Tipos de reação, diretrizes de solubilidade e equações iônicas líquidas

Três forças motrizes por trás das reações aquosas

Quando duas soluções são misturadas, só ocorre reação se algo retira íons da solução ou desloca elétrons. Faça três perguntas. Um cátion de uma solução e um ânion da outra formam um composto de baixa solubilidade? Um ácido transfere um próton a uma base, formando água ou outro eletrólito fraco? Algum átomo muda de número de oxidação, de modo que elétrons passam de uma espécie para outra?

Um sim à primeira pergunta indica uma reação de precipitação, um sim à segunda uma reação ácido-base e um sim à terceira uma reação redox. As reações que formam gás, como HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), costumam ser classificadas como ácido-base porque a primeira etapa é a transferência de um próton. A combustão e o deslocamento de um metal por outro são reações redox.

As famílias não são excludentes. Quando o hidróxido de bário aquoso neutraliza o ácido sulfúrico, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), forma-se água e um sulfato insolúvel precipita na mesma reação.

Decidindo quais espécies escrever como íons

Uma equação iônica líquida depende de saber quais substâncias existem como íons separados em água. Os eletrólitos fortes se dissociam essencialmente por completo: compostos iônicos solúveis, ácidos fortes e bases fortes. Escreva-os como íons quando estiverem marcados com (aq). Tudo o mais mantém a fórmula: sólidos, líquidos, gases, ácidos fracos, bases fracas e solutos moleculares como a glicose.

Os ácidos fortes comuns são HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ e H₂SO₄ (quanto ao primeiro próton). Trate quase todos os outros ácidos que você encontrar na química geral, inclusive HF, o ácido acético (CH₃COOH) e o ácido carbônico, como fracos, e mantenha-os como moléculas. As bases fortes são os hidróxidos do grupo 1 e os hidróxidos mais pesados do grupo 2. A amônia é uma base fraca e permanece como NH₃(aq).

Os íons poliatômicos permanecem intactos quando um composto se dissocia. O cromato de potássio aquoso dá 2K⁺(aq) e CrO₄²⁻(aq), e não íons separados de potássio, cromo e oxigênio.

Aplicando as diretrizes de solubilidade

As diretrizes de solubilidade resumem padrões observados para compostos iônicos em água perto da temperatura ambiente. Solúvel significa que uma quantidade útil se dissolve; insolúvel significa que a solubilidade é baixa o bastante para que se forme um sólido quando os íons se encontram em concentrações comuns de laboratório. Nenhum composto iônico tem solubilidade exatamente igual a zero. A lista abaixo se baseia na Tabela 4.1 da seção 4.2 do OpenStax Chemistry 2e.

Para prever um precipitado, liste todos os íons presentes após a mistura e depois combine cada cátion com cada ânion com que ele não começou. Se alguma nova combinação cai em uma categoria insolúvel, esse composto precipita. Se todas as combinações possíveis são solúveis, como quando se misturam soluções de nitrato de potássio e cloreto de sódio, os íons simplesmente coexistem e não há reação líquida.

• Os compostos de cátions do grupo 1 (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) e de NH₄⁺ são solúveis.
• Nitratos, acetatos, hidrogenocarbonatos e cloratos são solúveis.
• Cloretos, brometos e iodetos são solúveis, exceto os de Ag⁺, Hg₂²⁺ e Pb²⁺.
• Fluoretos são solúveis, exceto os de Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ e Fe³⁺.
• Sulfatos são solúveis, exceto os de Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ e Sr²⁺.
• Carbonatos, cromatos, fosfatos e sulfetos são insolúveis, exceto com cátions do grupo 1 e NH₄⁺.
• Hidróxidos são insolúveis, exceto com cátions do grupo 1 e Ba²⁺; Ca(OH)₂ e Sr(OH)₂ são pouco solúveis.

Montando a equação iônica líquida passo a passo

Cada etapa tem uma razão. Balancear primeiro a equação molecular garante a contagem de átomos. Separar os eletrólitos fortes mostra o que de fato está presente no béquer. Cancelar os íons espectadores elimina as espécies que aparecem inalteradas nos dois lados e não participam da mudança.

A verificação de carga detecta erros que a contagem de átomos deixa passar. Uma equação iônica líquida pode ter carga total diferente de zero, mas essa carga deve ser a mesma nos dois lados, porque a carga se conserva assim como os átomos.

• Escreva a equação molecular balanceada com um símbolo de estado em cada fórmula.
• Reescreva cada eletrólito forte (aq) como íons separados, multiplicando tanto pelo índice quanto pelo coeficiente.
• Risque os íons que aparecem inalterados nos dois lados. Esses são os íons espectadores.
• Reduza os coeficientes restantes aos menores números inteiros.
• Verifique se cada elemento e a carga total estão balanceados.

Exemplo resolvido: precipitando cromato de prata

Você mistura 18.0 mL de cromato de potássio 0.0850 mol/L com nitrato de prata aquoso em excesso. As novas combinações são Ag⁺ com CrO₄²⁻ e K⁺ com NO₃⁻. A prata não é um cátion do grupo 1, então o cromato de prata, vermelho-amarronzado, precipita; o nitrato de potássio permanece dissolvido. Equação molecular: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Equação iônica completa: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Cancelando K⁺ e NO₃⁻, obtém-se a equação iônica líquida 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Verificação de carga: 2(+1) + (−2) = 0 à esquerda e 0 à direita.

Para achar a massa do precipitado, use as massas atômicas padrão da IUPAC arredondadas para duas casas decimais: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. A massa molar do Ag₂CrO₄ é 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Mols de cromato = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, e a equação iônica líquida dá 1 mol de Ag₂CrO₄ para cada 1 mol de CrO₄²⁻. Massa = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. As duas grandezas medidas têm três algarismos significativos, portanto a resposta também tem.

Exemplos resolvidos: um ácido fraco e um metal em solução

O ácido acético aquoso reage com o hidróxido de sódio aquoso: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). O ácido acético é fraco, então permanece molecular, enquanto o NaOH e o acetato de sódio são eletrólitos fortes. Depois de cancelar o Na⁺, a equação iônica líquida é CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Compare com o ácido nítrico e o hidróxido de potássio, em que os dois reagentes são fortes e a equação iônica líquida se reduz a H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

Uma tira de níquel colocada em solução de nitrato de prata fica recoberta de cristais de prata. O níquel vai de 0 a +2 e a prata de +1 a 0, então é uma reação redox; o nitrato é espectador. A equação iônica líquida é Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). O coeficiente 2 é exigido pela carga, e não pelos átomos: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) balanceia todos os elementos, mas tem carga total de +1 à esquerda e +2 à direita.

Erros comuns em equações iônicas e como detectá-los

A maioria dos erros vem de escrever a espécie errada, e não da aritmética. Antes de cancelar qualquer coisa, pergunte se cada fórmula realmente existe como íons separados em água.

Como última verificação, leia a equação iônica líquida como um evento físico. Dois íons prata e um íon cromato formando um sólido é algo que você poderia observar; uma equação que apenas troca íons dissolvidos entre parceiros não descreve nada.

• Dissociar um ácido fraco: HF(aq) permanece molecular. Compare qualquer ácido com os seis ácidos fortes.
• Dissociar um precipitado: uma fórmula marcada com (s) permanece inteira, embora o sólido seja iônico.
• Quebrar um íon poliatômico: mantenha NO₃⁻, SO₄²⁻ e CrO₄²⁻ intactos.
• Colocar índices no lugar errado: K₂CrO₄ dá 2K⁺; não existe íon K₂⁺.
• Tratar o mercúrio(I) como Hg⁺: ele existe como o cátion diatômico Hg₂²⁺.
• Deixar coeficientes sem reduzir, como 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Escrever uma equação iônica líquida quando todas as combinações são solúveis, não se forma água, eletrólito fraco nem gás, e nada é oxidado ou reduzido. A resposta correta é que não há reação.