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
Funções Inorgânicas Prof.ª Loraine Jacobs lorainejacobs@utfpr.edu.br http://paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs
Ionização É a quebra da ligação covalente, devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos ligantes, com a formação de íons
Ionização Ocorre com alguns COMPOSTOS MOLECULARES H Cl + H2O H3O + + Cl
Dissociação Neste fenômeno os íons apenas são separados A dissociação ocorre com os compostos iônicos
As substâncias químicas podem ser agrupadas de acordo com suas PROPRIEDADES COMUNS PROPRIEDADES FUNCIONAIS Agrupamento das substâncias em grupos FUNÇÕES INORGÂNICAS
Ácidos de Arrhenius Segundo Arrhenius Substância que em solução aquosa sofre ionização produzindo como cátion H + HCl H2O H + + Cl H2SO4 H2O 2 H + 2 + SO4 H2O H3PO4 3 H + 3 + PO4 H2O H4P2O7 4 H + 4 + P2O7
Ácidos de Arrhenius Para os HIDRÁCIDOS FORTES HCl HBr HI MODERADO HF FRACOS Todos os demais hidrácidos
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
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 2+ + 2 OH H2O Fe(OH)3 Fe 3+ + 3 OH H2O Pb(OH)4 Pb 4+ + 4 OH
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
Ácidos - Ação sobre Indicadores FENOLFTALEINA AZUL DE BROMOTIMOL
Bases - Ação sobre indicadores FENOLFTALEINA AZUL DE BROMOTIMOL
Teoria de Arrhenius Solvente água Comportamento Ácido e Básico em outros solventes e em ausência de solvente Desenvolvimento de novas teorias Brönsted-Lowry Lewis
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.
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
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.
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
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.
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 4 + + OH - (aq)
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.
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
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
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-
Ácidos e Bases de Lewis Utiliza o conceito de par eletrônico ÁCIDO aceita par de elétrons BASE doa par de elétrons
Ácidos e Bases de Lewis Íon óxido: base forma ligação covalente coordenada
Ácidos e Bases de Lewis Amônia: base dissolvida pela H 2 O doa par de elétrons e recebe H +
Ácidos e Bases de Lewis
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
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 -
Classificação dos Sais NaCl Ba Cl2 Ba SO4 NaH SO4 Ba OHCl BaBr Cl NaK SO4 Cu SO4. 5 H2O
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
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)
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
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)
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 - ] = 1.10-7 mol.l -1
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.
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 6.10-5 mol.l -1?
ph e poh
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
ph e poh K w e o valor de ph e poh Sendo K w =[H + ].[OH - ] = 1,00.10-14 Extraindo o log dos termos teremos log[h + ].log[oh - ] = -14 Sabendo que: log (a.b) = loga + logb log[h + ]+ log[oh - ] = -14 - log[h + ]- log[oh - ] =14 ou ph+poh = 14
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:?
ph e poh
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.
ph e poh Indicadores Ácido-Base (In) Tipo do Indicador Faixa de Viragem Indicadores mais utilizados
ph e poh Indicadores Ácido-Base (In) Tipo do Indicador Faixa de Viragem Indicadores Universais Papel Tornassol
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)
Curvas de Titulação ph-metro Medem a diferença de potencial elétrico existente e que possuem uma escala já graduada em valores de ph.
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.
Curvas de Titulação Ácido Forte + Base Forte
Curvas de Titulação Ácido Forte + Base Fraca
Curvas de Titulação Ácido Fraco + Base Forte
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