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Elementos de Química-Física > 4. Reações em Solução Aquosa > Flashcards

4. Reações em Solução Aquosa Flashcards

1
Q

Solução?

A

É uma mistura homogénea de duas ou mais substâncias.

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2
Q

Solutos?

A

São as substâncias presentes em menores quantidades na solução.

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3
Q

Solvente?

A

É a substância presente em maior quantidade.

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4
Q

Eletrólito?

A

Uma substância que dissolvida em água origina uma solução que conduz corrente elétrica.

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5
Q

Não eletrólito?

A

Uma substância que dissolvida em água origina uma solução que não conduz corrente elétrica.

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6
Q

Eletrólito forte?

A

Uma espécie que em solução se encontra 100% dissociada:

NaCl (s) -> H2O Na+ (aq) + Cl- (aq)

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7
Q

Eletrólito fraco?

A

Uma espécie que em solução se encontra dissociada em pequena extensão:

CH3COOH(l) -> CH3COO- (aq) + H+ (aq)

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8
Q

Porque ocorre dissolução?

Que outra designação tem este fenómeno?

A

Ocorre porque as fortes interações entre os iões existentes no sólido, são compensadas pela interação entre cada um dos iões e as moléculas de água que o rodeiam, orientando para o ião a zona da molécula com uma polaridade oposta.

Também conhecido como hidratação.

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9
Q

O que torna um ácido um eletrólito fraco?

A

É um eletrólito fraco porque a sua ionização em água é incompleta, por exemplo o ácido acético:

CH3COOH(l) CH3COO- (aq) + H+ (aq)

É uma reação que ocorre nos dois sentidos, uma ação reversível, neste caso a extensão da reação no sentido direto é muito pequena.

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10
Q

Exemplos de eletrólitos fortes?

A 
HCl
HNO3
HClO4
H2SO4
NaOH
Ba(OH)2
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11
Q

O que acontece se não houver iões em solução?

A

Não existindo iões em solução, não ocorre condução de corrente.

Por exemplo, a glicose, C6H12O6, quando posta em solução aquosa, não liberta qualquer tipo de iões.

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12
Q

Eletrólitos fracos?

A 
CH3COOH
HF
HNO3
NH3
H20
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13
Q

Concentração? Ou Molaridade?

Qual é a expressão?

A

Concentração de uma solução é a quantidade de soluto, expressa em mole por unidade de volume de solução (dm3).

nº de moles de soluto / volume da solução

É usado o volume total de solução.

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14
Q

Passos a tomar para a preparação de uma solução de concentração conhecida?

A
  1. Calcular a quantidade de soluto necessário.
  2. Pesar o soluto num vidro de relógio ou num copo, numa balança com precisão adequada.
  3. Dissolver o soluto numa pequena quantidade de solvente, num copo.
  4. Transferir a solução para um balão, lavando várias vezes as paredes do copo, e transferindo para o balão.
  5. Agitar a solução no balão e perfazer o volume total até à marca, agitando sempre.
  6. Rotular o balão
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15
Q

Diluição?

No cálculo de concentrações que variáveis usamos?

A

É o procedimento para preparar uma solução de menor concentração, a partir de uma solução mais concentrada.

Para o cálculo de concentrações usamos as seguintes variáveis:

  • concentração da solução inicial, Ci
  • concentração da solução final Cf
  • volume da solução final Vf
  • volume a medir da solução inicial Vi

Uma das variáveis será sempre calculada em função das três restantes.

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16
Q

Diga como prepararia 60,0 mL de uma solução aquosa de HNO3 0,200 M, a partir uma solução de HNO3 4,00 M?

Pelos dois métodos.

A

1º Método:

CfVf = CiVi
0,200 x 60,0 = Ci x 4,00
Ci = 3,0 mL

2º Método:

  1. Calcular quantas moles de HNO3 existem em 60 mL de HNO3 0,200 M.
  2. Que volume da solução mais concentrada contém este número de moles?

Serão medidos 3,0 mL da solução mais concentrada e diluídos até 60 ml

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17
Q

Passos a tomar para a preparação de uma solução de concentração conhecida por diluição de uma solução mais concentrada?

A
  1. Calcular o volume de solução concentrada, necessário para preparar a solução diluída Medir com um pipeta (de preferência volumétrica) o volume calculado.
  2. Transferir o volume medido para um balão volumétrico e completar o volume com água até próximo do volume final.
  3. Agitar a solução no balão e perfazer o volume total até à marca, agitando sempre.
  4. Rotular o balão
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18
Q

Tipos de reações químicas?

A
  • De precipitação
  • De ácido base
  • De oxidação redução
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19
Q

Precipitado?

Como se distingue o precipitado na seguinte equação?

Pb(NO3)2 (aq) + 2NaI (aq) -> PbI2 (s) + 2NaNO3 (aq)

A

Um sólido insolúvel que se separa de uma solução.

O precipitado, normalmente, está no estado sólido, ou seja, na equação anterior será o PbI2 (s).

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20
Q

Ião espectador?

A

Um ião espectador é um ião que existe sob a mesma forma em ambos os reagentes e produtos lados de uma reacção química.

O ião é inalterado em ambos os lados de uma equação química e não afecta o equilíbrio.

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21
Q

Simplifique a equação de modo a isolar o precipitado:

Pb(NO3)2 (aq) + 2NaI (aq) > PbI2 (s) + 2NaNO3 (aq)

A

Equação completa:
Pb(NO3)2 (aq) + 2NaI (aq) > PbI2 (s) + 2NaNO3 (aq)

Equação simplificada:
Pb2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2I- >PbI2 (s) + 2Na+ + 2NO3-

Ou seja, 2NO3 e 2Na+, como são iões espectadores, cancelam-se uns aos outros:

Pb2+ (aq) + 2I- (aq) > PbI2 (s)

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22
Q

Solubilidade de uma solução?

A

A quantidade máxima de um soluto que se dissolve por unidade de volume de solvente, a uma dada temperatura.

23
Q

Passos para encontrar o precipitado numa equação química?

A
  1. Escreva a equação completa devidamente acertada.
  2. Escreva a equação iónica completa identificando claramente os eletrólitos fortes completamente dissociados.
  3. Anule os iões espectadores comuns de ambos os lados da equação.
  4. Verifique o balanço de massa e o balanço de carga na equação.
24
Q

Algumas propriedades dos ácidos?

A

-Produzem alteração de cor em pigmentos vegetais.

-Reagem com alguns metais produzindo hidrogénio:
2HCl (aq) + Mg (s) > MgCl2 (aq) + H2 (g)

-Reagem com carbonatos e bicarbonatos, com libertação de CO2:
2HCl (aq) + CaCO3 (s) > CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l)

-As soluções aquosas de ácidos são condutoras de eletricidade

25
Q

Algumas propriedades das bases?

A
  • Produzem alteração de cor em pigmentos vegetais.

- As soluções aquosas de bases conduzem eletricidade

26
Q

Ácido de Arrhenius?

A

É uma substância que produz H+ (H3O+) em solução aquosa:

HCl + H2O > H3O+ + Cl-

27
Q

Base de Arrhenius?

A

É uma substância que produz OH- em solução aquosa:

NaOH (s) > Na+ (aq) + OH- (aq)

28
Q

Ácido de Brønsted?

Exemplos?

A

É uma substância dadora de protões:

NH3 + H2O > NH4+ + OH-; onde a base é NH3; e o ácido H2O.

HI (aq) > H+ (aq) + I- (aq)

29
Q

Base de Brønsted?

Exemplos?

A

É uma substância aceitadora de protões:

NaOH (s) > Na+ (aq) + OH- (aq)

CH3COO- (aq) + H+ (aq) > CH3COOH (aq)

H2PO4- (aq) + H+ (aq) > H3PO4 (aq)

30
Q

Exemplos de ácidos? Como se dissociam? Como se classificam?

HCl?
HNO3?
CH3COOH?

H2SO4?
HSO4-?

H3PO4?
H+ + H2PO4-

A

HCl > H+ + Cl-; ácido forte, eletrólito forte.

HNO3 > H+ + NO3-; ácido forte eletrólito forte.

CH3COOH > H+ + CH3COO-; ácido fraco, eletrólito fraco.

H2SO4 > H+ + HSO4-; ácido forte, eletrólito forte.

HSO4- > H+ + SO42-; ácido fraco, eletrólito fraco.

H3PO4 > H+ + H2PO4-; ácido fraco, eletrólito fraco.

H2PO4- > H+ + HPO42-; ácido fraco, eletrólito fraco.

HPO42- > H+ + PO43-; ácido fraco, eletrólito fraco.

31
Q

Substância anfotérica?

A

Uma substância diz-se anfotérica, se se comporta simultaneamente como ácido e como base.

HCO3- (aq) > CO32- (aq) + H+ (l)

HCO3- (aq) + H+ (aq) > H2CO3 (aq)

32
Q

Identifique os ácidos fortes e fracos da seguinte lista:

  • Ácido clorídrico (HCl)
  • Ácido flourídrico (HF)
  • Ácido nitroso (HNO2)
  • Ácido bromídrico (HBr)
  • Ácido acético (CH3COOH)
  • Ácido nítrico (HNO3)
  • Ácido fosfórico (H3PO4)
  • Ácido sulfúrico (H2SO4)
  • Ácido perclórico (HClO4)
  • Ácido iodrídico (HI)
A

Ácidos Fortes:

  • Ácido clorídrico (HCl)
  • Ácido bromídrico (HBr)
  • Ácido nítrico (HNO3)
  • Ácido sulfúrico (H2SO4)
  • Ácido iodrídico (HI)
  • Ácido perclórico (HClO4)

Ácidos Fracos:

  • Ácido flourídrico (HF)
  • Ácido nitroso (HNO2)
  • Ácido acético (CH3COOH)
  • Ácido fosfórico (H3PO4)
33
Q

Reações de oxidação e redução?

Semi-reações?

A

Reações onde há transferência de eletrões.

2Mg (s) + O2 (g) > 2MgO (s), pode ser decomposta em duas reações:

  • Semi-reação de Oxidação (perda de e-)
    2Mg > 2Mg2+ + 4e-
  • Semi-reação de Redução (ganho de e-)
    O2 + 4e- > 2O2-
34
Q

O que acontece nas semi-reações de oxidação?

A

Perda de eletrões.

35
Q

O que acontece nas semi-reações de redução?

A

Ganho de eletrões.

36
Q

Identifique o agente redutor e o agente oxidante:

Zn (s) + CuSO4 (aq) > ZnSO4 (aq) + Cu (s)

A

Zn (s) + CuSO4 (aq) > ZnSO4 (aq) + Cu (s), seguinte equação pode ser decomposta em:

Zn > Zn2+ + 2e-; Zn é oxidado (perde eletrões).

Cu2+ + 2e- > Cu; Cu2+ é reduzido (ganha eletões)

Ou seja, Zn é o agente redutor, e Cu2+ é o agente oxidante.

37
Q

Número de oxidação?

A

Indica o número de eletrões que um átomo ou (ião) perde ou ganha para adquirir estabilidade química.

38
Q

Características do agente redutor?

A
  • Sofre oxidação
  • Provoca redução
  • Perde eletrões.
  • O nº de oxidação aumenta.
39
Q

Características do agente oxidante?

A
  • Sofre redução
  • Provoca oxidação
  • Ganha eletrões.
  • O nº de oxidação diminui.
40
Q

Que carga, ou nº de oxidação, têm as susbstâncias elementares?

A

Têm carga zero.

41
Q

Qual é o nº de oxidação de iões monoatómicos?

A

Em iões monoatómicos o número de oxidação é igual à carga do ião:

Li+1; Carga = +1
Fe+3; Carga = +3

42
Q

Qual é o número de oxidação do oxigénio?

E em H2O2?

A

O número de oxidação do oxigénio é normalmente –2.

Em H2O2 e (O2)2- é –1

43
Q

Qual é o número de oxidação do hidrogénio? E quando está ligadoa metais?

A

O número de oxidação de hidrogénio é +1.

Quando está ligado a metais em compostos binários. Nestes casos, o número de oxidação é –1.

44
Q

Que números de oxidação têm os elementos do grupo 1A e 2A, ou seja, os elementos das primeiras duas colunas da tabela?

E o fluór?

A

Os metais do grupo 1A têm número de oxidação +1.

Os metais do grupo 2A têm número de oxidação +2 e o flúor tem sempre no de oxidação –1.

1A: Li, Na, K, Rb, Cs(…)
2A: Mg, Ca, Sr, Ba, (…)

45
Q

O somatório dos números de oxifação dos átomos de uma molécula têm de ser iguais ao quê?

A

O somatório dos números de oxidação dos átomos numa molécula ou ião é igual à carga dessa molécula ou ião:

  • CO32-
  • HCO3-
  • Cr2O72-
46
Q

Os números de oxidação são sempre inteiros?

A

Os números de oxidação não são sempre inteiros: o número de oxidação do oxigénio no ião superóxido, O2-, é –1⁄2.

47
Q

Acerto de equações de oxidação-redução?

Por exemplo:

Fe2+ + Cr2O72- > Fe3+ + Cr3+

A
  1. Escrever a reação não acertada na forma iónica (eliminar iões espectadores).

(Fe)2+ + (Cr2O7)2- > (Fe)3+ + (Cr)3+

  1. Escrever as duas semi-equações (eliminar iões espectadores).

(Fe)2+ > (Fe)3+
(Cr2O7)2- > (Cr)3+

3 . Acertar em cada semi-equação todos os átomos exceto H e O.

(Fe)2+ > (Fe)3+
(Cr2O7)2- > 2(Cr)3+

4 . Acertar os átomos H e O. Em meio ácido: por adição de H2O ao membro com menos oxigénio, e H+ do lado oposto.

14 H+ + (Cr2O7)2- > 2(Cr)3+ + 7H2O

  1. Adicionar eletrões de um dos lados da equação para
    acertar o balanço de carga na equação (esse número deve igualmente coincidir com a variação do número de oxidação x no de átomos
    oxidados/reduzidos).

[14H+ + (Cr2O7) 2- + 6(e-) > 2(Cr)] x1

[(Fe)2+ > (Fe)3+ + (e-)] x6

  1. Multiplicar algébricamente as semi-equações de modo a haver um multiplo comum em ambos os termos da equação. Na equação global não existem eletrões.

14H+ + (Cr2O7)2- + 6(Fe)2+ + 6(e-) > 2(Cr)3+ + 7H2O + 6(Fe)3+ + 6(e-)

Eliminamos os eletrões e ficamos com:

14H+ + (Cr2O7)2- + 6(Fe)2+ > 2(Cr)3+ + 7H2O + 6(Fe)3+

48
Q

Acertar equações em meio básico?

MnO4- (aq) + (I-) (aq) > MnO2 (s) + I2 (s)?

A
  1. Escrever a reação não acertada na forma iónica (eliminar iões espectadores).

MnO4- (aq) + (I-) (aq) > MnO2 (s) + I2 (s)
2(I-) > I2 + 2(e-)

  1. Escrever as duas semi-equações (eliminar iões espectadores).

4(OH-) + 4(H+) + (MnO4)- + 3(e-) > MnO2 + 2H2O + 4(OH-)

Cortando o 2H2O, fica:
2H2O + (MnO4)- + 3(e-) > MnO2 + 4(OH-)

  1. Simplificando

2H2O (l) + (MnO4)- (aq) +3(e-) > MnO2 (s) + 4(OH-) (aq)

  1. Adicionar eletrões de um dos lados da equação para
    acertar o balanço de carga na equação (esse número deve igualmente coincidir com a variação do número de oxidação x no de átomos
    oxidados/reduzidos).

[2(I-) > I2 + 2(e-)] x3

[2H2O + (MnO4)- + 3(e-) > MnO2 +4(OH-)] x2

  1. Multiplicar algébricamente as semi-equações de modo a haver um multiplo comum em ambos os termos da equação. Na equação global não existem eletrões.

4H2O + 2(MnO4)- + 6(e-) + 6(I-) > 2MnO2 + 8(OH-) + 3(I2) + 6(e-)

Ficamos com:

4H2O + 2(MnO4)- + 6(I-) > 2MnO2 + 8(OH-) + 3(I2)

49
Q

Titulante?

A

Numa titulação, uma solução de composição conhecida com precisão é denominada de titulante.

50
Q

Titulado?

A

Numa titulação, uma solução de concentração desconhecida é denominada de titulado.

51
Q

Ponto de equivalência?

A

O ponto em que a reação é completa.

52
Q

Em titualções o que é o indicador?

A

Substância que muda de cor no ponto de equivalência

53
Q

Passos a tomar para determinar a concentração de um reagente numa titulação?

A
  1. Escrever a equação química acertada e identificar a estequiometria.
  2. A partir do volume e da [ ] da solução de concentração conhecida calcular o no de moles que reagiram.
  3. Calcular o no de moles equivalente do reagente de [ ] desconhecida tendo em atenção a estequiometria da reação (contidas no volume que foi titulado).
  4. Calcular a concentração do reagente.
54
Q

Passos a tomar numa análise gravimétrica?

A
  1. Pesar rigorosamente uma quantidade de amostra a estudar.
  2. Dissolver a amostra pesada desconhecida em água (volume total rigorosamente conhecido).
  3. Fazer reagir um volume conhecido da solução anterior com uma quantidade definida de um reagente específico para formar um precipitado.
  4. Filtrar o precipitado.
  5. Secar o precipitado.
  6. Pesar o precipitado formado.
  7. Usar a equação química e os valores das pesagens e volumes medidos para calcular determinar a composição da amostra.
  8. Não esquecer: todas as operações devem ser efectuadas com o máximo rigor e sem perdas.

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