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Ácidos e bases

  1. 1. Ácidos e Bases Professor Ms. Lucas Mariano da Cunha e Silva
  2. 2.  Ácidos e Bases;  Conceitos de Arrhenius e de Brönsted-Lowry;  Forças de Ácidos e Bases;  Potencial hidrogeniônico (pH);  Ácidos e bases inorgânicos mais comuns;  Identificação;  Nomenclatura;  Propriedades Funcionais;  Usos;  Titulação ácido-base.
  3. 3.  Um composto inorgânico é a substância na qual os átomos de dois ou mais elementos são combinados. Alguns compostos são chamados de inorgânicos porque vêm de minerais e não de coisas vivas ou orgânicas.  Compostos que contém carbono quase sempre são compostos orgânicos, mas exceções como o dióxido de carbono ou gás carbônico (CO2) são inorgânicos.
  4. 4. Substância, em solução aquosa, que libera como cátions somente íons H+; ou Substância, em solução aquosa, que libera como cátions somente íons H3O+ (íons hidrônio ou hidroxônio).
  5. 5. Substância, em solução aquosa, que libera como ânions somente íons OH- (íons hidroxila)
  6. 6. A deficiência da definição de Arrhenius, ou seja, o fato de uma substância ser ácida ou básica somente em meio aquoso, provocou o estudo e surgimento de novas definições ("teorias") para ácidos e bases.
  7. 7.  Em 1923, J. N. Brönsted e T. M. Lowry, independentemente, na Dinamarca e Inglaterra, respectivamente, propuseram uma definição mais ampla e genérica para ácidos e bases. A chamada definição protônica;  A definição protônica defini um ácido, como toda substância (molécula ou íon) capaz de liberar um próton (H+), e uma base, como toda substância (molécula ou íon) capaz de receber um próton.
  8. 8.  Segundo Brönsted-Lowry, temos a seguinte definição: “Força de um ácido é a intensidade com que fornece o próton. O ácido forte fornece próton com mais facilidade.” “Força de uma base é a intensidade com que recebe próton. A base forte recebe próton com mais facilidade.”
  9. 9. Sabemos que, segundo Brönsted-Lowry, as reações ácido-base são reversíveis. Em equilíbrio, ambas as reações continuam com a mesma velocidade, e quantidade de cada espécie fica permanece constante no decorrer do tempo.
  10. 10. O pH, potencial hidrogeniônico, é um índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. A escala do pH pode variar de 0 até 14, sendo que quanto menor o índice do pH de uma substância, mais ácida esta substância será.
  11. 11. O pH menor que 7 indica que tal substância é ácida, para pH maior que 7 indica que a substância é básica e para substância com pH 7 indica que ela é neutra. O valor do pH está diretamente relacionado com a quantidade de íons hidrogênio de uma solução e pode ser obtido com o uso de indicadores.
  12. 12. Para evitar o uso de expressões matemáticas com expoentes negativos, o químico Sorensen propôs as seguintes definições: pH ⇒ potencial hidrogeniônico, expressa a acidez em termos da concentração [H+] pOH ⇒ potencial hidroxiliônico, expressa a bacisidade em termos da concentração [OH-]
  13. 13. Note que quanto maior for a acidez de uma solução, maior será [H+] e menor o pH!
  14. 14. Lembre-se sempre que as soluções podem ser: ATENÇÃO: Sempre considere a igualdade abaixo na hora de calcular o pH!
  15. 15. Os indicadores possuem a propriedade de mudar de cor conforme o caráter da substância, se for ácido ou básico. Um exemplo é o tersol e a fenolftaleína. Na presença de ácidos, o papel de tornassol fica com a coloração vermelha e a solução de fenolftaleína saí de vermelha e fica incolor na presença de um ácido.
  16. 16. HCl (ácido clorídrico) - O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático. É encontrado no suco gástrico . É um reagente muito usado na indústria e no laboratório. É usado na limpeza de edifícios após a sua caiação, para remover os respingos de cal.
  17. 17.  H2SO4 (ácido sulfúrico) - É o ácido mais importante na indústria e no laboratório.  O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio.  É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis.  As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e causam grande impacto ambiental.
  18. 18.  HNO3 (ácido nítrico) - Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. É usado na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite) e trinitrotolueno (TNT).  É usado na fabricação do salitre e da pólvora negra. As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO3 e causam sério impacto ambiental.  O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito tóxicos.
  19. 19. H2CO3 (ácido carbônico) É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. É muito instável. Forma-se na reação do gás carbônico com a água: CO2 + H2O ↔ H2CO3
  20. 20. H3PO4 (ácido fosfórico)  Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura. É usado como aditivo em alguns refrigerantes.
  21. 21. NaOH (hidróxido de sódio) É a base mais importante da indústria e do laboratório. É usado na fabricação do sabão e glicerina: (óleos e gorduras) + NaOH → glicerina + sabão É usado na limpeza doméstica. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado.
  22. 22. Ca(OH)2 (hidróxido de cálcio) É a cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada. É obtida pela reação da cal viva ou cal virgem com a água. É o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa: É consumido em grandes quantidades nas pinturas a cal (caiação) e no preparo da argamassa usada na alvenaria.
  23. 23. Mg(OH)2 (hidróxido de magnésio) É pouco solúvel na água. A suspensão aquosa de Mg(OH)2 é o leite de magnésia, usado como antiácido estomacal. O Mg(OH)2 neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico. Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O
  24. 24.  NH4OH (hidróxido de amônio)  Hidróxido de amônio é a solução aquosa do gás amônia. Esta solução é também chamada de amoníaco.  A amônia é um gás incolor de cheiro forte e muito irritante.  A amônia é fabricada em enormes quantidades na indústria. Sua principal aplicação é a fabricação de ácido nítrico (HNO3).  A amônia é usada na fabricação de produtos de limpeza doméstica, como Ajax, Fúria, etc.
  25. 25. Al(OH)3 (hidróxido de alumínio) É muito usado em medicamentos antiácidos estomacais, como Maalox, Pepsamar, etc.
  26. 26. Primeiro é preciso classificar o ácido, eles são divididos em dois grupos: ácidos sem oxigênio: hidrácidos; ácidos com oxigênio: oxiácidos.
  27. 27.  Hidrácidos: Nos ácidos sem oxigênio a nomenclatura é bem simples, é só seguir a regra abaixo:  Ácido .......................................... ídrico nome do elemento  Os nomes dos hidrácidos são formados acrescentando- se a terminação ídrico às primeiras letras do nome do elemento químico.  Exemplos: HCl – ácido clorídrico HBr – ácido bromídrico HI – ácido iodídrico
  28. 28.  Oxiácidos: Os nomes dos ácidos com oxigênio são dados a partir das reações de ionização dos mesmos: Demonstração: faça a reação de ionização do ácido H2CO3.  H2CO3 → 2 H+ + CO3 2-  O ânion CO3 2- é denominado de carbonato, a partir desse nome estabeleça uma comparação seguindo o quadro abaixo:  Tabela de sufixos para Oxiácidos: ânions sufixo ITO OSO ATO ICO
  29. 29. Como a terminação de carbonato é ATO, a nomenclatura para o ácido da qual deriva este ânion será ácido carbônico (sufixo – ico): H2CO3 → 2 H+ + CO3 2- Ácido carbônico carbonato Veja mais exemplos: Nomear corretamente os compostos: HClO e HNO2. Reação de ionização HClO → H+ + ClO- Ácido hipocloroso hipoclorito HNO2 → H+ + NO2 - Ácido nitroso nitrito
  30. 30. N HNO3 ico Ácido nítrico C H2CO3 ico Ácido carbônico B H3BO3 ico Ácido bórico Cl HClO3 ico Ácido clórico S H2SO4 ico Ácido sulfúrico P H3PO4 ico Ácido fosfórico Si H4SiO4 ico Ácido silícico Números de H Números de O 1 3 2 3 3 3 1 3 2 4 3 4 4 4
  31. 31.  1) Se o cátion apresentar apenas um número de oxidação:  hidróxido de + [nome do cátion]  Exemplos:  NaOH Hidróxido de sódio  Al(OH)3 Hidróxido de alumínio  Ca(OH)2 Hidróxido de cálcio
  32. 32.  2) Se o cátion apresentar mais de um número de oxidação:  hidróxido de + [nome do cátion] + número de oxidação do metal em algarismos romanos  Fe(OH)3: Hidróxido de ferro (III)  CuOH: Hidróxido de cobre (I)  Cu(OH)2: Hidróxido de cobre (II)
  33. 33. Possuem sabor azedo (sabor ácido); Mantêm incolor uma solução de Fenolftaleína; Descoram uma solução básica corada por Fenolftaleína; Colorem de vermelho uma solução de metilorange (também chamado de alaranjado de metila);
  34. 34. Tornam amarelo o azul de bromotimol; Tornam vermelho o papel de tornassol azul e também o indicador universal; Não alteram a cor do papel de tornassol vermelho; Ao reagirem com bases, sempre se formam sal e água.
  35. 35. Colorem uma solução de Fenolftaleína; Mantém alaranjada uma solução de Metilorange; Mantém azul o azul de bromotimol;
  36. 36. Tornam azul o papel de tornassol e vermelho e também o papel de indicador universal; Mantém azul o papel de tornassol azul; Ao reagirem com ácidos, sempre há a formação de sal e água.
  37. 37. A reação entre ácido e base é chamada de "reação de neutralização" ou de "reação de salificação". Ácido + Base → Sal + H2O HR + MOH → MR + HOH onde R é o ânion do ácido e M é o cátion da base.
  38. 38. HCl + NaOH → NaCl + H2O cloreto de sódio HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O nitrato de sódio H2CO3 + 2NaOH → Na2CO3 + 2H2O carbonato de sódio 2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O cloreto de cálcio
  39. 39. 2HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + 2H2O nitrato de cálcio H2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2H2O carbonato de cálcio 3HCl + Al(OH)3 → AlCl3 + 3H2O cloreto de alumínio 3HNO3 + Al(OH)3 → Al(NO3)3 + 3H2O nitrato de alumínio 3H2CO3 + 2Al(OH)3 → Al2(CO3)3 + 6H2O carbonato de alumínio
  40. 40. Solução de HCl e fenolftaleína Solução de NaOH 0,1 mol/L

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