REAÇÕES QUÍMICAS. É o fenômeno pelo qual uma ou mais substâncias são transformadas em outra(s).

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1 REAÇÕES QUÍMICAS É o fenômeno pelo qual uma ou mais substâncias são transformadas em outra(s). Nessas reações chamamos de produtos as substâncias que são produzidas a partir de uma ou mais substâncias iniciais chamados de reagentes. 2H 2(g) + O 2(g) 2H 2 O (l) reagentes produtos

2 Exemplo de uma Reação Química: Reação do Hidrogênio com o Oxigênio Formando Água 2H 2(g) + O 2(g) 2H 2 O (l) reagentes produtos

3 EQUAÇÕES QUÍMICAS Representam a reação química. Normalmente informações adicionais são Incluidas nas fórmulas em equações balanceadas paraindicar o estado físico de cada reagente ou produto. (g) = gás (l) = líquido (s) = sólido (aq) = soluções aquosas

4 A equação química para a formação da água pode ser visualizada como duas moléculas de hidrogênio reagindo com uma molécula de oxigênio para formar duas moléculas de água: 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l)

5 Coeficientes estequiométricos: são os números na frente das fórmulas químicas; fornecem a proporção de reagentes e produtos. Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) 2H 2(g) + O 2(g) 2H 2 O (l)

6 Reações sem transferência de elétrons a) reações que formam uma nova fase(sólido, líquido ou gás) Ex. reações de precipitação: Ba 2+ (aq) + SO 4 (aq) BaSO 4(s). b) reações que formam um eletrólito fraco solúvel(pode ser molecular ou iônica). Ex. reações de complexação: Ag + (aq) + 2NH 3(aq) [Ag(NH 3 ) 2 ] + (aq)

7 Reações com transferência de elétrons Reações de oxidação-redução ou reações redox. É a reação na qual ocorre transferência de um ou mais elétrons de um átomo para o outro Cl 2 + 2NaBr 2NaCl + Br 2

8 Reações oxirredução Oxidação e redução + - Substância oxidada (perdeu elétron) íon positivo cátion Substância reduzida (ganhou elétron) íon negativo ânion

9 Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) oxidou reduziu ag. redutor ag. Oxidante 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(l) oxidou reduziu

10 ATRIBUIÇÃO DE NÚMEROS DE OXIDAÇÃO a) Substâncias elementares tem nox zero. Ex. H 2, O 2, C, Na b) O átomo mais eletronegativo, tem nox negativo e o menos eletronegativo tem nox positivo. Ex. CCl 4 c) A soma dos nox de todos os elementos é igual à carga total da espécie. Ex. NH 4 +

11 d) Os MA tem nox +1 e os MAT +2. Ex. KCl, CaF 2 e) Em geral: H, nox +1 (exceto nos hidretos metálicos, como NaH). Ex. H 2 O, H 2 SO 4, NaHSO 4 f) Em geral: O, nox -2 (exceto nos peróxidos, como H 2 O 2,e superóxidos como KO 2, ). Ex. H 2 SO 4

12 EXERCÍCIO 1) Determine o estado de oxidação do enxofre em cada um dos seguintes compostos: H 2 S H = +1; S = -2 S 8 SCl 2 Na 2 SO 3 SO 4

13 2) Nas reações abaixo, indique qual é o agente oxidante e o agente redutor. a) Zn (s) + 2H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) b) H 2 (g) + Cl 2 (g) 2HCl (g) c) 2Cu 2+ (aq) + 2H 2 O(l) 2Cu(s) + O 2 (g) + 4H + (aq) d) Cl 2 (g) + 2Br - (aq) 2Cl - (aq) + Br 2 (l) e) Mn 2+ (aq) + MnO 2 (s) + 4H + (aq) 2Mn 3+ (aq) + 2H 2 O(l) f) 2Mn(OH) 2 (s) Mn (s) + MnO 2 (s) + 2H 2 O (l)

14 Balanceamento de equações de reações de redox Algumas vezes se consegue por tentativas, mas nem sempre. Procedimento sistemático divide as reações em dois grupos: Reações que ocorrem sem solvente; Reações que ocorrem em solução aquosa.

15 REAÇÕES REDOX SEM SOLVENTE 1) Atribua nox para todos os átomos. 2) Determine quais átomos ganham/perdem elétrons e o número de elétrons envolvidos. 3) Se há mais de um átomo ganhando ou perdendo elétrons em uma fórmula unitária, determine o número total de elétrons perdidos ou recebidos por fórmula unitária. 4) Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ao da perda de elétrons pelo agente redutor, colocando o coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um, no lado esquerdo da equação.

16 Continuação... 5) Complete o balanceamento por tentativa. Inicialmente balanceie os átomos que ganharam ou perderam elétrons. Em segundo lugar, todos os outros átomos, à exceção do O e H. Em terceiro, os átomos de O e por último, os átomos de H. VERIFIQUE QUE O NÚMERO DE ÁTOMOS DE CADA ELEMENTO É O MESMO EM AMBOS OS LADOS DA EQUAÇÃO.

17 Exemplo: MnO 2(s) + KClO 3(s) + KOH (s) K 2 MnO 4(s) + KCl (s) + H 2 O (l) Redução: Cl ganha 6e - Oxidação: Mn perde 2e - Etapas 3 e 4: 3 MnO 2 (cada Mn 2e - x 3 = 6e - ) Etapa 5: Balanceando os átomos Mn e Cl: 3 MnO 2 : 3 K 2 MnO 4 Outros átomos (exceto O e H): 6 KOH O: 3 H 2 O H: ok. Equação balanceada: 3 MnO 2(s) + KClO 3(s) + 6 KOH (s) 3 K 2 MnO 4(s) + KCl (s) + 3 H 2 O (l)

18 H 2 C 2 O 4 + KMnO 4 CO 2 + MnO + K 2 O + H 2 O Redução: Mn ganha 5e - Oxidação: C perde 1e - Para igualar n o. de e - : C perde 1e - x 2 átomos= 2e - x 5 Mn ganha 5e - = 5e - x 2 Equação balanceada: 5 H 2 C 2 O KMnO 4 10 CO MnO + K 2 O + 5 H 2 O

19 EXERCÍCIO Balancear a seguinte equação: K 2 Cr 2 O 7 + C 6 H 12 O 6 Cr 2 O 3 + K 2 O + CO 2 + H 2 O

20 K 2 Cr 2 O 7 + C 6 H 12 O 6 Cr 2 O 3 + K 2 O + CO 2 + H 2 O Redução: Cr ganha 3e - Oxidação: C perde 4e - Para igualar n o. de e - : C perde 4e - x 6 átomos= 24e - Cr ganha 3e - x 2 átomos= 6e - x 4 Equação balanceada: 4 K 2 Cr 2 O 7 + C 6 H 12 O 6 4 Cr 2 O K 2 O + 6 CO H 2 O

21 REAÇÕES REDOX EM SOLUÇÃO AQUOSA Para conseguir balancear pode ser necessário introduzir H 2 O, H + e OH -. Dois métodos: a) Método do número de oxidação b) Método da semi-reação

22 MÉTODO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO 1) Atribua nox para todos os átomos. 2) Determine quais átomos ganham/perdem elétrons e o número de elétrons envolvidos. 3) Se há mais de um átomo ganhando ou perdendo elétrons em uma fórmula unitária, determine o número total de elétrons perdidos ou recebidos por fórmula unitária. 4) Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ao da perde de elétrons pelo agente redutor, colocando o coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um, no lado esquerdo da equação.

23 5) Balanceie os átomos que ganharam ou perderam elétrons, adicionando coeficientes apropriados à direita 6) Balanceie todos outros átomos, exceto O e H 7) Balanceie a carga (a soma das cargas iônicas) de modo que seja a mesma em ambos os lados, adicionando H + ou OH - a- Solução ácida: adicionar H + do lado deficiente em cargas positivas b- Solução básica: adicionar OH - do lado deficiente em cargas negativas 8) Balanceie os átomos de O, adcionando H 2 O do lado apropriado. Verifique o balanceamento dos H.

24 Exemplo: Cr 2 O 7 + Fe Cr Fe 3+ Oxidação: Fe perde 1e - Solução ácida Redução: Cr ganha 3e - Para igualar n o. de e - : Fe perde 1e - x 1 átomo= 1e - x 6 Cr ganha 3e - x 2 átomos= 6e - Equilibrando o n o. de átomos: 2 Cr e 6 Fe do lado direito Carga total á esquerda: -2 + (6.2) = +10 Carga total á direita: (2.3) + (6.3) = +24 Adicionar H + do lado esquerdo Equilibrando n o. átomos de O : 7 do lado esquerdo Adicionar 7 H 2 O do lado direito

25 Equação balanceada: Cr 2 O Fe H + 2 Cr Fe H 2 O

26 CrO 4 + Fe(OH) 2 CrO + Fe(OH) 3 Redução: Cr ganha 3e - Solução básica Oxidação: Fe perde 1e - Para igualar n o. de e - : Fe perde 1e - x 1 átomo= 1e - x 3 Cr ganha 3e - x 1 átomo= 3e - Equilibrando o n o. de átomos: 3 Fe do lado direito. Carga total á esquerda: -2 Carga total á direita: -1 Adicionar OH - do lado direito N o. átomos de O : 10 do lado esquerdo e 12 do lado direito Adicionar 2 H 2 O do lado esquerdo N o. átomos de H já equilibrado.

27 Equação balanceada: CrO Fe(OH) H 2 O CrO + 3 Fe(OH) 3 + OH -

28 EXERCÍCIO Balancear as seguintes equações: MnO Cl - Mn 2+ + Cl 2 Solução ácida MnO I - MnO 2 + IO 3 - Solução básica

29 MÉTODO DA SEMI-REAÇÃO 1) Separar em 2 semi-reações 2) Balancear cada uma separadamente: a- balanceie todos os átomos (exceto O e H) b- balanceie os átomos de O, adicionando H 2 O do lado apropriado c- balanceie os átomos de H: Solução ácida: adicionar H + do lado deficiente em H Solução básica: adicionar uma molécula de H 2 O do lado deficiente de H mais um OH - do lado oposto para cada H necessário. d- balanceie a carga adicionando elétrons do lado deficiente em carga negativa.

30 3) Multiplicar cada semi-reação balanceada por um número apropriado a fim de balancear a perda de elétrons com o ganho de elétrons. Em seguida, somar as duas semi-reações. 4) Subtrair (cancelar) qualquer coisa que apareça dos dois lados (todos os elétrons devem desaparecer nesta etapa)

31 Exemplo: Cr 2 O 7 + Fe 2+ Cr 3+ + Fe 3+ Solução ácida 1) Separar em 2 semi-reações Cr 2 O 7 Cr 3+ Fe 2+ Fe 3+ 2) Balancear cada uma separadamente: a- balanceie todos os átomos (exceto O e H) Cr 2 O 7 2 Cr 3+ Fe 2+ Fe 3+ b- balanceie os átomos de O, adicionando H 2 O do lado apropriado Cr 2 O 7 2 Cr H 2 O

32 c- balanceie os átomos de H: Solução ácida: adicionar H + do lado deficiente em H 14 H + + Cr 2 O 7 2 Cr H 2 O d- balanceie a carga adicionando elétrons do lado deficiente em carga negativa. 14 H + + Cr 2 O 7 + 6e - 2 Cr H 2 O Fe 2+ Fe 3+ + e -

33 3) Multiplicar cada semi-reação balanceada por um número apropriado a fim de balancear a perda de elétrons com o ganho de elétrons. Em seguida, somar as duas semi-reações. 14 H + + Cr 2 O 7 + 6e - 2 Cr H 2 O Fe 2+ Fe 3+ + e - (X 6) 14 H + + Cr 2 O 7 + 6e Fe 2+ 2 Cr H 2 O + 6 Fe e - 4) Subtrair (cancelar) qualquer coisa que apareça dos dois lados (todos os elétrons devem desaparecer nesta etapa) 14 H + + Cr 2 O Fe 2+ 2 Cr H 2 O + 6 Fe 3+

34 CrO 4 + Fe(OH) 2 CrO + Fe(OH) 3 Solução básica 1) Separar em 2 semi-reações CrO 4 CrO 2 - Fe(OH) 2 Fe(OH) 3 2) Balancear cada uma separadamente: a- balanceie todos os átomos (exceto O e H) CrO 4 CrO 2 - Fe(OH) 2 Fe(OH) 3 b- balanceie os átomos de O, adicionando H 2 O do lado apropriado CrO 4 CrO + 2 H 2 O H 2 O + Fe(OH) 2 Fe(OH) 3

35 c- balanceie os átomos de H: Solução básica: adicionar uma molécula de H 2 O do lado deficiente de H mais um OH - do lado oposto para cada H necessário até balancear. 4 H 2 O + CrO 4 CrO + 2 H 2 O + 4 OH - OH - + H 2 O + Fe(OH) 2 Fe(OH) 3 + H 2 O d- balanceie a carga adicionando elétrons do lado deficiente em carga negativa. 4 H 2 O + CrO 4 + 3e - CrO + 2 H 2 O + 4 OH - OH - + H 2 O + Fe(OH) 2 Fe(OH) 3 + H 2 O + e -

36 3) Multiplicar cada semi-reação balanceada por um número apropriado a fim de balancear a perda de elétrons com o ganho de elétrons. Em seguida, somar as duas semi-reações. 4 H 2 O + CrO 4 + 3e - CrO + 2 H 2 O + 4 OH - OH - + H 2 O + Fe(OH) 2 Fe(OH) 3 + H 2 O + e - (X 3) CrO Fe(OH) H 2 O + 3 OH e - CrO + 3 Fe(OH) H + 4 OH - 2 O + 3 e - 4) Subtrair (cancelar) qualquer coisa que apareça dos dois lados (todos os elétrons devem desaparecer nesta etapa) CrO Fe(OH) H CrO + 3 Fe(OH) 3 + OH - 2 O

37 EXERCÍCIO Balancear as seguintes equações: MnO Cl - Mn 2+ + Cl 2 MnO I - MnO 2 + IO 3 - Solução ácida Solução básica