Média Provas (MP) - Média Atividade Prática Supervisionada (MAPS) - Média Atividades (MA)

Transcrição

1 QUIMICA FUNDAMENTAL Avaliações: 23/05; 10/06; 29/07; 09/09 Média Semestral = (MP 0,7 + MAPS 0,1 + MA 0,2) Média Provas (MP) - Média Atividade Prática Supervisionada (MAPS) - Média Atividades (MA) Referências ATKINS, P. W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, 3ª. Edição, 2006, Editora Bookman. RUSSELL, John B., Química Geral, vol. 1 e 2, 2ª. Edição, 2007, Editora Makron Books. MAHAN, B. H., Química: Um Curso Universitário, 4ª. Edição, 1993, Editora Edgard Blücher

2 Funções Inorgânicas Prof.ª Loraine Jacobs

3 Ionização É a quebra da ligação covalente, devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos ligantes, com a formação de íons

4 Ionização Ocorre com alguns COMPOSTOS MOLECULARES H Cl + H2O H3O + + Cl

5 Dissociação Neste fenômeno os íons apenas são separados A dissociação ocorre com os compostos iônicos

6 As substâncias químicas podem ser agrupadas de acordo com suas PROPRIEDADES COMUNS PROPRIEDADES FUNCIONAIS Agrupamento das substâncias em grupos FUNÇÕES INORGÂNICAS

7 Ácidos de Arrhenius Segundo Arrhenius Substância que em solução aquosa sofre ionização produzindo como cátion H + HCl H2O H + + Cl H2SO4 H2O 2 H SO4 H2O H3PO4 3 H PO4 H2O H4P2O7 4 H P2O7

8 Ácidos de Arrhenius Para os HIDRÁCIDOS FORTES HCl HBr HI MODERADO HF FRACOS Todos os demais hidrácidos

9 Para os OXIÁCIDOS calculamos x = número de átomos de oxigênio número de hidrogênios ionizáveis x = 0 Ácido fraco H3BO3 x = 3 3 = 0 ácido fraco x = 1 Ácido médio H3PO4 x = 4 3 = 1 ácido médio x = 2 Ácido forte H2SO4 x = 4 2 = 2 ácido forte x = 3 HClO4 x = 4 1 = 3 Ácido muito forte ácido muito forte

10 Bases ou Hidróxidos de Arrhenius Segundo Arrhenius Substância que em solução aquosa sofre dissociação produzindo como ânion OH - NaOH H2O Na + + OH H2O Ca(OH)2 Ca OH H2O Fe(OH)3 Fe OH H2O Pb(OH)4 Pb OH

11 Bases ou Hidróxidos de Arrhenius FORTES São as bases em que a oxidrila se liga a um metal alcalino ou alcalino terroso NaOH KOH LiOH Ca(OH)2 Ba(OH)2 Mg(OH)2 FRACAS São as bases em que a oxidrila se liga aos demais cátions AgOH NH4OH Al(OH)3 Zn(OH)2 Fe(OH)3 Pb(OH)4

12 Ácidos - Ação sobre Indicadores FENOLFTALEINA AZUL DE BROMOTIMOL

13 Bases - Ação sobre indicadores FENOLFTALEINA AZUL DE BROMOTIMOL

14 Teoria de Arrhenius Solvente água Comportamento Ácido e Básico em outros solventes e em ausência de solvente Desenvolvimento de novas teorias Brönsted-Lowry Lewis

15 Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry Em 1923, Johannes Brönsted e Thomas Lowry propuseram uma definição mais geral de ácidos e bases, baseada na transferência de prótons (ou H + ) entre substâncias. ÁCIDO doa prótons (H + ). BASE recebe protons(h + ). Mesmo quando classificada como ácido, uma substância só poderá agir como ácido se houver uma base que possa aceitar os protons.

16 Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry Pelas reações abaixo, pode-se observar a transferência de prótons do ácido para a base. HCl (g) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Ácido Base Como praticamente todas as moléculas de HCl doam seus prótons para a água, classifica-se o HCl como ácido forte

17 Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry No caso da reação do ácido cianídrico ocorre a troca de prótons nos dois lados da reação o que mantem as concentrações constantes (Equilíbrio dinâmico) HCN (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + CN - (aq) Ácido Base Como não há alteração nas concentrações de protons, dizemos que o HCN é um ácido fraco.

18 Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry Por utilizar o conceito de doação de prótons, a teoria de Brönsted-Lowry inclui a possibilidade de que um íon seja ácido (não permitido por Arrhenius) HCO - 3(aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + CO 2-3 (aq) Ácido Base

19 Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry Na teoria de Brönsted-Lowry a força de ácidos pode ser resumida como: ÁCIDO FORTE Está completamente desprotonado em solução. ÁCIDO FRACO Está parcialmente desprotonado em solução.

20 Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry Bases de Brönsted-Lowry Aceitador de prótons Indica um par de elétrons livres onde o próton pode se ligar. Base Forte O 2- (aq) + H 2 O (l) 2OH - (aq) Base Fraca NH 3(aq) + H 2 O (l) NH OH - (aq)

21 Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry Na teoria de Brönsted-Lowry a força de bases pode ser resumida como: BASE FORTE Está completamente protonada em solução. BASE FRACO Está parcialmente protonada em solução.

22 Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry Pares ácido-base conjugados Um ácido e uma base como HX e X -, que diferem apenas pela presença ou ausência de um próton, são chamados de par ácido-base conjugados. Exemplos: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - ÁCIDO BASE ÁCIDO BASE CONJUGADO CONJUGADA NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH - BASE ÁCIDO ÁCIDO BASE CONJUGADO CONJUGADA

23 Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry Um ácido é um doador de prótons e uma base é um aceitador de prótons. A base conjugada de um ácido é formada quando o ácido doou o próton. O ácido conjugado de uma base é o ácido que se formou quando a base aceitou o próton

24 Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry Pares ácido-base conjugados Escreva as fórmulas de: - a) Base conjugada de HCO 3 b) Ácido conjugado de O 2 - c) Ácido conjugado de OH - d) Base conjugada de HPO 4 2-

25 Ácidos e Bases de Lewis Utiliza o conceito de par eletrônico ÁCIDO aceita par de elétrons BASE doa par de elétrons

26 Ácidos e Bases de Lewis Íon óxido: base forma ligação covalente coordenada

27 Ácidos e Bases de Lewis Amônia: base dissolvida pela H 2 O doa par de elétrons e recebe H +

28 Ácidos e Bases de Lewis

29 Ácidos e Bases de Lewis Um ácido de Lewis é um aceitador de par de elétrons. Uma base de Lewis é um doador de par de elétrons. Um próton (H + ) é um ácido de Lewis que se liga a um par de elétrons isolado fornecido por uma base de Lewis

30 Sal É todo composto que em solução aquosa possui pelo menos um cátion diferente do H +, e pelo menos um ânion diferente do OH -. Na Cl Na Cl + cátion diferente do H + ânion diferente do OH - Ba SO4 2+ Ba cátion diferente do H + SO4 2 ânion diferente do OH -

31 Classificação dos Sais NaCl Ba Cl2 Ba SO4 NaH SO4 Ba OHCl BaBr Cl NaK SO4 Cu SO4. 5 H2O

32 Óxidos Óxidos Moleculares O elemento ligado ao oxigênio é ametal Óxidos Iônicos SO3 CO2 N2O5 O elemento ligado ao oxigênio é um metal Na2O CaO Fe2O3 Al2O3

33 Classificação dos Óxidos Óxidos Básicos Reagem com água, formando uma base CaO + H2O Ca(OH)2 Reagem com um ácido, formando sal e água CaO + H2SO4 CaSO4 + H2O Os óxidos básicos são Iônicos e são formados por METAIS de baixo Nox (+1 ou + 2)

34 Classificação dos Óxidos Óxidos Ácidos Reagem com água, formando um ácido SO3 + H2O H2SO4 Reagem com uma base, formando sal e água SO3 + Ba(OH)2 CaSO4 + H2O Os óxidos ácidos são Moleculares e são formados por AMETAIS de alto Nox

35 Classificação dos Óxidos Óxidos Anfotéricos São óxidos que se comportam tanto como óxidos ácidos quanto como óxidos básicos Al2O3 ZnO As2O3 Al 2 O 3(s) + 6HCl (aq) 2AlCl 3(aq) + 3H 2 O (l) Al 2 O 3(s) + 2NaOH (aq) + 3H 2 O (l) 2Na[Al(OH) 4 ] (aq)

36 Autoprotólise da Água Água Anfiprótica se comporta como doadora e receptora de protons (H 3 O + ou OH - ). Transferência de prótons entre as moléculas de água Autoprotólise 2H 2 O (l)) H 3 O + + OH - Constante de autoprotólise: Kw = [H 3 O + ].[OH - ] Sendo [H 3 O + ] = [OH - ] = mol.l -1

37 Autoprotólise da Água O produto das concentrações dos íons hidrônio e hidroxônio em água pura ou em soluções com a mesmaé constante. Sendo assim, se a concentração de um destes íos cresce a outra dverá decrescer para manter o produto das concentrações constante.

38 Autoprotólise da água Quais são as molaridades de H 3 O + e OH - em uma solução de Ba(OH) 2 0,003mol.L -1? Quais são as de H 3 O + e OH - em uma solução de HI mol.l -1?

39 ph e poh

40 ph e poh Valores de [H + ]+ [OH - ] expressos em10 -X Sorensen Proposta do uso de logaritmos Desta forma: ph = -log[h + ] poh = -log [OH - ] ph = potencial hidrogeniônico poh = potencial hidroxilônico

41 ph e poh K w e o valor de ph e poh Sendo K w =[H + ].[OH - ] = 1, Extraindo o log dos termos teremos log[h + ].log[oh - ] = -14 Sabendo que: log (a.b) = loga + logb log[h + ]+ log[oh - ] = log[h + ]- log[oh - ] =14 ou ph+poh = 14

42 ph e poh Partindo da informação ph+poh = 14 Água Pura: ph =poh = 7 Soluções Ácidas:[H + ]>10-7 ph< 7 poh:? Soluções Básicas: [H + ]<10-7 ph>7 poh:?

43 ph e poh

44 ph e poh Indicadores Ácido-Base (In) Substâncias orgânicas complexas e possuidoras de caráter de ácido fraco (ou de base fraca). Características: 1ª e 2ª cor bem diferentes percepção da mudança de cor; mudança de cor rápida, deslocamento de rápido do equilíbrio.

45 ph e poh Indicadores Ácido-Base (In) Tipo do Indicador Faixa de Viragem Indicadores mais utilizados

46 ph e poh Indicadores Ácido-Base (In) Tipo do Indicador Faixa de Viragem Indicadores Universais Papel Tornassol

47 Curvas de Titulação Titulação: Método para determinar quantidades desconhecidas de substâncias através de sua reação com substância padrão que possui reação e proporção definidas com a substância de análise. Esta análise requer um método de determinação de seu término. Exemplos: Indicadores ácido-base Medidas de ph (ph-metro ou potenciômetro)

48 Curvas de Titulação ph-metro Medem a diferença de potencial elétrico existente e que possuem uma escala já graduada em valores de ph.

49 Curvas de Titulação Tipos de Titulação Ácido Forte + Base Forte Ácido Forte + Base Fraca Ácido Fraco + Base Forte Medidas de ph vs Quantidade de Reagente Padrão Ponto de Equivalência Parte Vertical do Gráfico.

50 Curvas de Titulação Ácido Forte + Base Forte

51 Curvas de Titulação Ácido Forte + Base Fraca

52 Curvas de Titulação Ácido Fraco + Base Forte

53 Ácidos e Bases Fracos Soluções de ácidos diferentes com a mesma concentração podem não ter o mesmo ph devido à força do ácido. CH 3 COOH ( 0,1mol.L -1 ) ph = 3 HCl (0,1mol.L -1 ) ph = 1