3.4
(a) 2Al(s) + 3H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(s) + 3H2(g)
(b) 3Pb(NO3)2(aq) + 2Na3PO4(aq) → Pb3(PO4)2(s) + 6NaNO3(aq) ∆
(c) 2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g)
(d) 2H3PO4(aq) + 3Na2CO3(aq) → 2Na3PO4(aq) + 3CO2(g) + 3H2O(l)
3.6
(a) 2NiS(s) + 3O2(g) → 2NiO(s) + 2SO2(g) ∆ (2000°C)
(b) SiO2(s) + 3C(s) → SiC(s) + 2CO(g)
(c) 3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g) Processo de Haber (d) 3Mg(s) + B2O3(s) → 2B(s) + 3MgO(s) 3.8 hc/λ (λ > 241nm) (a) O3(s) → O2(g) + •O(g) •O(g) + •O(g) → O2(g) 2O3(s) → 3O2(g) 3.10
(a) 4BF3(g) + 3NaBH4(s) → 3NaBF4(s) + 2B2H6(g) 1º acerta o F; 2º o Na
(b) B2H6(g) + 3O2→ B2O3(s) + 3H2O (l)
3.12
∆
(a) 5Sb2O3(s) + 2SbCl3(s) → 3Sb4O5Cl2(s) (na ausência de Oxigénio)
Reacções de precipitação
3.14
Iões espectadores: São iões que estão presentes mas não participam na reacção química (a) Numa reacção de precipitação o ião espectador não participa na precipitação.
Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + Cl-(aq) → AgCl (s) + NO3-(aq) + Na+(aq) (b) numa reacção de neutralização o ião espectador não participa na neutralização Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → Na+(aq) + H2O(l) + C l-(aq)
3.16
(a) Zn(CH3COO)2 - solúvel (b) FeCl2 – solúvel
(c) AgCl – insolúvel (d) Cu(OH)2 - insolúvel
3.18
(a) PbSO4 (s) + H2O(l) →× (permanece insolúvel) (b) K2CO3(s) + H2O(l) → 2K+(aq) + CO32-(aq) (c) K2CrO4(s) + H2O(l) → 2K+(aq) + CrO42-(aq) (d) Hg2C l2(s) + H2O(l) →× (permanece insolúvel)
3.20
(a) Fe2(SO4)3(aq) + KOH(aq) → 2 Fe3+ + 3SO42-(aq) + K+(aq) + OH-(aq) (b) 2K3PO4(aq) + 3CuCl2(aq) → Cu3(PO4)2(s) + 6K+(aq) + 6Cl-(aq) (c) K2S(aq) + 2AgNO3(aq) → Ag2S + 2K+(aq) + 2NO3-(aq)
(d) NiSO4(aq) + (NH4)2CO3(aq) → NiCO3(s) + SO42-(aq) + 2NH4+(aq) (e) Na2SO4(aq) + Ca(HO)2(aq) → CaSO4(aq) + 2Na+(aq) + 2HO-(aq)
3.22
“A equação iónica expressa a reacção em termos dos iões presentes na solução” “A equação iónica efectiva é a equação química que resulta após eliminação dos iões espectadores”
(a) AgNO3(aq) + Na2CO3(aq) → Ag2CO3(s)
equação iónica
2Ag+(aq) + 2 NO3-(aq) + 2 Na+(aq) + CO32-(aq) → Ag2CO3(s) +2 NO3-(aq) + 2 Na+(aq)
equação iónica efectiva
2Ag+(aq) + CO32-(aq) → Ag2CO3(s) (b) → PbI2(s)
(c) → BaSO4(s) (d) → CdS(s) (e) → Cu(OH)2(s)
3.26
(a) Pb(NO3)2(aq) + Na2CO3(aq) → PbCO3(s) Pb2+(aq) + CO32-(aq) → PbCO3(s)
Iões espectadores: NO3- + Na+
(b) AlCl3(aq) + NaOH(aq) → Al(OH)3(s) Al3+(aq) + 3OH-(aq) → Al(OH)3(s) Iões espectadores: Cl- + Na+
(c) ZnSO4(aq) + Na2CrO4(aq) → ZnCrO4(s) Zn2+(aq) + CrO42-(aq) → ZnCrO4(s) Iões espectadores: SO42- + Na+
3.28
Uma solução está a ser investigada quanto à presença dos seguintes iões: Ag+? Ca2+? Hg2+?
(i) Sol(aq) + HCl(aq) →× (não existe Cl-. Caso existisse formava-se um pp. Branco de AgCl)
(ii) Sol(aq) + H2SO4(aq) → pp branco (XnSO4(s)) (CaSO4(s) – pp. Branco) (iii) Filtrado + H2S(aq) → pp negro (XS) (HgS – pp. Negro)
A solução tem Ca2+ e Hg2+
Àcidos e Bases
3.30
Para preparar o sal CatAn deve escolher-se o ácido HAn + a base CatOH HAn + CatOH → CatAn(aq) + H2O(l)
3.32
(a) HNO3(aq) – ácido nítrico (ácido) (b) CH3NH2(aq) – metilamina (base) (c) CH3COOH(aq) – ácido acético (ácido) (d) KOH(aq) – hidróxido de potássio (base) (e) HClO4(aq) – ácido perclórico (ácido)
3.34
Ácidos NH4+; CH3COOH (CH3)3NH+; HCl H2O
-1 2 3 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Li Be B C N F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Ga Ge As Se Br Rb Sr In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Tl Pb Bi Po At Fr Ra Ácido Anfotérico Básico
(a) P2O5 – óxido ácido P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 → H+ + H2PO4-
(b) Na2O – óxido básico Na2O + H2O → 2Na+ + 2HO- (o anião O2- é básico) (c) CO2 – óxido ácido CO2 + H2O → H2CO3 → H+ + HCO3-→ H+ + CO3 2-(d) MgO – óxido básico MgO + H2O → Mg2+ + 2HO- (o anião O2- é básico) O Al forma óxidos anfotéricos
Al2O3(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3H2O(l)
Al2O3(s) + 2 HO-(aq) + 3 H2O(l) → 2 [Al(HO)4]-(aq) + 3H2O(l)
3.42
Reacções de oxidação/redução são todas as reacções químicas que envolvem variação do número de oxidação (no) de alguns dos elementos dos seus reagentes. Envolvem transferência de electrões.
3.44
(a) 2 Fe(s) + 2 H2O(l) + O2(g) → 2 Fe(OH)2(s) (b) 2 KNO3(s)→ 2KNO2(s) + O2(g)
(c) 2 Al (s) + 3 Cu(NO3)2 (aq) → 3 Cu(s) + 2 Al(NO3)3(aq) (d) 2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2(g)
3.46
(a) 2 Ag+(aq) + Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 Ag(s) +1 0 +2 0 (b) TiCl4(g) + 2 Mg(l) → 2 MgCl2(s) + Ti(s) +4 0 +2 0 (c) CuS(s) + O2(g) ∆→ Cu(s) + SO2(g) +2-2 0 0 +4-2 Cu (+2 → 0) = +2 e S (-2 → +4) = -6 e O 2x (0 → -2) = 2x(+2 e) = +4 e (d) Cl2(g) + 2 Br-(aq) → Br2(l) + 2 Cl-(aq) 0 -1 0 -1
Números de oxidação
3.48
Oxidação: Aumento do no; Reduçao: Diminuição do no
3.50 (a) H2SO4 no(S) = X; 2(+1)+X+4(-2) = 0 X = +6 (b) B2O3 no(B) = X; 2(X)+3(-2) = 0 X = +3 (c) NH3 no(N) = X; X+3(+1) = 0 X = -3 (d) N2O3 no(N) = X; 2(X)+3(-2) = 0 X = +3 (e) SO3 no(S) = X; X+3(-2) = 0 X = +6 (f) H3PO3 no(P) = X; 3(+1)+X+3(-2) = 0 X = +3 3.52 (a) IO3- no(I) = +5 (b) CrO42- no(Cr) = +6 (c) VO2+ no(V) = +4 (d) BrO4- no(Br) = +7 (e) IO2- no(I) = +3 3.54
(a) Cl2(g) + 2 I-(aq) → I2(aq) + 2 Cl-(aq) 0 -1 0 -1
Oxidante; Espécie reduzida = Cl2 + 2 e → 2 Cl -Redutor; Espécie oxidada = 2 I- → I2 + 2 e
(b) Cl2(g) + 2 NaOH)aq) → NaCl(aq) + NaOCl(aq) + H2O(l) 0 -1 +1
Oxidante; Espécie reduzida = Cl2 + 2 e → 2 Cl
-Redutor; Espécie oxidada = Cl2 + 4 HO-→ 2 OCl- + 2 H2O + 2 e (c) NO(g) + O3(g) → NO2(g) + O2(g)
+2 0 +4 0
Oxidante; Espécie reduzida = Um dos átomo s do O3 Redutor; Espécie oxidada = NO → NO2
3.58
(a) KBrO vs. KBrO3
+1 +5 Agente oxidante mais forte: KBrO3 (b) MnO4- vs. Mn2+
+7 +2 Agente oxidante mais forte: MnO4
-3.70
(a) HCl – electrólito forte (b) KOH – electrólito forte (c) CH3COOH – electrólito fraco
Problemas complementares
1 - Classifique as seguintes reacções quanto ao seu tipo (ácido base, precipitação ou oxidação/redução). Identifique devidamente cada uma das espécies envolvidas no processo. (a) SO32- + 2 H3O+→ SO2 + 3 H2O (b) SO3 + MgO → MgSO4 (c) Mg + 2 H3O+→ H2 + Mg2+ + 2 H2O (d) 2 Al + 6 H2O → 3 H2 + 2Al(OH)3 (e) 2 K + 2H2O → H2 + 2KOH (f) SO32- + 2 HO- → SO42- + H2O 2 – Identifique o oxidante e o redutor (a) Na(s) + 1/2Cl2(g) → NaCl(s)
(b) Zn(s) + Cu2+(aq) → Cu(s) + Zn2+(aq) (c) Fe2O3(aq) + 2Al(s) → 2 Fe(s) + Al2O3(s) (d) Al(s) + HCl(aq) → Al3+(aq) + H2(g) 3 – Na seguinte reacção:
a H+ + b MnO2 + c CH4O → d Mn2+ + e CO2 + f H2O indique o seguinte:
a) Os coeficientes estequiométricos a, b, c, d, e, f b) O agente oxidante e o redutor
c) O número de electrões em jogo
4 – O glutatião, na sua forma reduzida, é um tripéptido (glutamilcisteinilglicina) que se pode representar por:
Glu-Cys-Glu SH (GSH) NH3 CH C H2 C O O H2 C C HN O CH C CH2 H N O SH CH C H O O
É um anti-oxidante que, quando se oxida, forma o composto GSSG, representado da seguinte forma: Glu-Cys-Glu S Glu-Cys-Glu S
O glutatião pode ser oxidado pelo oxigénio e reduzido pelo NADPH (fosfato de nicotinamida-adenina-dinucleotídeo) .
Escreva a reacção de oxidação do glutatião pelo oxigénio. Identifique o oxidante e o redutor, assim como o respectivo número de oxidação.
Resolução:
1 - Classifique as seguintes reacções quanto ao seu tipo (ácido base, precipitação ou oxidação/redução). Identifique devidamente cada uma das espécies envolvidas no processo.
(a) SO32- + 2 H3O+→ SO2 + 3 H2O S(+4) H(+1) → S(+4) H(+1)
Não há variação dos nºs de oxidação. Reacção de ácido-base com libertação de gás (SO2)
Base = SO32- ; Ácido = H3O+ (b) SO3 + MgO → MgSO4
S(+6) Mg(+2) → Mg(+2) S(+6)
Não há variação dos nºs de oxidação. Reacção de ácido-base com precipitação de MgSO4
Base = O22- ; Ácido = SO3
(c) Mg + 2 H3O+→ H2 + Mg2+ + 2 H2O Mg(0) H(+1) → H(0) Mg(+2)
Há variação dos nºs de oxidação. Reacção de oxidação-redução com formação de gás
O Mg é oxidado (Redutor) 0 → +2 O H+ é reduxido (Oxidante) +1 → 0 (d) 2 Al + 6 H2O → 3 H2 + 2Al(OH)3 Al(0) H(+1) → H(0) Al(+3)
Há variação dos nºs de oxidação. Reacção de oxidação-redução com pp. do Al(OH)3 com formação de gás O Al é oxidado (Redutor) 0 → +3 O H+ é reduxido (Oxidante) +1 → 0 (e) 2 K + 2H2O → H2 + 2KOH K(0) H(+1) → H(0) K(+1)
Há variação dos nºs de oxidação. Reacção de oxidação-redução O K é oxidado (Redutor) 0 → +1
O H+ é reduxido (Oxidante) +1 → 0 (f) SO32- + 2 HO- → SO42- + H2O S(+4) H(+1) → S(+6) H(+1)
Há variação do nº de oxidação do enxofre. A reacção é de oxidação SO32- + 2 HO- → SO42- + H2O + 2e
2 – Identifique o oxidante e o redutor (a) Na(s) + 1/2Cl2(g) → NaCl(s) Oxidante: Cl2 (reduz-se 0 → -1) Redutor: Na (Oxida-se 0 → +1) (b) Zn(s) + Cu2+(aq) → Cu(s) + Zn2+(aq) Oxidante: Cu (reduz-se +2 → 0) Redutor: Zn (Oxida-se 0 → +2) (c) Fe2O3(aq) + 2Al(s) → 2 Fe(s) + Al2O3(s)
Oxidante: Fe (reduz-se +3 → 0) [Fe3+ (Fe2O3) +3 e → Fe] Redutor: Al (Oxida-se 0 → +3)
(d) Al(s) + HCl(aq) → Al3+(aq) + H2(g) Oxidante: H (reduz-se +1 → 0) Redutor: Al (Oxida-se 0 → +3) 1M H3O+: H3O+ + e → 1/2H2 + H2O (E° = 0.00 V) pH 7 : H2O+ e → 1/2 H2 + HO- (E° = -0.414 V) 1M HO- : H2O+ e → 1/2 H2 + HO- (E° = -0.828 V) 1M H3O+: H2O → 1/2 O2 + 2 H+ + 2e (E° = -1.229 V)
E° da redução de H2O a H2 varia com o pH
3 – Na seguinte reacção:
a H+ + b MnO2 + c CH4O → d Mn2+ + e CO2 + f H2O indique o seguinte:
(a) Os coeficientes estequiométricos a = 6, b=3, c=1, d=3, e=1, f=5 6 H+ + 3 MnO2 + 1 CH4O → 3 Mn2+ + 1 CO2 + 5 H2O
(b) O agente oxidante = MnO2 e o reductor = CH4O (c) O número de electrões em jogo é de 6
4 – Oxidação do glutatião
(a) 2 GSH → GSSG + 2 e (Oxidação; O GSH é o Redutor, Oxida-se) no(S)GSH = -2 → no(S)GSSG = -1 Glu-Cys-Glu SH + Glu-Cys-Glu SH (GSH) → Glu-Cys-Glu S Glu-Cys-Glu S (GSSG) + 2 H+ + 2 e (b) O2 + 4 H+ + 4 e → 2 H2O (Redução; O O2 é o Oxidante, reduz-se)
∴ 2x(a) + (b) = 4 GSH + O2 → 2 GSSG + 2 H2O
