ATIVIDADE 1- ÁCIDOS, BASES E ÓXIDOS

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
DIVERSIDADE QUÍMICA DO AMBIENTE 
ATIVIDADE 1 
ALUNO: DIÊGO RODRIGUES FERREIRA 
 
1) Defina e classifique os óxidos em termos de acidez de Arrhenius. 
 
o Óxidos Ácidos- Também chamados de Anidridos, são compostos moleculares 
formados pela interação do oxigênio com elementos de alta eletronegatividade 
como os ametais, ou ainda, metais de Nox +5, +6 ou +7. Ao reagirem com água 
liberam íons H+, formando soluções ácidas (oxiácidos). 
o Óxidos Básicos- São compostos iônicos formados pela combinação do oxigênio 
com elementos de baixa eletronegatividade como os elementos dos grupos I e II, 
Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos, além de outros Metais com Nox +1 e +2. 
Ao reagirem com a água liberam íons OH-, formando soluções básicas 
(hidróxidos) 
o Óxidos Anfóteros- São compostos insolúveis em água, ou seja, não reagem com 
a mesma. São formados através da interação do oxigênio com elementos da região 
central da tabela periódica com Nox +3 e +4 e reagem com ácidos ou bases fortes. 
Tendo comportamento ambíguo, funcionando como ácido ou base. 
o Óxidos Neutros- São resultantes da interação do oxigênio com ametais, tendo 
como característica a insolubilidade em água, assim não produzem soluções 
ácidas ou básicas. Nem reagem com ácidos, bases ou outros óxidos. 
 
 
2) Defina e exemplifique ácidos e bases segundo: 
a) Arrhenius 
o Ácido de Arrhenius- É um composto contendo oxigênio que ao reagir com a 
água sofre ionização liberando íons hidrogênio (H+). Sabe-se que o H+ liga-se a 
uma molécula de água formando o íon hidrônio (H3O
+). 
Ex: HCl(g) + H2O(l) → H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
o Base de Arrhenius- É um composto que ao reagir com a água sofre dissociação 
liberando íons hidroxila (OH-) 
Ex: NaOH(s) + H2O(l) → Na
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
b) Sistema Solvente 
o Ácido- É qualquer espécie capaz de gerar o cátion do solvente, ou seja, que fazem 
aumentar a concentração do cátion por meio da auto ionização do solvente. 
Ex: NH4Cl + 2NH3(l) → 2 NH4
+
(am) + NH2Cl
-
(am) 
o Base- É qualquer espécie capaz de gerar o ânion do solvente. Sendo assim, faz 
aumentar a concentração do Ânion por meio da auto ionização do solvente. 
Ex: KNH2 + NH3(l) → NH2
-
(am) + KNH3
+
(am) 
 
c) Bronsted –Lowry 
o Ácido de Bronsted-Lowry- Toda espécie química capaz de doar um ou mais 
íons hidrogênio H+ (próton) a outra substância, independente do meio em que as 
transferências ocorram. 
Ex: HCl + NH3 → NH4
+ + Cl- 
o Base de Bronsted-Lowry- Toda espécie química capaz de receber um ou mais 
prótons (H+), independente da presença de água ou da liberação de OH-. 
Ex: NH3(g) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH-(aq) 
 
d) Lux e Flood 
o Ácido de Lux-Flood- (Aceitador óxido) É toda espécie química receptora de íons 
óxidos (O2-) 
Ex: SiO2 + 2H2O → H4SiO4 
o Base de Lux-Flood- (Doador óxido) é toda espécie química doadora de íons 
óxidos (O2-) 
Ex: CaO + SiO2 → CaSiO3 
 
e) Lewis 
o Ácido de Lewis- São espécies químicas receptoras de pares de elétrons isolados, 
formando ligações coordenadas. 
 
o Base de Lewis- São espécies químicas doadoras de par de elétrons isolados, 
formando ligações coordenadas. 
Ex: Ag+ + 2 :NH3 →[H3N:Ag:NH3]
+
 
 Ácido + Base} de Lewis 
 
f) Usanovich 
o Ácido- Espécie que reage com uma base doando cátions ou aceitando ânions ou 
elétrons. 
o Base- Espécie que reage com um ácido doando ânions ou elétrons ou se 
combinando com cátions. 
 Ex: NH3 + HCl→ NH4Cl 
 base + ácido} de Usanovich 
 
 
3) Para cada item, está indicada a ordem de aumento da força ácida. Explique o porquê 
de cada sequência: 
 
a) HF < HCl < HBr < HI 
 
Levando em consideração que o F, Cl, Br e I pertencem ao grupo dos halogênios, 
nesta ordem, e que o momento dipolar dos compostos binários de hidrogênio diminui 
de cima para baixo dentro deste grupo e que o comprimento da ligação H-
HALOGÊNIOS aumenta no mesmo sentido por conta do raio atômico dos elementos, 
tem-se uma diminuição da energia de ligação entre o H e os halogênios de maior raio, 
o que favorece a desprotonação e consequentemente o aumento da acidez nessa 
ordem HF < HCl < HBr < HI. Podemos dizer ainda que para os hidrácidos, dentro 
de um mesmo grupo, quanto menor a eletronegatividade, maior será a força dos 
ácidos. 
 
b) H2TeO4 < H2SeO4 < H2SO4 
São oxiácidos de elementos diferentes com mesmo estado de oxidação e de um 
mesmo grupo da tabela periódica. Assim o caráter para determinar a força da acidez 
é a eletronegatividade do átomo central. A força da acidez aumenta diretamente com 
a eletronegatividade. Assim nos respectivos átomos centrais a ordem de 
eletronegatividade é Te<Se<S, o que justifica a ordem do aumento de força ácida dos 
respectivos ácidos. 
 
c) HOCl < HClO2 < HClO3 < HClO4 
 
São oxiácidos de mesmo átomo central, mas com número de oxidação diferente. 
Assim, o caráter para definir a força de acidez é o número de oxidação do átomo 
central, que aumenta a partir do aumento do número de oxigênios ligados a este. Para 
os ácidos mencionados tem-se respectivamente os seguintes Nox para os átomos 
centrais +1, +3, +5 e +7, o que explica a ordem de aumento da acidez.