Cap 6 – Mistura com Reações

Mistura de Soluções COM Reação

⚗️ Conceito

Quando duas soluções são misturadas e os solutos reagem entre si, a reação consome os reagentes. Para determinar a solução resultante, é necessário calcular as quantidades de matéria e aplicar a estequiometria.

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Neutralização Total

Quando ácido e base se encontram em proporção exata (estequiométrica). O pH resultante = 7 (para ácido e base fortes). Não sobra ácido nem base.

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Excesso de Ácido

n(H⁺) > n(OH⁻). Sobra ácido no meio. pH < 7. Para calcular a concentração do excesso: n_excesso = n_H⁺ – n_OH⁻ no volume total.

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Excesso de Base

n(OH⁻) > n(H⁺). Sobra base no meio. pH > 7. Concentração do excesso = n_excesso / V_total.

🧪

Reação com Precipitação

Mistura de soluções que forma precipitado. Ex: AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃. Calcular o reagente limitante e a massa do precipitado.

Estequiometria em Soluções

📐 Roteiro de Cálculo

1. Escrever e balancear a equação química.
2. Calcular n (em mol) de cada reagente: n = ℳ × V.
3. Identificar o reagente limitante.
4. Calcular as quantidades de produto ou excesso usando proporção estequiométrica.
5. Calcular a concentração no volume total.

✅ Checklist

Sei calcular n = ℳ × V para reagentes em solução
Sei identificar o reagente limitante em mistura de soluções
Consigo calcular o excesso de ácido ou base após neutralização
Sei calcular a concentração das espécies após a reação
Sei calcular a massa de precipitado formada em reação de precipitação

Exemplos de Mistura com Reação

Tipo	Equação Exemplo	Resultado
Neutralização ácido-base	HCl + NaOH → NaCl + H₂O	pH depende do excesso
Reação com gás	Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂	Efervescência
Precipitação	Pb(NO₃)₂ + 2KI → PbI₂↓ + 2KNO₃	Precipitado amarelo
Reação redox em solução	KMnO₄ + FeSO₄ em meio ácido	Mudança de coloração

🧮 Fórmulas — Mistura com Reação

Quantidade de Matéria

n = ℳ × V

n em mol; ℳ em mol/L; V em litros. Passo fundamental antes de qualquer cálculo estequiométrico em solução.

Concentração do Excesso

ℳ_excesso = n_excesso / V_total

V_total = V₁ + V₂ (soma dos volumes das soluções misturadas).

Massa do Precipitado

m = n_precipitado × M_molar

Usar a proporção estequiométrica a partir do reagente limitante.

⚠️ Cuidado com o Volume Total

Sempre dividir pelo volume TOTAL da mistura, não pelo volume de um reagente apenas. V_total = soma de todos os volumes.

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Como calcular moles em solução?

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n = ℳ × V. Molaridade (mol/L) × Volume (L) = moles.

O que é reagente limitante?

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O que é consumido primeiro. Determina a quantidade máxima de produto formado.

Após neutralização total, pH = ?

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pH = 7 para ácido forte + base forte em quantidades estequiométricas.

Como calcular concentração do excesso?

toque para ver

n_excesso / V_total. O volume total = soma dos volumes misturados.

AgCl é um precipitado de que cor?

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Branco. Formado por Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓. Indica presença de íons cloreto.

Ag₂CrO₄ é indicador em qual titulação?

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Titulação de precipitação de cloretos (Mohr). Formação de precipitado vermelho-tijolo indica excesso de Ag⁺.

H₂SO₄ + 2NaOH → reação 1:2. Se misturar 1L 1mol/L de cada, sobra:

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H₂SO₄: n=1 mol; NaOH: n=1 mol. Proporção 1:2 → precisa 2 mol NaOH para 1 mol H₂SO₄. Sobra H₂SO₄ (0,5 mol em 2L = 0,25 mol/L).

Pb(NO₃)₂ + 2KI → PbI₂ precipitado de que cor?

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Amarelo. PbI₂ é insolúvel e amarelo intenso.

📝 Questões de Vestibular

Q1FUVEST

Mistura de 100mL de HCl 0,3 mol/L com 200mL de NaOH 0,2 mol/L. O meio resultante é:

A Ácido (excesso HCl)

B Neutro (neutralização total)

C Básico (excesso NaOH)

D Precipitado se forma

E Depende da temperatura

n(HCl)=0,03 mol; n(NaOH)=0,04 mol. Proporção 1:1. Sobra NaOH: 0,04-0,03=0,01 mol. Meio básico.

Q2UNICAMP

Mistura de 200mL de H₂SO₄ 0,1 mol/L com 300mL de KOH 0,2 mol/L. Reação: H₂SO₄ + 2KOH. Concentração do excesso:

A KOH: 0,04 mol/L

B KOH: 0,02 mol/L

C H₂SO₄: 0,02 mol/L

D Neutro

E KOH: 0,08 mol/L

n(H₂SO₄)=0,02 mol; n(KOH)=0,06 mol. Para neutralizar 0,02 mol H₂SO₄ precisamos 0,04 mol KOH. Excesso KOH = 0,06-0,04=0,02 mol. V_total=500mL=0,5L. ℳ=0,02/0,5=0,04 mol/L.

Q3ENEM

Mistura 100mL AgNO₃ 0,1mol/L com 100mL NaCl 0,1mol/L. Ag⁺+Cl⁻→AgCl↓. A massa de precipitado (M_AgCl=143,5 g/mol) é:

A 1,435 g

B 0,1435 g

C 14,35 g

D 0,01435 g

E 143,5 g

n(Ag⁺)=0,01 mol; n(Cl⁻)=0,01 mol. Proporção 1:1 → precipitam 0,01 mol. m = 0,01 × 143,5 = 1,435 g.

Q4UFMG

Mistura de 50mL HNO₃ 0,4mol/L com 100mL Ba(OH)₂ 0,1mol/L. 2HNO₃ + Ba(OH)₂ → Ba(NO₃)₂ + 2H₂O. O meio resultante é:

A Ácido com excesso HNO₃

B Neutro

C Básico com excesso Ba(OH)₂

D Precipitado

E Ácido com pH<1

n(HNO₃)=0,02 mol; n(Ba(OH)₂)=0,01 mol → n(OH⁻)=0,02 mol. Proporção 2:1 → precisamos 0,02 mol HNO₃ para 0,01 mol Ba(OH)₂. Exatamente estequiométrico → neutro.

Q5ITA

Para precipitar completamente os íons Pb²⁺ de 200mL de Pb(NO₃)₂ 0,05mol/L com solução de K₂SO₄, quantidade de K₂SO₄ necessária:

A 0,005 mol

B 0,01 mol

C 0,02 mol

D 0,001 mol

E 0,1 mol

n(Pb²⁺) = 0,05 × 0,2 = 0,01 mol. Pb²⁺ + SO₄²⁻ → PbSO₄↓. Proporção 1:1 → n(K₂SO₄) = 0,01 mol.

Q6UFF

Mistura de 150mL de ácido fosfórico H₃PO₄ 0,2mol/L com 150mL de NaOH 0,4mol/L. Neutralização parcial: H₃PO₄ + NaOH → NaH₂PO₄ + H₂O (1ª ionização). Após a reação, a concentração de NaH₂PO₄ formado é:

A 0,1 mol/L

B 0,2 mol/L

C 0,05 mol/L

D 0,4 mol/L

E Não forma

n(H₃PO₄)=0,03 mol; n(NaOH)=0,06 mol. Na 1ª neutralização: 1:1 → todo H₃PO₄ reage com 0,03 mol NaOH formando 0,03 mol NaH₂PO₄. Sobra NaOH = 0,03 mol que reage na 2ª etapa. [NaH₂PO₄ final]: depende das etapas seguintes. Tomando só a 1ª ionização: n=0,03 mol, V=0,3L → 0,1 mol/L.

Q7UERJ

Adicionando AgNO₃ a uma mistura de NaCl e NaBr, precipitam-se AgCl e AgBr. Para precipitar completamente 0,01 mol Cl⁻ e 0,01 mol Br⁻, a quantidade de AgNO₃ necessária é:

A 0,01 mol

B 0,02 mol

C 0,005 mol

D 0,04 mol

E 0,1 mol

Ag⁺+Cl⁻→AgCl e Ag⁺+Br⁻→AgBr. Cada íon reage com 1 mol de Ag⁺. Total: 0,01+0,01=0,02 mol de AgNO₃.

Q8PUC-RJ

Ao misturar 100mL de Ca(OH)₂ 0,1mol/L com 100mL de HCl 0,2mol/L. Ca(OH)₂ + 2HCl → CaCl₂ + 2H₂O. Concentração de CaCl₂ formado:

A 0,05 mol/L

B 0,1 mol/L

C 0,2 mol/L

D 0,025 mol/L

E Não forma

n(Ca(OH)₂)=0,01 mol; n(HCl)=0,02 mol. Proporção 1:2 → exatamente estequiométrico. Forma 0,01 mol CaCl₂ em 200mL = 0,05 mol/L.

Q9CESPE

Após misturar solução de BaCl₂ com solução de Na₂SO₄, forma-se precipitado branco (BaSO₄). O fenômeno que comprova a formação do precipitado é:

A Efervescência

B Turvação da solução

C Mudança de pH

D Elevação de temperatura

E Condutividade zero

BaSO₄ é insolúvel. Ao se formar, as partículas insolúveis ficam suspensas na solução, tornando-a turva (turvação). Esse é o indicativo visual macroscópico da precipitação.

Q10FUVEST

Para determinar a concentração de íons Cl⁻ em água, usa-se titulação com AgNO₃ (método Mohr). O indicador K₂CrO₄ indica o ponto final por:

A Mudança de pH para ácido

B Formação de precipitado vermelho Ag₂CrO₄

C Descoloração da solução

D Efervescência

E Condutividade máxima

Após precipitar todo Cl⁻ como AgCl branco, o excesso de Ag⁺ reage com CrO₄²⁻ formando Ag₂CrO₄ vermelho-tijolo — indicando que todo Cl⁻ foi precipitado (ponto final).

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Diagrama Interativo

Mistura com Reações