Ácidos e bases
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Ácidos e bases


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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS
FACULDADE DE FÍSICA
DÉBORA DYANE DO AMARAL SILVA
ISABELA DOS SANTOS CARVALHO
STANLEY SANTIAGO COELHO
VITOR LUCAS RODRIGUES DE MEDEIROS
YTALO CÁSSIO GOMES PINHEIRO
WILTOM SEIICHI ITO
ÁCIDOS E BASES
BELÉM/PA
2018
DÉBORA DYANE DO AMARAL SILVA
ISABELA DOS SANTOS CARVALHO
STANLEY SANTIAGO COELHO
VITOR LUCAS RODRIGUES DE MEDEIROS
YTALO GOMES PINHEIRO
WILTOM SEIICHI ITO
	
Trabalho de pesquisa apresentado como requisito para obtenção de nota na disciplina Química Geral Teórica I, ministrada pelo Prof. 
Dr.José
 Ribamar 
Bogea
 Lobato.
BELÉM/PA
2018
Sumário
1. Introdução......................................................................................................2
2. Desenvolvimento...........................................................................................2
2.1. Conceito de Arrhenius.....................................................................2
2.2. Conceito de Bronsted-Lowry..........................................................3
2.3. Conceito de Lewis ...........................................................................4
 2.3.1. Definição de ligação covalente coordenada...................4
 2.3.2. A importância da definição de Lewis...............................5
3. Força ácida.....................................................................................................5
3.1. Medida da quantidade de H+, e o grau de ionização...................5
3.2. Força ácida dos oxiácidos..............................................................6
3.3. Eletronegatividade...........................................................................6
3.4. Constante de equilíbrio...................................................................7
3.4.1. Constante de equilíbrio em termos de pressão parcial (Kp)..........................................................................................................8
4. Auto ionização da água...............................................................................8
4.1. Notação Ph......................................................................................9
4.2. Escala de Ph....................................................................................9
5. Chuva ácida..................................................................................................9
5.1. Formação e consequências..........................................................10
6. Conclusão....................................................................................................11
7. Bibliografias.................................................................................................12
1. Introdução
	Ácidos e bases são geralmente lembrados como substâncias químicas perigosas, corrosivas e capazes de dissolver metais como se fossem comprimidos efervescentes. Mas a presença dos ácidos e bases na nossa vida cotidiana é bem mais ampla e menos agressiva do que se imagina, sendo estes, componentes usuais de refrigerantes, alimentos, remédios, produtos de higiene ou cosméticos. Além de serem os grandes pilares da maioria das propriedades do reino mineral e de toda a vida de nosso planeta se levarmos em consideração que vulcões podem gerar águas extremamente ácidas pela presença de HCl e SO2, que a fotossíntese das plantas pode alterar a acidez da água nas vizinhanças por produzir CO2, a substância geradora de ácido mais comum na natureza, que a fermentação do suco de frutas pode vir a produzir ácido acético, dentre outros fatores. 
As duas funções mais importantes da química, ácidos e bases, apesar de ambos serem substâncias corrosivas, estes são opostos químicos. Uma das maiores diferenças entre os ácidos e bases é que as bases, em contato com solução aquosa, liberam íons negativos, as hidroxilas (OH-). Já os ácidos, em contato com água liberam íons positivos de hidrogênio (H+). Ambos são estudados pela Química Inorgânica, o ramo que estuda os compostos que não são formados por carbono.
2. Desenvolvimento 
A primeira consideração que se deve ter a respeito dos ácidos e bases é que as chamadas "teorias" de ácido-base são, na realidade, conceitos de ácidos ou de bases. Elas não são teorias no sentido da teoria da ligação de valência ou da teoria de orbitais moleculares. Na verdade, podemos fazer um ácido ser qualquer coisa que queiramos. As diferenças entre os vários conceitos não se referem ao "certo", mas ao uso mais conveniente em uma dada situação particular.
2.1. Conceito de Arrhenius
	Um dos primeiros conceitos de ácidos e bases que leva em conta a forma estrutural das moléculas deu-se pelo químico Svante Arrhenius em 1884. Ele propôs que ácidos e bases pudessem ser classificados com relação na quantidade de íons formados quando adicionados em água. Sendo assim, para Arrhenius, ácidos eram as substâncias cujos produtos de dissociação iônica em água geravam íons hidrogênio (H+). Um exemplo de ácido proposto por Arrhenius é o ácido clorídrico (HCl) que quando dissociado em água libera os íons H+e Cl-.
	A forma como Arrhenius sugeriu a definição de base é análoga a de ácidos. No entanto, ao invés das bases formarem os íons hidrogênio quando dissociados em água, estas formam os íons hidróxido (OH-). Dessa forma, um exemplo de base definida pelo conceito de Arrhenius seria o NaOH, que quando dissociado em água libera os íons Na+ e OH-. Com isso, as reações de ácido-base na forma de Arrhenius geram como produtoságua e sal e esta reação é denominada reação de neutralização.
	Esse conceito, embora utilizado até hoje, possui diversas limitações tais como só poder ser usado em soluções aquosas. Porém, íon H+ não existe em solução aquosa. O que realmente acontece é que os prótons carregados positivamente reagem com a água e formam íons hidrônio (H3O+). Desta forma, o conceito não pode ser aplicado para outros solventes e, por fim, ainda segundo o conceito de Arrhenius, somente são bases substâncias que possuem OH- em sua composição e esse caso é verdadeiro para o NaOH, mas para outras substâncias, como por exemplo a amônia (NH3), não aplica-se tal definição, já que, segundo este conceito, a amônia não seria uma base, quando na verdade é. 
2.2. Conceito de Bronsted-Lowry
	Em 1923, Bronsted em Copenhagen na Dinamarca e Lowry em Cambridge na Inglaterra surgem com um novo conceito para ácidos e bases que parte de sistemas protônicos, onde há transferência de prótons entre as substâncias químicas. Com isso, eles sugerem que ácidos são substâncias capazes de doar um próton em uma reação e bases são capazes de aceitar um próton em uma reação.
	Dessa maneira, as características de um ácido e de uma base se manifestam durante as reações, explicando assim o caráter básico da amônia e o caráter ácido do íon amônio, já que a amônia, quando dissociada em água, aceita um próton e, portanto é uma base. Por conseguinte, na reação de dissociação em água do íon amônio (NH4+), ele doa um próton e portanto é um ácido. Dessa forma, a água atua como um ácido na dissociação da amônia e também como uma base na dissociação do íon amônia e essa é uma característica de substâncias anfipráticas, substâncias essas que podem se comportar como ácido e também como base de Bronsted-lowry.
	Portanto, os avanços causados pela definição de Bronsted lowry estão na sua habilidade de lidar com qualquer solvente, entre eles a amônia líquida e o ácido sulfúrico que, com o conceito de arrhenius, não seria possível. Além disso, outras reações de transferência de prótons que não seriam chamadas de neutralização, mas que são de caráter ácido-base podem ser tratadas por essa definição. Por fim, a ênfase que essa definição coloca na competição por prótons é uma das vantagens em um sistema com solvente protônico, todavia, ainda assim é limitada para sistemas que não contêm prótons.
2.3. Conceito de Lewis
	Em 1923, no mesmo ano em que Brönsted e