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1 Aula 6 – Transformações Químicas da Matéria Profª: Andréia Alves Costa Transformações da Matéria Transformação Física: não há mudança na composição da matéria. Transformação Química: há mudança na composição da matéria. 2 Transformações Químicas Uma reação química é um processo de mudança química, isto é, a conversão de uma ou mais substâncias em outras substâncias. Os materiais de partida são chamados reagentes e as substâncias formadas de produtos. As equações químicas são descrições de reações químicas. As equações são compostas por duas partes: reagentes e produtos. 3 2H2 + O2 2H2O Soluções em Água Substância solúvel: se dissolve em grande quantidade em água. Substância insolúvel: não se dissolve significativamente em água (não mais que 0,1 mol.L-1). Exemplo: Carbonato de cálcio (CaCO3) = 0,01 mol.L -1 que corresponde a 1.10-4 mol.L-1 4 Figura 1. Solubilidade de alguns sais na água. Propriedades Gerais das Soluções Aquosas Solução: mistura homogênea de duas ou mais substâncias. A substância em maior quantidade é chamada solvente, e a substância em menor quantidade é chamada soluto. 5 Figura 2. Preparação de uma solução homogênea. Propriedades Eletrolíticas Eletrólito: substância cuja solução aquosa contém íons. Não-eletrólito: substância que não forma íons em solução aquosa. • Há três tipos de solução: • eletrólitos fortes; • eletrólitos fracos; • não-eletrólitos. 6 Propriedades Eletrolíticas 7 Figura 3. (a) Dissolução de um composto íônico em água. (b) Dissolução de um composto molecular. © 2005 by Pearson Education (a) (b) Eletrólitos Fortes e Fracos • Eletrólitos fortes: dissociam-se completamente em solução. Por exemplo, ácido clorídrico em água: • Eletrólitos fracos: produzem uma pequena concentração de íons quando se dissociam. • Esses íons existem em equilíbrio com a substância não- ionizada. Por exemplo, ácido acético em água: 8 HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq) HC2H3O2(aq) H +(aq) + C2H3O2 -(aq) Eletrólitos Fortes e Fracos Figura 4. (a) A água pura é um mau condutor de eletricidade. (b) Numa solução de eletrólitos fracos ocorre condução. ( c) Quando o soluto é um eletrólito forte a condução é maior, mesmo com a mesma concentração de soluto. 9 Tipos de Reações Reações de Precipitação Reações Ácido-Base Reações Redox 10 Reações de Precipitação Quando duas soluções são misturadas e um sólido é formado, o sólido é chamado de um precipitado. Reação de Precipitação: forma-se um produto sólido insolúvel quando duas soluções eletrolíticas fortes são misturadas. Exemplo: Formação do Iodeto de chumbo. 11 Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) PbI2(s) + 2KNO3(aq) Solubilidade de Compostos Iônicos em Água Tabela 1. Regras de solubilidade para compostos iônicos comuns 12 © 2005 by Pearson Education Reações de Dupla Troca (Metáteses) • As reações de metátese envolvem a troca de íons em solução: AX + BY AY + BX. • As reações de metátese levarão a uma alteração na solução se um dos três eventos abaixo acontecer: – forma-se um sólido insolúvel (precipitado); – formam-se eletrólitos fracos ou não-eletrólitos; – forma-se um gás insolúvel. 13 Equações Iônicas • Equação molecular: todas as espécies listadas como moléculas: HCl(aq) + NaOH(aq) H2O(l) + NaCl(aq) • Equação iônica: utilizada para realçar a reação entre íons. • Equação iônica completa: lista todos os íons. H+(aq) + Cl - (aq) + Na + (aq) + OH - (aq) H2O(l) + Na + (aq) + Cl - (aq) • Equação iônica simplificada: lista somente íons únicos. H+(aq) + OH - (aq) H2O(l) 14 Reação de Dupla Troca Exemplo 1 : Formação do Cloreto de prata. AgNO3(aq) + KCl(aq) AgCl(s) + KNO3(aq) Equação Iônica Completa: Ag+(aq) + NO3 - (aq) + K + (aq) + Cl - (aq) AgCl(s) + K + (aq) + NO3 - (aq) Equação Iônica Simplificada: Ag+(aq) + Cl - (aq) AgCl(s) Exercício: Escreva a equação molecular, a iônica completa e simplificada da seguinte reação de precipitação, indicando qual será o precipitado formado. BaCl2 com Na2SO4 e CaCl2 com K2CO3 15 Reações Ácido-Base Definição proposta por Svante Arrhenius (1884): Ácido de Arrhenius: composto que contém hidrogênio e reage com água para formar íons H+. Base de Arrhenius: composto que produz íons OH- na água. Definição proposta por Thomas Lowry e Johannes Brønsted (1923): Ácido de Brønsted: é uma espécie doadora de íons H+. Base de Brønsted : é uma espécie receptora de íons H+. 16 Reações Ácido-Base Substâncias Ácidas • Ácido = substâncias que se ionizam para formar H+ em solução (por exemplo, HCl, HNO3, CH3CO2H, etc) • Ácidos com um próton ácido são chamados monopróticos (por exemplo, HCl). • Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos (por exemplo, H2SO4). • Ácidos com muitos prótons ácidos são chamados polipróticos (H3PO4). 17 Reações Ácido-Base Substâncias Básicas • Bases = substâncias que reagem com os íons H+ formados por ácidos, ou substâncias que produzem OH- em água (por exemplo, NH3, NaOH, Drano™, Leite de Magnésia™). 18 Figura 5. Reação de uma base com água. Reações Ácido-Base Ácidos e bases fortes e fracos • Ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes. – Eles estão completamente ionizados em solução. • Ácidos e bases fracas são eletrólitos fracos. – Eles estão parcialmente ionizados em solução. 19 Reações Ácido-Base 20 Ácidos Fortes Bases Fortes Ác. Clorídrico – HCl Hidróxidos de metais do grupo 1A (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH) Ác. Bromídrico – HBr Ác. Iodídrico – HI Hidróxidos de metais pesados (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) Ác. Clórico – HClO3 Ác. Perclórico – HClO4 Ác.Nítrico – HNO3 Ác. Sulfúrico – H2SO4 Tabela 2. Ácidos e bases fortes. Reações Ácido-Base Identificando eletrólitos fortes e fracos • Iônico e solúvel em água = eletrólito forte (provavelmente). • Solúvel em água e não-iônico, mas é um ácido (ou base) forte = eletrólito forte. • Solúvel em água e não-iônico, e é um ácido ou uma base fraca = eletrólito fraco. • Caso contrário, o composto é provavelmente um não-eletrólito. 21 Reações Ácido-Base Reação de Neutralização • A neutralização ocorre quando uma solução de um ácido e a de uma base são misturadas: HCl(aq) + NaOH(aq) H2O(l) + NaCl(aq) • Observe que formamos um sal (NaCl) e água. • Sal = composto iônico cujo cátion vem de uma base e o ânion de um ácido. • A neutralização entre um ácido e um hidróxido metálico produz água e um sal. 22 Reações Ácido-Base Reações ácido-base com formação de gás • Os íons sulfeto e carbonato podem reagir com H+ de uma maneira similar ao OH-. 2HCl(aq) + Na2S(aq) H2S(g) + 2NaCl(aq) 2H+(aq) + S2-(aq) H2S(g) HCl(aq) + NaHCO3(aq) NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) 23 Reações Redox Oxidação e redução • Quando um metal sofre corrosão, ele perde elétrons e forma cátions: Ca(s) +2H+(aq) Ca2+(aq) + H2(g) • Oxidado: o átomo, a molécula ou o íon torna-se mais carregado positivamente. – A oxidação é a perda de elétrons. • Reduzido: o átomo, a molécula ou o íon torna-se menos carregado positivamente, ou seja, reduz. – A redução é o ganho de elétrons. 24 Reações Redox 25 Semirreação Transferância de elétrons Resultado X Xn+ + ne- X transfere elétrons para Y X é oxidado X é o agente redutor Y + ne- Yn- Y aceita elétrons de X Y é reduzido Y é o agente oxidante Figura 6. Esquema de uma reação redox. Reações Redox Oxidação de Metais por Ácidos e Sais A reação de um metal com um ácido ou com um sal metálico obedece ao seguinte padrão geral: A + BX AX + B Essas reações são chamadas de reações de deslocamento. Muitos metais sofrem reações de deslocamento com ácidos, produzindo sais e gás hidrogênio. 26 Reações Redox Oxidação de Metais por Ácidos e Sais • Os metais são oxidados por ácidos para formarem sais: Mg(s) +2HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g) • Durante a reação, 2H+(aq) é reduzido para H2(g). • Os metais também podem ser oxidados por outros sais: Fe(s) +Ni2+(aq) Fe2+(aq) + Ni(s) • Observe que o Fe é oxidado para Fe2+ e o Ni2+ é reduzido para Ni. 27 Números de Oxidação O número de oxidação (NOX) de um átomo em uma substância é a carga real do átomo conforme determinado por um conjunto de regras de atribuição de NOX. A oxidação corresponde a um aumento no NOX. A redução corresponde a uma diminuição no NOX. 28 Números de Oxidação As regras para atribuição do Nox são: 1. Para um átomo na sua forma elementar, o Nox é igual a zero. Exemplos: Cu(s), Cl2(g), S8(s), Fe(s); Nox = 0 2. Para íons monoatômicos, o Nox é igual a carga do íon. Exemplos: K+, Nox =+1; S2-, Nox =-2; alcalinos, Nox = +1, alcalinos terrosos, Nox = +2; alumínio, Nox =+3. 3. Geralmente os não-metais têm número de oxidação negativos, apesar de algumas vezes serem positivos. 29 Números de Oxidação a) O número de oxidação do O geralmente é –2. O íon peróxido, O2 2-, tem oxigênio com um número de oxidação de –1. b) O número de oxidação do H é +1 quando ligado a não-metais e –1 quando ligado a metais. Exemplo H2O, Nox (H)=+1; NaH Nox (H)=-1 c) O número de oxidação do F é –1. Os outros halogênios possuem normalmente Nox =-1. Quando combinados a oxoânions são positivos. 4. A soma dos números de oxidação de todos os átomos em uma molécula neutra é igual a zero. Para um íon, a soma deve ser igual a carga do íon. 30 Número de Oxidação Determine os números de oxidação dos elementos em destaque nas seguintes moléculas: ZnBr2 Na2SO3 Cr2O7 2- Co(s) 31 Separação de Misturas 32 Misturas homogêneas: compostas por apenas uma fase. Soluções são misturas homogêneas. Misturas heterogêneas: compostas por pelo menos duas fases distintas. Figura 7. Mistura homogênea e heterogênea. Separação de Misturas Flotação e Decantação Filtração Destilação Cromatografia Cristalização 33 Flotação e Decantação Técnicas simples de separação, que se aproveitam da diferença de densidade entre as substâncias. 34 Figura 8. Separação da serragem misturada com areia por processos de flotação e decantação. Filtração • Os sólidos podem ser separados dos líquidos através de filtração. • O sólido é coletado em papel de filtro, e a solução, chamada de filtrado, passa pelo papel de filtro e é coletada em um frasco. 35 Figura 9. Filtração. Destilação Destilação: do latim “de-stillare” que significa gotejar. Processo através do qual um líquido é vaporizado sob condições nas quais o vapor produzido é , mais tarde, condensado e coletado. Para a destilação simples deve haver diferença significativa entre os pontos de ebulição dos componentes. 36 Destilação Simples 37 Figura 10 . Destilação simples (água com sal). Destilação Fracionada A técnica é a mesma da destilação simples. O processo está baseado na passagem de vapores de uma solução em ebulição que sobem em uma coluna ao longo da qual a temperatura diminui gradualmente. Componentes de maior ponto de ebulição condensam na coluna e retornam à solução , e o componente de menor ponto de ebulição vai ao topo da coluna onde é condensado e coletado. 38 Destilação Fracionada 39 Figura 11. Esquema da destilação fracionada. Destilação Fracionada 40 Figura 12. Separação dos componentes do petróleo. Cromatografia Técnica que usa a capacidade das substâncias de se adsorver em uma dada superfície. A medida que a fase móvel atravessa o suporte (ou a fase estacionária), a mistura começa a “viajar”, em velocidades que vão depender da interação da substância com a fase móvel ou com a fase estacionária. 41 Fase Estacionária = Material Adsorvente Fase Móvel = Material Eluente ou Carreador Cromatografia de Papel 42 Figura 13. Separação por cromatografia de papel da tinta da caneta. Cristalização Na cristalização, o soluto se separa lentamente da solução na forma de cristais. Normalmente, dissolve-se o componente da mistura em líquido que logo em seguida sofre evaporação. Dessa forma, a evaporação provoca a cristalização das substâncias separadamente. 43 Figura 14. Processo de cristalização
