ÁCIDOS - QUIMICA DA MARA

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ÁCIDOS - QUIMICA DA MARA

  1. 1. FUNÇÕES INORGÂNICAS
  2. 2. Svante August Arrhenius nasceu no ano de 1859, na Suécia. Em 1876, ingressou na Universidade de Uppsala. Esse químico ficou mais famoso por sua Teoria da Dissociação Iônica. Na realidade, esse foi o tema da sua tese de doutorado, defendida em 1884.
  3. 3. Arrhenius utilizou um equipamento parecido com o mostrado ao lado. Nele, temos uma bateria, em que de um de seus polos sai um eletrodo (fio de cobre) conectado a uma lâmpada e o outro fio fica com a extremidade solta. Ele colocava as duas extremidades dos eletrodos em contato com diferentes tipos de soluções e observava se havia passagem de corrente elétrica, o que era evidenciado quando a lâmpada acendia.
  4. 4. Arrhenius percebeu, por exemplo, que quando ele colocava OS ELETRODOS SECOS NO SAL, A LÂMPADA NÃO ACENDIA, isso também ocorria quando ele os colocava na água pura. Porém, quando ele misturava os dois, DISSOLVENDO O SAL NA ÁGUA, A LÂMPADA ACENDIA, ou seja, a solução formada conduzia corrente elétrica. Arrhenius testou várias soluções e percebeu que quando ele colocava COMPOSTOS IÔNICOS, como o sal de cozinha e a soda cáustica (hidróxido de sódio, NaOH), HAVIA CONDUÇÃO DE CORRENTE ELÉTRICA. Por isso, ele concluiu que a PASSAGEM DE CORRENTE ELÉTRICA SE DAVA PORQUE EXISTIAM ÍONS LIVRES NA SOLUÇÃO, ou seja, os compostos iônicos sofriam DISSOCIAÇÃO IÔNICA, seus íons eram separados e, por possuírem carga elétrica, conduziam a eletricidade.
  5. 5. Quando ele testou alguns COMPOSTOS MOLECULARES, como o gás clorídrico (HCl), percebeu que também geravam SOLUÇÕES ELETROLÍTICAS que conduziam corrente elétrica. Esse fato se dava porque havia uma IONIZAÇÃO* das moléculas do HCl, pois elas reagiam com as moléculas de água, FORMANDO ÍONS NEGATIVOS E POSITIVOS:
  6. 6. Assim, nos casos em que há íons livres, temos uma SOLUÇÃO ELETROLÍTICA, QUE CONDUZ CORRENTESOLUÇÃO ELETROLÍTICA, QUE CONDUZ CORRENTE ELÉTRICAELÉTRICA.. Já no caso do AÇÚCAR e de outros compostos moleculares, que mesmo sendo dissolvidos em água não conduzem eletricidade, isso ocorre porque NÃO HÁNÃO HÁ LIBERAÇÃO DE ÍONS NO MEIOLIBERAÇÃO DE ÍONS NO MEIO, gerando, gerando UMAUMA SOLUÇÃO NÃO ELETROLÍTICASOLUÇÃO NÃO ELETROLÍTICA.. As moléculas de açúcar costumam estar agrupadas em retículos cristalinos, mas quando colocadas em água, essas moléculas se separam, por isso, temos a impressão de que elas “sumiram”, mas, na verdade, AS MOLÉCULAS DE C12H22O11 AINDA CONTINUAM ALI E NÃO GERAM ÍONS.
  7. 7. FunçõesFunções InorgânicasInorgânicas
  8. 8. Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes. As substâncias inorgânicas podem ser classificadas em quatro funções: Ácidos Bases Sais Óxidos Assim, numa reação química, todos os ácidos, por exemplo, terão comportamento semelhante. Funções químicas
  9. 9. Ácidos
  10. 10. Características gerais dos ácidos Apresentam sabor azedo e picante; Desidratam a matéria orgânica; Condutores de corrente quando dissolvidos em água (Soluções eletrolíticas) Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína; Neutralizam bases formando sal e água;
  11. 11. Ácidos Ácidos de Arrhenius (1884): são substâncias compostas que em solução aquosa liberam como único e exclusivo cátion o Hidroxônio (H+ ou H3O+ ). Ionização de um Ácido HCl + H2O → H3O+ + Cl- H2SO4 + 2H2O → 2 H3O+ + SO4 2- H3PO4 + 3H2O → 3 H3O+ + PO4 3-
  12. 12. PODER HIDROGENOIÔNICO (pH) E INDICADORES ÁCIDO-BÁSICOS
  13. 13. Friendrich Kohrausch (1840-1910) A auto-ionização da água pura produz concentração muito baixa de íons H3O+ (H+ ) e OH- H2O + H2O H3O+ (aq) + OH- (aq)H2O + H2O H3O+ (aq) + OH- (aq) AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA [H+ ] = [OH- ] = 1,0 x 10-7 mol/L 25 ºC
  14. 14. Para soluções aquosas, 25 ºC: Solução neutra: [H+ ] = [OH- ] [H+ ] = [OH- ] = 1,0 x 10-7 mol/L Solução ácida: [H+ ] > [OH- ] [H+ ] > 1,0 x 10-7 mol/L e [OH- ] < 1,0 x 10-7 mol/L Solução básica: [H+ ] < [OH- ] [H+ ] < 1,0 x 10-7 mol/L e [OH- ] > 1,0 x 10-7 mol/L Equilíbrio Ácido-Base
  15. 15. As concentrações de íons H3O+ (H+ ) em solução são frequentemente muito pequenas: trabalha–se com soluções diluídas. Concentração de íons H+ = expressa em termos do negativo do logaritmo decimal de sua concentração(mol/L) = pH pH = - log[H+ ] ÁGUA NEUTRA: [H+ ] = [OH- ] [H+ ] = [OH- ] = 1,0 x 10-7 mol/L pH = - log(1,0 x 10-7 ) = 7 ESCALA DE pH
  16. 16. ESCALA DE pH amônia suco de limão vinagre vinho tomate café preto leite saliva chuva leite de magnésia suco gástrico bórax água do mar sangue, lágrimas NaOH, 0,1mol/L MAISÁCIDOMAISBÁSICO
  17. 17. Certos tipos de pigmentos mudam de cor com a mudança de pH = indicadores ácido–base = ácidos/bases fracos. MEDIDA DE pH Fenolftaleína Amarelo de alizarina R Metil violeta Azul de Timol Alaranjado de metila Vermelho de metila Azul de bromotimol amarelo amarelo amarelo amarelo amarelo amarelo amarelo violeta vermelho vermelho vermelho vermelho azul azul incolor rosa pH - Faixa de viragem do indicador
  18. 18. FENOLFTALEÍNA Meio ácido: incolor Meio básico: rosa
  19. 19. MEDIDA DE pH COM PRECISÃO Método mais preciso de se medir o pH = peagâmetro; escala em unidades de pH: eletrodo de vidro combinado.
  20. 20. Outros conceitos de Ácidos... Ácidos de Bronsted e Lowry (1923): são espécies químicas que geram prótons ( H+ ) em uma reação válida para todos os meios ( meio alcóolico, meio aquoso, etc.) . Ácidos Lewis (1923): são espécies químicas que recebem um par eletrônico em uma reação.
  21. 21. Classificação dos Ácidos 1. Quanto a presença ou ausência de Oxigênio Hidrácidos ou não OxigenadosHidrácidos ou não Oxigenados Ex: HCl, H2S, HBr, HCN Oxiácidos ou OxigenadosOxiácidos ou Oxigenados Ex: H2SO4, H3PO4, HClO4 2. Quanto a presença ou ausência de Carboxila (-COOH) InorgânicosInorgânicos (H2CO3 **** , H2CO2, HCN) OrgânicosOrgânicos (CH3-COOH, HOOC-COOH)
  22. 22. Classificação dos Ácidos 3. Quanto ao número de elementos Químicos: Binário (HCl, HBr, HF) Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN) Quaternário (H4[Fe(CN)6]) 4. Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis (H+ ) que estão ligados ao elemento menos eletronegativo: Monoácidos (HCl, HI, H3PO2) Diácidos (H2SO4, H2S, H3PO3) Triácidos (H3PO4, H3BO3, H3BO2) Tetrácidos (H4P2O7)
  23. 23. Nomenclatura Oficial: 1. Hidrácidos1. Hidrácidos Seguem a seguinte regra: Ácidos + ídrico Radical do Elemento 2. Oxiácidos2. Oxiácidos Seguem a seguinte regra: ico (+ oxigênio) Ácido __________________ + Radical do Elemento oso (- oxigênio) Central
  24. 24. Exemplo: H2S Ácido sulfídrico H2SO3 Ácido sulfuroso H2SO4 Ácido sulfúrico *Para ácidos do enxofre usamos o radical em latim “sulfur”.
  25. 25. Clube dos 6: -H2SO4 -HNO3 -H3PO4 -H2CO3 ***** -H3BO3 -HClO3 Ácido Per.....ico Ácido ..........ico Ácido .........oso Ácido Hipo...oso Menos Oxigênios Ex: H3PO2 – ác. Hipofosforoso HClO4 – ác. Perclórico H2SO3 – ác. Sulfuroso Nomenclatura Oxiácidos:
  26. 26. - 1O + 1O - 2O
  27. 27. O número de oxidação (Nox) de compostos iônicos é a sua própria carga, já no caso dos moleculares é uma carga teórica que o elemento adquire ao romper sua ligação covalente. Nomenclatura Oxiácidos:
  28. 28. Família Nox do Elemento Central do Oxiácido Terminação 4A +2 _______OSO +4 _______ICO 5A +1 ou +2 HIPO _____OSO +3 _______OSO +5 _______ICO 6A +1 ou +2 HIPO _____OSO +4 _______OSO +6 _______ICO 7A +1 HIPO _____OSO +3 _______OSO +5 _______ICO +7 PER _____ICO
  29. 29. HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS (cuidado com oxiácidos) Os hidrogênios que fornecem H+ /H3O+ são chamados de hidrogênios ionizáveis. SÃO AQUELES QUE SE LIGAM AO ELEMENTO MAIS ELETRONEGATIVO NA MOLÉCULA DO ÁCIDO. Geralmente a quantidade de hidrogênios do ácido é a mesma que pode ionizar, mas existem exceções: H3PO3 + 2H2O → 2H3O+ + HPO3 2- → apenas 2H+ H3PO2 + H2O → H3O+ + H2PO2 1- → apenas 1H+
  30. 30. IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS -DE ACORDO COM O NÚMERO DE HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS MONOÁCIDO MONOÁCIDO DIÁCIDO TRIÁCIDO CARGA DO ÂNION RESULTANTE H3O+ 3H3O+ 2H3O+ H3O+ H2O 2H2O H2O 3H2O
  31. 31. ÁCIDO FOSFOROSO – H3PO3 – É UM DIÁCIDO ÁCIDO HIPOFOSFOROSO – H3PO2 É UM MONOÁCIDO HO
  32. 32. MONOÁCIDOS ÁCIDO BROMÍDRICO ÁCIDO CIANÍDRICO ÁCIDO NÍTRICO ÁCIDO HIPOFOSFOROSO
  33. 33. ÁCIDO CARBÔNICO ÁCIDO SULFÚRICO ÁCIDO CRÔMICO ÁCIDO SULFÍDRICO DIÁCIDOS
  34. 34. TRIÁCIDOS ÁCIDO FOSFÓRICO ÁCIDO ARSÊNICO
  35. 35. TETRÁCIDOS ÁCIDO PIROFOSFÓRICO ÁCIDO SILÍCICO
  36. 36. Prefixos Orto, Meta e Piro O prefixo ORTO é usado para o Ácido Fundamental; o prefixo META é usado quando do Ácido orto retira-se 1H2O; o PIRO é usado para indicar a retirada de 1H2O de duas Moléculas do orto. H3PO4 Ácido fosfórico HPO3 Ácido fosfórico H4P2O7 Ácido fosfórico ou Difosfórico - 1 H2O (Orto) Meta - 1 H2O 2x Piro Há alguns ácidos provenientes da desidratação (perda de água) de outros ácidos.
  37. 37. Ácido Metafosfórico Ácido Ortofosfórico Ácido Pirofosfórico
  38. 38. IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS EM ETAPAS; PARA DI, TRI E TETRÁCIDOS
  39. 39. * * + + + * * * * IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS EM ETAPAS
  40. 40. FÓRMULAS ESTRUTURAIS DE OXIÁCIDOS REGRA EXPERIMENTAL PARA ESCREVER OS ÁCIDOS OXIGENADOS: 1.Escrever o símbolo do elemento que está no centro da formula molecular 2.Colocar um oxigênio entre cada hidrogênio ionizável e o elemento central 3.Ligar os oxigênios restantes, se houver, ao elemento central 4.Se houver hidrogênio não ionizável ele deve ser ligado ao elemento central
  41. 41. EX: H2SO4
  42. 42. Força de um Ácido -Quanto ao Grau de Ionização (α) 1.1. Hidrácidos:Hidrácidos: Fortes: HCl, HBr, HI Moderado: HF *Os demais são fracos!!! 2. Oxiácidos:Oxiácidos: HxEOy 0 - Fraco Ex.: HClO 1 - Moderado Ex.: H3PO4 2 ou 3 - Forte Ex.: H2SO4 HClO4 y-x A força dos ácidos é medida pelo grau de ionização. Os ácidos são divididos entre fortes e fracos.
  43. 43. Quanto ao Grau de Ionização (α) Ácidos fracos: 0< α < 5% Ácidos moderados: 5% ≤ α ≤ 50% Ácidos fortes : 50% < α < 100% Nº de Moléculas ionizadas α = Nº Inicial de Moléculas Ácido fraco: HClO, HH22COCO33 Ácido moderado: H3PO4 Ácido forte : H2SO4 HClO4
  44. 44. Ácidos importantes: 1) H2SO4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria) É um líquido incolor e oleoso de é um ácido forte que reage com metais originando sulfatos além de ser muito higroscópico. Pode ser obtido a partir das seguintes reações: S + O2 → SO2 SO2 + ½O2 → SO3 SO3 + H2O → H2SO4 *É usado para medir o desenvolvimento industrial de um país.
  45. 45. 2) HCl – Ác. Clorídrico (ácido muriático) - Apresenta forte odor, além de ser sufocante. - É utilizado na limpeza de peças metálicas e de superfícies de mármore. - É encontrado no suco gástrico humano. *A limpeza de superfícies com ácido clorídrico é chamada de decapagem. Ácidos importantes:
  46. 46. 3) HNO3 – Ác. Nítrico (áqua fortis) Líquido incolor fumegante ao ar que ataca violentamente os tecidos animais e vegetais, produzindo manchas amareladas na pele. É muito usado em química orgânica para a produção de nitrocompostos: *As manchas na pele são causadas pela reação xantoprotéica. Ácidos importantes: + 3HNO3 → CH3 -NO2 CH3 NO2- NO2 + 3H2O TriNitroTolueno (TNT)
  47. 47. 4) H3PO4 – Ác. Fosfórico (Acidulante INS-338) - É um líquido xaporoso obtido pela oxidação do fósforo vermelho com ácido nítrico concentrado. -É um ácido moderado usado na industria de vidros, preparo de águas minerais e nos refrigerantes de “cola”. - Seus fosfatos são usados como adubo. *Seus fosfatos fazem parte da formulação do fertilizante “NPK”: (N) Nitrogênio: Sintetiza a clorofila e estimula o crescimento de folhas e brotos. (P) Fósforo: Ajuda a produzir raízes saudáveis e estimula o surgimento dos botões de flores. (K) Potássio: Produz folhas saudáveis e estimula a produção de flores e frutos. Ácidos importantes:

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