Este documento descreve os principais tipos de ácidos, bases e sais, incluindo suas definições e propriedades. Em particular, discute a teoria de ácidos e bases de Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis, e explica como a força relativa de um ácido ou base pode ser quantificada pela constante de equilíbrio Ka ou Kb.
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA: REAÇÕES DO ALUMÍNIO METÁLICO E DO CLORETO DE ALUMÍNIOEzequias Guimaraes
O alumínio é o terceiro elemento mais abundante na crosta terrestre, em alguns de seus compostos, o alumínio apresenta propriedades que lembram semimetais, formando óxidos anfóteros e haletos relativamente voláteis. O alumínio é trivalente em seus compostos. Os íons alumínio (Al3+) formam sais incolores com ânions incolores. Seus haletos, nitrato e sulfato são solúveis em água, mas apresentam reações devido à hidrólise.
O potencial de eletrodo para o alumínio mostra que o metal é um forte agente redutor. O óxido de alumínio é tão estável que o alumínio metálico irá reduzir quase qualquer óxido metálico ao estado elementar, através do processo denominado aluminotermia. O HNO3 concentrado torna o metal “passivo”, pois produz uma camada protetora de óxido sobre a superfície do metal, por ser um agente oxidante. O alumínio também se dissolve na solução de NaOH, formando hidrogênio e aluminato [J. D. Lee, 1999].
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA: REAÇÕES DO ALUMÍNIO METÁLICO E DO CLORETO DE ALUMÍNIOEzequias Guimaraes
O alumínio é o terceiro elemento mais abundante na crosta terrestre, em alguns de seus compostos, o alumínio apresenta propriedades que lembram semimetais, formando óxidos anfóteros e haletos relativamente voláteis. O alumínio é trivalente em seus compostos. Os íons alumínio (Al3+) formam sais incolores com ânions incolores. Seus haletos, nitrato e sulfato são solúveis em água, mas apresentam reações devido à hidrólise.
O potencial de eletrodo para o alumínio mostra que o metal é um forte agente redutor. O óxido de alumínio é tão estável que o alumínio metálico irá reduzir quase qualquer óxido metálico ao estado elementar, através do processo denominado aluminotermia. O HNO3 concentrado torna o metal “passivo”, pois produz uma camada protetora de óxido sobre a superfície do metal, por ser um agente oxidante. O alumínio também se dissolve na solução de NaOH, formando hidrogênio e aluminato [J. D. Lee, 1999].
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Esse slide tem como conteúdo as FUNÇÕES INORGÂNICAS, sendo que contém apenas Ácidos e Bases contendo a falta de Óxidos e Sais, produtos irrelevantes nesse primeiro caso, mas muito importante, mas isso é assunto para outro slide já que há uma separação de conteúdos a serem dados. Obrigado, por utilizar o meu slide !
5. FORMAÇÃO DE SAIS
A reação entre um ácido e uma base é
chamada de reação de neutralização, e o
composto iônico produzido na reação é
chamado sal. A forma geral de uma reação
de neutralização em solução aquosa é:
Ácido
+
Base
Sal
+
Água
7. DEFINIÇÕES DE ÁCIDOS E BASES
Ácidos e Bases de Arrhenius.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry.
Ácidos e Bases de Lewis.
8. ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS
Svante Arrhenius (1859-1927):
Ácido é uma substância que contém
hidrogênio e libera o íon hidrogênio (H+)
como um dos produtos de ionização em água.
HCl(aq)
+
H (aq)
+
-
Cl (aq)
9. ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS
Svante Arrhenius (1859-1927):
Base é um composto que libera íons
hidróxido em água.
Na+(aq)
NaOH(aq)
NH3(aq)
+
H2O(l)
+
NH4+(aq)
OH-(aq)
+
OH-(aq)
10. AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
Duas moléculas de água podem interagir
mutuamente para formar um íon hidrônio e um
íon hidróxido pela transferência de um próton de
uma molécula para outra:
H3O+(aq)
2 H2O(aq)
+
OH-(aq)
-
+
H O
H
+
H O
H
H O H
H
+
O
H
11. AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
Friedrich Kohlrausch (1840-1910)
Demonstrou que a água mesmo depois de
purificada, ainda tinha uma pequena condutividade
elétrica, pois auto-ionização provocava a presença
de concentrações muito baixas de H3O+ e OHmesmo na água mais pura.
12. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
1923
Johannes N. Bronsted (1879-1947) em
Copenhague (Dinamarca)
Thomas M. Lowry (1874-1936) em
Cambridge (Inglaterra)
Novo conceito para o comportamento
dos ácidos e bases.
13. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
ÁCIDO
Qualquer substância capaz de doar um próton a
qualquer outra substância. Assim, os ácidos podem ser:
Neutros, como o ácido nítrico,
HNO3(aq)
ácido
+
H2O(l)
NO3-(aq)
H3O+(aq)
+
Ou podem ser cátions ou ânions,
NH4+(aq)
ácido
H2PO4-(aq)
ácido
+
H2O(l)
+
H2O(l)
NH3(aq)
H3O+(aq)
H3O+(aq)
+
+
HPO42-(aq)
14. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
BASE
Substância que pode receber um próton de uma outra
substância. Podem ser:
Um composto neutro,
NH3(aq)
+
H2O(l)
NH4+(aq)
OH-(aq)
+
base
Ou um ânion,
CO32-(aq)
base
PO43- (aq)
base
+
+
H2O(l)
H2O(l)
HCO3 -(aq)
HPO42-(aq)
OH-(aq)
+
+
OH-(aq)
15. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
ÁCIDOS E BASES POLIPRÓTICAS
Forma Ácida
Forma Anfiprótica
Forma Básica
H2S (ácido sulfídrico ou
sulfeto de hidrogênio)
HS(íon hidrogenossulfeto)
S2- (íons sulfeto)
H3PO4 (ácido fosfórico)
H2PO4(íon diidrogenofosfato)
HPO42(íon hidrogenofosfato)
H2PO4(íon diidrogenofosfato)
HPO42(íon hidrogenofosfato)
PO43- (íon fosfato)
H2CO3 (ácido carbônico)
HCO3(íon hidrogenocarbonato
ou bicarbonato)
CO32- (íon carbonato)
H2C2O4 (ácido oxálico)
HC2O4(íon hidrogenoxalato)
C2O42- (íon oxalato)
16. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
PARES ÁCIDO-BASES CONJUGADOS
Transferência de um próton para a água ou da água:
HCO3-(aq)
Ácido
+
H2O(l)
CO32-(aq)
Base
Base
+
H3O+(aq)
Ácido
O conceito de equilíbrio (representado por
)
envolvendo ácidos e bases conjugadas é o princípio
fundamental da teoria de Bronsted.
17. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
PARES ÁCIDO-BASES CONJUGADOS
- H+
HCO3-(aq)
Ácido
+
H2O(l)
Base
CO32-(aq)
+
Base conjugada
do HCO3-
+ H+
H3O+(aq)
Ácido
conjugado
da H2O
Um par de compostos que diferem pela
presença de uma unidade H+ é denominado
par ácido-base conjugado.
18. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
Teoria de Bronsted e Lowry para o
comportamento ácido-base, anos 20, opera
bem para soluções em água.
Anos 30: Gilbert N. Lewis (1875-1946)
Desenvolveu uma teoria mais geral.
Compartilhamento do par de elétrons
entre um ácido e uma base e não na
transferência de um próton.
19. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
ÁCIDO DE LEWIS
É uma substância que pode receber um
par de elétrons de outro átomo para
formar uma nova ligação.
BASE DE LEWIS
É uma substância que pode ceder um
par de elétrons para outro átomo formar
uma nova ligação.
20. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
Uma reação ácido-base no sentido de
Lewis só pode ocorrer se houver uma
molécula (ou um íon) com uma par de
elétrons que possa ser cedido e uma outra
molécula (ou um íon) que possa receber este
par de elétrons:
A
Ácido
+
B
Base
B A
Aduto ou complexo
(Ligação covalente coordenada)
21. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
H
+
H+
+
H
+
O
H
+
H
O H
H
H
N
NH4+
H
H
22. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
ÁCIDOS DE LEWIS CATIÔNICOS
Cátions metálicos: são ácido de Lewis
potenciais (orbitais vazios).
BeCl2(s)
+
[Be(H2O)4]2+(aq)
4 H2O(l)
+
2 Cl-(aq)
OH-: é uma excelente base de Lewis e liga-se
facilmente a cátions metálicos formando hidróxidos.
Al(OH)3(s)
Ácido de Lewis
Al(OH)3(s)
Base de Bronsted
+
+
OH-(aq)
[Al(OH)4]-(aq)
Base de Lewis
3 H3O+(aq)
Ácido de Bronsted
Al3+(aq)
+
6 H2O(l)
23. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
ÁCIDOS DE LEWIS MOLECULARES
Óxidos dos não-metais: comportamento ácido.
O H- Base de Lewis
δδO C O
δ+
O H
O C
O
-
Íon bicarbonato
Ca(OH)2(s)
Base de Lewis
+
CO2(aq)
Ácido de Lewis
CaCO3(s)
+
H2O(l)
24. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
Alguns ácidos são melhores doadores de prótons
do que outros, e algumas bases são melhores
aceitadoras de prótons que outras.
EXEMPLO - Solução diluída de ácido clorídrico:
É constituída, em grande parte, por
íons H3O+(aq) e Cl-(aq).
25. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
O ácido está quase 100% ionizado, e por isso é
considerado como um ácido de Bronsted forte:
HCl(aq)
+
H2O(l)
H3O+(aq)
+
Cl-(aq)
Ácido forte ( • 100% ionizado)
[H3O]+ • concentração inicial do ácido
Uma solução aquosa de HCl 0,1 M é constituída,
na realidade, por H3O+ 0,1 M e Cl- 0,1 M.
26. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
O ácido acético, por sua vez, ioniza-se muito
pouco, e por isso é considerado um ácido de
Bronsted fraco.
CH3COOH(aq)
+
H2O(l)
H3O+(aq)
+
CH3CO2-(aq)
Ácido fraco (<100% ionizado)
[H3O]+<<concentração inicial do ácido
Uma solução aquosa de CH3CO2H 0,1 M é apenas
0,001 M em H3O+(aq) e 0,001 M no CH3CO2-(aq). Cerca
de 99% do ácido acético não estão ionizados.
27. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
O íon óxido é uma base de Bronsted muito forte
em solução aquosa. É tão forte que não existe
livre na água.
O2-(aq)
+
H2O(l)
2 OH-(aq)
Base forte.
[OH-] = 2 x (concentração inicial do O2-).
28. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
A amônia aquosa e o íon carbonato em água,
ao contrário, provocam concentração muito baixa
do íon OH-, e por isso são considerados bases de
Bronsted fracas.
NH3(aq)
CO3-(aq)
+
+
H2O(l)
NH4+(aq)
H2O(l)
HCO3 -(aq)
OH-(l)
+
+
Bases fracas.
[OH-] << concentração inicial da base.
OH-(aq)
29. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
MODELO DE BRONSTED
QUANTO MAIS FORTE FOR O ÁCIDO, MAIS
FRACA SERÁ A SUA BASE CONJUGADA.
Par conjugado
Base mais
forte que o ClHCl(aq)
+
Ácido mais
fraco que o ClH3O+(aq)
H2O(l)
Ácido mais
forte que o H3O+
+
Cl-(aq)
Base mais
fraca que a H2O
Par conjugado
30. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
Par conjugado
Base mais fraca
fraca que o CH3CO2CH3COOH(aq)
Ácido mais forte
que o CH3COOH
+
H2O(l)
H3O+(aq)
+
CH3CO2-(aq)
Base mais
Ácido mais
fraco que o H3O+
forte que a H2O
Par conjugado
31.
32. ÁCIDOS E BASES FRACOS
A grande maioria dos ácidos e das bases é fraca.
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO: A força
relativa de um ácido ou de uma base que
pode ser expressa quantitativamente.
Ka – constante de equilíbrio para ácidos fracos
Kb – constante de equilíbrio para bases fracas
33. ÁCIDOS E BASES FRACOS
ÁCIDOS FRACOS
HA (aq)
+
H3O+ (aq)
H2O (l)
Ka =
+
A- (aq)
[H3O+] [A-]
[HA]
BASES FRACAS
B
(aq)
+
BH+ (aq)
H2O (l)
Kb =
+
OH- (Aq)
[BH+] [OH-]
[B]
K é menor do que 1 para um ácido e uma base fraca.