Reacoes_e_Funcoes_Acido-Base

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1. Reações Químicas
Reações Químicas – Equações Químicas –– Estequiometria das Reações 
Reação Química
Aktins,P; Jones, Loreta Princípios de Química. Bookman. Porto Alegre, 2001.
Processo de mudança química
Reagentes → Produtos
Sol. Nitrato de cádmio é adicionado a sol. sulfeto de sódio
Magnésio metálico é queimado ao ar
Cobre metálico em presença de solução de AgNO3
Zinco metálico em presença de ácido clorídrico
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Reações Químicas
Aktins,P; Jones, Loreta Princípios de Química. Bookman. Porto Alegre, 2001.
Representação Gráfica  Equação Química 
MA(aq) + BX(aq)  BA(aq) + MX(s)
Na2S(aq) + Cd(NO3)2(aq)  2NaNO3(aq) + CdS(s)
2Na1+ + S2- + Cd2+ + 2(NO3)1-  2Na1+ + 2(NO3)1- + CdS(s)
Equação Iônica Líquida 
S2- + Cd2+  CdS(s)
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Representação Gráfica  Equação Química 
Cu(s) + 2AgNO3(aq)  Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s)
Cu(s) + Ag1+(aq)  Cu2+(aq) + Ag(s)
Equação Iônica Líquida
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2. Definições de Ácidos e de Bases
2.1 Segundo Arrhenius (1884)
Ácido – composto que contém hidrogênio e reage com a água para formar íons H+ (H3O+).
Exemplos: HCl, H2SO4, HNO3, H2CO3, HI, [CH3COOH].....
Base – composto contendo hidroxila que produz íons hidroxila (ou hidróxido), OH-, em água.
Exemplos: NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Fe(OH)2........
Neutralização é a combinação desses íons formando água.
 H+ + OH- → H2O
Obs.: A combinação dos demais íons formam os Sais.
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Definição de Arrhenius para Ácidos e Bases
Kotz,J.C.;Treichel Jr.P. Química e Reações Químicas.4ed.Vol 1.LTC,2002.
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Nomenclatura de Ácidos
A) HIDRÁCIDOS
HCl – ácido clorídrico
HBr – 
HI  
HF - 
H2S – 
HCN - 
B) OXIÁCIDOS
H2SO4 - ácido sulfúrico
HNO3 – ácido nítrico
H2CO3 – ácido carbônico
H3PO4 - ácido fosfórico
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Nomenclatura das Bases – (Hidróxidos)
NaOH – hidróxido de sódio
KOH – 
Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio
Mg(OH)2 – hidróxido de magnésio
Fe(OH)3 – 
Al(OH)3 - 
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SAIS 
Definição: 
Exemplos:
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2.2 Segundo BRÖNSTED-LOWRY (1923)
 Definição mais ampla, aplicável para soluções não aquosa.
Ácido – espécie química (molécula ou íon) capaz de doar próton H+.
Base – espécie química que tende a receber um próton H+.
Exemplos.: HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq)
 Ácido Base 
 Todas as moléculas de HCl transferem seu próton para a água, gerando íons hidrônio e ions cloreto  Ácido forte
Kotz,J.C.;Treichel Jr.P. Química e Reações Químicas.4ed.Vol 1.LTC,2002.
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 Par Conjugado Ácido-Base
Um par de compostos neutros ou íons que diferem pela presença de uma unidade de H+.
HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ácido1 Base2 Ácido2 Base1
HCl/Cl- = ácido e sua base conjugada
H2O/H3O+ = Base e seu ácido conjugado
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Exemplos - Exercícios (Identifique os pares conjugados ácido-base)
1) HNO3(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + NO3-(aq) 
2) H2SO4(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + HSO4-(aq)
 HSO4-(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + SO4 2-(aq)
3) H2CO3(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + HCO3-(aq)
 HCO3-(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + CO3 2-(aq)
Ácidos Polipróticos
CO3 2-(aq) + H2O(l)  HCO3-(aq) + OH-(aq) 
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Reconhecendo Ácidos e Bases
Exercício 1 
O fenol (C6H5OH) é um ácido fraco. Explique porque a solução do composto iônico fenolato de potássio (C6H5O-K+) deve ser básica.
C6H5OH + H2O  C6H5O- + H+
Ácido fraco base conjugada fraca
C6H5O-K+  C6H5O-(aq) + K+(aq) 
 base fraca não é ácido (não se associa)
C6H5O- + H2O  C6H5OH + OH-
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Ácidos e Bases fortes e fracos
 Um ácido forte está completamente (ou quase) ionização em solução.
 Um ácido fraco está incompletamente ionizado em solução.
 Uma base forte está completamente (ou quase) dissociada em solução.
 Uma base fraca está incompletamente dissociada em solução.
Aktins,P; Jones, Loreta Princípios de Química. Bookman. Porto Alegre, 2001.
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Ácidos e Bases fortes e fracos
Aktins,P; Jones, Loreta Princípios de Química. Bookman. Porto Alegre, 2001.
fortes: grau de dissociação  50% 
ex: HClO4 (97%), HCl (92%), HBr (92%), HNO3 (92%), H2SO4 (62%),.
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médios: grau de dissociação  50% e  5%
ex: H3PO4 (27%), HF (8%),..
fracos: grau de dissociação  5%
ex: H2CO3 (0,18%), HCN (0,008 %),...
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Bases fortes (solúveis) em água:
 Bases de metais alcalinos e as alcalino-terrosos (exceto as do Be e Mg);
Bases Fracas (insolúveis) : demais
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Exemplos:
	HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq) 
 
0,1mol/L 0,1 mol/L
Ácido forte  100% ionizado
[H3O+]  Concentração inicial do ácido.
HCN(aq) + H2O(l)  CN-(aq) + H3O+(aq)
0,1mol/L 0,0001 mol/L 0,0001 mol/L
Ácido fraco  100% ionizado
[H3O+]  Concentração inicial do ácido.
Kotz,J.C.;Treichel Jr.P. Química e Reações Químicas.4ed.Vol 1.LTC,2002.
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HCN(aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + CN- (aq)
Ácido Base 
 Somente uma fração das moléculas de HCN doa seus prótons. No equilíbrio encontram-se HCN, CN- e H3O+  Ácido Fraco.
NH3(aq) + H2O(l)  NH4+((aq) + OH-(aq)
Base Ácido
Uma reação Ácido-Base é uma transferência de protón.
H2O + H2O  H3O+ + OH-
Base Ácido
Kotz,J.C.;Treichel Jr.P. Química e Reações Químicas.4ed.Vol 1.LTC,2002.
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NH3(aq) + H2O(l)  NH4+((aq) + OH-(aq)
CO3 2-(aq) + H2O(l)  HCO3-(aq) + OH-(aq) 
[OH-]   Concentração inicial da base.
Bases fracas
Kotz,J.C.;Treichel Jr.P. Química e Reações Químicas.4ed.Vol 1.LTC,2002.
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2.3. Segundo LEWIS (1923)
 Classificação mais genérica dos ácidos e bases.
 Ácido: qualquer substância capaz de aceitar um par de elétrons.
 Base: qualquer substância capaz de doar um par de elétrons.
Garritz, A.; Chamizo, J.A.. Química.Prentice Hall.São Paulo.2003
Ácido
Base
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H+(aq) + Cl-(aq)  HCl(g)
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ÓXIDOS
	Óxidos são compostos binários nos quais um deles é o Oxigênio.
1) Óxidos básicos: são os óxidos dos metais, nos quais o metal apresenta número de oxidação igual ou menor de 2.
	 CaO + H2O  Ca(OH)2
	 CaO + H2SO4  CaSO4 + H2O
2) Óxidos ácidos ou anidridos: são os óxidos dos não-metais (com exceção do Cr e Mn, que formam os óxidos CrO3 e Mn2O7), 
	 SO3 + H2O  H2SO4
	 SO3 + Ca(OH)2  CaSO4 + H2O
	 SO3 + CaO  CaSO4
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3) Óxidos neutros: são óxidos covalentes que não reagem com água, com ácidos ou com bases. São também chamados de indiferentes ou neutros.
	ex.: NO, N2O, CO e H2O.
4) Óxidos anfóteros (anfi = duplo): são óxidos de metais de número de oxidação + 3 e +2 (transição). Estes óxidos reagem indiferentemente com ácidos ou com bases, formando sal e água.
	Os mais importantes são: ZnO e Al2O3.
	ex.: ZnO + H2SO4  ZnSO4 + H2O		(comportamento básico)
	 ZnO + 2 NaOH  Na2ZnO2 + H2O		(comportamento ácido)
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Os amino-ácidos formam sais internos devido à presença dos grupos - NH2 e - COOH em sua estrutura. Este fenômeno ocorre pela transferência de um próton do - COOH para o grupo - NH2, conforme o esquema
 R - CH - C = O  R - CH - COO-
   
 NH2 OH NH3+
Nesse caso o - NH2 e o - COOH comportam-se, respectivamente, como
A) base de Arrhenius e ácido de Arrhenius.
B) ácido de Brönsted-Lowry e base de Arrhenius.
C) ácido de Brönsted-Lowry e base de Lewis.
D) ácido de Lewis e base de Lewis.
E) base de Brönsted-Lowry e ácido de Brönsted-Lowry.
-NH2 = base de BL; base Lewis/ -COOH = ácido BL; ácido Lewis 
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Determine os ácidos e bases, bem como os conjugados, segundo a teoria protônica (Bronsted e Lowry) nas equações a seguir:
HCN + H2O  H3O+ + CN-
NH3 + H2O  NH4+ + OH-
HNO3 + HBr  NO3- + H2Br+