nomenclatura_de_acidos[1]

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São Paulo, 11 de Agosto de 2008. 
 
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
-Dissociação e Ionização 
TEORIA DA DISSOCIAÇÃO IÔNICA 
 
Determinadas substâncias, quando dissolvidas em água, são capazes de dar origem a 
íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions). 
 
Compostos iônicos Solução iônica (eletrolítica) 
 
 
Compostos Moleculares 
 
Solução molecular (não eletrolítica) 
 
Solução iônica (eletrolítica) 
 
Identificação por pH: 
• ÁCIDOS: compostos que dissociados em H
2
O, liberam íons H
+
 
• BASES: compostos que dissociados em H
2
O, liberam íons OH
-
 
 
SAL: toda substância que, em solução aquosa sofre dissociação, produzindo pelo 
menos um cátion diferente de H
+
 e pelo menos um ânion diferente de OH
-
. 
� Os sais podem ser produzidos pela reação entre um ácido e uma base: REAÇÃO DE 
NEUTRALIZAÇÃO. 
HCl + NaOH NaCl + H
2
O 
 Ácido + Base Sal + Água 
 
� ÁCIDOS E BASES SEGUNDO ARRHENIUS 
 
Svante August Arrhenius (1859-1927) propôs que ácido seria toda substância que 
produzisse os íons hidrogênio, H
1+
, quando dissolvida em água, e que base seria toda 
substância que produzisse os íons hidróxido, OH
1-
, também quando dissolvida em água. 
+ H
2
O 
Dissociação 
+ H
2
O 
� DEFINIÇÃO DE BRONSTED-LAWRY (1923) 
Johannes Nicolaus Brönsted (1879-1936) e Thomas Martin Lowry (1879-1949) 
definiram que ácido é toda espécie química capaz de doar um próton, H
1+
, e base é toda 
espécie química capaz de aceitar um próton, H
1+
. 
Exemplo: 
HCl + H
2
O H
3
O
+
 + Cl
-
 
 
A) O HCl é ácido, pois doa prótons; 
B) O Cl
-
 é a sua base conjugada. 
C) H
2
O recebe o próton, é uma base e forma H
3
O
-
, ácido conjugado. 
Obs.: O termo “conjugado” significa estar “conectado com” e implica que qualquer espécie 
química e sua espécie conjugada estão relacionadas com o ganho ou perda de prótons, 
formando um par ácido-base conjugado. 
 
� DIFERENÇAS ENTRE ARRHENIUS E BRÖNSTED-LOWRY 
De acordo com as duas definições, podemos salientar duas diferenças básicas: 
I- Enquanto a definição de Arrhenius para ácido e base adapta-se somente em meio aquoso, a de 
Brönsted e Lowry estende-se para qualquer meio. 
II- Em meio ácido, enquanto Arrhenius sugere a existência de um próton livre, H
1+
, Brönsted e 
Lowry sugerem que esse próton esteja ligado a uma molécula de água, formando o íon 
hidrônio H
3
O
1+
. 
 
 
 
� NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS 
 
QUANTO A PRESENÇA OU NÃO DE OXIGÊNIO NA FÓRMULA: 
� HIDRÁXIDOS – ácidos que não contém oxigênio na fórmula: 
 HF – ácido fluorídrico; HCl – ácido clorídrico; HBr – ácido bromídrico; etc 
 TERMINAÇÃO COM –ÍDRICO. 
 
� OXIÁCIDOS – ácidos que contêm oxigênio na fórmula: 
 HNO
3
 – ácido nítrico; H
2
SO
4
 – ácido sulfúrico; H
2
CO
3
 – ácido carbônico; HClO
4 
– 
ácido perclórico; etc 
NOMENCLATURA: Em geral, um mesmo elemento pode formar mais de um tipo de 
oxiácido. Por exemplo: HClO4; HClO3; HClO2; HClO. Nesse caso, a maneira utilizada para 
nomeá-los é a partir dos nomes consagrados pelo uso que se encontram listados abaixo. 
Verifique que todos eles apresentam a terminação ICO. 
 
 
 
 
 
Assim: 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
HClO
4
 – ácido perclórico 
HClO
3
 – ácido clórico 
HClO
2
 – ácido cloroso 
HClO – ácido hipocloroso 
 
 
 
 
 
FAMÍLIA 17 (Cl, Br, I) 
FAMÍLIA 16 (S, Se) FAMÍLIA 15 (N, P) FAMÍLIA 14 (C) 
HClO
3
 – ácido clórico H
2
SO
4
 – ácido sulfúrico HNO
3
 – ácido nítrico H
2
CO
3
 – ácido carbônico 
HBrO
3
 – ácido brômico H
2
SeO
4
 – ácido selênico H
3
PO
4
 – ácido fosfórico 
HIO
2
 – ácido iódico 
Ácido per- _________________ ico 
 + 1 átomo de oxigênio 
Ácido _________________ ico 
 - 1 átomo de oxigênio 
Ácido _________________ oso 
 - 1 átomo de oxigênio 
Ácido hipo- _________________ oso 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: 
 
LIVROS: 
 
1. BIANCHI, J. C. de A.; et al. Universo da Química. Ens. Médio. FTD S.A.; São Paulo, 
vol. único, 2005. 
2. LEMBO, A.; et al. Roteiro Revisanglo – Química. Ens. Médio. Ed. Anglo – São 
Paulo. 2004. 
3. USBERCO, J.; SALVADOR, Edgard. Química – Físico-Química 2. 10ª edição. 
Saraiva – São Paulo. 2006.