FUNÇÕES INORGÂNICAS. As substâncias são agrupadas de acordo com as suas propriedades. ÁCIDO BASE SAL ÓXIDO

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1 FUNÇÕES INORGÂNICAS As substâncias são agrupadas de acordo com as suas propriedades. ÁCIDO BASE SAL ÓXIDO

2 ÁCIDOS e BASES de ARRHENIUS Acidos são substâncias que em solução aquosa liberam H +. Ex. HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - H 2 O HNO 3 H + + NO 3 - H 2 O HClO 4 H + + ClO 4 -

3 Bases são substâncias que em solução aquosa liberam íon hidróxido (OH - ). Ex. NaOH + H 2 O Na + (aq) + OH - (aq) Ba(OH) 2 + H 2 O Ba 2+ (aq) + 2OH - (aq)

4 Arrhenius: os ácidos aumentam a [H + ] e as bases aumentam a [OH - ] em solução. Problema: a definição é limitada à solução aquosa.

5 Geralmente usamos H + (aq) e H 3 O + (aq) de maneira intercambiável. O íon H + em água O íon H + (aq) é simplesmente um próton sem elétrons. (O H tem um próton, um elétron e nenhum nêutron.) Em água, o H + (aq) forma aglomerados. O aglomerado mais simples é o H 3 O + (aq), chamado de íon hidrônio.

6 ÁCIDOS e BASES de BRØNSTED- LOWRY Ácido é toda espécie que doa prótons(h + ). Base é toda espécie que aceita prótons(h + ).

7 HCl (aq) + H 2 O (l) Cl - (aq) + H 3 O + (aq) ácido base base ácido conjugada conjugado NH 3(g) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) base ácido ácido base conjugado conjugada A água pode se comportar tanto como ácido quanto como base: substância ANFÓTERA.

8 Ácido Base conjugada Base Ácido conjugado HClO 4 ClO 4 - CN - HCN H 2 S HS - SO 4 2- HSO 4 - PH 4 + PH 3 H 2 O H 3 O + HCO 3 - CO 3 2- HCO 3 - H 2 CO 3

9 ÁCIDOS e BASES de LEWIS Ácido: receptor de par de elétrons. Ex. BF 3, BCl, Fe 3+, Fe 2+, Al 3+ Base: doador de par de elétrons. Ex. H 2 O, NH 3, Cl -, CO, CN -

10 - Cl H H O Cl H O Cl Cl H F H F H N H Cl Cl H F + H+ O H N H H H H H H H H HC H H N H CH H H - H O H HN HO Cl ClH + H+ HO Cl F Cl H N H F Cl Cl H F H H HC H H H H H H OH H N H Cl H F + + H C H H H H Ácido Base H

11 PRINCIPAIS ÁCIDOS E SUAS APLICAÇÕES Ácido Fluorídrico HF Usado para fazer gravações em cristais e vidros. Suco gástrico: HCl Ácido clorídrico HCl Ácido muriático, usado principalmente na limpeza.

12 Ácido sulfídrico H 2 S Substância de odor desagradável, indica putrefação. Ácido Cianídrico HCN Gás venenoso. Presente nas folhas da mandioca.

13 Ácido Sulfúrico H 2 SO 4 É o ácido mais importante economicamente. Utilizado nas indústrias petroquímicas, de papel, de corantes etc., nas baterias de automóveis. Ácido fosfórico H 3 PO 4 É usado na indústria de vidro, na tinturaria, nas indústrias de alimentos e fertilizantes. Ácido acético H 3 CCOOH Principal componente do vinagre, que é uma solução aquosa que contém de 3 a 7% desse ácido.

14 PRINCIPAIS BASES E SUAS APLICAÇÕES Hidróxido de sódio - NaOH Usado na fabricação de sabões, é altamente corrosivo. Hidróxido de cálcio Ca(OH) 2 Conhecido por cal extinta, é usado na construção civil (preparação de argamassa).

15 Hidróxido de magnésio Mg(OH) 2 Usado como antiácido estomacal e laxante suave. Hidróxido de amônio NH 4 OH. Obtido pela dissolução da amônia (NH 3 ) em água, o chamado amoníaco é usado em alguns produtos de limpeza.

16 EXERCÍCIOS 1) A metilamina (CH 3 NH 2 ), responsável pelo cheiro de peixe, é uma substância gasosa, solúvel em água. Em soluções aquosas de metilamina ocorre o equilíbrio: CH 3 NH 2(g) + H 2 O (l) CH 3 NH 3 + (aq) + OH (aq) Classifique as substâncias presentes no equilíbrio segundo o conceito ácido-base de Bronsted-Lowry, mostrando os pares conjugados. 2) Dê a base conjugada de cada um dos seguintes ácidos de Bronsted-Lowry: H 3 PO 4, NH 4+, H 2 O, HCO 3-, Al(H 2 O) 6 3+

17 Eletrólitos fortes e fracos Eletrólitos fortes: dissociam-se completamente em solução. Eletrólitos fracos: produzem uma pequena concentração de íons quando se dissociam. Esses íons existem em equilíbrio com a substância não-ionizada.

18 Ácidos e bases fortes e fracos Ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes. Eles estão completamente ionizados em solução. HCl(aq) H + (aq) + Cl - (aq) Ácidos e bases fracas são eletrólitos fracos. Eles estão parcialmente ionizados em solução.

19 Forças relativas de ácidos e bases A força de um ácido é a sua tendência para doar um próton. A força de uma base é a sua tendência para receber um próton. Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base conjugada. HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - HCl = ácido mais forte que H 3 O + Cl - = base mais fraca que H 2 O

20 Constante de dissociação: medida quantitativa da força do ácido (Ka) ou da base (Kb). Dada pela constante de equilíbrio. HCl(aq) H + (aq) + Cl - (aq) Ka = NH 3 + H 2 O [H + ] [Cl - ] [HCl] NH 4 + (aq) + OH - (aq) [NH 4+ ] [OH - ] Kb = [NH 3 ]

21 A força é medida pela constante de acidez, Ka > ka > força do ácido > kb > força da base [ ] [ ] Ácido acético ka = 1,8 x Ácido fórmico ka = 1,8 x 10-4.

22 Ácido poliprótico possui Ka 1 e Ka 2. H 2 S + H 2 O HS - + H 3 O + HS - + H 2 O S 2- + H 3 O + Ka 1 Ka 2

23

24 Podem ser experimentalmente classificados através da medida do ph. Auto-ionização da água: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - H 2 O H + + OH - K w = [H 3 O + ]. [OH - ] K w = ( ). ( ) K w = ph = -log[h + ] poh = -log[oh - ] ph + poh = 14

25 Solução ácida: [H + ] > 10-7 mol/l e [OH - ] < 10-7 mol/l ph < 7 Solução básica: [H + ] < 10-7 mol/l e [OH - ] > 10-7 mol/l ph > 7 Solução neutra: [H + ] = 10-7 mol/l e [OH - ] = 10-7 mol/l ph = 7 ÁCIDO N E U T R O BÁSICO

26 EXERCÍCIOS 1) Qual a concentração de íons H + de uma solução na qual [OH - ] é 0,010 mol/l. Esta solução é ácida ou básica? 2) O ph do sangue é 7,30. Qual é a concentração de íons hidróxido nesta solução? (importante: o Kw é 2,5 x a 37 o C)

27 Cálculo de ph para Soluções de Ácidos e Bases Fortes IONIZAÇÃO COMPLETA Ácido é a única fonte significativa de íons H + Base é a única fontes significativa de íons OH - ph = - log[h + ] poh = -log [OH - ] [H + ] = concentração original do ácido [OH - ] = concentração original da base

28 EXEMPLOS: 1)Qual é o ph de uma solução 0,1 mol.l -1 de HNO 3? HNO 3(aq) H + (aq) + NO 3 - (aq) 0,1 mol.l -1 0,1 mol.l -1 0,1 mol.l -1 ph = - log[h + ] ph = - log 0,1 ph = 1 2)Qual é o ph de uma solução 0,3 mol.l -1 de NaOH? poh = -log [OH - ] poh = -log 0,3 poh = 0,5 ph + poh= 14 ph = 13,5

29 Cálculo de ph para Soluções de Ácidos e Bases Fracas IONIZAÇÃO PARCIAL A constante de equilíbrio expressa a extensão em que ocorre a ionização. EXEMPLO: Cálculo do ph de uma solução 0,3 mol.l -1 de ácido acético, sabendo que o Ka é 1,8 x CH 3 COOH (aq) H + (aq) + CH 3 COO - (aq) Conc. inicial Conc. no equil. 0,3 mol.l ,3 mol.l -1 - x x x 0,3 mol.l -1 - x 0,3 mol.l -1 (x muito pequeno em comparação com a concentração inicial de ácido acético) Ka = [H+ ] [CH 3 COO - ] [CH 3 COOH] 1,8 x 10-5 = x - x x = 2 x 10-3 mol/l 0,3 ph = 2,7

30 EXERCÍCIO Calcular o Ka do ácido fórmico, sabendo-se que uma solução 0,1 mol/l deste ácido apresenta ph = 2,38 a 25 º C.

31 Classificação de ácidos Presença de oxigênio na molécula: Hidrácidos: ácidos que não apresentam oxigênio em sua molécula. Ex. HF, HCN e H 2 S. Oxiácidos: ácidos cujas moléculas apresentam oxigênio. Ex. HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4.

32 Ácidos com um próton ácido são chamados monopróticos (por exemplo, HCl). Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos (por exemplo, H 2 SO 4 ). Ácidos com muitos prótons ácidos são chamados polipróticos.

33 SAIS Um sal é o produto da reação de um ácido com uma base. Neutralização total Neutralização parcial

34 Sal é toda substância que, em solução aquosa, sofre dissociação liberando pelo menos um cátion diferente de H + e um ânion diferente de OH - e O 2-. Ex. Na 2 SO 4, KCl, SrBr 2, CaF 2.

35 Reações de neutralização e sais A neutralização ocorre quando uma solução de um ácido e a de uma base são misturadas: HCl(aq) + NaOH(aq) H 2 O(l) + NaCl(aq) Formando sal (NaCl) e água.