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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.
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