Acidos e Bases

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FACULDADE DO AMAPÁ 
PROF. DANILO MONTEIRO 
APOSTILA – Funções Inorgânicas: ácido e bases e pH 
Ácidos- Conceitos de Arrhenius 
 São eletrólitos 
 Sofrem ionização 
 HCl (g) + H2O (aq) H3O+ (aq) + Cl1- (aq) 
 O grupo funcional que caracteriza os ácidos de Arrhenius (H3O+), só se formam em solução aquosa, só 
existem de fato em solução. 
 H2SO4 anidro: não é um ácido de Arrhenius 
Grau de oxigenação 
Hidrácidos: não possuem oxigênio em sua fórmula) 
 HCl, HF, H2S 
Oxiácidos: possuem oxigênio em sua fórmula 
 HClO, HClO3, H3PO4 
 Grau de hidratação : quantidade de moléculas de água que podem ser extraídas da fórmula do composto 
 (prefixos orto, piro e meta + sufixo ico) 
 Orto: maior grau de hidratação 
 Piro: grau intermediário de hidratação 
 Meta: menor grau de hidtatação 
 Ex: ácido metafosfórico e ácido pirofosfórico. 
Hidrogênios ionizáveis 
 O número de hidrogênios ionizáveis é o número máximo de hidrogênios que reage com a água e que 
efetivamente dá origem ao cátion hidrônio (H3O+) 
HIDRÁCIDOS: número de hidrogênios ionizáveis é igual ao número de hidrogênios do composto 
 HCl + H2O Cl - + H3O +.( monoácido) 
 H2S + H2O S 2- +2 H3O +.(diácido) 
Ácidos Fixos e Ácidos voláteis 
 Quanto à volatilidade (ponto de ebulição) 
 O éter é um líquido que possui baixo ponto de ebulição e evapora com facilidade à temperatura ambiente. 
Dizemos neste caso que o éter é uma substância volátil. 
 Um outro exemplo comum ocorre com o vinagre, o qual possui um odor bastante pronunciado devido à 
volatilidade do ácido acético, seu principal constituinte. 
 Ácidos voláteis - ácidos com baixo ponto de ebulição (PE). 
 Ex.: todos os hidrácidos (HCl, HF, HI, HBr, HCN, H2S), HNO3, HCOOH e CH3COOH. 
 Ácidos fixos - ácidos com elevado ponto de ebulição (PE). 
 Ex.: H2SO4 (PE = 340ºC), H3PO4 (PE = 213ºC) e H3BO3 (PE = 185ºC). 
Fórmula Estrutural 
Hidrácidos ( HxE ) 
 Cada hidrogênio está ligado ao elemento por um traço (–) que representa a ligação covalente. 
 
 
 
 
 
Oxiácidos (HxEzOy ) 
 Para escrever a fórmula estrutural dos oxiácidos, devemos proceder da seguinte maneira: 
1) escrever o elemento central; 
2) ligar o elemento central a tantos grupos – OH quantos forem os hidrogênios ionizáveis; 
3) ligar o elemento central aos oxigênios restantes através de uma dupla ligação ou por ligação dativa 
 
Hidrogênios ionizáveis 
Oxiácidos: somente são ionizáveis os hidrogênios que estiverem ligados ao oxigênio. 
 H3PO4 + H2O 3 H3O + PO43- (triácido) 
 H2CO3 + H2O 2H3O + CO 3 2- (diácido) 
 Reações de ionização 
 O cátion Hidrônio (H3O+) pode ser representado apenas por H+. 
 HCl  H+ + Cl– 
 HCN  H+ + CN– 
 
Ionização em etapas 
Ex.: 
H3PO4+H2O---->H2PO4- + H3O(+) 
H2PO4- + H2O ----> HPO42- + H3O(+) 
HPO42- + H2O ----> PO43- + H3O(+) 
Ex.: 
H2CO3 + H2O ----> HCO3- + H3O(+) 
HCO3- + H2O ----> CO32- + H3O(+) 
 
Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis 
 Monoácidos: apenas 1 H ionizável 
 ex: HCl, HNO3, HCN, H3PO2 (exceção) 
 Diácidos: 2 H ionizáveis 
 Ex: H2SO4, H2S, H3PO3 (exceção) 
 Triácidos: 3 H ionizáveis 
 Ex: H3PO4 
 Tetrácidos: 4 H ionizáveis 
 Ex: H4SiO4 
Grau de ionização (α) 
 A força de um ácido não é medida pelo número de hidrogênios ionizáveis, mas sim pela percentagem de 
hidrogênios que efetivamente sofrem ionização 
 α= número de moléculas que se ionizaram e números de moléculas inicialmente dissolvidas 
 Ácido forte: α maior que 50% 
 Ácido semiforte: α entre 5% e 50% 
 Ácido fraco: α menor que 5% 
Força dos ácidos 
 Separamos os ácidos em 2 classes: hidrácidos e oxiácidos. 
1) Hidrácidos 
 Ácidos fortes: HI, HBr, HCl 
 Ácido moderado: HF 
 Ácidos fracos: todos os outros (HCN, H2S, etc.) 
2) Oxiácidos 
 m= n° de oxigênios – n° de hidrogênios ionizáveis 
 Se m=3  ácido muito forte 
 Ex: HClO4, HMnO4 
 Se m=2  ácido forte 
 Ex: H2SO4, HNO3 
 Se m=1  ácido moderado 
 Ex: H2SO3, H3PO4, H3PO3 (2H+), H3PO2 (1H+) 
Bases de Arrhenius 
 São eletrólitos 
 Liberam o íon hidroxila 
 A dissociação ocorre quando os íons que constituem a substância se separam em cátions e ânions 
 Mg(OH)2 Mg2+ + OH- 
 Dissociação parcial: Al(OH)3 ... 
Solubilidade das bases 
 Bases muito solúveis: hidróxidos dos metais alcalinos – LiOH, KOH, RbOH 
 Bases parcialmente solúveis: hidróxidos dos metais alcalinos terrosos- Mg(OH)2 , Ca(OH)2 
 Sr(OH)2 
 Bases insolúveis: todas as outras 
 Grau de dissociação 
 Bases fortes: metais alcalinos e alcalinos terrosos 
 Bases Fracas: metais de transição, família 13, 14 e 15 
 
Conceitos fundamentais de pH 
Dissociação da água 
H2O H + (aq) + OH- (aq) 
Ou H2O + H2O H3O+ (aq) + OH- (aq) 
K’ = 
[𝐻+].[𝑂𝐻−]
[𝐻2𝑂]
 
K’’ = 
[𝐻3𝑂
+].[𝑂𝐻−]
[𝐻2𝑂]²
 
[H+][OH-] = K’[H2O] = K W 
[H3O+][OH-] = K’[H2O]² = K W 
Kw = 1,0 x 10-14 a 25ºC 
 
Então, para potencial: 
pK = - log k 
Kw = [H+] . [OH-] (considerando a concentração de água constante) 
Logo 
log Kw = log [H+] + log [OH-] 
- log Kw = - log [H+] - log [OH-] 
Logo, 
pKw = pH + pOH 
onde, pKw = - log 10-14 
pKw = 14 
Ou seja, 
Meio Neutro 
ÁGUA ÁCIDO BÁSICO 
[H20]=10-14 [H+]=10-7 [OH-]=10-7 
pKw = 14 pH = 7 pOH = 7 
 
Quando há um desvio na solução: 
ÁCIDO NEUTRO BÁSICO 
[H+] > 10-7 [H20]=10-14 [OH-] < 10-7 
pH < 7 pKw = 14 pOH > 7 
 
Escala de pH 
 O pH de uma solução é definido como o logaritmo negativo de base 10 da concentração de íons hidrogênio: 
 pH = - log[H+] 
 Obs: a concentração de íon hidrogênio é inversamente proporcional a escala de pH, pois quanto maior a 
concentração de H+ menor o pH. 
 De 0 a 14 
 
 Relação pH e os organismos 
 Mantêm a regulação dos meios; 
 pH baixo: desenvolvimento de fungos; 
 pH alto: desenvolvimento de bactérias; 
 Conservação de alimentos; 
 Correção do solo; 
 Tratamento de águas 
 Alguns exemplos: líquidos biológicos