Apresenta-se duas reações químicas representadas pelas equações a seguir:
Equação I: \mathrm{AgNO}_{3}{ }_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{KCl}{ }_{(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{AgCl}{ }_{(\mathrm{s})}+\mathrm{KNO}_{3}{ }_{(\mathrm{aq})}
Equação II: \mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_{2(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{CaCl}_{2(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{l})}
a) Apresente as duas equações balanceadas
b) Escreva sobre as características das duas reações químicas
c) Escreva a equação iônica completa para ambas as reações.
d) Escreva a equação iônica líquida para as duas reações.

Passo 1

O enunciado fornece duas equações químicas (com estados físicos) e pede quatro coisas:
  • (a) Apresentar as duas equações balanceadas.
  • (b) Descrever as características das duas reações químicas.
  • (c) Escrever a equação iônica completa para ambas as reações.
  • (d) Escrever a equação iônica líquida (net ionic) para ambas as reações.
As reações dadas são:
\mathrm{AgNO}_{3\,(aq)}+\mathrm{KCl}_{(aq)}\rightarrow\mathrm{AgCl}_{(s)}+\mathrm{KNO}_{3\,(aq)}
\mathrm{HCl}_{(aq)}+\mathrm{Ca(OH)}_{2\,(aq)}\rightarrow\mathrm{CaCl}_{2\,(aq)}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(l)}
Estados fornecidos: (aq) = aquoso, (s) = sólido, (l) = líquido.
Nesse problema todos os reagentes e produtos aquosos são considerados eletrólitos fortes quando apropriado (p.ex. \mathrm{AgNO}_3, \mathrm{KCl}, \mathrm{HCl}, \mathrm{CaCl}_2 são solúveis e dissociam-se em íons).

Passo 2

Balanceamento da Equação I passo a passo.
Regra de ouro: conservar número de átomos de cada elemento em ambos os lados.
Escrevendo a reação com coeficientes genéricos:
a\,\mathrm{AgNO}_{3\,(aq)}+b\,\mathrm{KCl}_{(aq)}\rightarrow c\,\mathrm{AgCl}_{(s)}+d\,\mathrm{KNO}_{3\,(aq)}
Contagem por espécie: Ag, NO3, K, Cl. Observa-se que a fórmula já combina 1 a 1: uma unidade de \mathrm{AgNO}_3 fornece um íon \mathrm{Ag}^+ e um \mathrm{NO}_3^-; uma unidade de \mathrm{KCl} fornece \mathrm{K}^+ e \mathrm{Cl}^-. A formação de \mathrm{AgCl} consome 1 \mathrm{Ag} e 1 \mathrm{Cl}. Logo, escolher a=b=c=d=1 já conserva todos os elementos.
Portanto a Equação I balanceada é:
\mathrm{AgNO}_{3\,(aq)}+\mathrm{KCl}_{(aq)}\rightarrow\mathrm{AgCl}_{(s)}+\mathrm{KNO}_{3\,(aq)}

Passo 3

Explicação didática sobre o tipo de reação I e conceito de solubilidade e íons espectadores.
  • Tipo de reação: é uma reação de dupla troca (troca iônica) que, em solução aquosa, aparece como uma reação de precipitação porque se forma um sólido insolúvel: \mathrm{AgCl}_{(s)}.
  • Regra de solubilidade relevante (útil para provas): nitratos ( \mathrm{NO}_3^-) e íons de metais alcalinos ( \mathrm{K}^+, \mathrm{Na}^+, …) são solúveis; haletos ( \mathrm{Cl}^-, \mathrm{Br}^-, \mathrm{I}^-) são geralmente solúveis, exceto quando combinados com \mathrm{Ag}^+, \mathrm{Pb}^{2+}, \mathrm{Hg}_2^{2+} — no caso \mathrm{AgCl} é insolúvel → precipitado.
  • Conceito de eletrólitos fortes: espécies como \mathrm{AgNO}_3 e \mathrm{KCl} em água se dissociam quase que completamente em íons; isso permite escrever a equação iônica completa.
  • Íons espectadores: são íons presentes em solução que não participam da formação do produto (aqui \mathrm{K}^+ e \mathrm{NO}_3^-).

Passo 4

Equação iônica completa e iônica líquida para a Equação I (construção passo a passo).
Dissociação completa dos eletrólitos aquosos:
\mathrm{AgNO}_{3\,(aq)}\rightarrow\mathrm{Ag}^+_{(aq)}+\mathrm{NO}_3^-_{(aq)}
\mathrm{KCl}_{(aq)}\rightarrow\mathrm{K}^+_{(aq)}+\mathrm{Cl}^-_{(aq)}
\mathrm{KNO}_{3\,(aq)}\rightarrow\mathrm{K}^+_{(aq)}+\mathrm{NO}_3^-_{(aq)}
Escrevendo a equação iônica completa (todos os íons separados, produto sólido permanece como tal):
\mathrm{Ag}^+_{(aq)}+\mathrm{NO}_3^-_{(aq)}+\mathrm{K}^+_{(aq)}+\mathrm{Cl}^-_{(aq)}\rightarrow\mathrm{AgCl}_{(s)}+\mathrm{K}^+_{(aq)}+\mathrm{NO}_3^-_{(aq)}
Cancelar íons espectadores ( \mathrm{K}^+_{(aq)} e \mathrm{NO}_3^-_{(aq)}) para obter a equação iônica líquida (net ionic):
\mathrm{Ag}^+_{(aq)}+\mathrm{Cl}^-_{(aq)}\rightarrow\mathrm{AgCl}_{(s)}

Passo 5

Balanceamento da Equação II passo a passo.
Escrevendo a reação com coeficientes:
a\,\mathrm{HCl}_{(aq)}+b\,\mathrm{Ca(OH)}_{2\,(aq)}\rightarrow c\,\mathrm{CaCl}_{2\,(aq)}+d\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}
Contagem de átomos: \mathrm{Ca(OH)}_2 tem 1 Ca, 2 O, 2 H (dentro dos hidróxidos). \mathrm{CaCl}_2 tem 1 Ca e 2 Cl. Para neutralizar 2 grupos \mathrm{OH}^- são necessários 2 \mathrm{H}^+ vindos de 2 moléculas de \mathrm{HCl}. Assim os coeficientes mínimos inteiros são a=2, b=1, c=1, d=2.
Equação II balanceada:
2\,\mathrm{HCl}_{(aq)}+\mathrm{Ca(OH)}_{2\,(aq)}\rightarrow\mathrm{CaCl}_{2\,(aq)}+2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}

Passo 6

Características da reação II (explicação didática).
  • Tipo de reação: é uma reação de neutralização ácido–base. O ácido forte \mathrm{HCl} doa prótons ( \mathrm{H}^+) e a base forte \mathrm{Ca(OH)}_2 doa íons hidróxido ( \mathrm{OH}^-); \mathrm{H}^+ e \mathrm{OH}^- combinam-se para formar água.
  • Embora \mathrm{CaCl}_2 seja formado (sal solúvel), a reação principal útil em termos iônicos é a combinação de íons \mathrm{H}^+ e \mathrm{OH}^-.
  • Em solução aquosa, \mathrm{HCl} e \mathrm{Ca(OH)}_2 são eletrólitos fortes (dissociam-se quase totalmente), o que possibilita escrever equações iônicas completas.
  • Não é reação de oxirredução (não há alteração de estados de oxidação nos elementos principais); é transferência de prótons.

Passo 7

Equação iônica completa para a Equação II (montagem).
Dissociações:
\mathrm{HCl}_{(aq)}\rightarrow\mathrm{H}^+_{(aq)}+\mathrm{Cl}^-_{(aq)}
\mathrm{Ca(OH)}_{2\,(aq)}\rightarrow\mathrm{Ca}^{2+}_{(aq)}+2\,\mathrm{OH}^-_{(aq)}
\mathrm{CaCl}_{2\,(aq)}\rightarrow\mathrm{Ca}^{2+}_{(aq)}+2\,\mathrm{Cl}^-_{(aq)}
Equação iônica completa (todos os íons em solução mostrados):
2\,\mathrm{H}^+_{(aq)}+2\,\mathrm{Cl}^-_{(aq)}+\mathrm{Ca}^{2+}_{(aq)}+2\,\mathrm{OH}^-_{(aq)}\rightarrow\mathrm{Ca}^{2+}_{(aq)}+2\,\mathrm{Cl}^-_{(aq)}+2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}

Passo 8

Equação iônica líquida (net ionic) para a Equação II e explicação de cancelamento.
Na equação iônica completa, \mathrm{Ca}^{2+}_{(aq)} e \mathrm{Cl}^-_{(aq)} aparecem dos dois lados → íons espectadores; ao cancelar obtemos:
2\,\mathrm{H}^+_{(aq)}+2\,\mathrm{OH}^-_{(aq)}\rightarrow2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}
É comum simplificar por 2 e escrever a forma mínima:
\mathrm{H}^+_{(aq)}+\mathrm{OH}^-_{(aq)}\rightarrow\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}
Esta é a equação iônica líquida típica de uma neutralização ácido–base: próton mais hidróxido gera água.

Passo 9

Resumo prático (dicas para a prova, amizade e ânimo)
  • Para balancear: conserve átomos e verificar cargas quando trabalhar com íons.
  • Para escrever equação iônica completa: dissocie somente eletrólitos fortes (sais solúveis, ácidos e bases fortes); mantenha sólidos e líquidos intactos.
  • Para equação líquida (net ionic): cancele íons espectadores.
  • Fica tranquilo: identifique se forma precipitado (use regras de solubilidade) para saber se aparece um sólido na equação iônica líquida; para neutralizações olhe para \mathrm{H}^+ e \mathrm{OH}^-.

Resposta

(a) \mathrm{AgNO}_{3\,(aq)}+\mathrm{KCl}_{(aq)}\rightarrow\mathrm{AgCl}_{(s)}+\mathrm{KNO}_{3\,(aq)}
2\,\mathrm{HCl}_{(aq)}+\mathrm{Ca(OH)}_{2\,(aq)}\rightarrow\mathrm{CaCl}_{2\,(aq)}+2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}
(b) Equação I: reação de dupla troca e precipitação — forma-se o sólido insolúvel \mathrm{AgCl}_{(s)}; íons \mathrm{K}^+ e \mathrm{NO}_3^- são espectadores; não é redox.
Equação II: reação de neutralização ácido–base — \mathrm{H}^+ do ácido reage com \mathrm{OH}^- da base para formar água; forma-se sal solúvel \mathrm{CaCl}_2; íons \mathrm{Ca}^{2+} e \mathrm{Cl}^- são espectadores na forma iônica completa.
(c) Equação iônica completa — I:
\mathrm{Ag}^+_{(aq)}+\mathrm{NO}_3^-_{(aq)}+\mathrm{K}^+_{(aq)}+\mathrm{Cl}^-_{(aq)}\rightarrow\mathrm{AgCl}_{(s)}+\mathrm{K}^+_{(aq)}+\mathrm{NO}_3^-_{(aq)}
Equação iônica completa — II:
2\,\mathrm{H}^+_{(aq)}+2\,\mathrm{Cl}^-_{(aq)}+\mathrm{Ca}^{2+}_{(aq)}+2\,\mathrm{OH}^-_{(aq)}\rightarrow\mathrm{Ca}^{2+}_{(aq)}+2\,\mathrm{Cl}^-_{(aq)}+2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}
(d) Equação iônica líquida (net ionic) — I:
\mathrm{Ag}^+_{(aq)}+\mathrm{Cl}^-_{(aq)}\rightarrow\mathrm{AgCl}_{(s)}
Equação iônica líquida (net ionic) — II:
\mathrm{H}^+_{(aq)}+\mathrm{OH}^-_{(aq)}\rightarrow\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}

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