redutores a) Cr 2+ (aq) + Sn 4+ (aq) Cr 3+ (aq) + Sn 2+ (aq) b) As (s) + Cl 2(g) AsCl 3(l) 19

20 Vamos complicar um pouquinho... Redução do VO 2+ com Zn em meio ácido

21 Vamos complicar um pouquinho... VO 2+ + Zn VO 2+ + Zn 2+ 1 o Passo: escreva as semi-reações Ox Zn Zn 2+ Red VO 2+ VO 2+ 2 o Passo: faça o balanceamento das semireações por massa Ox Zn Zn 2+ Red 2 H + + VO 2+ VO 2+ + H 2 O Adicione H 2 O no lado deficiente de O e adicione H + do outro lado p/ balancear o H.

22 Vamos complicar um pouquinho... 3 o Passo: faça o balanceamento das semi-reações por carga Ox Zn Zn e- Red e- + 2 H + + VO 2+ VO 2+ + H 2 O 4 o Passo: Multiplique por um fator apropriado Ox Zn Zn e- Red 2e- + 4 H VO 2+ 2 VO H 2 O 5 o Passo: Some as duas semi-reações Zn + 4 H VO 2+ Zn VO H 2 O

23 Vamos complicar um pouquinho... MnO Br - MnO 2 + BrO 3- em meio básico 1 o Passo: escreva as semi-reações Ox Br - BrO 3 - Red MnO 4 - MnO 2 2 o Passo: faça o balanceamento das semi-reações por massa (como no caso de meio ácido) Ox Br - BrO - + 3H 2 O 3 + 6H + Red MnO H + MnO 2 + 2H 2 O

24 Vamos complicar um pouquinho... 3 o Passo: faça o balanceamento das semireações por carga e some-as Ox Br - + 3H 2 O BrO e H + Red 2 MnO H + + 3e 6e- - 2MnO H 2 O Br - +2MnO H + BrO MnO 2 + H 2 O

25 Vamos complicar um pouquinho... 4 o Passo: Lembrar que o meio é básico! Adiciona-se base! Br - +2MnO H + BrO MnO 2 + H 2 O 2OH - + 2OH - 2H 2 O Br - +2 MnO H 2 O BrO MnO 2 + H 2 O + 2OH - 5 o Passo: Simplifique o que for possível! Br - +2MnO 4- + H 2 O BrO MnO OH -

26 Vamos complicar um pouquinho... Exercícios: 1) Cu + NO - 3 Cu 2+ + NO em meio ácido 2) Cr(OH) 3 + ClO - CrO Cl - em meio básico

27 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

28 Quantidades padrões MASSA ATÔMICA (ou Molecular) X MASSA MOLAR (M): são numericamente iguais, mas a unidade da massa molar é g/mol. Denotam coisas diferentes MA do 12 C = 12 u (um átomo de carbono) 1 mol de 12 C = 12g (6,02 átomos de carbono) M do C = 12 g/mol 28

29 Quantidades padrões um mol de CO 2 44 gramas (gás) um mol de H 2 O 18 gramas (líquido) um mol de NaCl 58,5 gramas (sólido) 29

30 Cálculo estequiométrico Caso 1: Preparação de 10 g de tartarato de bário O HO O - O - OH O Molecular Formula = C 4 H 4 O 6 Formula Weight = Ácido Tartárico Ba(OH) 2 30

31 Cálculo estequiométrico Caso 1: Preparação de 10 g de tartarato de bário 31

32 Cálculo estequiométrico Caso 2: Preparação de 30 g de sulfato de bário (BaSO 4 ) 32

33 Cálculo estequiométrico Caso 3: Preparação de 5 g de hexafluorfosfato de amônio H N + H H H F P - F F F F F Molecular Formula = H 4 F 6 NP Formula Weight = Hidróxido de amônio 33

34 Cálculo estequiométrico Caso 3: Preparação de 5 g de hexafluorfosfato de amônio H N + H H H F P - F F F F F Molecular Formula = H 4 F 6 NP Formula Weight =

35 Cálculo estequiométrico Caso 4 Combustão do GLP (GLP = 50% propano, 50% butano) 35

36 Cálculo estequiométrico Medidas: Massa, volume, concentração Reagentes SÓLIDOS Medida de massa diretamente na balança Reagentes LÍQUIDOS Determinar a massa pela Densidade (g.cm -3 ) d = m V Reagentes GASOSOS Para determinar qual é a massa de um determinado volume de gás temos a relação P.V = n R.T 36

37 Concentração de soluções Reagentes SÓLIDOS, LÍQUIDOS e GASOSOS em SOLUÇÃO Determinar a quantidade de matéria (número de mols) contido num determinado volume de solução Concentração em Quantidade de Matéria ou Concentração molar ( [ ] = n/vol) (mol.l -1 ) 120,0 g NaOH Massa molar NaOH = 40 g Solução NaOH 3,0 mol.l -1 [NaOH] = 3,0 mol.l -1 37

38 Concentração de soluções Porcentagem de massa: Ex.: Qual a massa de HCl em um litro de solução 36%? (d = 1,2 g.ml -1 ) E qual a molaridade desta solução? 38

39 Concentração de soluções Partes por milhão (ppm) Exemplo: flutuador da Globo Preto: De 0 a 1,9 mg O2 L -1 (0 a 1,9 ppm) Péssimo Vermelho: De 2,0 a 4,9 mg O2 L -1 (2,0 a 4,9 ppm) )- Ruim; Verde: Acima de 5,0 mg O2 L -1 (5,0 ppm) Boa. 39

40 Próxima aula Cálculos estequiométricos rendimento de reação reagentes limitante e em excesso Importância da estequiometria