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Ácidos e bases

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Química Baré
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Ácidos e Bases
Ácidos e Bases de Bronsted-lowry:
Um ÁCIDO é um doador de Prótons
Uma BASE é umrecptor de Prótons.
Vamosentenderoque JohannesBronstedquisdizer,masantesde explicaroque bronsted
quisdizer,vamosà algumasexplicações.
EQUAÇÃO 1
Temosuma equaçãoquímica,onde o ÁcidoClorídrico(HCL) reage com a água(H₂O) e forma o
ÍonHidrônio(H₃O⁺) e umíon Cloro(Cl⁻).
Listarei algumascoisasque pretendoexplicaragora
1) O que é o PRÓTON que Bronstedfalou
2) Por que na dissociaçãooH⁺ não aparece noprodutoda equação
3) Comose formao H₃O⁺ - ÍonHidrônio
Entendao que aconteceu
O HCL se disciounaágua e ficouda seguinte forma H⁺e Cl⁻ + H₂O o seuprodutoseriadeveria
ser→H₂O + H⁺ + Cl⁻.
Note que não há um H⁺ no produtoda nossaequação1, entãopara onde foi?
O H⁺ é o chamado PRÓTON, lembre-sede que ohidrogêniotemapenas1elétrone se ele
perderficaapenas1 próton,e esse PRÓTON se ligaao H₂O e forma o ÍonHidronio H₃O⁺.
Vamosà explicaçãodaTeoria de Bronsted:
↓
Ácido de Bronsted
Por que um Ácidode Bronsted?
Lembre-se de que nadissoiaçãodoÁcidoClorídricotemos H⁺ e Cl⁻, note entãoque temosum
prótonlivre que foi doadodo HCl para o H₂O, entãotorna-se umácidode bronsted-lowry,pois
o HCl doa o próton
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↓
Base de Bronsted
Por que uma “Base de Bronsted”?
1- HCl doar o seuprótonpara o H₂O
2- O H₂O RECEBE o prótondo HCl
Desse jeitoo H₂O torna-se umabase de bronsted-lowry,poisele recebe oprótondoHCl.
O H₂O ao receberopróton,dá origemao ÍonHidrônio.
E se tivéssemosumareaçãoque pode serinversa?
↓ ↓ ↓ ↓
Ácido 1 de Base 2 de Ácido conj 2 Base conj 1
Bronsted Bronsted
Note que nosprodutostemosácidoe base,destacamosparapoderadicionara esse assunto o
conceitode Ácidose Bases Conjugadas.
Em uma soluçãonão temosapenasumamoléculade HCN(ácidocianidrico) e umamoléculade
H₂O, temosmilhões.Então se porventuranareação o HCN doaro seuprótonpara o
CN⁻(cianeto) o CN⁻ é chamadode Base conjugada do Ácido Cianidrico.
E se porventuranareação o H₂O receber o prótondo H₃O⁺ o H₃O⁺ é chamado de Ácido
conjugado da Base H₂O.
De formageral:
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Ácidos e Bases de Lewis:
Um ácido é um aceitador de PAR de elétrons.
Uma Base é um doador de PAR de elétrons.
A definiçãode lewisé amaisabrangente definiçãode ácidose bases,porque nasuadefinição
não há restriçõessomenteasespécies hidrogênio e/ouhidroxila,masse ajustapraticamente
todasas reaçõesquímicas,oexemploclássicodissoé o BF₃, quandoreage com a Amônia(NH₃)
Essa reação mostra-nosclaramente que oBF₃funcionacomoum ácidode lewis, poisele aceita
o PARDE ELÉTRONS que o Nitrogênioestádoando,e aNH₃ funcionacomoumabase de Lewis,
poiseladoa umPAR DE ELÉTRONS para o Boro. O Boro é um átomoque violaregrado octeto,
assimcomo oselementosdafamilía3A,emvirtude de possuíremapenasumsextetode
elétrons,podendoreceberumparde elétronsporumaligaçãodativa.Esse fenomenoé uma
caracteristicada definiçãode lewis.
Vale lembrarque acaracteristicamaisimportante doconceitoacido-base de Lewis,é devido
ao doação e recepçãode PARES DE ELÉTRONS. E sempre ocorreráligaçãoDATIVAS.
Vejaoutroexemplo:
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Ácidos e Bases de Arhenius:
Ácidos de Arrhenius são substânciasque liberamsomente comoíonpositivoocátion
Hidrogênio(H⁺),quandoemsoluçõesaquosas.Naprática,ocátionH⁺ se combinacom uma
moléculade águaformandoo cátionhidrônioouhidroxônio(H₃O⁺).
Bases de Arrhenius sãosubstânciasque formamo íon OH⁻ (íon oxidrila) emsoluçãoaquosa.
Exemplosde Ácidosde Arrhenius
HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻
HNO₃ + H₂O → H₃O⁺ + NO₃⁻
H₂SO₄ + H₂O → H₃O⁺ + SO₄⁻
HCN + H₂O → H₃O⁺ + CN⁻
Exemplosde Basesde Arrhenius
KOH + H₂O → K⁺ + OH⁻
NaOH + H₂O → Na⁺ + OH⁻
Ca(OH)₂+ H₂O → Ca²⁺ + 2OH⁻
Ba(OH)₂+ H₂O → Ba²⁺ + 2OH⁻
Vamospara o proximosassuntorelacionadoaosÁcidose Basesde Arrhenius
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ClassificaçãodosÁcidos
1- Quanto ao numerode Hidrogeniosionizaveis(H+):
a) monoacidos:naionizacaoamoleculaliberaapenas 1cationH+. Ex: HCl,HNO3,HCN...
b) diacidos:na ionizacaoamoleculalibera 2cationsH+. Ex: H2SO4,H2MnO4,H2CrO4 ....
c) triacidos:naionizacaoa moleculalibera 3cationsH+. Ex: H3PO4,H3AsO4,H3SbO4 ...
d) tetracidos:na ionizacaoamoleculalibera 4cationsH+. Ex: H4P2O7,H4Fe(CN)6,H4SiO4...
2- Quanto a presençaounao de Oxigenionamolecula:
a) hidracidos:nao contemoxigenio.Ex:HCl,H4Fe(CN)6,H2S....
b) oxiacidos:contemoxigenio.Ex:HNO3,H2MnO4,H3PO4,H4SiO4...
3- Quanto ao grau de ionizacao:
a) Acidosfortes:50% ≤ α ≤ 100%. Atencao:H2SO4,HNO3, HClO4,HBr, HCl e HI sao os
unicos acidosfortes existentes.
b) Acidosmoderados:5%≤ α < 50%. Ex:H3PO4
c) Acidosfracos:0 ≤ α < 5%. Ex:HClO
4- Quanto ao numerode elementosconstituintes:
a) Binarios:apresentamdoiselementos.Exemplos:HBr,HCl,H2S,HF.
b) Ternarios:apresentamtreselementos. Exemplos:H2SO4,H3PO4.
c) Quaternarios:apresentamquatroelementos.Exemplos:HOCN,H4Fe(CN)6.
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Classificaçãode Bases
1- Quanto ao numerode oxidrilas(OH-):
a) monobases:possuemapenasumaoxidrila:KOH,NH4OH,NaOH...
b) dibases:possuemduasoxidrilas:Ca(OH)2,Mg(OH)2,Fe(OH)2....
c) tribases:possuemtresoxidrilas:Al(OH)3,Fe(OH)3...
d) tetrabases:possuemquatrooxidrilas:Pb(OH)4,Sn(OH)4....
2- Quanto a solubilidadeemagua:
a) Soluveis:SaooshidroxidosdosmetaisdoGrupo1 (metaisalcalinos) e oNH4OH.Todavia,
e redundante dizerque ohidroxidode amonioe soluvel emagua,poisohidroxidode amonio
ja e
uma solucaoaquosa,tendoemvistao fatode nao existirumcompostosolidode formula
NH4OH.
Exemplos:KOH,NH4OH,NaOH....
b) Poucosoluveis:SaooshidroxidosdosmetaisdosGrupo2 (metaisalcalino-terrosos).Estes
alcalissaopouco soluveisquandocomparadosaosdoGrupo 1, mas sao bastante soluveis
quando
comparadoscom os alcalisde outrosmetais.Osmetaisdeste grupocostumamprovocaro
fenomeno
descritocomo“agua dura”.
Exemplos:Ca(OH)2,Mg(OH)2,...
c) Praticamente nao-soluveis:Saoosalcalisdosdemaismetais,que apresentamuma
solubilidademuitobaixa. Exemplos:Fe(OH)3 ,Pb(OH)4,Sn(OH)4 ...
3- Quanto ao grau de dissociacaoionica:
Conforme e o grau de dissociacaoionica,asbasessaoclassificadoscomo:
a) Fortes:Se α proximode 100% e temperaturaigual a25˚C. Saobasesfortesas bases
pertencentesaosmetaisdosgrupos1(metaisalcalinos) e 2(alcalino-terrosos).Este fatoocorre
porque as basesdosmetaisjasao compostosionicosnoestadossolidoe,emsolucoes
suficientementediluidas,adissociacaoatinge 100%,poisas moleculasde aguaconseguem
desmontarcompletamente oreticulocristalino.
b) Fracas: Se α inferiora5% (proximode zero) e temperaturaigual a25˚C, as basessao
consideradosfracas.Asbasesdosdemaismetaisporserempoucosoluveisemaguae
moleculares
so podemserconsideradasfracas.A unicabase da QuimicaInorganicaque e soluvel emaguae
nao pertence aosgrupos1 e 2 e o hidroxidode amonio(NH4OH),porem, comoseugraude
ionizacao
a 25˚C e proximode 1%,estatambeme umabase fraca.
α → Letra Grega alfa,queindica o grau de dissociacao ionica.
Esperamosque você tenhagostado da nossaaula,a nossaproximaaulaserásobre
nomeclaturade Ácidose Bases.Até a Proxima!
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Ácidos e bases

  • 1. Química Baré “O melhorsite de Químicado Amazonas” Ácidos e Bases Ácidos e Bases de Bronsted-lowry: Um ÁCIDO é um doador de Prótons Uma BASE é umrecptor de Prótons. Vamosentenderoque JohannesBronstedquisdizer,masantesde explicaroque bronsted quisdizer,vamosà algumasexplicações. EQUAÇÃO 1 Temosuma equaçãoquímica,onde o ÁcidoClorídrico(HCL) reage com a água(H₂O) e forma o ÍonHidrônio(H₃O⁺) e umíon Cloro(Cl⁻). Listarei algumascoisasque pretendoexplicaragora 1) O que é o PRÓTON que Bronstedfalou 2) Por que na dissociaçãooH⁺ não aparece noprodutoda equação 3) Comose formao H₃O⁺ - ÍonHidrônio Entendao que aconteceu O HCL se disciounaágua e ficouda seguinte forma H⁺e Cl⁻ + H₂O o seuprodutoseriadeveria ser→H₂O + H⁺ + Cl⁻. Note que não há um H⁺ no produtoda nossaequação1, entãopara onde foi? O H⁺ é o chamado PRÓTON, lembre-sede que ohidrogêniotemapenas1elétrone se ele perderficaapenas1 próton,e esse PRÓTON se ligaao H₂O e forma o ÍonHidronio H₃O⁺. Vamosà explicaçãodaTeoria de Bronsted: ↓ Ácido de Bronsted Por que um Ácidode Bronsted? Lembre-se de que nadissoiaçãodoÁcidoClorídricotemos H⁺ e Cl⁻, note entãoque temosum prótonlivre que foi doadodo HCl para o H₂O, entãotorna-se umácidode bronsted-lowry,pois o HCl doa o próton
  • 2. Química Baré “O melhorsite de Químicado Amazonas” ↓ Base de Bronsted Por que uma “Base de Bronsted”? 1- HCl doar o seuprótonpara o H₂O 2- O H₂O RECEBE o prótondo HCl Desse jeitoo H₂O torna-se umabase de bronsted-lowry,poisele recebe oprótondoHCl. O H₂O ao receberopróton,dá origemao ÍonHidrônio. E se tivéssemosumareaçãoque pode serinversa? ↓ ↓ ↓ ↓ Ácido 1 de Base 2 de Ácido conj 2 Base conj 1 Bronsted Bronsted Note que nosprodutostemosácidoe base,destacamosparapoderadicionara esse assunto o conceitode Ácidose Bases Conjugadas. Em uma soluçãonão temosapenasumamoléculade HCN(ácidocianidrico) e umamoléculade H₂O, temosmilhões.Então se porventuranareação o HCN doaro seuprótonpara o CN⁻(cianeto) o CN⁻ é chamadode Base conjugada do Ácido Cianidrico. E se porventuranareação o H₂O receber o prótondo H₃O⁺ o H₃O⁺ é chamado de Ácido conjugado da Base H₂O. De formageral:
  • 3. Química Baré “O melhorsite de Químicado 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 definiçãode lewisé amaisabrangente definiçãode ácidose bases,porque nasuadefinição não há restriçõessomenteasespécies hidrogênio e/ouhidroxila,masse ajustapraticamente todasas reaçõesquímicas,oexemploclássicodissoé o BF₃, quandoreage com a Amônia(NH₃) Essa reação mostra-nosclaramente que oBF₃funcionacomoum ácidode lewis, poisele aceita o PARDE ELÉTRONS que o Nitrogênioestádoando,e aNH₃ funcionacomoumabase de Lewis, poiseladoa umPAR DE ELÉTRONS para o Boro. O Boro é um átomoque violaregrado octeto, assimcomo oselementosdafamilía3A,emvirtude de possuíremapenasumsextetode elétrons,podendoreceberumparde elétronsporumaligaçãodativa.Esse fenomenoé uma caracteristicada definiçãode lewis. Vale lembrarque acaracteristicamaisimportante doconceitoacido-base de Lewis,é devido ao doação e recepçãode PARES DE ELÉTRONS. E sempre ocorreráligaçãoDATIVAS. Vejaoutroexemplo:
  • 4. Química Baré “O melhorsite de Químicado Amazonas” Ácidos e Bases de Arhenius: Ácidos de Arrhenius são substânciasque liberamsomente comoíonpositivoocátion Hidrogênio(H⁺),quandoemsoluçõesaquosas.Naprática,ocátionH⁺ se combinacom uma moléculade águaformandoo cátionhidrônioouhidroxônio(H₃O⁺). Bases de Arrhenius sãosubstânciasque formamo íon OH⁻ (íon oxidrila) emsoluçãoaquosa. Exemplosde Ácidosde Arrhenius HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻ HNO₃ + H₂O → H₃O⁺ + NO₃⁻ H₂SO₄ + H₂O → H₃O⁺ + SO₄⁻ HCN + H₂O → H₃O⁺ + CN⁻ Exemplosde Basesde Arrhenius KOH + H₂O → K⁺ + OH⁻ NaOH + H₂O → Na⁺ + OH⁻ Ca(OH)₂+ H₂O → Ca²⁺ + 2OH⁻ Ba(OH)₂+ H₂O → Ba²⁺ + 2OH⁻ Vamospara o proximosassuntorelacionadoaosÁcidose Basesde Arrhenius
  • 5. Química Baré “O melhorsite de Químicado Amazonas” ClassificaçãodosÁcidos 1- Quanto ao numerode Hidrogeniosionizaveis(H+): a) monoacidos:naionizacaoamoleculaliberaapenas 1cationH+. Ex: HCl,HNO3,HCN... b) diacidos:na ionizacaoamoleculalibera 2cationsH+. Ex: H2SO4,H2MnO4,H2CrO4 .... c) triacidos:naionizacaoa moleculalibera 3cationsH+. Ex: H3PO4,H3AsO4,H3SbO4 ... d) tetracidos:na ionizacaoamoleculalibera 4cationsH+. Ex: H4P2O7,H4Fe(CN)6,H4SiO4... 2- Quanto a presençaounao de Oxigenionamolecula: a) hidracidos:nao contemoxigenio.Ex:HCl,H4Fe(CN)6,H2S.... b) oxiacidos:contemoxigenio.Ex:HNO3,H2MnO4,H3PO4,H4SiO4... 3- Quanto ao grau de ionizacao: a) Acidosfortes:50% ≤ α ≤ 100%. Atencao:H2SO4,HNO3, HClO4,HBr, HCl e HI sao os unicos acidosfortes existentes. b) Acidosmoderados:5%≤ α < 50%. Ex:H3PO4 c) Acidosfracos:0 ≤ α < 5%. Ex:HClO 4- Quanto ao numerode elementosconstituintes: a) Binarios:apresentamdoiselementos.Exemplos:HBr,HCl,H2S,HF. b) Ternarios:apresentamtreselementos. Exemplos:H2SO4,H3PO4. c) Quaternarios:apresentamquatroelementos.Exemplos:HOCN,H4Fe(CN)6.
  • 6. Química Baré “O melhorsite de Químicado Amazonas” Classificaçãode Bases 1- Quanto ao numerode oxidrilas(OH-): a) monobases:possuemapenasumaoxidrila:KOH,NH4OH,NaOH... b) dibases:possuemduasoxidrilas:Ca(OH)2,Mg(OH)2,Fe(OH)2.... c) tribases:possuemtresoxidrilas:Al(OH)3,Fe(OH)3... d) tetrabases:possuemquatrooxidrilas:Pb(OH)4,Sn(OH)4.... 2- Quanto a solubilidadeemagua: a) Soluveis:SaooshidroxidosdosmetaisdoGrupo1 (metaisalcalinos) e oNH4OH.Todavia, e redundante dizerque ohidroxidode amonioe soluvel emagua,poisohidroxidode amonio ja e uma solucaoaquosa,tendoemvistao fatode nao existirumcompostosolidode formula NH4OH. Exemplos:KOH,NH4OH,NaOH.... b) Poucosoluveis:SaooshidroxidosdosmetaisdosGrupo2 (metaisalcalino-terrosos).Estes alcalissaopouco soluveisquandocomparadosaosdoGrupo 1, mas sao bastante soluveis quando comparadoscom os alcalisde outrosmetais.Osmetaisdeste grupocostumamprovocaro fenomeno descritocomo“agua dura”. Exemplos:Ca(OH)2,Mg(OH)2,... c) Praticamente nao-soluveis:Saoosalcalisdosdemaismetais,que apresentamuma solubilidademuitobaixa. Exemplos:Fe(OH)3 ,Pb(OH)4,Sn(OH)4 ... 3- Quanto ao grau de dissociacaoionica: Conforme e o grau de dissociacaoionica,asbasessaoclassificadoscomo: a) Fortes:Se α proximode 100% e temperaturaigual a25˚C. Saobasesfortesas bases pertencentesaosmetaisdosgrupos1(metaisalcalinos) e 2(alcalino-terrosos).Este fatoocorre porque as basesdosmetaisjasao compostosionicosnoestadossolidoe,emsolucoes suficientementediluidas,adissociacaoatinge 100%,poisas moleculasde aguaconseguem desmontarcompletamente oreticulocristalino. b) Fracas: Se α inferiora5% (proximode zero) e temperaturaigual a25˚C, as basessao consideradosfracas.Asbasesdosdemaismetaisporserempoucosoluveisemaguae moleculares so podemserconsideradasfracas.A unicabase da QuimicaInorganicaque e soluvel emaguae nao pertence aosgrupos1 e 2 e o hidroxidode amonio(NH4OH),porem, comoseugraude ionizacao a 25˚C e proximode 1%,estatambeme umabase fraca. α → Letra Grega alfa,queindica o grau de dissociacao ionica. Esperamosque você tenhagostado da nossaaula,a nossaproximaaulaserásobre nomeclaturade Ácidose Bases.Até a Proxima!