Ácidos e bases

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Ácidos e bases

  1. 1. Química Baré “O melhor site de Química do Amazonas” Ácidos e Bases Ácidos e Bases de Bronsted-lowry: Um ÁCIDO é um doador de Prótons Uma BASE é um recptor de Prótons. Vamos entender o que Johannes Bronsted quis dizer, mas antes de explicar o que bronsted quis dizer, vamos à algumas explicações. EQUAÇÃO 1 Temos uma equação química, onde o Ácido Clorídrico (HCL) reage com a água(H₂O) e forma o Íon Hidrônio(H₃O⁺) e um íon Cloro(Cl⁻). Listarei algumas coisas que pretendo explicar agora 1) O que é o PRÓTON que Bronsted falou 2) Por que na dissociação o H⁺ não aparece no produto da equação 3) Como se forma o H₃O⁺ - Íon Hidrônio Entenda o que aconteceu O HCL se disciou na água e ficou da seguinte forma H⁺ e Cl⁻ + H₂O o seu produto seria deveria ser →H₂O + H⁺ + Cl⁻. Note que não há um H⁺ no produto da nossa equação 1, então para onde foi? O H⁺ é o chamado PRÓTON, lembre-se de que o hidrogênio tem apenas 1 elétron e se ele perder fica apenas 1 próton, e esse PRÓTON se liga ao H₂O e forma o Íon Hidronio H₃O⁺. Vamos à explicação da Teoria de Bronsted: ↓ Ácido de Bronsted Por que um Ácido de Bronsted? Lembre-se de que na dissoiação do Ácido Clorídrico temos H⁺ e Cl⁻, note então que temos um próton livre que foi doado do HCl para o H₂O, então torna-se um ácido de bronsted-lowry, pois o HCl doa o próton
  2. 2. Química Baré “O melhor site de Química do Amazonas” ↓ Base de Bronsted Por que uma “Base de Bronsted”? 1- HCl doar o seu próton para o H₂O 2- O H₂O RECEBE o próton do HCl Desse jeito o H₂O torna-se uma base de bronsted-lowry, pois ele recebe o próton do HCl. O H₂O ao receber o próton, dá origem ao Íon Hidrônio. E se tivéssemos uma reação que pode ser inversa? ↓ ↓ ↓ ↓ Ácido 1 de Base 2 de Ácido conj 2 Base conj 1 Bronsted Bronsted Note que nos produtos temos ácido e base, destacamos para poder adicionar a esse assunto o conceito de Ácidos e Bases Conjugadas. Em uma solução não temos apenas uma molécula de HCN(ácido cianidrico) e uma molécula de H₂O, temos milhões. Então se porventura na reação o HCN doar o seu próton para o CN⁻(cianeto) o CN⁻ é chamado de Base conjugada do Ácido Cianidrico. E se porventura na reação o H₂O receber o próton do H₃O⁺ o H₃O⁺ é chamado de Ácido conjugado da Base H₂O. De forma geral:
  3. 3. Química Baré “O melhor site de Química do Amazonas” Ácidos e Bases de Lewis: Um ácido é um aceitador de PAR de elétrons. Uma Base é um doador de PAR de elétrons. A definição de lewis é a mais abrangente definição de ácidos e bases, porque na sua definição não há restrições somente as espécies hidrogênio e/ou hidroxila, mas se ajusta praticamente todas as reações químicas, o exemplo clássico disso é o BF₃, quando reage com a Amônia (NH₃) Essa reação mostra-nos claramente que o BF₃ funciona como um ácido de lewis, pois ele aceita o PAR DE ELÉTRONS que o Nitrogênio está doando, e a NH₃ funciona como uma base de Lewis, pois ela doa um PAR DE ELÉTRONS para o Boro. O Boro é um átomo que viola regra do octeto, assim como os elementos da familía 3A, em virtude de possuírem apenas um sexteto de elétrons, podendo receber um par de elétrons por uma ligação dativa. Esse fenomeno é uma caracteristica da definição de lewis. Vale lembrar que a caracteristica mais importante do conceito acido-base de Lewis, é devido ao doação e recepção de PARES DE ELÉTRONS. E sempre ocorrerá ligação DATIVAS. Veja outro exemplo:
  4. 4. Química Baré “O melhor site de Química do Amazonas” Ácidos e Bases de Arhenius: Ácidos de Arrhenius são substâncias que liberam somente como íon positivo o cátion Hidrogênio (H⁺), quando em soluções aquosas. Na prática, o cátion H⁺ se combina com uma molécula de água formando o cátion hidrônio ou hidroxônio (H₃O⁺). Bases de Arrhenius são substâncias que formam o íon OH⁻ (íon oxidrila) em solução aquosa. Exemplos de Ácidos de Arrhenius HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻ HNO₃ + H₂O → H₃O⁺ + NO₃⁻ H₂SO₄ + H₂O → H₃O⁺ + SO₄⁻ HCN + H₂O → H₃O⁺ + CN⁻ Exemplos de Bases de Arrhenius KOH + H₂O → K⁺ + OH⁻ NaOH + H₂O → Na⁺ + OH⁻ Ca(OH)₂ + H₂O → Ca²⁺ + 2OH⁻ Ba(OH)₂ + H₂O → Ba²⁺ + 2OH⁻ Vamos para o proximos assunto relacionado aos Ácidos e Bases de Arrhenius
  5. 5. Química Baré “O melhor site de Química do Amazonas” Classificação dos Ácidos 1- Quanto ao numero de Hidrogenios ionizaveis (H+): a) monoacidos: na ionizacao a molecula libera apenas 1 cation H+. Ex: HCl, HNO3, HCN... b) diacidos: na ionizacao a molecula libera 2 cations H+. Ex: H2SO4, H2MnO4, H2CrO4 .... c) triacidos: na ionizacao a molecula libera 3 cations H+. Ex: H3PO4, H3AsO4, H3SbO4 ... d) tetracidos: na ionizacao a molecula libera 4 cations H+. Ex: H4P2O7, H4Fe(CN)6, H4SiO4... 2- Quanto a presença ou nao de Oxigenio na molecula: a) hidracidos: nao contem oxigenio. Ex: HCl, H4Fe(CN)6, H2S.... b) oxiacidos: contem oxigenio. Ex: HNO3, H2MnO4, H3PO4, H4SiO4... 3- Quanto ao grau de ionizacao: a) Acidos fortes : 50% ≤ α ≤ 100%. Atencao: H2SO4, HNO3, HClO4, HBr, HCl e HI sao os unicos acidos fortes existentes. b) Acidos moderados: 5% ≤ α < 50%. Ex: H3PO4 c) Acidos fracos: 0 ≤ α < 5%. Ex: HClO 4- Quanto ao numero de elementos constituintes: a) Binarios: apresentam dois elementos. Exemplos: HBr, HCl, H2S, HF. b) Ternarios: apresentam tres elementos. Exemplos: H2SO4, H3PO4. c) Quaternarios: apresentam quatro elementos. Exemplos: HOCN, H4Fe(CN)6.
  6. 6. Química Baré “O melhor site de Química do Amazonas” Classificação de Bases 1- Quanto ao numero de oxidrilas (OH-): a) monobases: possuem apenas uma oxidrila: KOH, NH4OH, NaOH... b) dibases: possuem duas oxidrilas: Ca(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2.... c) tribases: possuem tres oxidrilas: Al(OH)3, Fe(OH)3... d) tetrabases: possuem quatro oxidrilas: Pb(OH)4, Sn(OH)4.... 2- Quanto a solubilidade em agua: a) Soluveis: Sao os hidroxidos dos metais do Grupo 1 (metais alcalinos) e o NH4OH. Todavia, e redundante dizer que o hidroxido de amonio e soluvel em agua, pois o hidroxido de amonio ja e uma solucao aquosa, tendo em vista o fato de nao existir um composto solido de formula NH4OH. Exemplos: KOH, NH4OH, NaOH.... b) Pouco soluveis: Sao os hidroxidos dos metais dos Grupo 2 (metais alcalino-terrosos). Estes alcalis sao pouco soluveis quando comparados aos do Grupo 1, mas sao bastante soluveis quando comparados com os alcalis de outros metais. Os metais deste grupo costumam provocar o fenomeno descrito como “agua dura”. Exemplos: Ca(OH)2, Mg(OH)2, ... c) Praticamente nao-soluveis: Sao os alcalis dos demais metais, que apresentam uma solubilidade muito baixa. Exemplos: Fe(OH)3 ,Pb(OH)4, Sn(OH)4 ... 3- Quanto ao grau de dissociacao ionica: Conforme e o grau de dissociacao ionica, as bases sao classificados como: a) Fortes: Se α proximo de 100% e temperatura igual a 25˚C. Sao bases fortes as bases pertencentes aos metais dos grupos1 (metais alcalinos) e 2 (alcalino-terrosos). Este fato ocorre porque as bases dos metais ja sao compostos ionicos no estados solido e, em solucoes suficientemente diluidas, a dissociacao atinge 100%, pois as moleculas de agua conseguem desmontar completamente o reticulo cristalino. b) Fracas: Se α inferior a 5% (proximo de zero) e temperatura igual a 25˚C, as bases sao considerados fracas. As bases dos demais metais por serem pouco soluveis em agua e moleculares so podem ser consideradas fracas. A unica base da Quimica Inorganica que e soluvel em agua e nao pertence aos grupos 1 e 2 e o hidroxido de amonio (NH4OH), porem, como seu grau de ionizacao a 25˚C e proximo de 1%, esta tambem e uma base fraca. α → Letra Grega alfa, que indica o grau de dissociacao ionica. Esperamos que você tenha gostado da nossa aula, a nossa proxima aula será sobre nomeclatura de Ácidos e Bases. Até a Proxima!

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